FLUOR(lat. Fluorum), F, kjemisk grunnstoff med atomnummer 9, atommasse 18,998403. Naturlig fluor består av en stabil nuklid 19 F. Konfigurasjonen av det ytre elektronlaget er 2s 2 p 5. I forbindelser viser den bare oksidasjonstilstanden –1 (valens I). Fluor er lokalisert i den andre perioden i gruppe VIIA i Mendeleevs periodiske tabell over grunnstoffer og tilhører halogenene.
Radien til det nøytrale fluoratomet er 0,064 nm, radiusen til F-ionet er 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) og 0,119 (6) nm (verdien av koordinasjonstallet er angitt i parentes) . Energiene for sekvensiell ionisering av et nøytralt fluoratom er henholdsvis 17.422, 34.987, 62.66, 87.2 og 114.2 eV. Elektronaffinitet 3.448 eV (den høyeste blant atomer av alle grunnstoffer). På Pauling-skalaen har fluor en elektronegativitet på 4 (den høyeste verdien av alle grunnstoffer). Fluor er det mest aktive ikke-metallet.
I sin frie form er fluor en fargeløs gass med en stikkende, kvelende lukt.
Egenskaper: under normale forhold er fluor en gass (tetthet 1,693 kg/m3) med en skarp lukt. Kokepunkt 188,14°C, smeltepunkt 219,62°C. I fast tilstand danner det to modifikasjoner: en-en form som eksisterer fra smeltepunktet til 227,60°C, og b- en form som er stabil ved temperaturer lavere enn 227,60°C.
Som andre halogener eksisterer fluor i form av diatomiske F2-molekyler. Den indre nukleære avstanden i molekylet er 0,14165 nm. F2-molekylet er karakterisert ved en unormalt lav energi for dissosiasjon til atomer (158 kJ/mol), som spesielt bestemmer den høye reaktiviteten til fluor.
Den kjemiske aktiviteten til fluor er ekstremt høy. Av alle grunnstoffene med fluor er det bare tre lette inerte gasser som ikke danner fluorider: helium, neon og argon. I alle forbindelser viser fluor bare én oksidasjonstilstand, 1.
Fluor reagerer direkte med mange enkle og komplekse stoffer. Således, ved kontakt med vann, reagerer fluor med det (det sies ofte at "vann brenner i fluor"):
2F2 + 2H20 = 4HF + O2.
Fluor reagerer eksplosivt ved enkel kontakt med hydrogen (H):
H2 + F2 = 2HF.
Dette produserer hydrogenfluoridgass HF, som er uendelig løselig i vann med dannelse av relativt svak flussyre.
Fluor reagerer med de fleste ikke-metaller. Således, når fluor reagerer med grafitt, dannes forbindelser med den generelle formelen CF x, når fluor reagerer med silisium (Si) fluorid SiF 4, med bortrifluorid BF 3. Når fluor reagerer med svovel (S), dannes forbindelser SF 6 og SF 4 osv.
Et stort antall fluorforbindelser med andre halogener er kjent, for eksempel BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 og andre, og brom (Br) og jod (I) antennes i en fluoratmosfære ved vanlige temperaturer, og klor ( Cl) interagerer med fluor ved oppvarming til 200-250°C.
I tillegg til de angitte inerte gassene, reagerer ikke nitrogen (N), oksygen (O), diamant, karbondioksid og karbonmonoksid direkte med fluor.
Indirekte ble nitrogentrifluorid NF 3 og oksygenfluorider O 2 F 2 og OF 2 oppnådd, hvor oksygen har uvanlige oksidasjonstilstander +1 og +2.
Når fluor interagerer med hydrokarboner, skjer deres ødeleggelse, ledsaget av produksjon av fluorkarboner av forskjellige sammensetninger.
Ved lett oppvarming (100-250°C) reagerer fluor med sølv (Ag), vanadium (V), rhenium (Re) og osmium (Os). Med gull (Au), titan (Ti), niob (Nb), krom (Cr) og noen andre metaller, begynner reaksjonen som involverer fluor å skje ved temperaturer over 300-350°C. Med de metallene hvis fluorider er ikke-flyktige (aluminium (Al), jern (Fe), kobber (Cu), etc.), reagerer fluor med merkbar hastighet ved temperaturer over 400-500°C.
Noen høyere metallfluorider, for eksempel uranheksafluorid UF 6, oppnås ved å virke med fluor eller et fluoreringsmiddel som BrF 3 på lavere halogenider, for eksempel:
UF 4 + F 2 = UF 6
Det skal bemerkes at den allerede nevnte flussyre-HF tilsvarer ikke bare mediumfluorider som NaF eller CaF2, men også sure fluorider og hydrofluorider som NaHF2 og KHF2.
Et stort antall forskjellige organofluorforbindelser har også blitt syntetisert, inkludert den berømte Teflon, et materiale som er en polymer av tetrafluoretylen.
Oppdagelseshistorikk: Historien om oppdagelsen av fluor er assosiert med mineralet fluoritt, eller flusspat. Sammensetningen av dette mineralet, som nå er kjent, tilsvarer formelen CaF 2, og det representerer det første fluorholdige stoffet som mennesket begynte å bruke. I gamle tider ble det bemerket at hvis fluoritt tilsettes malm under metallsmelting, senkes smeltepunktet til malmen og slaggen, noe som i stor grad letter prosessen (derav navnet på mineralet - fra det latinske fluo-strømmen).
I 1771, ved å behandle fluoritt med svovelsyre, tilberedte den svenske kjemikeren K. Scheele en syre som han kalte «fluorsyre». Den franske forskeren A. Lavoisier foreslo at denne syren inneholder et nytt kjemisk element, som han foreslo å kalle "fluorem" (Lavoisier mente at flussyre er en forbindelse av fluor med oksygen, fordi ifølge Lavoisier må alle syrer inneholde oksygen) . Han klarte imidlertid ikke å identifisere et nytt element.
Det nye elementet fikk navnet "fluor", som også gjenspeiles i dets latinske navn. Men langsiktige forsøk på å isolere dette elementet i sin frie form var mislykket. Mange forskere som prøvde å få tak i det i fri form døde under slike eksperimenter eller ble ufør. Dette er de engelske kjemikerne brødrene T. og G. Knox, og franskmennene J.-L. Gay-Lussac og L. J. Thénard, og mange andre. G. Davy selv, som var den første som fikk natrium (Na), kalium (K), kalsium (Ca) og andre grunnstoffer i fri form, ble forgiftet og ble alvorlig syk som følge av eksperimenter med produksjon av fluor ved elektrolyse . Sannsynligvis, under inntrykk av alle disse feilene, ble det i 1816 foreslått et navn, selv om det var likt i lyd, men helt annerledes i betydning, for det nye elementet - fluor (fra det greske phtoros - ødeleggelse, død). Dette navnet på elementet er bare akseptert på russisk; franskmennene og tyskerne fortsetter å kalle fluor fluor, det britiske fluor.
Selv en så fremragende vitenskapsmann som M. Faraday var ikke i stand til å skaffe fluor i sin frie form. Først i 1886 kunne den franske kjemikeren A. Moissan, ved hjelp av elektrolyse av flytende hydrogenfluorid HF, avkjølt til en temperatur på 23°C (væsken må inneholde litt kaliumfluorid KF, som sikrer dens elektriske ledningsevne), den første delen av en ny, ekstremt reaktiv gass ved anoden. I sine første eksperimenter brukte Moissan en veldig kostbar elektrolysator laget av platina (Pt) og iridium (Ir) for å produsere fluor. Dessuten "spiste" hvert gram oppnådd fluor opptil 6 g platina. Senere begynte Moissan å bruke en mye billigere kobberelektrolysator. Fluor reagerer med kobber (Cu), men reaksjonen danner en tynn film av fluor, som hindrer ytterligere ødeleggelse av metallet.
Kvittering: I det første trinnet av fluorproduksjonen frigjøres hydrogenfluorid HF. Fremstillingen av hydrogenfluorid og flussyre skjer som regel sammen med bearbeiding av fluorapatitt til fosfatgjødsel. Hydrogenfluoridgass dannet under svovelsyrebehandling av fluorapatitt samles deretter opp, flytendegjøres og brukes til elektrolyse. Elektrolyse kan utføres enten som en flytende blanding av HF og KF (prosessen utføres ved en temperatur på 15-20°C), samt en smelte av KH 2 F 3 (ved en temperatur på 70-120° C) eller en smelte av KHF2 (ved en temperatur på 245-310°C). I laboratoriet, for å tilberede små mengder fri fluor, kan du bruke enten oppvarming av MnF 4, som eliminerer fluor, eller oppvarming av en blanding av K 2 MnF 6 og SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Å finne i naturen: Fluorinnholdet i jordskorpen er ganske høyt og utgjør 0,095 vekt% (betydelig mer enn den nærmeste analogen av fluor i klor (Cl)-gruppen). På grunn av sin høye kjemiske aktivitet forekommer fluor selvfølgelig ikke i fri form. De viktigste fluormineralene er fluoritt (fluorspat), samt fluorapatitt 3Ca 3 (PO 4) 2 ·CaF 2 og kryolitt Na 3 AlF 6. Fluor som en urenhet er en del av mange mineraler og finnes i grunnvann; i sjøvann 1,3·10 4 % fluor.
Applikasjon: Fluor er mye brukt som fluoreringsmiddel i produksjon av ulike fluorider (SF 6, BF 3, WF 6 og andre), inkludert forbindelser av edelgassene xenon (Xe) og krypton (Kr). Uranheksafluorid UF 6 brukes til å skille uran (U) isotoper. Fluor brukes i produksjon av teflon, andre fluorplaster, fluorgummi, fluorholdige organiske stoffer og materialer som er mye brukt i teknologi, spesielt i tilfeller hvor motstand mot aggressive miljøer, høye temperaturer etc. kreves.
Fluor(lat. Fluorum), F, kjemisk element i gruppe VII i det periodiske systemet til Mendeleev, tilhører halogenene, atomnummer 9, atommasse 18.998403; under normale forhold (0 °C; 0,1 Mn/m2, eller 1 kgf/cm2) - en blekgul gass med en skarp lukt.
Naturlig fluor består av én stabil isotop 19 F. En rekke isotoper er kunstig oppnådd, spesielt: 16 F med en halveringstid 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).
Historisk referanse. Den første fluorforbindelsen - fluoritt (fluorspat) CaF 2 - ble beskrevet på slutten av 1400-tallet under navnet "fluor" (fra det latinske fluo - flow, på grunn av egenskapen til CaF 2 for å lage viskøse slagger av metallurgisk produksjon flytende -flyter). I 1771 oppnådde K. Scheele flussyre. Fri fluor ble isolert av A. Moissan i 1886 ved elektrolyse av flytende vannfritt hydrogenfluorid inneholdende en blanding av surt kaliumfluorid KHF 2.
Fluorkjemi begynte å utvikle seg på 1930-tallet, spesielt raskt under og etter andre verdenskrig 1939-45 i forbindelse med behovene til atomindustrien og rakettteknologi. Navnet "Fluor" (fra gresk phthoros - ødeleggelse, død), foreslått av A. Ampere i 1810, brukes bare på russisk; I mange land er navnet "fluor" akseptert.
Distribusjon av fluor i naturen. Gjennomsnittlig fluorinnhold i jordskorpen (clarke) er 6,25·10 -2 vekt%; i sure magmatiske bergarter (granitter) er det 8·10 -2%, i basiske bergarter - 3,7·10 -2%, i ultrabasiske bergarter - 1·10 -2%. Fluor finnes i vulkanske gasser og termiske vann. De viktigste fluorforbindelsene er fluoritt, kryolitt og topas. Totalt er mer enn 80 fluorholdige mineraler kjent. Fluorforbindelser finnes også i apatitter, fosforitter og andre. Fluor er et viktig biogent element. I jordens historie var kilden til fluor som kom inn i biosfæren produktene av vulkanutbrudd (gasser, etc.).
Fysiske egenskaper til fluor. Gassformig fluor har en tetthet på 1,693 g/l (0°C og 0,1 Mn/m2, eller 1 kgf/cm2), væske - 1,5127 g/cm3 (ved kokepunktet); tpl -219,61 °C; kokepunkt -188,13 °C. Fluormolekylet består av to atomer (F 2); ved 1000 °C dissosierer 50 % av molekylene, dissosiasjonsenergien er ca. 155 kJ/mol (37 kcal/mol). Fluor er dårlig løselig i flytende hydrogenfluorid; løselighet 2,5·10-3 g i 100 g HF ved -70 °C og 0,4·10-3 g ved -20 °C; i flytende form, ubegrenset løselig i flytende oksygen og ozon.
Kjemiske egenskaper av fluor. Konfigurasjonen av de ytre elektronene til fluoratomet er 2s 2 2p 5. I forbindelser viser den en oksidasjonstilstand på -1. Den kovalente atomradius er 0,72Å, den ioniske radius er 1,33Å. Elektronaffinitet 3,62 eV, ioniseringsenergi (F → F+) 17,418 eV. Høye verdier av elektronaffinitet og ioniseringsenergi forklarer den sterke elektronegativiteten til fluoratomet, det største blant alle andre elementer. Den høye reaktiviteten til fluor bestemmer den eksoterme naturen til fluorering, som igjen bestemmes av den unormalt lave verdien av dissosiasjonsenergien til fluormolekylet og de store verdiene av bindingsenergien til fluoratomet med andre atomer. Direkte fluorering har en kjedemekanisme og kan lett føre til forbrenning og eksplosjon. Fluor reagerer med alle grunnstoffer unntatt helium, neon og argon. Det samhandler med oksygen i en glødeutslipp, og danner oksygenfluorider O 2 F 2, O 3 F 2 og andre ved lave temperaturer. Reaksjoner av fluor med andre halogener er eksoterme, noe som resulterer i dannelse av interhalogenforbindelser. Klor interagerer med fluor når det varmes opp til 200-250 "C, og gir klormonofluorid ClF og klortrifluorid ClF 3. ClF 5 er også kjent, oppnådd ved fluoridering av ClF 3 ved høy temperatur og trykk på 25 Mn/m2 (250 kgf/cm2) Brom og jod antennes i en fluoratmosfære ved vanlige temperaturer, og BrF 3, BrF 5, IF 3, IF 2 kan oppnås. Fluor reagerer direkte med krypton, xenon og radon, og danner de tilsvarende fluoridene (for eksempel XeF 4) , XeF 6, KrF 2 Xenon-oksyfluorider er også kjent.
Samspillet mellom fluor og svovel er ledsaget av frigjøring av varme og fører til dannelse av en rekke svovelfluorider. Selen og tellur danner høyere fluorider SeF 6 og TeF 6 . Fluor og hydrogen reagerer med forbrenning; dette produserer hydrogenfluorid. Dette er en radikalreaksjon med kjedeforgrening: HF* + H 2 = HF + H 2 *; H 2 * + F 2 = HF + H + F (hvor HF * og H 2 * er molekyler i en vibrasjonseksitert tilstand); reaksjonen brukes i kjemiske lasere. Fluor reagerer med nitrogen kun i en elektrisk utladning. Kull, når det samhandler med fluor, antennes ved vanlige temperaturer; grafitt reagerer med det under sterk oppvarming, og dannelse av fast grafittfluorid (CF) X eller gassformige perfluorkarboner CF 4, C 2 F 6 og andre er mulig. Fluor reagerer med bor, silisium, fosfor og arsen i kulde, og danner de tilsvarende fluoridene.
Fluor kombineres kraftig med de fleste metaller; alkali- og jordalkalimetaller antennes i en atmosfære av fluor i kulde, Bi, Sn, Ti, Mo, W - med lett oppvarming. Hg, Pb, U, V reagerer med fluor ved romtemperatur, Pt - ved en mørkerød varmetemperatur. Når metaller reagerer med fluor, dannes det vanligvis høyere fluorider, for eksempel UF 6, MoF 6, HgF 2. Noen metaller (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) reagerer med fluor for å danne en beskyttende film av fluorider, og forhindrer ytterligere reaksjon.
Når fluor interagerer med metalloksider i kulde, dannes metallfluorider og oksygen; Dannelsen av metalloksyfluorider (for eksempel MoO 2 F 2) er også mulig. Ikke-metalloksider tilsetter enten Fluor, for eksempel SO 2 + F 2 = SO 2 F 2, eller oksygenet i dem erstattes med Fluor, for eksempel SiO 2 + 2F 2 = SiF 4 + O 2. Glass reagerer veldig sakte med fluor; i nærvær av vann går reaksjonen raskt. Vann interagerer med fluor: 2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2; i dette tilfellet dannes også OF 2 og hydrogenperoksid H 2 O 2. Nitrogenoksider NO og NO 2 tilsetter lett fluor for å danne henholdsvis nitrosylfluorid FNO og nitrilfluorid FNO 2 . Karbonmonoksid (II) tilsetter fluor når det varmes opp for å danne karbonylfluorid: CO + F 2 = COF 2.
Metallhydroksider reagerer med fluor for å danne metallfluorid og oksygen, for eksempel 2Ba(OH) 2 + 2F 2 = 2BaF 2 + 2H 2 O + O 2. Vandige løsninger av NaOH og KOH reagerer med fluor ved 0°C for å danne OF2.
Metall- eller ikke-metallhalogenider reagerer med fluor i kulde, med fluor som erstatter alle halogener.
Sulfider, nitrider og karbider fluoreres lett. Metallhydrider danner metallfluorid og HF med fluor i kulde; ammoniakk (i damp) - N 2 og HF. Fluor erstatter hydrogen i syrer eller metaller i deres salter, for eksempel HNO 3 (eller NaNO 3) + F 2 = FNO 3 + HF (eller NaF); under mer alvorlige forhold fortrenger fluor oksygen fra disse forbindelsene, og danner sulfurylfluorid, for eksempel Na 2 SO 4 + 2F 2 = 2NaF + SO 2 F 2 + O 2. Karbonater av alkali- og jordalkalimetaller reagerer med fluor ved vanlige temperaturer; dette produserer tilsvarende fluor, CO 2 og O 2.
Fluor reagerer kraftig med organiske stoffer.
Innhenting av fluor. Kilden for produksjon av fluor er hydrogenfluorid, som hovedsakelig oppnås enten ved innvirkning av svovelsyre H 2 SO 4 · på fluoritt CaF 2, eller ved å bearbeide apatitter og fosforitter. Fluorproduksjonen utføres ved elektrolyse av smelten av surt kaliumfluorid KF-(1,8-2,0)HF, som dannes når KF-HF-smelten mettes med hydrogenfluorid til et innhold på 40-41 % HF. Materialet til elektrolysatoren er vanligvis stål; elektroder - karbonanode og stålkatode. Elektrolyse utføres ved 95-100 °C og en spenning på 9-11 V; Fluorstrømutgang når 90-95%. Det resulterende fluoret inneholder opptil 5 % HF, som fjernes ved frysing etterfulgt av absorpsjon med natriumfluorid. Fluor lagres i gassform (under trykk) og i flytende form (når avkjølt med flytende nitrogen) i enheter laget av nikkel og legeringer basert på det (Monel metall), kobber, aluminium og dets legeringer, messing, rustfritt stål.
Påføring av fluor. Gassformig fluor brukes til fluorering av UF 4 til UF 6, brukt til isotopseparasjon av uran, samt til produksjon av klortrifluorid ClF 3 (fluoreringsmiddel), svovelheksafluorid SF 6 (gassisolator i elektrisk industri), metallfluorider (for eksempel W og V ). Flytende fluor er et oksidasjonsmiddel for rakettdrivstoff.
Tallrike fluorforbindelser er mye brukt - hydrogenfluorid, aluminiumfluorid, silikofluorider, fluorsulfonsyre (løsningsmiddel, katalysator, reagens for produksjon av organiske forbindelser som inneholder gruppen - SO 2 F), BF 3 (katalysator), organiske fluorforbindelser og andre.
Sikkerhetstiltak. Fluor er giftig, dens maksimalt tillatte konsentrasjon i luften er ca. 2·10 -4 mg/l, og maksimalt tillatt konsentrasjon ved eksponering i ikke mer enn 1 time er 1,5·10 -3 mg/l.
Fluor i kroppen. Fluor er hele tiden inkludert i dyre- og plantevev; mikroelement I form av uorganiske forbindelser finnes det hovedsakelig i beinene til dyr og mennesker - 100-300 mg/kg; Det er spesielt mye fluor i tennene. Beinene til marine dyr er rikere på fluor sammenlignet med beinene til landdyr. Det kommer inn i kroppen til dyr og mennesker hovedsakelig med drikkevann, hvor det optimale fluorinnholdet er 1-1,5 mg/l. Med mangel på fluor utvikler en person karies, og med økt inntak - fluorose. Høye konsentrasjoner av fluorioner er farlige på grunn av deres evne til å hemme en rekke enzymatiske reaksjoner, samt å binde biologisk viktige elementer. (P, Ca, Mg og andre), forstyrrer balansen deres i kroppen. Organiske fluoridderivater finnes bare i noen planter (for eksempel i den sørafrikanske Dichapetalum cymosum). De viktigste er derivater av fluoreddiksyre, giftig for både andre planter og dyr. Det er etablert en sammenheng mellom fluormetabolisme og dannelse av skjelettbeinvev og spesielt tenner.
Fluorforgiftning er mulig blant arbeidere i kjemisk industri, under syntese av fluorholdige forbindelser og ved produksjon av fosfatgjødsel. Fluor irriterer luftveiene og forårsaker hudforbrenninger. Ved akutt forgiftning oppstår irritasjon av slimhinnene i strupehodet og bronkiene, øyne, spytt og neseblod; i alvorlige tilfeller - lungeødem, skade på sentralnervesystemet og andre; i kroniske tilfeller - konjunktivitt, bronkitt, lungebetennelse, pneumosklerose, fluorose. Hudlesjoner som eksem er karakteristiske. Førstehjelp: skyll øynene med vann, for hudforbrenninger - vanning med 70% alkohol; ved innåndingsforgiftning - innånding av oksygen. Forebygging: overholdelse av sikkerhetsforskrifter, bruk av spesielle klær, regelmessige medisinske undersøkelser, inkludering av kalsium og vitaminer i kostholdet.
Ødeleggelse og død. Slik er navnet oversatt fra gresk fluor. Navnet er assosiert med historien til oppdagelsen. Dusinvis av forskere ble skadet eller døde i forsøk på å isolere elementet hvis eksistens Scheele først antydet. Han skaffet seg flussyre, men klarte ikke å trekke ut et nytt stoff fra det - fluor.
Navnet er assosiert med mineralet - grunnlaget for flussyre og det viktigste kilde til fluor. Knox-brødrene fra England og Gay-Lussac og Tenard fra Frankrike forsøkte også å få tak i det ved elektrolyse. De døde under forsøkene.
Davy, som oppdaget natrium, kalium og kalsium, tok kontakt med fluor, ble forgiftet og ble ufør. Etterpå ga det vitenskapelige miljøet nytt navn til elementet. Men er det virkelig så farlig utenfor kjemiske laboratorier og hvorfor er det nødvendig? Vi vil besvare disse spørsmålene videre.
Kjemiske og fysiske egenskaper til fluor
Fluor inntar 9. plass i. I naturen består et element av en enkelt stabil nuklid. Dette er navnet gitt til atomer hvis livssyklus er tilstrekkelig for observasjoner og vitenskapelig forskning. Vekt fluor atom– 18.998. Det er 2 atomer i et molekyl.
Fluor – element med høyest elektronegativitet. Fenomenet er assosiert med et atoms evne til å koble seg til andre og tiltrekke seg elektroner til seg selv. Fluors indeks på Pauling-skalaen er 4. Dette bidrar til berømmelsen til det 9. elementet som det mest aktive ikke-metallet. I normal tilstand er det en gulaktig gass. Den er giftig og har en stikkende lukt – noe mellom aromaene av ozon og klor.
Fluor er et stoff med unormalt lavt kokepunkt for gasser - kun 188 grader Celsius. De resterende halogenene, det vil si typiske ikke-metaller fra den 7. gruppen i det periodiske systemet, koker med høye hastigheter. Dette skyldes at de har et d-subnivå, som er ansvarlig for halvannen obligasjoner. Fluor molekyl har ikke en.
Aktiviteten til fluor uttrykkes i antall og natur av mulige reaksjoner med andre grunnstoffer. Forbindelse med de fleste av dem er ledsaget av brenning og eksplosjoner. I kontakt med hydrogen dannes det en flamme selv ved lave temperaturer. Til og med vann brenner i en fluoratmosfære. Dessuten, i et kammer med en gulaktig gass, antennes det mest inerte og verdifulle elementet.
Fluorforbindelser umulig bare med neon, argon og helium. Alle 3 gassene er lette og inerte. Ikke fra gasser, ikke mottakelig for fluor. Det er en rekke elementer som reaksjoner er mulige med bare ved forhøyede temperaturer. Ja, par klorfluor samhandler kun ved 200-250 grader Celsius.
Påføring av fluor
Uten fluor Teflonbelegg er ikke nødvendig. Deres vitenskapelige navn er tetrafluoretylen. Forbindelsene tilhører den organiske gruppen og har non-stick egenskaper. I hovedsak er Teflon en plastikk, men uvanlig tung. Vannets tetthet er 2 ganger høyere - dette er grunnen til overvekten av belegget og oppvasken med det.
I atomindustrien fluor Det har forbindelse med prosessen med å separere uraniumisotoper. Forskere sier at hvis det ikke var noe 9. element, ville det ikke vært noen atomkraftverk. Ikke et hvilket som helst uran tjener som drivstoff for dem, men bare noen få av isotoper, spesielt 235. Separasjonsmetoder er designet for gasser og flyktige væsker.
Men uran koker ved 3500 grader Celsius. Det er uklart hvilke materialer til søyler og sentrifuger som tåler slik varme. Heldigvis finnes det flyktig uranheksafluorid, som bare koker ved 57 grader. Det er fra dette at metallfraksjonen er isolert.
Fluoroksidasjon, mer presist, dens oksidasjon av rakettdrivstoff er et viktig element i luftfartsindustrien. Det er ikke det gassformige elementet som er nyttig i det, men væsken. I denne tilstanden blir fluor lys gul og er den mest reaktive.
I metallurgi brukes standard gass. Fluorformel transformerer. Grunnstoffet er inkludert i forbindelsen som er nødvendig for å produsere aluminium. Det produseres ved elektrolyse. Det er her heksafluoraluminat er involvert.
Tilkobling kommer godt med i optikk magnesiumfluor, det vil si fluor. Den er gjennomsiktig i området for lysbølger fra vakuum ultrafiolett til infrarød stråling. Her kommer koblingen til linser og prismer for spesialiserte optiske instrumenter.
Det 9. elementet ble også lagt merke til av leger, spesielt tannleger. De fant 0,02 % fluor i tennene. Så viste det seg at i regioner hvor det er mangel på stoffet, er forekomsten av karies høyere.
Inneholdt fluor i vann, hvorfra den kommer inn i kroppen. I knappe områder begynte de å kunstig tilføre elementet til vannet. Situasjonen har blitt bedre. Derfor ble den opprettet fluorpasta.
Fluor i dental emalje kan forårsake fluorose - mørkning, flekker av vev. Dette er en konsekvens av en overflod av elementet. Derfor er det bedre å velge i regioner med normal vannsammensetning tannkrem uten fluor. Det er også nødvendig å overvåke innholdet i matvarer. Det er til og med fluorert melk. Det er ikke nødvendig å berike sjømat, den inneholder allerede mye av det 9. elementet.
Pasta uten fluor– et valg knyttet til tilstanden til tennene. Men i medisin er elementet nødvendig ikke bare innen tannbehandling. Fluorpreparater er foreskrevet for problemer med skjoldbruskkjertelen, for eksempel Graves sykdom. I kampen mot det spilles hovedrollen av paret fluor-jod.
Medisiner med 9. element er nødvendig for de som har kronisk diabetes. Grønn stær og kreft står også på listen over plager som behandles med fluor. Hvordan oksygen stoffet er noen ganger nødvendig for bronkiale sykdommer og revmatiske diagnoser.
Fluorekstraksjon
Fluor utvinnes alt på samme måte som bidro til å åpne elementet. Etter en rekke dødsfall klarte en av forskerne ikke bare å overleve, men også å frigjøre en liten mengde gulaktig gass. Laurbærene gikk til Henri Moissan. Franskmannen ble tildelt Nobelprisen for sin oppdagelse. Den ble utgitt i 1906.
Moissan brukte elektrolysemetoden. For å unngå å bli forgiftet av røyken, utførte kjemikeren reaksjonen i en stålelektrisator. Denne enheten brukes fortsatt i dag. Den inneholder surt kaliumfluorid.
Prosessen foregår ved en temperatur på 100 grader Celsius. Katoden er laget av stål. Anoden i installasjonen er karbon. Det er viktig å opprettholde tettheten i systemet, fordi fluordamp giftig.
Laboratorier kjøper spesielle plugger for tetthet. Deres sammensetning: kalsiumfluorid. Laboratorieoppsettet består av to kobberkar. Den første er fylt med smelte, og senker den andre ned i den. Det indre karet har et hull i bunnen. En nikkelanode passerer gjennom den.
Katoden plasseres i det første karet. Rør strekker seg fra enheten. Hydrogen frigjøres fra den ene, fluor frigjøres fra den andre. For å opprettholde tetthet er ikke plugger og kalsiumfluorid alene nok. Du trenger også smøring. Dens rolle spilles av glyserin eller oksid.
Laboratoriemetoden for å oppnå det 9. elementet brukes kun til pedagogiske demonstrasjoner. Teknologien har ingen praktisk anvendelse. Imidlertid beviser dens eksistens at det er mulig å klare seg uten elektrolyse. Dette er imidlertid ikke nødvendig.
Fluor pris
Det er ingen kostnad for fluor som sådan. Prisene er allerede satt for produkter som inneholder det 9. elementet i det periodiske systemet. Tannkrem, for eksempel, koster vanligvis fra 40 til 350 rubler. Medisiner er også billige og dyre. Alt avhenger av produsenten og tilgjengeligheten av lignende produkter fra andre selskaper på markedet.
Når det gjelder fluor priser for helsen kan den tilsynelatende være høy. Grunnstoffet er giftig. Å håndtere det krever forsiktighet. Fluor kan være gunstig og til og med kurere.
Men for dette må du vite mye om stoffet, forutsi dets oppførsel og selvfølgelig rådføre deg med spesialister. Fluor rangerer 13. når det gjelder utbredelse på jorden. Selve tallet, kalt djevelens dusin, tvinger deg til å være forsiktig med elementet.
(i henhold til den utdaterte klassifiseringen - et element i hovedundergruppen til gruppe VII), den andre perioden, med atomnummer 9. Angitt med symbolet F (lat. Fluorum). Fluor er et ekstremt reaktivt ikke-metall og det sterkeste oksidasjonsmidlet; det er det letteste elementet fra halogengruppen. Det enkle stoffet fluor (CAS-nummer: 7782-41-4) er under normale forhold en diatomisk gass (formel F 2) med en blekgul farge med en skarp lukt som minner om ozon eller klor. Veldig giftig.
Historie
Den første fluorforbindelsen - fluoritt (fluorspat) CaF 2 - ble beskrevet på slutten av 1400-tallet under navnet "fluor". I 1771 oppnådde Karl Scheele flussyre.
Som et av atomene til flussyre ble grunnstoffet fluor spådd i 1810, og isolert i sin frie form bare 76 år senere av Henri Moissan i 1886 ved elektrolyse av flytende vannfritt hydrogenfluorid som inneholdt en blanding av surt kaliumfluorid KHF 2.
opprinnelse til navnet
Navnet "fluor" (fra gammelgresk φθόρος - ødeleggelse), foreslått av Andre Ampère i 1810, brukes på russisk og noen andre språk; i mange land adopteres navn som er avledet fra det latinske "fluorum" (som igjen kommer fra fluere - "å flyte", i henhold til egenskapen til fluorforbindelsen, fluoritt (CaF 2), for å senke smeltingen punkt av malm og øke flyten til smelten).
Kvittering
Den industrielle metoden for å oppnå fluor inkluderer ekstraksjon og anrikning av fluorittmalm, svovelsyrenedbrytning av deres konsentrat med dannelse av vannfri HF og dets elektrolytiske dekomponering.
For å få fluor i laboratoriet brukes dekomponering av visse forbindelser, men alle finnes ikke i naturen i tilstrekkelige mengder og oppnås ved bruk av fri fluor.
Fysiske egenskaper
En blekgul gass, i lave konsentrasjoner ligner lukten både ozon og klor, den er veldig aggressiv og giftig.
Fluor har et unormalt lavt kokepunkt (smeltepunkt). Dette skyldes det faktum at fluor ikke har et d-subnivå og ikke er i stand til å danne halvannen bindinger, i motsetning til andre halogener (bindingsmangfoldet i andre halogener er ca. 1,1).
Kjemiske egenskaper
Det mest aktive ikke-metallet, det samhandler voldsomt med nesten alle stoffer bortsett fra, selvfølgelig, fluorider i høyere oksidasjonstilstander og sjeldne unntak - fluoroplast, og med de fleste av dem - med forbrenning og eksplosjon. Noen metaller er motstandsdyktige mot fluor ved romtemperatur på grunn av dannelsen av en tett film av fluor, som hemmer reaksjonen med fluor - Al, Mg, Cu, Ni. Kontakt av fluor med hydrogen fører til antennelse og eksplosjon selv ved svært lave temperaturer (ned til -252°C). Til og med vann og platina brenner i en fluoratmosfære:
2F2 + 2H20 → 4HF + O2
Reaksjoner der fluor formelt er et reduksjonsmiddel inkluderer dekomponering av høyere fluorider, for eksempel:
2CoF 3 → 2CoF 2 + F 2
MnF 4 → MnF 3 + 1/2 F 2
Fluor er også i stand til å oksidere oksygen i en elektrisk utladning, og danner oksygenfluorid OF 2 og dioksidifluorid O 2 F 2 .
I alle forbindelser har fluor en oksidasjonstilstand på -1. For at fluor skal vise en positiv oksidasjonstilstand, kreves det å lage eksimermolekyler eller andre ekstreme forhold. Dette krever kunstig ionisering av fluoratomer.
Fluor har alle egenskapene til sine andre undergrupper, men det er som en person uten sans for proporsjoner: alt økes til det ytterste, til det ytterste. Dette forklares først og fremst av posisjonen til element nr. 9 i det periodiske systemet og dets elektroniske struktur. Dens plass i det periodiske systemet er "polen av ikke-metalliske egenskaper", øvre høyre hjørne. Atommodell av fluor: kjerneladning 9+, to elektroner er plassert på det indre skallet, sju på det ytre skallet. Hvert atom streber alltid etter en stabil tilstand. For å gjøre dette, må den fylle det ytre elektroniske laget. Fluoratomet i denne forstand er intet unntak. Det åttende elektronet fanges, og målet er oppnådd - et fluorion med et "mettet" ytre skall dannes.
Antallet elektroner festet viser at den negative valensen til fluor er 1-; i motsetning til andre halogener, kan den ikke vise en positiv valens.
Tendensen til fluor til å fylle det ytre elektronlaget til en åtte-elektronkonfigurasjon er ekstremt sterk. Derfor har den ekstraordinær reaktivitet og danner forbindelser med nesten alle elementer. Nylig trodde de fleste kjemikere, og med god grunn, at edelgasser ikke kan danne ekte kjemiske forbindelser. Imidlertid kunne snart tre av de seks "eneboere" elementene ikke motstå angrepet av overraskende aggressivt fluor. Siden 1962 har man oppnådd fluorider, og gjennom dem andre forbindelser av krypton, xenon og radon.
Det er veldig vanskelig å hindre fluor fra å reagere, men det er ofte ikke lettere å fjerne atomene fra forbindelser. En annen faktor spiller en rolle her - de svært små størrelsene på fluoratomet og ionet. De er omtrent en og en halv ganger mindre enn klor, og halvparten så mye som jod.
Det er klart at jo større halogenatomene er, jo færre av dem er lokalisert rundt molybdenatomet. Maksimal mulig valens av molybden oppnås bare i kombinasjon med fluoratomer, hvis lille størrelse gjør at molekylet kan "pakkes" tettest.
Fluoratomer har svært høy elektronegativitet, det vil si evnen til å tiltrekke elektroner: når de interagerer med oksygen, danner fluor forbindelser der oksygenet er positivt ladet. Varmt vann brenner i en strøm av fluor for å danne oksygen. Er ikke det et unntakstilfelle? Oksygen viste seg plutselig ikke å være en årsak, men en konsekvens av forbrenning.
Ikke bare vann, men også andre vanligvis ikke-brennbare materialer, som asbest, murstein og mange metaller, antennes i en fluorstrøm. Brom, jod, svovel, selen, tellur, fosfor, arsen, antimon, silisium, trekull antennes spontant i fluor selv ved vanlige temperaturer, og med lett oppvarming rammer samme skjebne de edle platinametallene, kjent for sin kjemiske passivitet.
Derfor er navnet fluor i seg selv ikke overraskende. Oversatt fra gresk betyr dette ordet «ødelegge».
Fluor eller fluor?
Fluor - destruktiv - et overraskende passende navn. Imidlertid er et annet navn for element nr. 9 mer vanlig i utlandet - fluor, som betyr "væske" på latin.
Dette navnet er mer egnet ikke for fluor, men for noen av dets forbindelser og stammer fra fluoritt eller flusspat - den første fluorforbindelsen som ble brukt av mennesker. Tilsynelatende, selv i eldgamle tider, visste folk om evnen til dette mineralet til å redusere smeltepunktet til malm og metallurgiske slagger, men de visste naturligvis ikke dets sammensetning. Hovedkomponenten i dette mineralet, et grunnstoff som fortsatt er ukjent for kjemikere, ble kalt fluor.
Dette navnet er så inngrodd i hodet til forskere at et logisk begrunnet forslag om å gi nytt navn til elementet, fremsatt i 1816, ikke fant støtte. Men i løpet av disse årene var det et intensivert søk etter fluor; mange eksperimentelle data hadde allerede blitt akkumulert som bekreftet de destruktive evnene til fluor og dets forbindelser. Og forfatterne av forslaget var ikke hvem som helst, men de største forskerne på den tiden, Andre Ampère og Humphry Davy. Og likevel forble fluor fluor.
Ofre? - Nei, helter
Den første omtale av fluor og fluoritt dateres tilbake til 1400-tallet.
På begynnelsen av 1700-tallet. flussyre ble oppdaget - en vandig løsning av hydrogenfluorid, og i 1780 foreslo den berømte svenske kjemikeren Karl Wilhelm Scheele først at denne syren inneholdt et nytt aktivt element. Men for å bekrefte Scheeles gjetning og isolere fluor (eller fluor), tok det kjemikere mer enn 100 år, et helt århundre med hardt arbeid av mange forskere fra forskjellige land.
I dag vet vi at fluor er svært giftig og at arbeid med det og dets forbindelser krever stor forsiktighet og gjennomtenkte beskyttelsestiltak. Oppdagerne av fluor kunne bare gjette om dette, og selv da ikke alltid. Derfor er historien om oppdagelsen av fluor assosiert med navnene på mange vitenskapshelter. De engelske kjemikerne brødrene Thomas og George Knox prøvde å få tak i fluor fra sølv- og blyfluorider. Eksperimentene endte tragisk: Georg Knox ble ufør, Thomas døde. Den samme skjebnen rammet D. Nickles og P. Layet. Fremragende kjemiker på 1800-tallet. Humphry Davy, skaperen av hydrogenteorien om syrer, mannen som først oppnådde natrium, kalium, magnesium, kalsium, strontium og barium, som beviste klors elementære natur, var ikke i stand til å løse problemet med å skaffe det altødeleggende elementet . Under disse forsøkene ble han forgiftet og ble alvorlig syk. J. Gay-Lussac og L. Tenard mistet helsen uten å oppnå oppmuntrende resultater.
A. Lavoisier, M. Faraday, E. Fremy var mer vellykkede. Fluor "sparet" dem, men de lyktes heller ikke. I 1834 trodde Faraday at han endelig hadde lyktes med å få tak i den unnvikende gassen. Men han ble snart tvunget til å innrømme: «Jeg kunne ikke få fluor. Mine antagelser, utsatt for streng analyse, falt bort etter hverandre...» I 50 (!) år prøvde denne vitenskapsgiganten å løse problemet med å skaffe fluor, men klarte aldri å overvinne det.
Feil plaget forskere, men tilliten til eksistensen og muligheten for å isolere fluor ble sterkere for hvert nytt eksperiment. Det var basert på en rekke analogier i oppførselen og egenskapene til fluorforbindelser med forbindelser av allerede kjente halogener - klor, brom og jod.
Det var noen suksesser underveis. Fremy, som prøvde å trekke ut fluor fra fluorider ved hjelp av elektrolyse, fant en måte å produsere vannfri hydrogenfluorid på. Hver opplevelse, selv mislykkede, fylte opp kunnskapsbasen om det fantastiske elementet og brakte dagen for oppdagelsen nærmere. Og denne dagen har kommet. Den 26. juni 1886 elektrolyserte den franske kjemikeren Henri Moissan vannfritt hydrogenfluorid. Ved en temperatur på -23°C oppnådde han en ny, ekstremt reaktiv gassformig substans ved anoden. Moissan klarte å samle opp flere gassbobler. Det var fluor!
Moissan rapporterte sin oppdagelse til Paris Academy. En kommisjon ble umiddelbart opprettet, som i løpet av få dager skulle ankomme Moissans laboratorium for å se alt med egne øyne. Moissan forberedte seg nøye på gjentatt forsøk. Han utsatte det originale hydrogenfluorid for ytterligere rensing, og... den høytstående kommisjonen så ikke fluor. Eksperimentet ble ikke reprodusert; elektrolyse med frigjøring av fluor ble ikke observert! Skandale?!
Men Moissan klarte å finne årsaken. Det viste seg at bare små mengder kaliumfluorid inneholdt i hydrogenfluorid gjør det til en elektrisk leder. Bruken av hydrogenfluorid i det første forsøket uten ytterligere rensing sørget for suksess: det var urenheter - elektrolyse fant sted. Den nøye forberedelsen av det andre eksperimentet var årsaken til feilen.
Likevel var lykken definitivt på Moissans side. Snart klarte han å finne billig og pålitelig materiale for enheter der fluor produseres. Dette problemet var ikke mindre vanskelig enn å skaffe et gjenstridig element. Hydrogenfluorid og fluor ødela alt utstyr. Davy testet også kar laget av krystallinsk svovel, kull, sølv og platina, men alle disse materialene ble ødelagt under elektrolysen av fluorforbindelser.
Moissan oppnådde de første gramene fluor i en platinaelektrolysator med elektroder laget av en iridium-platinalegering. Til tross for den lave temperaturen eksperimentet ble utført ved, "ødela" hvert gram fluor 5-6 g platina.
Moissan erstattet platinabeholderen med en kobber. Selvfølgelig er kobber også mottakelig for virkningen av fluor, men akkurat som aluminium er beskyttet mot luft av en oksidfilm, så ble kobber "gjemt" fra fluor bak en film av kobberfluorid som var uimotståelig for det.
Elektrolyse er fortsatt praktisk talt den eneste metoden for å produsere fluor. Siden 1919 har bifluorid-smelter blitt brukt som elektrolytt. Materialene til moderne elektrolysatorer og elektroder er kobber, nikkel, stål, grafitt. Alt dette gjorde produksjonen av element nr. 9 mange ganger billigere og gjorde det mulig å produsere det i industriell skala. Prinsippet om å skaffe fluor forble imidlertid det samme som foreslått av Davy og Faraday og først implementert av Moissan.
Fluor og mange av dets forbindelser er ikke bare av stor teoretisk interesse, men finner også bred praktisk anvendelse. Det er mange fluorforbindelser, deres bruk er så allsidig og omfattende at selv 100 sider ikke ville være nok til å fortelle om alt interessant som er forbundet med dette elementet. Derfor vil du i historien vår bare finne de mest interessante fluorforbindelsene som har blitt godt etablert i vår bransje, i livene våre, i hverdagen vår og til og med i vår kunst - forbindelser uten hvilke (dette kan sies uten overdrivelse) fremgang er utenkelig.
Fluorhydrid og... vann
Hva kan alt-destruktiv fluor og "fredelig" kjent vann ha til felles? Det ser ut til - ingenting. Men la oss passe oss for forhastede konklusjoner. Tross alt kan vann betraktes som et oksygenhydrid, og flussyre HF er ikke annet enn et fluorhydrid. Så vi har å gjøre med de nærmeste kjemiske "slektningene" - hydrider av to sterke oksidasjonsmidler.
Hydrider av alle halogener er kjent. Egenskapene deres endres naturlig, men hydrogenfluorid er på mange måter nærmere vann enn andre hydrogenhalogenider. Sammenlign de dielektriske konstantene: for HF og H 2 O er de veldig nære (83,5 og 80), mens for brom, jod og klorhydrider er denne karakteristikken mye lavere (bare 2,9 - 4,6). Kokepunktet til HF er +19°C, mens HI, HBr og HCl går over i gassform allerede ved minusgrader.
En av de naturlige fluorforbindelsene, mineralet kryolitt, kalles usmeltende is. Faktisk er enorme kryolittkrystaller veldig lik isblokker.
En av historiene til science fiction-forfatteren I. A. Efremov beskriver et møte i verdensrommet med innbyggerne på en planet der fluor, ikke oksygen, deltar i alle vitale oksidative prosesser. Hvis en slik planet eksisterer, så er det ingen tvil om at dens innbyggere slukker tørsten... med hydrogenfluorid.
På jorden tjener hydrogenfluorid andre formål
Tilbake i 1670 blandet Nürnberg-kunstneren Schwangard flusspat med svovelsyre og påførte tegninger på glass med denne blandingen. Schwangard visste ikke at komponentene i blandingen hans reagerte med hverandre, men "tegnet" reaksjonsproduktet. Dette hindret ikke implementeringen av Schwangards oppdagelse. De bruker det fortsatt i dag. Et tynt lag parafin påføres glasskaret. Kunstneren maler over dette laget og dypper deretter karet i en løsning av flussyre. På de stedene hvor parafin-"rustningen", usårbar for hydrogenfluorid, fjernes, korroderer syren glasset, og designet er for alltid preget på det. Dette er den eldste bruken av hydrogenfluorid, men på ingen måte den eneste.
Det er nok å si at mindre enn 20 år etter opprettelsen av de første industrielle installasjonene for produksjon av hydrogenfluorid, nådde dens årlige produksjon i USA 125 tusen tonn. Glass, mat, olje, kjernefysisk, metallurgisk, kjemisk, luftfart, papir - Dette er ikke en fullstendig liste over de industriene hvor hydrogenfluorid er mest brukt. Hydrogenfluorid er i stand til å endre hastigheten på mange reaksjoner og brukes som en katalysator for en lang rekke kjemiske transformasjoner. En av hovedtrendene i moderne kjemi er å utføre reaksjoner i ikke-vandige medier. Hydrogenfluorid har blitt det mest interessante og allerede mye brukte ikke-vandige løsningsmidlet.
Hydrogenfluorid er et veldig aggressivt og farlig reagens, men det er uunnværlig i mange grener av moderne industri. Derfor er metodene for å håndtere det blitt så forbedret at for en kompetent kjemiker i vår tid har hydrogenfluorid blitt nesten like trygt som for innbyggerne på en ukjent fluorplanet.
Kunstig tilsetning av fluor til vann på de stedene hvor mangelen er funnet, fører til eliminering av nye tilfeller av sykdommen og en reduksjon i karies hos syke mennesker. La oss gjøre en reservasjon med en gang - et stort overskudd av fluor i vann forårsaker en akutt sykdom - fluorose (flekket emalje). Medisinens evige dilemma: store doser er gift, små doser er medisin.
Mange steder er det bygget installasjoner for kunstig fluorering av vann. Denne metoden for å forebygge karies hos barn er spesielt effektiv. I noen land tilsettes derfor fluorforbindelser (i ekstremt små doser). melk.
Det er en antakelse om at fluor er nødvendig for utviklingen av en levende celle og at det sammen med fosfor inngår i dyre- og plantevev.
Fluor er mye brukt i syntesen av ulike medisiner. Organofluorforbindelser brukes med hell til å behandle skjoldbruskkjertelsykdommer, spesielt Graves sykdom, kroniske former for diabetes, bronkiale og revmatiske sykdommer, glaukom og kreft. De er også nyttige for forebygging og behandling av malaria og er et godt middel mot streptokokk- og stafylokokkinfeksjoner. Noen organiske fluormedisiner er pålitelige smertestillende.
Fluor og liv - det er denne delen av fluorkjemien som er verdig den største utviklingen, og fremtiden ligger med den. Fluor og død? Det er mulig og nødvendig å jobbe i dette området, men for å oppnå ikke dødelige giftige stoffer, men forskjellige medisiner for å bekjempe gnagere og andre landbruksskadedyr. Eksempler på slike anvendelser inkluderer monofluoreddiksyre og natriumfluoracetat.
Så deilig det er å ta en flaske iskaldt mineralvann ut av kjøleskapet på en varm sommerdag...
I de fleste kjøleskap - både industrielle og private - er kjølemediet, stoffet som skaper kulde, en organisk fluorvæske - freon.
Freoner oppnås ved å erstatte hydrogenatomer i molekylene til de enkleste organiske forbindelsene med fluor eller fluor og klor. Det enkleste hydrokarbonet er metan CH4. Hvis alle hydrogenatomene i metan erstattes med fluor, dannes tetrafluormetan CF 4 (Freon-14), og hvis bare to hydrogenatomer erstattes med fluor, og de to andre med klor, så difluordiklormetan CF 2 Cl 2 (Freon) -12) oppnås.
Kjøleskap til hjemmet bruker vanligvis Freon-12. Det er en fargeløs, vannuløselig og ikke-brennbar gass med en lukt som ligner på eter. Freoner 11 og 12 fungerer også i klimaanlegg. I "skadelighetsskalaen" som er satt sammen for alle brukte kjølemedier, opptar freoner de siste plassene. De er enda mer harmløse enn "tørris" - fast karbondioksid.
Freoner er ekstremt stabile og kjemisk inerte. Her, som i tilfellet med fluorplast, står vi overfor det samme fantastiske fenomenet: ved hjelp av det mest aktive elementet - fluor - er det mulig å oppnå kjemisk svært passive stoffer. De er spesielt motstandsdyktige mot virkningen av oksidasjonsmidler, og dette er ikke overraskende - tross alt er karbonatomene deres i den høyeste oksidasjonstilstanden. Derfor brenner ikke fluorkarboner (og spesielt freoner) selv i en atmosfære av rent oksygen. Med sterk oppvarming oppstår ødeleggelse - desintegrering av molekyler, men ikke deres oksidasjon. Disse egenskapene gjør det mulig å bruke freoner i en rekke andre tilfeller: de brukes som flammestoppere, inerte løsemidler og mellomprodukter for produksjon av plast og smøremidler.
Tusenvis av organofluorforbindelser av forskjellige typer er nå kjent. Mange av dem brukes i de viktigste grenene av moderne teknologi. I freoner fungerer fluor for den "kalde industrien", men med dens hjelp er det mulig å oppnå svært høye temperaturer. Sammenlign disse tallene: temperaturen på oksygen-hydrogen-flammen er 2800°C, oksygen-acetylen-flammen er 3500°C, og når hydrogen brenner i fluor, utvikles en temperatur på 3700°C. Denne reaksjonen har allerede funnet praktisk anvendelse i hydrofluoridbrennere for skjæring av metall. I tillegg er det kjent brennere som opererer på fluorklorider (forbindelser av fluor og klor), samt på en blanding av nitrogentrifluorid og hydrogen. Den sistnevnte blandingen er spesielt praktisk, siden nitrogentrifluorid ikke forårsaker korrosjon av utstyr. Naturligvis spiller fluor og dets forbindelser rollen som et oksidasjonsmiddel i alle disse reaksjonene. De kan også brukes som oksidasjonsmiddel i flytende jetmotorer. Mye taler for en reaksjon som involverer fluor og dets forbindelser. Det utvikles høyere temperatur, noe som gjør at trykket i forbrenningskammeret blir større, og skyvekraften til jetmotoren øker. Det dannes ingen faste forbrenningsprodukter som et resultat av slike reaksjoner, noe som betyr at det i dette tilfellet heller ikke er fare for å tette dysene og sprekke motoren.
Men fluor, som en komponent i rakettdrivstoff, har en rekke store ulemper. Det er svært giftig, etsende og har et svært lavt kokepunkt. Det er vanskeligere å vedlikeholde som væske enn andre gasser. Derfor er fluorforbindelser med oksygen og halogener mer akseptable her.
Noen av disse forbindelsene er ikke dårligere enn flytende fluor i sine oksiderende egenskaper, men har en stor fordel: under normale forhold er de enten væsker eller lett flytende gasser.