Флуорът е химичен елемент (символ F, атомен номер 9), неметал, който принадлежи към групата на халогените. Това е най-активното и електроотрицателно вещество. При нормална температура и налягане, флуорната молекула е бледожълт отровен газ с формула F2. Подобно на другите халогениди, молекулярният флуор е много опасен и причинява тежки химически изгаряния при контакт с кожата.
Използвайте
Флуорът и неговите съединения се използват широко, включително за производството на фармацевтични продукти, агрохимикали, горива и смазочни материали и текстил. Флуороводородна киселина се използва за ецване на стъкло, докато флуорната плазма се използва за производство на полупроводници и други материали. Ниските концентрации на F йони в пастата за зъби и питейната вода могат да помогнат за предотвратяване на зъбен кариес, докато по-високи концентрации се намират в някои инсектициди. Много общи анестетици са хидрофлуоровъглеродни производни. Изотопът 18F е източник на позитрони за получаване на медицинскипозитронно-емисионна томография и уранов хексафлуорид се използва за разделяне на уранови изотопи и производство на обогатен уран за атомни електроцентрали.
История на откриването
Минералите, съдържащи флуорни съединения, са били известни много години преди изолирането на този химичен елемент. Например минералът флуорен шпат (или флуорит), състоящ се от калциев флуорид, е описан през 1530 г. от Джордж Агрикола. Той забеляза, че може да се използва като флюс, вещество, което помага за понижаване на точката на топене на метал или руда и помага за пречистване на желания метал. Следователно флуорът е получил латинското си име от думата fluere („тече“).
През 1670 г. стъкленият духател Хайнрих Шванхард открива, че стъклото се гравира от действието на калциев флуорид (флуоров шпат), обработен с киселина. Карл Шийл и много по-късни изследователи, включително Хъмфри Дейви, Жозеф-Луи Гей-Люсак, Антоан Лавоазие, Луи Тенар, експериментираха с флуороводородна киселина (HF), която беше лесно получена чрез третиране на CaF с концентрирана сярна киселина.
В крайна сметка стана ясно, че HF съдържа непознат досега елемент. Въпреки това, поради прекомерната си реактивност, това вещество не може да бъде изолирано в продължение на много години. Не само е трудно да се отдели от съединенията, но веднага реагира с другите им компоненти. Изолирането на елементарен флуор от флуороводородна киселина е изключително опасно и ранните опити ослепиха и убиха няколко учени. Тези хора станаха известни като „мъченицитефлуор.”
Откриване и производство
Накрая, през 1886 г., френският химик Анри Моасан успява да изолира флуор чрез електролиза на смес от разтопени калиеви флуориди и флуороводородна киселина. За това той е удостоен с Нобелова награда за химия през 1906 г. Неговият електролитен подход продължава да се използва и днес за промишленото производство на този химичен елемент.
Първото мащабно производство на флуор започва по време на Втората световна война. Това беше необходимо за един от етапите на създаване на атомна бомба като част от проекта Манхатън. Флуорът е използван за производството на уранов хексафлуорид (UF6), който от своя страна е използван за разделяне на двата изотопа 235U иедин от друг 238U. Днес газообразният UF6 е необходим за производството на обогатен уран за ядрена енергия.
Най-важните свойства на флуора
В периодичната таблица елементът е в горната част на група 17 (преди група 7A), която се нарича халоген. Други халогени включват хлор, бром, йод и астатин. В допълнение, F е във втория период между кислород и неон.
Чистият флуор е корозивен газ (химическа формула F2) с характерна остра миризма, която се намира при концентрация от 20 nl на литър обем. Като най-реактивен и електроотрицателен от всички елементи, той лесно образува съединения с повечето от тях. Флуорът е твърде реактивен, за да съществува в елементарна форма и има такаваафинитет с повечето материали, включително силиций, че не може да се приготвя или съхранява в стъклени съдове. Във влажен въздух, той реагира с вода, за да образува също толкова опасната флуороводородна киселина.
Флуорът, взаимодействайки с водорода, експлодира дори при ниски температури и на тъмно. Той реагира бурно с вода, за да образува флуороводородна киселина и кислороден газ. Различни материали, включително фино диспергирани метали и стъкла, горят с ярък пламък в струя газообразен флуор. Освен това този химичен елемент образува съединения с благородните газове криптон, ксенон и радон. Въпреки това, той не реагира директно с азот и кислород.
Въпреки изключителната активност на флуора, вече са достъпни методи за безопасното му боравене и транспортиране. Елементът може да се съхранява в контейнери от стомана или монел (богата на никел сплав), тъй като на повърхността на тези материали се образуват флуориди, които предотвратяват по-нататъшна реакция.
Флуоридите са вещества, в които флуорът присъства като отрицателно зареден йон (F-) в комбинация с някои положително заредени елементи. Флуорните съединения с метали са сред най-стабилните соли. Когато се разтварят във вода, те се разделят на йони. Други форми на флуор са комплекси, например [FeF4]- и H2F+.
Изотопи
Има много изотопи на този халоген, вариращи от 14F до 31F. Но изотопният състав на флуора включва само един от тях,19F, който съдържа 10 неутрона, тъй като е единственият, който е стабилен. Радиоактивният изотоп 18F е ценен източник на позитрони.
Биологично въздействие
Флуорът в тялото се намира главно в костите и зъбите под формата на йони. Флуорирането на питейната вода при концентрация под една част на милион значително намалява честотата на кариесите – според Националния изследователски съвет на Националната академия на науките на САЩ. От друга страна, прекомерното натрупване на флуор може да доведе до флуороза, която се проявява в петнисти зъби. Този ефект обикновено се наблюдава в райони, където съдържанието на този химичен елемент в питейната вода надвишава концентрация от 10 ppm.
Елементарният флуор и флуоридните соли са токсични и с тях трябва да се работи много внимателно. Трябва внимателно да се избягва контакт с кожата или очите. Реакцията с кожата произвежда флуороводородна киселина, която бързо прониква в тъканите и реагира с калция в костите, като трайно ги уврежда.
Флуор в околната среда
Годишното световно производство на минерала флуорит е около 4 милиона тона, а общият капацитет на проучените находища е в рамките на 120 милиона тона. Основните райони за добив на този минерал са Мексико, Китай и Западна Европа.
Флуорът се среща естествено в земната кора, където може да се намери в скали, въглища и глина. Флуоридите се отделят във въздуха чрез ветровата ерозия на почвите. Флуорът е 13-ият най-разпространен химичен елемент в земната кора – неговото съдържаниесе равнява на 950 ppm. В почвите средната му концентрация е около 330 ppm. Флуороводородът може да бъде освободен във въздуха в резултат на промишлени горивни процеси. Флуоридите, които са във въздуха, в крайна сметка падат на земята или във водата. Когато флуорът се свързва с много малки частици, той може да остане във въздуха за дълги периоди от време.
В атмосферата 0,6 милиардни от този химичен елемент присъства под формата на солена мъгла и органични хлорни съединения. В градските райони концентрацията достига 50 части на милиард.
Връзки
Флуорът е химичен елемент, който образува широк спектър от органични и неорганични съединения. Химиците могат да заменят водородните атоми с него, като по този начин създават много нови вещества. Силно реактивният халоген образува съединения с благородни газове. През 1962 г. Нийл Бартлет синтезира ксенон хексафлуороплатинат (XePtF6). Получени са също криптон и радон флуориди. Друго съединение е аргон флуорхидрид, който е стабилен само при изключително ниски температури.
Индустриални приложения
В своето атомно и молекулярно състояние флуорът се използва за плазмено ецване при производството на полупроводници, плоски дисплеи и микроелектромеханични системи. Флуороводородна киселина се използва за ецване на стъкло в лампи и други продукти.
Заедно с някои от неговите съединения, флуорът е важен компонент в производството на фармацевтични продукти, агрохимикали, горива и смазочни материалиматериали и текстил. Химическият елемент е необходим за производството на халогенирани алкани (халони), които от своя страна са били широко използвани в климатичните и хладилните системи. По-късно подобна употреба на хлорфлуорвъглеводороди беше забранена, тъй като те допринасят за разрушаването на озоновия слой в горните слоеве на атмосферата.
Серен хексафлуорид е изключително инертен, нетоксичен газ, който е класифициран като парников газ. Без флуор производството на пластмаси с ниско триене като тефлон не е възможно. Много анестетици (напр. севофлуран, десфлуран и изофлуран) са производни на CFC. Натриевият хексафлуороалуминат (криолит) се използва при електролиза на алуминий.
Флуоридни съединения, включително NaF, се използват в пастите за зъби за предотвратяване на кариес. Тези вещества се добавят към общинските водоснабдителни системи за осигуряване на флуориране на водата, но практиката се счита за противоречива поради въздействието върху човешкото здраве. При по-високи концентрации NaF се използва като инсектицид, особено за борба с хлебарки.
В миналото флуоридите са били използвани за понижаване на точката на топене на метали и руди и повишаване на тяхната течливост. Флуорът е важен компонент при производството на уранов хексафлуорид, който се използва за отделяне на неговите изотопи. 18F, радиоактивен изотоп с период на полуразпад от 110 минути, излъчва позитрони и често се използва в медицинската позитронно-емисионна томография.
Физични свойства на флуора
Основни характеристикихимичен елемент, както следва:
- Атомна маса 18,9984032 g/mol.
- Електронна конфигурация 1s22s22p5.
- Състояние на окисление -1.
- Плътност 1,7 g/L.
- Точка на топене 53,53 K.
- Точка на кипене 85,03 K.
- Топлинен капацитет 31,34 J/(K mol).
