FLUORS(lat. Fluorum), F, ķīmiskais elements ar atomskaitli 9, atommasa 18.998403. Dabiskais fluors sastāv no viena stabila nuklīda 19 F. Ārējā elektronu slāņa konfigurācija ir 2s 2 p 5. Savienojumos tam ir tikai oksidācijas pakāpe –1 (I valence). Fluors atrodas Mendeļejeva periodiskās elementu tabulas VIIA grupas otrajā periodā un pieder pie halogēniem.
Neitrālā fluora atoma rādiuss ir 0,064 nm, F jona rādiuss ir 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) un 0,119 (6) nm (koordinācijas skaitļa vērtība norādīta iekavās) . Neitrāla fluora atoma secīgās jonizācijas enerģijas ir attiecīgi 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 un 114,2 eV. Elektronu afinitāte 3,448 eV (augstākā starp visu elementu atomiem). Pēc Polinga skalas fluora elektronegativitāte ir 4 (visu elementu augstākā vērtība). Fluors ir visaktīvākais nemetāls.
Brīvā veidā fluors ir bezkrāsaina gāze ar asu, smacējošu smaku.
Īpašības: normālos apstākļos fluors ir gāze (blīvums 1,693 kg/m 3) ar asu smaku. Vārīšanās temperatūra 188,14°C, kušanas temperatūra 219,62°C. Cietā stāvoklī tas veido divas modifikācijas: a-forma, kas pastāv no kušanas temperatūras līdz 227,60°C, un b- forma, kas ir stabila temperatūrā, kas zemāka par 227,60°C.
Tāpat kā citi halogēni, fluors pastāv divatomisku F 2 molekulu veidā. Attālums starp kodoliem molekulā ir 0,14165 nm. F2 molekulai ir raksturīga anomāli zema disociācijas enerģija atomos (158 kJ/mol), kas jo īpaši nosaka fluora augsto reaktivitāti.
Fluora ķīmiskā aktivitāte ir ārkārtīgi augsta. No visiem elementiem ar fluoru tikai trīs vieglās inertās gāzes neveido fluorīdus: hēlijs, neons un argons. Visos savienojumos fluoram ir tikai viens oksidācijas stāvoklis, 1.
Fluors tieši reaģē ar daudzām vienkāršām un sarežģītām vielām. Tādējādi, saskaroties ar ūdeni, fluors ar to reaģē (bieži saka, ka “ūdens deg fluorā”):
2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2.
Fluors reaģē sprādzienbīstami, vienkārši saskaroties ar ūdeņradi (H):
H 2 + F 2 = 2HF.
Tas rada fluorūdeņraža gāzi HF, kas bezgalīgi šķīst ūdenī, veidojot relatīvi vāju fluorūdeņražskābi.
Fluors reaģē ar lielāko daļu nemetālu. Tādējādi, fluoram reaģējot ar grafītu, veidojas savienojumi ar vispārīgo formulu CF x, fluoram reaģējot ar silīcija (Si) fluorīdu SiF 4, ar bora trifluorīdu BF 3. Fluoram reaģējot ar sēru (S), veidojas savienojumi SF 6 un SF 4 utt.
Ir zināms liels skaits fluora savienojumu ar citiem halogēniem, piemēram, BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 un citi, un broms (Br) un jods (I) aizdegas fluora atmosfērā parastā temperatūrā, un hlors ( Cl) mijiedarbojas ar fluoru, kad tas tiek uzkarsēts līdz 200-250°C.
Papildus norādītajām inertajām gāzēm slāpeklis (N), skābeklis (O), dimants, oglekļa dioksīds un oglekļa monoksīds tieši nereaģē ar fluoru.
Netieši tika iegūts slāpekļa trifluorīds NF 3 un skābekļa fluorīdi O 2 F 2 un OF 2, kuros skābeklim ir neparasti oksidācijas pakāpes +1 un +2.
Kad fluors mijiedarbojas ar ogļūdeņražiem, notiek to iznīcināšana, ko papildina dažāda sastāva fluorogļūdeņražu ražošana.
Ar nelielu karsēšanu (100-250°C) fluors reaģē ar sudrabu (Ag), vanādiju (V), rēniju (Re) un osmiju (Os). Ar zeltu (Au), titānu (Ti), niobiju (Nb), hromu (Cr) un dažiem citiem metāliem reakcija ar fluoru sāk notikt temperatūrā virs 300-350°C. Ar tiem metāliem, kuru fluorīdi ir negaistoši (alumīnijs (Al), dzelzs (Fe), varš (Cu) u.c.), fluors reaģē ar jūtamu ātrumu temperatūrā virs 400-500°C.
Dažus augstākus metālu fluorīdus, piemēram, urāna heksafluorīdu UF 6 iegūst, iedarbojoties ar fluoru vai fluorēšanas līdzekli, piemēram, BrF 3 uz zemākiem halogenīdiem, piemēram:
UF 4 + F 2 = UF 6
Jāatzīmē, ka jau minētā fluorūdeņražskābe HF atbilst ne tikai vidējiem fluorīdiem, piemēram, NaF vai CaF 2, bet arī skābiem fluorīdiem un hidrofluorīdiem, piemēram, NaHF 2 un KHF 2.
Ir arī sintezēts liels skaits dažādu fluororganisko savienojumu, tostarp slavenais teflons, materiāls, kas ir tetrafluoretilēna polimērs.
Atklāšanas vēsture: Fluora atklāšanas vēsture ir saistīta ar minerālu fluorītu jeb fluoršpatu. Šī minerāla sastāvs, kā tagad zināms, atbilst formulai CaF 2, un tā ir pirmā fluoru saturošā viela, ko cilvēks sāka lietot. Senatnē tika atzīmēts, ka, ja metāla kausēšanas laikā rūdai pievieno fluorītu, rūdas un izdedžu kušanas temperatūra tiek pazemināta, kas ievērojami atvieglo procesu (no šejienes arī minerāla nosaukums - no latīņu fluo - plūsma).
1771. gadā, apstrādājot fluorītu ar sērskābi, zviedru ķīmiķis K. Šēle pagatavoja skābi, ko viņš sauca par “fluorskābi”. Franču zinātnieks A. Lavuazjē ierosināja, ka šī skābe satur jaunu ķīmisko elementu, ko viņš ierosināja saukt par "fluorēmu" (Lavoisier uzskatīja, ka fluorūdeņražskābe ir fluora savienojums ar skābekli, jo, pēc Lavuazjē domām, visām skābēm ir jābūt skābeklim) . Tomēr viņš nespēja identificēt jaunu elementu.
Jaunajam elementam tika dots nosaukums “fluor”, kas atspoguļojas arī tā latīniskajā nosaukumā. Bet ilgstoši mēģinājumi izolēt šo elementu brīvā formā bija neveiksmīgi. Daudzi zinātnieki, kuri mēģināja to iegūt brīvā formā, šādu eksperimentu laikā nomira vai kļuva par invalīdiem. Tie ir angļu ķīmiķi brāļi T. un G. Knoksi un franču J.-L. Gay-Lussac un L. J. Thénard un daudzi citi. Pats G. Dāvijs, kurš pirmais brīvā veidā ieguva nātriju (Na), kāliju (K), kalciju (Ca) un citus elementus, eksperimentu rezultātā par fluora ražošanu elektrolīzes ceļā saindējās un smagi saslima. . Iespējams, visu šo neveiksmju iespaidā 1816. gadā jaunajam elementam – fluoram (no grieķu phtoros – iznīcināšana, nāve) tika piedāvāts nosaukums, lai arī pēc skaņas līdzīgs, bet pēc nozīmes pilnīgi atšķirīgs. Šis elementa nosaukums ir pieņemts tikai krievu valodā, franči un vācieši turpina saukt fluoru fluoru, britu fluoru.
Pat tik izcils zinātnieks kā M. Faradejs nespēja iegūt fluoru tā brīvā formā. Tikai 1886. gadā franču ķīmiķim A. Moissanam, izmantojot šķidrā fluorūdeņraža HF elektrolīzi, atdzesētu līdz 23°C temperatūrai (šķidrumam jāsatur nedaudz kālija fluorīda KF, kas nodrošina tā elektrovadītspēju), izdevās iegūt. pirmā jaunas, īpaši reaģējošas gāzes daļa pie anoda. Savos pirmajos eksperimentos Moissan izmantoja ļoti dārgu elektrolizatoru, kas izgatavots no platīna (Pt) un irīdija (Ir), lai ražotu fluoru. Turklāt katrs iegūtais fluora grams “apēda” līdz 6 g platīna. Vēlāk Moissan sāka izmantot daudz lētāku vara elektrolizatoru. Fluors reaģē ar varu (Cu), bet reakcija veido plānu fluora kārtiņu, kas novērš tālāku metāla iznīcināšanu.
Kvīts: Pirmajā fluora ražošanas posmā izdalās ūdeņraža fluorīds HF. Ūdeņraža fluorīda un fluorūdeņražskābes sagatavošana parasti notiek kopā ar fluorapatīta pārstrādi fosfātu mēslošanas līdzekļos. Ūdeņraža fluorīda gāze, kas veidojas, apstrādājot fluorapatītu ar sērskābi, tiek savākta, sašķidrināta un izmantota elektrolīzei. Elektrolīzi var veikt vai nu kā šķidru HF un KF maisījumu (procesu veic 15-20°C temperatūrā), kā arī kā KH 2 F 3 kausējumu (70-120° temperatūrā). C) vai KHF 2 kausējums (245-310°C temperatūrā). Laboratorijā, lai sagatavotu nelielu daudzumu brīvā fluora, var izmantot vai nu karsēšanu MnF 4, kas izvada fluoru, vai karsējot K 2 MnF 6 un SbF 5 maisījumu:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Meklēšana dabā: Fluora saturs zemes garozā ir diezgan augsts un sastāda 0,095% no svara (ievērojami vairāk nekā tuvākajam fluora analogam hlora (Cl) grupā). Pateicoties augstajai ķīmiskajai aktivitātei, fluors, protams, nenotiek brīvā formā. Nozīmīgākie fluora minerāli ir fluorīts (fluoršpats), kā arī fluorapatīts 3Ca 3 (PO 4) 2 ·CaF 2 un kriolīts Na 3 AlF 6. Fluors kā piemaisījums ir daļa no daudzām minerālvielām un ir atrodams gruntsūdeņos; jūras ūdenī 1,3·10 4% fluora.
Pielietojums: Fluoru plaši izmanto kā fluorēšanas līdzekli dažādu fluorīdu (SF 6, BF 3, WF 6 un citu) ražošanā, tostarp cēlgāzu ksenona (Xe) un kriptona (Kr) savienojumu ražošanā. Urāna heksafluorīdu UF 6 izmanto urāna (U) izotopu atdalīšanai. Fluoru izmanto teflona, citu fluoroplastu, fluora gumiju, fluoru saturošu organisko vielu un materiālu ražošanā, kas tiek plaši izmantoti tehnoloģijās, īpaši gadījumos, kad nepieciešama izturība pret agresīvu vidi, augstu temperatūru u.c.
Fluors(lat. Fluorum), F, Mendeļejeva periodiskās sistēmas VII grupas ķīmiskais elements, pieder pie halogēniem, atomskaitlis 9, atommasa 18.998403; normālos apstākļos (0 °C; 0,1 Mn/m2, vai 1 kgf/cm2) - gaiši dzeltena gāze ar asu smaku.
Dabīgais fluors sastāv no viena stabila izotopa 19 F. Ir mākslīgi iegūti vairāki izotopi, jo īpaši: 16 F ar pussabrukšanas periodu T ½< 1 сек, 17 F (T ½ = 70 сек) , 18 F (T ½ = 111 мин) , 20 F (T ½ = 11,4 сек) , 21 F (T ½ = 5 сек).
Vēsturiska atsauce. Pirmais fluora savienojums - fluorīts (fluoršpats) CaF 2 - tika aprakstīts 15. gadsimta beigās ar nosaukumu "fluor" (no latīņu fluo - plūsma, pateicoties CaF 2 īpašībai veidot metalurģijas ražošanas šķidruma viskozus izdedžus). -plūstošs). 1771. gadā K. Šēle ieguva fluorūdeņražskābi. Brīvo fluoru izdalīja A. Moissan 1886. gadā ar šķidra bezūdens fluorūdeņraža elektrolīzi, kas satur skābes kālija fluorīda KHF 2 piejaukumu.
Fluora ķīmija sāka attīstīties pagājušā gadsimta trīsdesmitajos gados, īpaši strauji Otrā pasaules kara laikā no 1939. līdz 1945. gadam un pēc tā saistībā ar kodolrūpniecības un raķešu tehnoloģiju vajadzībām. Nosaukums "Fluors" (no grieķu phthoros — iznīcināšana, nāve), ko ierosināja A. Ampere 1810. gadā, tiek lietots tikai krievu valodā; Daudzās valstīs nosaukums "fluors" ir pieņemts.
Fluora izplatība dabā. Vidējais fluora saturs zemes garozā (klarkā) ir 6,25·10 -2 masas %; skābajos magmatiskos iežos (granītos) tas ir 8·10 -2%, bāziskos iežos - 3,7·10 -2%, ultrabāziskajos iežos - 1·10 -2%. Fluors atrodas vulkāniskās gāzēs un termālajos ūdeņos. Svarīgākie fluora savienojumi ir fluorīts, kriolīts un topāzs. Kopumā ir zināmi vairāk nekā 80 fluoru saturoši minerāli. Fluora savienojumi atrodami arī apatītos, fosforītos un citos. Fluors ir svarīgs biogēns elements. Zemes vēsturē fluora avots, kas nonāk biosfērā, bija vulkānu izvirdumu produkti (gāzes utt.).
Fluora fizikālās īpašības. Gāzveida fluora blīvums ir 1,693 g/l (0°C un 0,1 Mn/m2 jeb 1 kgf/cm2), šķidrā – 1,5127 g/cm3 (viršanas temperatūrā); t pl -219,61 °C; viršanas temperatūra -188,13 °C. Fluora molekula sastāv no diviem atomiem (F 2); 1000 °C temperatūrā 50% molekulu disociējas, disociācijas enerģija ir aptuveni 155 kJ/mol (37 kcal/mol). Fluors slikti šķīst šķidrā fluorūdeņražā; šķīdība 2,5·10 -3 g 100 g HF pie -70 °C un 0,4·10 -3 g pie -20 °C; šķidrā veidā, neierobežoti šķīst šķidrā skābeklī un ozonā.
Fluora ķīmiskās īpašības. Fluora atoma ārējo elektronu konfigurācija ir 2s 2 2p 5. Savienojumos tā oksidācijas pakāpe ir -1. Kovalentā atoma rādiuss ir 0,72Å, jonu rādiuss ir 1,33Å. Elektronu afinitāte 3,62 eV, jonizācijas enerģija (F → F+) 17,418 eV. Augstas elektronu afinitātes un jonizācijas enerģijas vērtības izskaidro fluora atoma spēcīgo elektronegativitāti, kas ir lielākā starp visiem citiem elementiem. Fluora augstā reaktivitāte nosaka fluorēšanas eksotermisko raksturu, ko, savukārt, nosaka fluora molekulas disociācijas enerģijas anomāli zemā vērtība un fluora atoma lielās saites enerģijas vērtības ar citiem atomiem. Tiešai fluorēšanai ir ķēdes mehānisms, un tā var viegli izraisīt aizdegšanos un eksploziju. Fluors reaģē ar visiem elementiem, izņemot hēliju, neonu un argonu. Tas mijiedarbojas ar skābekli kvēlspuldzes izlādē, veidojot skābekļa fluorīdus O 2 F 2, O 3 F 2 un citus zemā temperatūrā. Fluora reakcijas ar citiem halogēniem ir eksotermiskas, kā rezultātā veidojas starphalogēnu savienojumi. Hlors mijiedarbojas ar fluoru, kad to uzkarsē līdz 200-250 °C, veidojot hlora monofluorīdu ClF un hlora trifluorīdu ClF 3. Ir zināms arī ClF 5, ko iegūst, fluorējot ClF 3 augstā temperatūrā un spiedienā 25 Mn/m2 (250 kgf/cm2). Broms un jods aizdegas fluora atmosfērā pie parastās temperatūras, un var iegūt BrF 3, BrF 5, IF 3, IF 2, kas tieši reaģē ar kriptonu, ksenonu un radonu, veidojot atbilstošos fluorīdus (piemēram, XeF 4). , XeF 6, KrF 2 ) Ir zināmi arī ksenona oksifluorīdi.
Fluora mijiedarbība ar sēru ir saistīta ar siltuma izdalīšanos un izraisa daudzu sēra fluorīdu veidošanos. Selēns un telūrs veido augstākus fluorīdus SeF 6 un TeF 6 . Fluors un ūdeņradis reaģē ar degšanu; tas rada ūdeņraža fluorīdu. Šī ir radikāla reakcija ar ķēdes atzarojumu: HF* + H 2 = HF + H 2 *; H 2 * + F 2 = HF + H + F (kur HF * un H 2 * ir molekulas vibrācijas ierosinātā stāvoklī); reakcija tiek izmantota ķīmiskajos lāzeros. Fluors reaģē ar slāpekli tikai elektriskās izlādes gadījumā. Ogles, mijiedarbojoties ar fluoru, aizdegas parastā temperatūrā; grafīts ar to reaģē spēcīgi karsējot, un ir iespējama cieta grafīta fluorīda (CF) X vai gāzveida perfluorogļūdeņražu CF 4, C 2 F 6 un citu veidošanās. Fluors aukstumā reaģē ar boru, silīciju, fosforu un arsēnu, veidojot atbilstošos fluorīdus.
Fluors enerģiski savienojas ar lielāko daļu metālu; sārmu un sārmzemju metāli aizdegas fluora atmosfērā aukstumā, Bi, Sn, Ti, Mo, W - ar nelielu karsēšanu. Hg, Pb, U, V reaģē ar Fluoru istabas temperatūrā, Pt - tumši sarkanā karstuma temperatūrā. Metāliem reaģējot ar fluoru, parasti veidojas augstāki fluorīdi, piemēram, UF 6, MoF 6, HgF 2. Daži metāli (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) reaģē ar fluoru, veidojot fluorīdu aizsargplēvi, novēršot turpmāku reakciju.
Fluoram mijiedarbojoties ar metālu oksīdiem aukstumā, veidojas metālu fluorīdi un skābeklis; Iespējama arī metālu oksifluorīdu (piemēram, MoO 2 F 2) veidošanās. Nemetālu oksīdi vai nu pievieno fluoru, piemēram, SO 2 + F 2 = SO 2 F 2, vai tajos esošo skābekli aizstāj ar fluoru, piemēram, SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2. Stikls ļoti lēni reaģē ar fluoru; ūdens klātbūtnē reakcija norit ātri. Ūdens mijiedarbojas ar fluoru: 2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2; šajā gadījumā veidojas arī OF 2 un ūdeņraža peroksīds H 2 O 2. Slāpekļa oksīdi NO un NO 2 viegli pievieno fluoru, veidojot attiecīgi nitrozilfluorīdu FNO un nitrilfluorīdu FNO 2 . Oglekļa monoksīds (II) karsējot pievieno fluoru, veidojot karbonilfluorīdu: CO + F 2 = COF 2.
Metālu hidroksīdi reaģē ar fluoru, veidojot metāla fluorīdu un skābekli, piemēram, 2Ba(OH) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2H 2 O + O 2. NaOH un KOH ūdens šķīdumi 0 ° C temperatūrā reaģē ar fluoru, veidojot OF 2 .
Metālu vai nemetālu halogenīdi aukstumā reaģē ar fluoru, fluoram aizstājot visus halogēnus.
Sulfīdi, nitrīdi un karbīdi ir viegli fluorējami. Metāla hidrīdi ar fluoru aukstumā veido metāla fluorīdu un HF; amonjaks (tvaikos) - N 2 un HF. Fluors aizvieto ūdeņradi skābēs vai metālos to sāļos, piemēram, HNO 3 (vai NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (vai NaF); smagākos apstākļos fluors izspiež no šiem savienojumiem skābekli, veidojot sulfurilfluorīdu, piemēram, Na 2 SO 4 + 2F 2 = 2NaF + SO 2 F 2 + O 2. Sārmu un sārmzemju metālu karbonāti parastā temperatūrā reaģē ar fluoru; tas rada atbilstošo fluorīdu CO 2 un O 2 .
Fluors enerģiski reaģē ar organiskām vielām.
Fluora iegūšana. Fluora iegūšanas avots ir ūdeņraža fluorīds, ko iegūst galvenokārt vai nu sērskābes H 2 SO 4 · iedarbībā uz fluorītu CaF 2, vai arī apstrādājot apatītus un fosforītus. Fluora ražošanu veic ar skābā kālija fluorīda KF-(1,8-2,0)HF kausējuma elektrolīzi, kas veidojas, kad KF-HF kausējums ir piesātināts ar ūdeņraža fluorīdu līdz 40-41% HF saturam. Elektrolīzera materiāls parasti ir tērauds; elektrodi - oglekļa anods un tērauda katods. Elektrolīzi veic 95-100 °C temperatūrā un 9-11 V spriegumā; Fluora strāvas izvade sasniedz 90-95%. Iegūtais fluors satur līdz 5% HF, ko atdala sasaldējot un pēc tam absorbējot ar nātrija fluorīdu. Fluors tiek uzglabāts gāzveida stāvoklī (zem spiediena) un šķidrā veidā (dzesējot ar šķidro slāpekli) ierīcēs, kas izgatavotas no niķeļa un sakausējumiem uz tā bāzes (Monel metāls), vara, alumīnija un tā sakausējumiem, misiņa, nerūsējošā tērauda.
Fluora pielietojums. Gāzveida fluoru izmanto UF 4 fluorēšanai par UF 6, ko izmanto urāna izotopu atdalīšanai, kā arī hlora trifluorīda ClF 3 (fluorēšanas aģents), sēra heksafluorīda SF 6 (gāzveida izolators elektriskajā rūpniecībā) ražošanai, metālu fluorīdi (piemēram, W un V ). Šķidrais fluors ir raķešu degvielas oksidētājs.
Plaši tiek izmantoti daudzi fluora savienojumi - ūdeņraža fluorīds, alumīnija fluorīds, silikofluorīdi, fluorsulfonskābe (šķīdinātājs, katalizators, reaģents organisko savienojumu ražošanai, kas satur grupu - SO 2 F), BF 3 (katalizators), fluororganiskie savienojumi un citi.
Drošības pasākumi. Fluors ir toksisks, tā maksimāli pieļaujamā koncentrācija gaisā ir aptuveni 2·10 -4 mg/l, un maksimāli pieļaujamā koncentrācija ar iedarbību ne ilgāk kā 1 stundu ir 1,5·10 -3 mg/l.
Fluors organismā. Fluors pastāvīgi tiek iekļauts dzīvnieku un augu audos; mikroelements Neorganisko savienojumu veidā atrodams galvenokārt dzīvnieku un cilvēku kaulos - 100-300 mg/kg; zobos ir īpaši daudz fluora. Jūras dzīvnieku kauli ir bagātāki ar fluoru, salīdzinot ar sauszemes dzīvnieku kauliem. Dzīvnieku un cilvēku organismā tas nonāk galvenokārt ar dzeramo ūdeni, kurā optimālais fluora saturs ir 1-1,5 mg/l. Ar fluora trūkumu cilvēkam attīstās zobu kariess, bet ar palielinātu uzņemšanu - fluoroze. Augstas fluora jonu koncentrācijas ir bīstamas, jo tās spēj kavēt vairākas fermentatīvās reakcijas, kā arī saistīt bioloģiski svarīgus elementus. (P, Ca, Mg un citi), izjaucot to līdzsvaru organismā. Organiskie fluora atvasinājumi ir sastopami tikai dažos augos (piemēram, Dienvidāfrikas Dichapetalum cymosum). Galvenie no tiem ir fluoretiķskābes atvasinājumi, kas ir toksiski gan citiem augiem, gan dzīvniekiem. Ir konstatēta saistība starp fluora metabolismu un skeleta kaulaudu un īpaši zobu veidošanos.
Saindēšanās ar fluoru iespējama ķīmiskajā rūpniecībā strādājošajiem, fluoru saturošu savienojumu sintēzes laikā un fosfātu mēslošanas līdzekļu ražošanā. Fluors kairina elpceļus un izraisa ādas apdegumus. Akūtas saindēšanās gadījumā rodas balsenes un bronhu gļotādas, acu kairinājums, siekalošanās un deguna asiņošana; smagos gadījumos - plaušu tūska, centrālās nervu sistēmas bojājumi un citi; hroniskos gadījumos - konjunktivīts, bronhīts, pneimonija, pneimoskleroze, fluoroze. Raksturīgi ir ādas bojājumi, piemēram, ekzēma. Pirmā palīdzība: acu skalošana ar ūdeni, ādas apdegumu gadījumā – apūdeņošana ar 70% spirtu; inhalācijas saindēšanās gadījumā - skābekļa ieelpošana. Profilakse: drošības noteikumu ievērošana, speciāla apģērba nēsāšana, regulāras medicīniskās pārbaudes, kalcija un vitamīnu iekļaušana uzturā.
Iznīcināšana un nāve. Šādi nosaukums tiek tulkots no grieķu valodas fluors. Nosaukums ir saistīts ar tā atklāšanas vēsturi. Desmitiem zinātnieku tika ievainoti vai gāja bojā, mēģinot izolēt elementu, kura eksistenci vispirms ieteica Šēle. Viņš ieguva fluorūdeņražskābi, taču nespēja no tās iegūt jaunu vielu – fluoru.
Nosaukums ir saistīts ar minerālu - fluorūdeņražskābes pamatu un galveno fluora avots. To ar elektrolīzi mēģināja iegūt arī brāļi Noksi no Anglijas un Gay-Lussac un Tenard no Francijas. Viņi nomira eksperimentu laikā.
Dāvijs, kurš atklāja nātriju, kāliju un kalciju, sazinājās ar fluoru, tika saindēts un kļuva invalīds. Pēc tam zinātnieku kopiena elementu pārdēvēja. Bet vai tas tiešām ir tik bīstami ārpus ķīmiskajām laboratorijām un kāpēc tas ir vajadzīgs? Mēs atbildēsim uz šiem jautājumiem tālāk.
Fluora ķīmiskās un fizikālās īpašības
Fluors gadā ieņem 9. vietu. Dabā elements sastāv no viena stabila nuklīda. Tā sauc atomus, kuru dzīves cikls ir pietiekams novērojumiem un zinātniskiem pētījumiem. Svars fluora atoms– 18 998. Molekulā ir 2 atomi.
Fluors – elements ar augstāko elektronegativitāti. Parādība ir saistīta ar atoma spēju savienoties ar citiem un piesaistīt elektronus sev. Fluora indekss Paulinga skalā ir 4. Tas veicina 9. elementa kā visaktīvākā nemetāla slavu. Parastā stāvoklī tā ir dzeltenīga gāze. Tas ir toksisks un ar asu smaku – kaut kas starp ozona un hlora aromātiem.
Fluors ir viela ar neparasti zemu viršanas temperatūru gāzēm - tikai 188 grādi pēc Celsija. Atlikušie halogēni, tas ir, tipiski nemetāli no periodiskās tabulas 7. grupas, vārās ar lielu ātrumu. Tas ir saistīts ar faktu, ka viņiem ir d-apakšlīmenis, kas ir atbildīgs par pusotru seskvi obligācijām. Fluora molekula nav neviena.
Fluora aktivitāti izsaka iespējamo reakciju skaits un raksturs ar citiem elementiem. Savienojumu ar lielāko daļu no tiem pavada degšana un sprādzieni. Saskaroties ar ūdeņradi, liesma rodas pat zemā temperatūrā. Pat ūdens deg fluora atmosfērā. Turklāt kamerā ar dzeltenīgu gāzi aizdegas visinertākais un vērtīgākais elements.
Fluora savienojumi neiespējami tikai ar neonu, argonu un hēliju. Visas 3 gāzes ir vieglas un inertas. Nav no gāzēm, nav piemērots fluoram. Ir vairāki elementi, ar kuriem reakcijas ir iespējamas tikai paaugstinātā temperatūrā. Jā, pāris hlorfluors mijiedarbojas tikai 200-250 grādos pēc Celsija.
Fluorīda pielietošana
Bez fluora Teflona pārklājumi nav nepieciešami. Viņu zinātniskais nosaukums ir tetrafluoretilēns. Savienojumi pieder pie organiskās grupas un tiem ir nelipīgas īpašības. Būtībā teflons ir plastmasa, taču neparasti smags. Ūdens blīvums ir 2 reizes lielāks - tas ir iemesls pārklājuma un trauku ar to liekajam svaram.
Kodolrūpniecībā fluors Tā ir savienojums ar urāna izotopu atdalīšanas procesu. Zinātnieki saka, ka, ja nebūtu 9. elementa, nebūtu arī atomelektrostaciju. Par degvielu tiem kalpo ne tikai jebkurš urāns, bet tikai daži tā izotopi, jo īpaši 235. Atdalīšanas metodes ir paredzētas gāzēm un gaistošiem šķidrumiem.
Bet urāns vārās 3500 grādos pēc Celsija. Nav skaidrs, kādi materiāli kolonnām un centrifūgām izturēs šādu karstumu. Par laimi, ir gaistošs urāna heksafluorīds, kas vārās tikai 57 grādu temperatūrā. Tieši no tā tiek izolēta metāla frakcija.
Fluora oksidēšana, precīzāk, tā raķešu degvielas oksidēšana ir svarīgs aviācijas nozares elements. Tajā noder nevis gāzveida elements, bet šķidrums. Šajā stāvoklī fluors kļūst spilgti dzeltens un visreaktīvākais.
Metalurģijā tiek izmantota standarta gāze. Fluora formula pārveido. Elements ir iekļauts savienojumā, kas nepieciešams alumīnija ražošanai. To ražo elektrolīzes ceļā. Šeit ir iesaistīts heksafluoralumināts.
Savienojums noder optikā magnija fluors, tas ir, fluors. Tas ir caurspīdīgs gaismas viļņu diapazonā no vakuuma ultravioletā līdz infrasarkanajam starojumam. Šeit ir savienojums ar lēcām un prizmām specializētiem optiskajiem instrumentiem.
9. elementu pamanīja arī ārsti, jo īpaši zobārsti. Viņi zobos atrada 0,02% fluora. Tad izrādījās, ka reģionos, kur nepietiek vielas, saslimstība ar kariesu ir lielāka.
Iekļauts fluorīds ūdenī, no kurienes tas nonāk organismā. Retos apgabalos viņi sāka mākslīgi pievienot elementu ūdenim. Situācija ir uzlabojusies. Tāpēc tas tika izveidots pastas ar fluoru.
Fluors zobārstniecībā emalja var izraisīt fluorozi – tumšumu, audu smērēšanos. Tas ir elementa pārpilnības sekas. Tāpēc labāk izvēlēties reģionos ar normālu ūdens sastāvu zobu pasta bez fluora. Ir arī jāuzrauga tā saturs pārtikas produktos. Ir pat fluorēts piens. Nav nepieciešams bagātināt jūras veltes, tajās jau ir daudz 9. elementa.
Makaroni bez fluora– izvēle, kas saistīta ar zobu stāvokli. Bet medicīnā elements ir vajadzīgs ne tikai zobārstniecības jomā. Fluora preparātus izraksta pret vairogdziedzera problēmām, piemēram, Greivsa slimību. Cīņā pret to vadošā loma ir pārim fluors-jods.
Zāles ar 9. elementu ir nepieciešamas tiem, kam ir hronisks cukura diabēts. Ārstējamo slimību sarakstā ir arī glaukoma un vēzis fluors. Kā skābeklis viela dažreiz ir nepieciešama bronhu slimībām un reimatiskām diagnozēm.
Fluora ekstrakcija
Fluors tiek iegūts viss tādā pašā veidā, kas palīdzēja atvērt elementu. Pēc virknes nāves gadījumu vienam no zinātniekiem izdevās ne tikai izdzīvot, bet arī atbrīvot nelielu daudzumu dzeltenīgas gāzes. Laurus plūca Anrī Moisāns. Par atklājumu francūzim tika piešķirta Nobela prēmija. Tas tika izdots 1906.
Moissan izmantoja elektrolīzes metodi. Lai izvairītos no saindēšanās ar izgarojumiem, ķīmiķis reakciju veica tērauda elektrifikatorā. Šī ierīce tiek izmantota joprojām. Tas satur skābu kālija fluorīds.
Process notiek 100 grādu temperatūrā pēc Celsija. Katods ir izgatavots no tērauda. Anods instalācijā ir oglekļa. Ir svarīgi saglabāt sistēmas hermētiskumu, jo fluora tvaiki indīgs.
Laboratorijas iegādājas īpašus aizbāžņus blīvēšanai. To sastāvs: kalcija fluorīds. Laboratorijas iekārta sastāv no diviem vara traukiem. Pirmo piepilda ar kausējumu, iegremdējot tajā otro. Iekšējā trauka apakšā ir caurums. Caur to iet niķeļa anods.
Katods tiek ievietots pirmajā traukā. Caurules stiepjas no ierīces. No viena izdalās ūdeņradis, no otrā izdalās fluors. Lai saglabātu hermētiskumu, ar aizbāžņiem un kalcija fluorīdu vien nepietiek. Vajag arī eļļošanu. Tās lomu spēlē glicerīns vai oksīds.
Laboratorijas metode 9. elementa iegūšanai tiek izmantota tikai izglītojošiem demonstrējumiem. Tehnoloģijai praktiski nav pielietojuma. Taču tā esamība pierāda, ka var iztikt arī bez elektrolīzes. Tomēr tas nav nepieciešams.
Fluora cena
Par fluoru kā tādu nav jāmaksā. Cenas jau ir noteiktas produktiem, kas satur periodiskās tabulas 9. elementu. Piemēram, zobu pastas parasti maksā no 40 līdz 350 rubļiem. Arī zāles ir lētas un dārgas. Tas viss ir atkarīgs no ražotāja un līdzīgu produktu pieejamības no citiem uzņēmumiem tirgū.
Kas attiecas uz fluora cenas veselībai, tas acīmredzot var būt augsts. Elements ir toksisks. Rīkojoties ar to, nepieciešama piesardzība. Fluors var būt labvēlīgs un pat izārstēt.
Bet šim nolūkam ir daudz jāzina par vielu, jāparedz tās uzvedība un, protams, jākonsultējas ar speciālistiem. Fluors ieņem 13. vietu izplatības ziņā uz Zemes. Pats skaitlis, ko sauc par velna duci, liek būt uzmanīgiem ar elementu.
(pēc novecojušās klasifikācijas - VII grupas galvenās apakšgrupas elements), otrais periods, ar atomskaitli 9. Apzīmē ar simbolu F (lat. Fluorum). Fluors ir ļoti reaģējošs nemetāls un spēcīgākais oksidētājs, tas ir vieglākais elements no halogēnu grupas. Vienkāršā viela fluors (CAS numurs: 7782-41-4) normālos apstākļos ir diatomiska gāze (formula F 2) gaiši dzeltenā krāsā ar asu smaku, kas atgādina ozonu vai hloru. Ļoti indīgs.
Stāsts
Pirmais fluora savienojums - fluorīts (fluoršpats) CaF 2 - tika aprakstīts 15. gadsimta beigās ar nosaukumu "fluors". 1771. gadā Karls Šēle ieguva fluorūdeņražskābi.
Kā vienu no fluorūdeņražskābes atomiem elements fluors tika prognozēts 1810. gadā, un tikai 76 gadus vēlāk to brīvā formā izolēja Henri Moissan 1886. gadā ar šķidra bezūdens fluorūdeņraža elektrolīzi, kas satur skābā kālija fluorīda KHF 2 piejaukumu.
vārda izcelsme
Nosaukums “fluors” (no sengrieķu φθόρος — iznīcināšana), ko 1810. gadā ierosināja Andre Ampère, tiek lietots krievu un dažās citās valodās; daudzās valstīs tiek pieņemti nosaukumi, kas atvasināti no latīņu valodas “fluorum” (kas, savukārt, nāk no fluere - “plūst”, atbilstoši fluora savienojuma fluorīta (CaF 2) īpašībai pazemināt kušanas temperatūru punktu un palielināt kausējuma plūstamību).
Kvīts
Rūpnieciskā fluora iegūšanas metode ietver fluorīta rūdu ekstrakciju un bagātināšanu, to koncentrāta sadalīšanos ar sērskābi, veidojot bezūdens HF un tā elektrolītisko sadalīšanos.
Lai iegūtu fluoru laboratorijā, tiek izmantota atsevišķu savienojumu sadalīšanās, taču tie visi dabā nav sastopami pietiekamā daudzumā un tiek iegūti, izmantojot brīvo fluoru.
Fizikālās īpašības
Gaiši dzeltena gāze, zemā koncentrācijā smarža atgādina gan ozonu, gan hloru, ir ļoti agresīva un indīga.
Fluoram ir neparasti zems viršanas punkts (kušanas punkts). Tas ir saistīts ar faktu, ka fluoram nav d-apakšlīmeņa un atšķirībā no citiem halogēniem tas nespēj veidot pusotras saites (saites daudzveidība citos halogēnās ir aptuveni 1,1).
Ķīmiskās īpašības
Aktīvākais nemetāls, tas spēcīgi mijiedarbojas ar gandrīz visām vielām, izņemot, protams, fluorīdus augstākā oksidācijas pakāpēs un retus izņēmumus - fluoroplastmasu, un ar lielāko daļu no tām - ar degšanu un eksploziju. Daži metāli istabas temperatūrā ir izturīgi pret fluoru, jo veidojas blīva fluora plēve, kas kavē reakciju ar fluoru - Al, Mg, Cu, Ni. Fluora saskare ar ūdeņradi izraisa aizdegšanos un eksploziju pat ļoti zemā temperatūrā (līdz –252°C). Pat ūdens un platīns deg fluora atmosfērā:
2F 2 + 2H 2 O → 4HF + O 2
Reakcijas, kurās fluors formāli ir reducētājs, ietver augstāku fluorīdu sadalīšanos, piemēram:
2CoF 3 → 2CoF 2 + F 2
MnF 4 → MnF 3 + 1/2 F 2
Fluors arī spēj oksidēt skābekli elektriskā izlāde, veidojot skābekļa fluorīdu OF 2 un dioksidifluorīdu O 2 F 2 .
Visos savienojumos fluora oksidācijas pakāpe ir –1. Lai fluoram būtu pozitīvs oksidācijas stāvoklis, ir jārada eksimēra molekulas vai citi ekstremāli apstākļi. Tam nepieciešama mākslīga fluora atomu jonizācija.
Fluoram ir visas līdzcilvēku apakšgrupu iezīmes, taču tas ir kā cilvēks bez mēra izjūtas: viss ir palielināts līdz galējībai, līdz robežai. Tas galvenokārt izskaidrojams ar elementa Nr.9 pozīciju periodiskajā tabulā un tā elektronisko struktūru. Tās vieta periodiskajā tabulā ir “nemetālu īpašību pols”, augšējais labais stūris. Fluora atomu modelis: kodola lādiņš 9+, divi elektroni atrodas uz iekšējā apvalka, septiņi uz ārējā apvalka. Katrs atoms vienmēr tiecas pēc stabila stāvokļa. Lai to izdarītu, tai ir jāaizpilda ārējais elektroniskais slānis. Fluora atoms šajā ziņā nav izņēmums. Tiek notverts astotais elektrons, un mērķis ir sasniegts - veidojas fluora jons ar “piesātinātu” ārējo apvalku.
Piesaistīto elektronu skaits parāda, ka fluora negatīvā valence ir 1-; atšķirībā no citiem halogēniem, tam nevar būt pozitīva valence.
Fluora tendence aizpildīt ārējo elektronu slāni līdz astoņu elektronu konfigurācijai ir ārkārtīgi augsta. Tāpēc tai ir ārkārtēja reaktivitāte un tas veido savienojumus ar gandrīz visiem elementiem. Pavisam nesen vairums ķīmiķu pamatoti uzskatīja, ka cēlgāzes nevar veidot īstus ķīmiskus savienojumus. Tomēr drīz trīs no sešiem “vientuļnieka” elementiem nespēja pretoties pārsteidzoši agresīvā fluora uzbrukumam. Kopš 1962. gada tiek iegūti fluorīdi un caur tiem citi kriptona, ksenona un radona savienojumi.
Ir ļoti grūti neļaut fluoram reaģēt, bet bieži vien nav vieglāk noņemt tā atomus no savienojumiem. Šeit lomu spēlē vēl viens faktors - fluora atoma un jonu ļoti mazie izmēri. Tie ir aptuveni pusotru reizi mazāki par hloru un uz pusi mazāk nekā jodā.
Acīmredzot, jo lielāks ir halogēna atomu izmērs, jo mazāk no tiem atrodas ap molibdēna atomu. Maksimālā iespējamā molibdēna valence tiek realizēta tikai kombinācijā ar fluora atomiem, kuru mazais izmērs ļauj molekulu “iesaiņot” visciešāk.
Fluora atomiem ir ļoti augsta elektronegativitāte, t.i., spēja piesaistīt elektronus: mijiedarbojoties ar skābekli, fluors veido savienojumus, kuros skābeklis ir pozitīvi uzlādēts. Karstais ūdens sadeg fluora plūsmā, veidojot skābekli. Vai tas nav izņēmuma gadījums? Skābeklis pēkšņi izrādījās nevis cēlonis, bet gan sadegšanas sekas.
Fluora plūsmā aizdegas ne tikai ūdens, bet arī citi parasti nedegoši materiāli, piemēram, azbests, ķieģelis un daudzi metāli. Broms, jods, sērs, selēns, telūrs, fosfors, arsēns, antimons, silīcijs, kokogles spontāni aizdegas fluorā pat parastā temperatūrā, un ar nelielu karsēšanu tāds pats liktenis piemeklē cēlos platīna metālus, kas pazīstami ar savu ķīmisko pasivitāti.
Tāpēc pats nosaukums fluors nav pārsteidzošs. Tulkojumā no grieķu valodas šis vārds nozīmē “iznīcināt”.
Fluors vai fluors?
Fluors - destruktīvs - pārsteidzoši atbilstošs nosaukums. Taču ārzemēs biežāk sastopams cits elementa Nr.9 nosaukums - fluors, kas latīņu valodā nozīmē “šķidrums”.
Šis nosaukums vairāk piemērots nevis fluoram, bet dažiem tā savienojumiem un cēlies no fluorīta jeb fluoršpata – pirmā cilvēka lietotā fluora savienojuma. Acīmredzot pat senatnē cilvēki zināja par šī minerāla spēju samazināt rūdu un metalurģijas sārņu kušanas temperatūru, bet, protams, viņi nezināja tā sastāvu. Šī minerāla, ķīmiķiem vēl nezināmā elementa, galvenā sastāvdaļa tika saukta par fluoru.
Šis nosaukums ir tik ļoti iesakņojies zinātnieku prātos, ka loģiski pamatots ierosinājums pārdēvēt elementu, kas tika izvirzīts 1816. gadā, neguva atbalstu. Bet šajos gados tika intensīvi meklēti fluors, jau bija uzkrāts daudz eksperimentālu datu, kas apstiprināja fluora un tā savienojumu postošās spējas. Un priekšlikuma autori nebija jebkurš, bet gan tā laika lielākie zinātnieki Andrē Ampere un Hamfrijs Deivijs. Un tomēr fluors palika fluors.
Upuri? - Nē, varoņi
Pirmā fluora un fluorīta pieminēšana ir datēta ar 15. gadsimtu.
18. gadsimta sākumā. tika atklāta fluorūdeņražskābe – fluorūdeņraža ūdens šķīdums, un 1780. gadā slavenais zviedru ķīmiķis Karls Vilhelms Šēle pirmo reizi ierosināja, ka šī skābe satur jaunu aktīvo elementu. Tomēr, lai apstiprinātu Šēla minējumu un izolētu fluoru (vai fluoru), ķīmiķiem bija vajadzīgi vairāk nekā 100 gadi, vesels gadsimts un daudzu zinātnieku no dažādām valstīm smaga darba.
Šodien mēs zinām, ka fluors ir ļoti toksisks un ka darbs ar to un tā savienojumiem prasa lielu piesardzību un pārdomātus aizsardzības pasākumus. Fluora atklājēji par to varēja tikai minēt, un pat tad ne vienmēr. Tāpēc fluora atklāšanas vēsture ir saistīta ar daudzu zinātnes varoņu vārdiem. Angļu ķīmiķi brāļi Tomass un Džordžs Noksi mēģināja iegūt fluoru no sudraba un svina fluorīdiem. Eksperimenti beidzās traģiski: Georgs Nokss kļuva invalīds, Tomass nomira. Tāds pats liktenis piemeklēja arī D. Niklsu un P. Leitu. Izcils 19. gadsimta ķīmiķis. Hamfrijs Deivijs, skābju ūdeņraža teorijas radītājs, cilvēks, kurš pirmais ieguva nātriju, kāliju, magniju, kalciju, stronciju un bāriju, kurš pierādīja hlora elementāro dabu, nespēja atrisināt visu postošā elementa iegūšanas problēmu. . Šo eksperimentu laikā viņš saindējās un smagi saslima. Dž.Gejs-Lusaks un L.Tenārs zaudēja veselību, nesasniedzot nekādus iepriecinošus rezultātus.
Veiksmīgāki bija A. Lavuazjē, M. Faradejs, E. Fremijs. Fluors viņus “saudzēja”, taču arī viņiem neveicās. 1834. gadā Faradejs domāja, ka viņam beidzot ir izdevies iegūt netveramo gāzi. Taču drīz vien viņš bija spiests atzīties: “Es nevarēju dabūt fluoru. Mani stingrai analīzei pakļautie pieņēmumi krita viens pēc otra...” Šis zinātnes milzis 50 (!) gadus mēģināja atrisināt fluora iegūšanas problēmu, taču tā arī nespēja to pārvarēt.
Neveiksmes skāra zinātniekus, bet pārliecība par fluora esamību un iespējamību izolēt fluoru kļuva arvien spēcīgāka ar katru jaunu eksperimentu. Tas bija balstīts uz daudzām analoģijām fluora savienojumu uzvedībā un īpašībās ar jau zināmiem halogēnu savienojumiem - hloru, bromu un jodu.
Pa ceļam bija daži panākumi. Fremy, mēģinot iegūt fluoru no fluorīdiem, izmantojot elektrolīzi, atrada veidu, kā iegūt bezūdens ūdeņraža fluorīdu. Katra pieredze, pat neveiksmīga, papildināja zināšanu bāzi par apbrīnojamo elementu un tuvināja tā atklāšanas dienu. Un šī diena ir pienākusi. 1886. gada 26. jūnijā franču ķīmiķis Anrī Moisāns elektrolizēja bezūdens fluorūdeņradi. -23°C temperatūrā viņš pie anoda ieguva jaunu, ārkārtīgi reaģējošu gāzveida vielu. Moissanam izdevās savākt vairākus gāzes burbuļus. Tas bija fluors!
Moissan ziņoja par savu atklājumu Parīzes akadēmijai. Tūlīt tika izveidota komisija, kurai pēc dažām dienām bija jāierodas Moissan laboratorijā, lai visu redzētu savām acīm. Moissan rūpīgi gatavojās atkārtotam eksperimentam. Viņš oriģinālo fluorūdeņradi pakļāva papildu attīrīšanai, un... augsta ranga komisija fluoru neredzēja. Eksperiments netika atkārtots ar fluora izdalīšanos; Skandāls?!
Bet Moissanam izdevās atrast iemeslu. Izrādījās, ka tikai neliels daudzums kālija fluorīda, ko satur ūdeņraža fluorīds, padara to par elektrības vadītāju. Fluorūdeņraža izmantošana pirmajā eksperimentā bez papildu attīrīšanas nodrošināja panākumus: bija piemaisījumi – notika elektrolīze. Neveiksmes iemesls bija rūpīga otrā eksperimenta sagatavošana.
Tomēr veiksme noteikti bija Moissana pusē. Drīz viņam izdevās atrast lētu un uzticamu materiālu ierīcēm, kurās tiek ražots fluors. Šī problēma bija ne mazāk sarežģīta kā nepaklausīga elementa iegūšana. Fluorūdeņradis un fluors iznīcināja visas iekārtas. Deivijs pārbaudīja arī traukus, kas izgatavoti no kristāliskā sēra, oglēm, sudraba un platīna, taču visi šie materiāli tika iznīcināti fluora savienojumu elektrolīzes laikā.
Moissan ieguva pirmos gramus fluora platīna elektrolizatorā ar elektrodiem, kas izgatavoti no irīdija-platīna sakausējuma. Neskatoties uz zemo temperatūru, kurā eksperiments tika veikts, katrs grams fluora "iznīcināja" 5-6 g platīna.
Moissan platīna trauku aizstāja ar vara trauku. Protams, varš ir arī jutīgs pret fluora iedarbību, taču tāpat kā alumīniju no gaisa aizsargā oksīda plēve, tā varš tika “paslēpts” no fluora aiz tam neatvairāmas vara fluorīda plēves.
Elektrolīze joprojām ir praktiski vienīgā fluora iegūšanas metode. Kopš 1919. gada bifluorīda kausējumus izmanto kā elektrolītu. Mūsdienu elektrolizatoru un elektrodu materiāli ir varš, niķelis, tērauds, grafīts. Tas viss padarīja elementa Nr.9 ražošanu daudzkārt lētāku un ļāva to ražot rūpnieciskā mērogā. Tomēr fluora iegūšanas princips palika tāds pats kā Deivija un Faradeja ierosinātais un Moissan pirmo reizi ieviestais.
Fluors un daudzi tā savienojumi rada ne tikai lielu teorētisku interesi, bet arī atrod plašu praktisku pielietojumu. Fluora savienojumu ir ļoti daudz, to pielietojums ir tik daudzpusīgs un apjomīgs, ka pat ar 100 lappusēm nepietiktu, lai pastāstītu par visu interesanto, kas saistās ar šo elementu. Tāpēc mūsu stāstā jūs atradīsiet tikai interesantākos fluora savienojumus, kas ir stingri nostiprinājušies mūsu nozarē, mūsu dzīvē, mūsu ikdienā un pat mūsu mākslā - savienojumus, bez kuriem (to var teikt bez pārspīlējuma) ir progress. neiedomājami.
Fluorīdhidrīds un... ūdens
Kas var būt kopīgs visu iznīcinošajam fluoram un “mierīgajam” pazīstamajam ūdenim? Likās – nekā. Taču piesargāsimies no pārsteidzīgiem secinājumiem. Galu galā ūdeni var uzskatīt par skābekļa hidrīdu, un fluorūdeņražskābe HF nav nekas vairāk kā fluora hidrīds. Tātad, mums ir darīšana ar tuvākajiem ķīmiskajiem “radiniekiem” - divu spēcīgu oksidētāju hidrīdiem.
Ir zināmi visu halogēnu hidrīdi. To īpašības mainās dabiski, bet ūdeņraža fluorīds daudzējādā ziņā ir tuvāk ūdenim nekā citiem ūdeņraža halogenīdiem. Salīdziniet dielektriskās konstantes: HF un H 2 O tās ir ļoti tuvas (83,5 un 80), savukārt broma, joda un hlora hidrīdiem šis raksturlielums ir daudz zemāks (tikai 2,9 - 4,6). HF viršanas temperatūra ir +19°C, savukārt HI, HBr un HCl jau zem nulles temperatūrā pārvēršas gāzveida stāvoklī.
Vienu no dabiskajiem fluora savienojumiem, minerālu kriolītu, sauc par nekūstošu ledu. Patiešām, milzīgi kriolīta kristāli ir ļoti līdzīgi ledus blokiem.
Viens no zinātniskās fantastikas rakstnieka I. A. Efremova stāstiem apraksta tikšanos kosmosā ar planētas iemītniekiem, uz kuras visos dzīvībai svarīgajos oksidācijas procesos piedalās fluors, nevis skābeklis. Ja tāda planēta eksistē, tad nav šaubu, ka tās iemītnieki slāpes remdē... ar fluorūdeņradi.
Uz Zemes fluorūdeņradis kalpo citiem mērķiem
Jau 1670. gadā Nirnbergas mākslinieks Švangards sajauca fluoršpatu ar sērskābi un ar šo maisījumu uzklāja uz stikla zīmējumus. Švangards nezināja, ka viņa maisījuma sastāvdaļas reaģē savā starpā, bet “izvilka” reakcijas produktu. Tas netraucēja īstenot Švangarda atklājumu. Viņi to izmanto vēl šodien. Uz stikla trauka tiek uzklāts plāns parafīna slānis. Mākslinieks krāso šo slāni un pēc tam iemērc trauku fluorūdeņražskābes šķīdumā. Vietās, kur tiek noņemtas fluorūdeņraža neievainojamās parafīna “bruņas”, skābe sarūsē stiklu, un uz tā uz visiem laikiem tiek iespiests dizains. Šis ir senākais fluorūdeņraža lietojums, taču tas nebūt nav vienīgais.
Pietiek pateikt, ka mazāk nekā 20 gadus pēc pirmo rūpniecisko iekārtu izveides ūdeņraža fluorīda ražošanai, tās ikgadējā produkcija ASV sasniedza 125 tūkstošus tonnu Stikla, pārtikas, naftas, kodolenerģijas, metalurģijas, ķīmijas, aviācijas, papīra - tas nav pilnīgs to nozaru saraksts, kurās fluorūdeņradi izmanto visplašāk. Ūdeņraža fluorīds spēj mainīt daudzu reakciju ātrumu un tiek izmantots kā katalizators visdažādākajām ķīmiskajām pārvērtībām. Viena no galvenajām mūsdienu ķīmijas tendencēm ir reakciju veikšana neūdens vidē. Ūdeņraža fluorīds ir kļuvis par interesantāko un jau plaši izmantoto neūdens šķīdinātāju.
Ūdeņraža fluorīds ir ļoti agresīvs un bīstams reaģents, taču tas ir neaizstājams daudzās mūsdienu rūpniecības nozarēs. Tāpēc apstrādes metodes ir tik pilnveidotas, ka mūsdienu kompetentam ķīmiķim fluorūdeņradis ir kļuvis gandrīz tikpat drošs kā nezināmas fluora planētas iemītniekiem.
Mākslīgā fluora pievienošana ūdenim vietās, kur tiek konstatēts tā trūkums, noved pie jaunu saslimšanas gadījumu likvidēšanas un kariesa mazināšanās slimiem cilvēkiem. Uzreiz rezervēsim – liels fluora pārpalikums ūdenī izraisa akūtu saslimšanu – fluorozi (raibu emalju). Medicīnas mūžīgā dilemma: lielas devas ir inde, mazas – zāles.
Daudzviet ir izbūvētas iekārtas ūdens mākslīgai fluorēšanai. Šī kariesa profilakses metode bērniem ir īpaši efektīva. Tāpēc dažās valstīs fluora savienojumus (ārkārtīgi mazās devās) pievieno. pienu.
Pastāv pieņēmums, ka fluors ir nepieciešams dzīvas šūnas attīstībai un ka tas kopā ar fosforu ir iekļauts dzīvnieku un augu audos.
Fluoru plaši izmanto dažādu medikamentu sintēzē. Fluororganiskos savienojumus veiksmīgi izmanto vairogdziedzera slimību, īpaši Greivsa slimības, hronisku diabēta formu, bronhu un reimatisko slimību, glaukomas un vēža ārstēšanā. Tie ir noderīgi arī malārijas profilaksei un ārstēšanai, kā arī ir labs līdzeklis pret streptokoku un stafilokoku infekcijām. Dažas fluororganiskās zāles ir uzticami pretsāpju līdzekļi.
Fluors un dzīvība - tieši šī fluora ķīmijas sadaļa ir vislielākās attīstības vērta, un nākotne ir saistīta ar to. Fluors un nāve? Strādāt šajā jomā var un vajag, bet lai iegūtu nevis nāvējoši toksiskas vielas, bet dažādas zāles grauzēju un citu lauksaimniecības kaitēkļu apkarošanai. Šādu lietojumu piemēri ir monofluoretiķskābe un nātrija fluoracetāts.
Cik patīkami karstā vasaras dienā no ledusskapja izņemt pudeli ledusauksta minerālūdens...
Lielākajā daļā ledusskapju - gan rūpniecisko, gan sadzīves - aukstumaģents, viela, kas rada aukstumu, ir fluororganiskais šķidrums - freons.
Freonus iegūst, aizstājot ūdeņraža atomus vienkāršāko organisko savienojumu molekulās ar fluoru vai fluoru un hloru. Vienkāršākais ogļūdeņradis ir metāns CH4. Ja visi metāna ūdeņraža atomi tiek aizstāti ar fluoru, tad veidojas tetrafluormetāns CF 4 (Freon-14) un, ja tikai divi ūdeņraža atomi tiek aizstāti ar fluoru, bet pārējie divi ar hloru, tad difluordihlormetāns CF 2 Cl 2 (freons) -12) tiek iegūts.
Mājas ledusskapjos parasti tiek izmantots Freon-12. Tā ir bezkrāsaina, ūdenī nešķīstoša un neuzliesmojoša gāze, kuras smarža ir līdzīga ēterim. Freoni 11 un 12 darbojas arī gaisa kondicionēšanas iekārtās. Visiem izmantotajiem aukstumaģentiem sastādītajā “kaitīguma skalā” freoni ieņem pēdējās vietas. Tie ir vēl nekaitīgāki par “sauso ledu” – cieto oglekļa dioksīdu.
Freoni ir ārkārtīgi stabili un ķīmiski inerti. Šeit, tāpat kā fluoroplastikas gadījumā, mēs saskaramies ar to pašu apbrīnojamo parādību: ar visaktīvākā elementa - fluora - palīdzību ir iespējams iegūt ķīmiski ļoti pasīvas vielas. Tie ir īpaši izturīgi pret oksidētāju iedarbību, un tas nav pārsteidzoši - galu galā to oglekļa atomi ir visaugstākajā oksidācijas stāvoklī. Tāpēc fluorogļūdeņraži (un jo īpaši freoni) nedeg pat tīra skābekļa atmosfērā. Ar spēcīgu karsēšanu notiek iznīcināšana - molekulu sadalīšanās, bet ne to oksidēšanās. Šīs īpašības ļauj izmantot freonus vairākos citos gadījumos: tos izmanto kā liesmas slāpētājus, inertus šķīdinātājus un starpproduktus plastmasas un smērvielu ražošanā.
Tagad ir zināmi tūkstošiem dažādu veidu fluororganisko savienojumu. Daudzas no tām tiek izmantotas svarīgākajās mūsdienu tehnoloģiju nozarēs. Freonos fluors darbojas “aukstajā rūpniecībā”, bet ar tā palīdzību iespējams iegūt ļoti augstu temperatūru. Salīdziniet šos skaitļus: skābekļa-ūdeņraža liesmas temperatūra ir 2800°C, skābekļa-acetilēna liesmas temperatūra ir 3500°C, un, ūdeņradim sadegot fluorā, veidojas 3700°C temperatūra. Šī reakcija jau ir atradusi praktisku pielietojumu hidrofluorīda degļos metāla griešanai. Turklāt ir zināmi degļi, kas darbojas ar fluorhlorīdus (fluora un hlora savienojumiem), kā arī slāpekļa trifluorīda un ūdeņraža maisījumu. Pēdējais maisījums ir īpaši ērts, jo slāpekļa trifluorīds neizraisa iekārtu koroziju. Protams, visās šajās reakcijās fluoram un tā savienojumiem ir oksidētāja loma. Tos var izmantot arī kā oksidētāju šķidro reaktīvo dzinēju dzinējos. Daudz kas runā par labu reakcijai, kas saistīta ar fluoru un tā savienojumiem. Attīstās augstāka temperatūra, kas nozīmē, ka spiediens sadegšanas kamerā būs lielāks, un reaktīvā dzinēja vilce palielināsies. Šādu reakciju rezultātā neveidojas cieti sadegšanas produkti, kas nozīmē, ka arī šajā gadījumā nepastāv sprauslu aizsērēšanas un dzinēja plīsuma draudi.
Bet fluoram kā raķešu degvielas sastāvdaļai ir vairāki būtiski trūkumi. Tas ir ļoti toksisks, kodīgs un ar ļoti zemu viršanas temperatūru. To ir grūtāk uzturēt kā šķidrumu nekā citas gāzes. Tāpēc šeit ir pieņemamāki fluora savienojumi ar skābekli un halogēniem.
Daži no šiem savienojumiem ar savām oksidējošām īpašībām nav zemāki par šķidro fluoru, taču tiem ir milzīga priekšrocība: normālos apstākļos tie ir vai nu šķidrumi, vai viegli sašķidrināmas gāzes.