Флуорът е бледожълт газ. Влиза в химична реакция с почти всички вещества, включително стъклото.
Флуор: Флуорит - Ca-F2
Флуорът се използва за производство на лекарства. Таблетките, съдържащи натриев флуорид, се предписват на хората за предотвратяване на развитието на кариес. Натриевият флуорид се намира и в пастите за зъби.
Тефлонът се използва за направата на съдове с незалепващо покритие. Това е невероятен материал. Чисто твърдо хлъзгаво като лед. Тефлонът е много тежък, за разлика от повечето пластмаси, които обикновено са по-леки от водата, тефлонът е повече от два пъти по-голям от плътността на водата. Тефлонът е много полезен, защото почти нищо не полепва по него и е непроницаем за повечето химикали. Основната стойност на тефлона е, че има изненадващо висок процент на флуор в малко пространство. По тегло тефлонът (политетрафлуоретилен) се състои от почти 76% флуор, останалите 24% са въглерод. Има два флуорни атома за всеки въглероден атом и всеки флуорен атом тежи повече от въглероден атом.
Фреонът или C-H-Cl-F2 е хладилен агент или вещество, което се използва в хладилни машини (хладилници и климатици).
Флуор, Свойства и параметри на флуора
Флуор, Въведение |
|
| Символ | Е |
| латинско име | Флуор |
| Тип вещество | прост химичен елемент |
| Откривател | А. Мойсан |
| Година на откриване | 1886 |
Основните параметри на флуора според периодичната таблица |
|
| Атомен номер Z | 9 |
| Атомна маса | 18.9984032 |
| Група | 17 |
| месечен цикъл | 2 |
| Групова принадлежност | халогени |
Механични свойства на флуора |
|
| Плътност на газообразни вещества (при 0°C и 760 mmHg) | 1,696 (Килограм / Метър 3) |
Термодинамични свойства на флуора |
|
| Агрегатно състояние при нормални условия | газ |
| Точка на топене в Келвин | 53,55 (Келвин) |
| Точка на топене Целзий | -219,6 (°C) |
| Точка на кипене Келвин | 85,03 (Келвин) |
| Точка на кипене Целзий | -188.12 (°C) |
Свойства на флуорния атом |
|
| e-cloud конфигурация | 1s 2 2s 2 2p 5 |
| Радиус на атома | 42 10 − 12 (метър) |
| Брой протони p | 9 |
| Брой неутрони n | 10 |
| Брой електрони e | 9 |
| Масово число А | 19 |
 |
|
Химични свойства на флуора |
|
| Валентност | 1 |
Разпространение на флуорид |
|
| 0.00004% | |
| Слънцето се състои от флуор | 0.00005% |
| Океаните са изградени от флуор | 0.00013% |
| Човешкото тяло е изградено от флуор при | 0.0037% |
Вселена |
|
| Вселената е изградена от флуор | 0.00004% |
Флуор
ФЛУОР-а; м.[от гръцки. phthoros - смърт, унищожение] Химичен елемент (F), светложълт газ с остра миризма. Добавете към питейната вода f.
флуор(лат. Fluorum), химичен елемент от VII група на периодичната система, се отнася до халогени. Свободният флуор се състои от двуатомни молекули (F 2); бледожълт газ с остра миризма T pl –219,699°C, Tбала –188.200°C, плътност 1.7 g/l. Най-активният неметал: реагира с всички елементи с изключение на хелий, неон и аргон. Взаимодействието на флуора с много вещества лесно се превръща в изгаряне и експлозия. Флуорът разрушава много материали (оттук и името: гръцки phthóros - унищожаване). Основните минерали са флуорит, криолит, флуорапатит. Флуорът се използва за получаване на органофлуорни съединения и флуориди; флуорът е част от тъканите на живите организми (кости, зъбен емайл).
ФЛУОРФЛУОР (лат. Fluorum), F (чете се "флуор"), химичен елемент с атомен номер 9, атомна маса 18,998403. Естественият флуор се състои от един стабилен нуклид (см.НУКЛИД) 19 F. Конфигурация на външен електронен слой 2 с 2
стр 5
. В съединенията той проявява само степен на окисление –1 (валентност I). Флуорът се намира във втория период в група VIIA на периодичната система от елементи на Менделеев, отнася се до халогени (см.ХАЛОГЕНИ).
Радиусът на неутралния флуорен атом е 0,064 nm, радиусът на F йона е 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) и 0,119 (6) nm (стойността на координационното число е посочена в скоби) . Последователните енергии на йонизация на неутрален флуорен атом са съответно 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 и 114,2 eV. Електронен афинитет 3,448 eV (най-големият сред атомите на всички елементи). Според скалата на Полинг електроотрицателността на флуора е 4 (най-високата стойност сред всички елементи). Флуорът е най-активният неметал.
В свободна форма флуорът е безцветен газ с остра, задушлива миризма.
История на откритията
Историята на откриването на флуора е свързана с минерала флуорит (см.ФЛУОРИТ), или флуорипат. Съставът на този минерал, както е известно сега, съответства на формулата CaF 2 и това е първото вещество, съдържащо флуор, което започва да се използва от човека. В древни времена е отбелязано, че ако флуоритът се добави към рудата по време на топенето на метал, температурата на топене на рудата и шлаката намалява, което значително улеснява процеса (оттук и името на минерала - от латински fluo - поток).
През 1771 г., чрез обработка на флуорит със сярна киселина, шведският химик К. Шееле (см.ШЕЛЕ Карл Вилхелм)приготвил киселина, която той нарекъл флуороводородна киселина. френски учен А. Лавоазие (см.Лавоазие Антоан Лоран)предположи, че тази киселина включва нов химичен елемент, който той предложи да нарече "флуор" (Лавоазие смята, че флуороводородна киселина е съединение на флуор с кислород, тъй като според Лавоазие всички киселини трябва да съдържат кислород). Той обаче не можа да избере нов елемент.
Новият елемент получава името "флуор", което е отразено и в латинското му име. Но дългосрочните опити да се изолира този елемент в свободна форма не бяха успешни. Много учени, които се опитаха да го получат в свободна форма, умряха по време на такива експерименти или станаха инвалиди. Това са английските химици братя Т. и Г. Нокс и френският Ж.-Л. Гей Лусак (см.ГЕЙ LUSSAC Джоузеф Луис)и L. J. Tenard (см.ТЕНАР Луи Жак), и много други. Сам Г. Дейви (см. DEVI Хъмфри), който първи получи натрий, калий, калций и други елементи в свободна форма, в резултат на експерименти за производство на флуор чрез електролиза, той беше отровен и се разболя сериозно. Вероятно под впечатлението от всички тези неуспехи през 1816 г. е предложено подобно по звучене, но напълно различно по значение име за новия елемент - флуор (от гръцки фторос - унищожение, смърт). Това име на елемента е прието само на руски, французите и германците продължават да наричат флуора „флуор“, британците - „флуор“.
Дори такъв изключителен учен като М. Фарадей не можа да получи свободен флуор (см. FARADEUS Michael). Едва през 1886 г. френският химик А. Моасан (см.Моасан Анри), използвайки електролиза на течен флуороводород HF, охладен до температура от -23 ° C (течността трябва да съдържа малко калиев флуорид KF, което осигурява нейната електрическа проводимост), успя да получи първата порция нов, изключително реактивен газ на анода. В първите експерименти Moissan използва много скъп електролизатор, направен от платина и иридий, за да получи флуор. В същото време всеки грам от получения флуор "изяде" до 6 g платина. По-късно Moissan започва да използва много по-евтин меден електролизатор. Флуорът реагира с медта, но по време на реакцията се образува много тънък филм от флуорид, който предотвратява по-нататъшното разрушаване на метала.
Да бъдеш сред природата
Съдържанието на флуор в земната кора е доста високо и възлиза на 0,095% от теглото (значително повече от най-близкия аналог на флуора в групата - хлор (см.ХЛОР)). Поради високата химическа активност на флуор в свободна форма, разбира се, не се намира. Най-важните флуорни минерали са флуорит (флуорипат), както и флуорапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 и криолит (см.КРИОЛИТ) Na3AlF6. Флуорът като примес е част от много минерали и се намира в подземните води; в морска вода 1,3 10 -4% флуор.
Касова бележка
На първия етап от получаването на флуор се изолира флуороводород HF. Получаване на флуороводород и флуороводородна киселина (см.флуороводородна киселина)(флуороводородна) киселина възниква, като правило, заедно с преработката на флуорапатит във фосфатни торове. Газообразният флуороводород, образуван по време на обработката на флуорапатит със сярна киселина, след това се събира, втечнява и използва за електролиза. Електролизата може да бъде подложена както на течна смес от HF и KF (процесът се извършва при температура 15-20 ° C), така и на KH 2 F 3 стопилка (при температура 70-120 ° C) или KHF 2 се стопи (при температура 245-310°C).
В лабораторията, за да се приготвят малки количества свободен флуор, може да се използва или нагряване на MnF 4, по време на което флуорът се елиминира, или нагряване на смес от K 2 MnF 6 и SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2 .
Физични и химични свойства
При нормални условия флуорът е газ (плътност 1,693 kg / m 3) с остра миризма. Точка на кипене -188.14°C, точка на топене -219.62°C. В твърдо състояние той образува две модификации: a-форма, която съществува от точката на топене до –227,60°C, и b-форма, която е стабилна при температури по-ниски от –227,60°C.
Подобно на други халогени, флуорът съществува като двуатомни молекули F 2 . Междуядреното разстояние в молекулата е 0,14165 nm. Молекулата F 2 се характеризира с аномално ниска енергия на дисоциация на атоми (158 kJ / mol), което по-специално определя високата реактивност на флуора.
Химическата активност на флуора е изключително висока. От всички елементи с флуор само три леки инертни газа не образуват флуориди - хелий, неон и аргон. Във всички съединения флуорът има само една степен на окисление -1.
Флуорът реагира директно с много прости и сложни вещества. Така че, при контакт с вода, флуорът реагира с нея (често се казва, че „водата гори във флуор“):
2F 2 + 2H 2 O \u003d 4HF + O 2.
Флуорът реагира експлозивно при прост контакт с водород:
H 2 + F 2 \u003d 2HF.
В този случай се образува газ флуороводород HF, който е неограничено разтворим във вода с образуването на относително слаба флуороводородна киселина.
Флуорът взаимодейства с повечето неметали. И така, при реакцията на флуор с графит се образуват съединения с обща формула CF x, при реакция на флуор със силиций, SiF 4 флуорид и с бор, BF 3 трифлуорид. Когато флуорът взаимодейства със сярата, се образуват съединения SF 6 и SF 4 и т.н. (вижте Флуориди (см.ФЛУОРИД)).
Известни са голям брой флуорни съединения с други халогени, например BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 и други, освен това бромът и йодът се запалват във флуорна атмосфера при нормална температура и хлорът взаимодейства с флуора при нагряване до 200-250°C.
Не реагирайте директно с флуор, в допълнение към посочените инертни газове, също азот, кислород, диамант, въглероден диоксид и въглероден оксид.
Косвено са получени азотен трифлуорид NF 3 и кислородни флуориди О 2 F 2 и OF 2, в които кислородът има необичайни степени на окисление +1 и +2.
Когато флуорът взаимодейства с въглеводороди, настъпва тяхното разрушаване, придружено от производството на флуоровъглероди с различен състав.
При леко нагряване (100-250°C) флуорът реагира със сребро, ванадий, рений и осмий. При златото, титана, ниобия, хрома и някои други метали реакцията с участието на флуор започва да протича при температури над 300-350°C. С онези метали, чиито флуориди са нелетливи (алуминий, желязо, мед и др.), Флуорът реагира със забележима скорост при температури над 400-500°C.
Някои висши метални флуориди, като уранов хексафлуорид UF 6 , се получават чрез действие с флуор или флуориращ агент като BrF 3 върху нисши халиди, например:
UF 4 + F 2 = UF 6
Трябва да се отбележи, че не само средни флуориди от типа NaF или CaF 2, но и киселинни флуориди - хидрофлуориди от типа NaHF 2 и KHF 2, съответстват на вече споменатата флуороводородна киселина HF.
Синтезирани са и голям брой различни органофлуорни съединения. (см.органофлуорни съединения), включително известния тефлон (см.тефлон)- материал, който е полимер на тетрафлуоретилен (см.ТЕТРАФЛУОРЕТИЛЕН) .
Приложение
Флуорът се използва широко като флуориращ агент при производството на различни флуориди (SF 6 , BF 3 , WF 6 и други), включително съединения на инертни газове (см.БЛАГОРНИ ГАЗОВЕ)ксенон и криптон (вижте Флуориране (см.ФЛУОРИРАНЕ)). Урановият хексафлуорид UF 6 се използва за разделяне на уранови изотопи. Флуорът се използва в производството на тефлон и други флуоропласти. (см.флуоропластика), флуорокаучук (см.флуоркаучук), флуорсъдържащи органични вещества и материали, които се използват широко в инженерството, особено в случаите, когато се изисква устойчивост на агресивни среди, високи температури и др.
Биологична роля
Като микроелемент (см.МИКРОЕЛЕМЕНТИ)Флуоридът се намира във всички организми. При животните и хората флуорът присъства в костната тъкан (при хората 0,2–1,2%) и особено в дентина и зъбния емайл. Тялото на средностатистически човек (телесно тегло 70 kg) съдържа 2,6 g флуор; дневната нужда е 2-3 mg и се задоволява основно с питейна вода. Липсата на флуорид води до зъбен кариес. Поради това флуорните съединения се добавят към пастите за зъби, понякога се въвеждат в питейната вода. Излишният флуор във водата обаче също е вреден за здравето. Води до флуороза (см.ФЛУОРОЗА)- промени в структурата на емайла и костната тъкан, костна деформация. ПДК за съдържание на флуорни йони във водата е 0,7 mg/l. Максимално допустимата концентрация на газообразен флуор във въздуха е 0,03 mg/m 3 . Ролята на флуора в растенията е неясна.
енциклопедичен речник. 2009 .
Синоними:Вижте какво е "флуор" в други речници:
флуор- флуор и... Руски правописен речник
флуор- флуор/... Морфемен правописен речник
- (лат. Fluorum) F, химичен елемент от VII група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 9, атомна маса 18.998403, принадлежи към халогените. Бледожълт газ с остра миризма, т.т.? 219,699 °C, tbp? Голям енциклопедичен речник
F (от гръцки phthoros смърт, разрушение, лат. Fluorum * a. флуор; n. Fluor; f. fluor; и. fluor), хим. елемент от група VII периодичен. система на Менделеев, се отнася до халогени, при. н. 9, при. м. 18.998403. В природата 1 стабилен изотоп 19F ... Геологическа енциклопедия
- (Флуор), F, химичен елемент от VII група на периодичната система, атомен номер 9, атомна маса 18,9984; се отнася до халогени; газ, точка на кипене 188.2shC. Флуорът се използва в производството на уран, фреони, лекарства и други, както и в ... ... Съвременна енциклопедия
Най-реактивният елемент в периодичната таблица е флуорът. Въпреки експлозивните свойства на флуора, той е жизненоважен елемент за хората и животните, намира се в питейната вода и пастата за зъби.
просто фактите
- Атомен номер (брой протони в ядрото) 9
- Атомен символ (в периодичната таблица на елементите) F
- Атомно тегло (средна маса на атом) 18,998
- Плътност 0,001696 g/cm3
- При стайна температура - газ
- Точка на топене минус 363,32 градуса по Фаренхайт (-219,62°C)
- Точка на кипене минус 306,62 градуса F (-188,12°C)
- Брой изотопи (атоми на един и същи елемент с различен брой неутрони) 18
- Най-често срещаните изотопи F-19 (100% естествено изобилие)
кристал флуорит
Химиците от години се опитват да освободят елемента флуор от различни флуориди. Въпреки това, флуорът няма свободна природа: никое химично вещество не е в състояние да освободи флуор от съединенията си поради реактивната си природа.
Векове наред минералният флуорипат е бил използван за рециклиране на метали. Калциевият флуорид (CaF 2 ) се използва за отделяне на чист метал от нежелани минерали в рудата. „Fluer“ (от латинската дума „fluere“) означава „тече“: течното свойство на флуорипат прави възможно производството на метали. Минералът е бил наричан още чешки смарагд, защото е бил използван при ецване на стъкло.
В продължение на много години флуорните соли или флуоридите се използват за заваряване и за остъклено стъкло. Например флуороводородна киселина е била използвана за ецване на стъклото на електрически крушки.
Експериментирайки с флуорипат, учените са изучавали неговите свойства и състав в продължение на десетилетия. Химиците често произвеждат флуорна киселина (флуороводородна киселина, HF), невероятно реактивна и опасна киселина. Дори малки пръски от тази киселина върху кожата могат да бъдат фатални. Много учени бяха ранени, ослепени, отровени или умряха по време на експериментите.
- В началото на 19 век Андре-Мари Ампер от Франция и Хъмфри Дейви от Англия обявиха откриването на нов елемент през 1813 г. и го нарекоха флуор по предложение на Ампер.
- Хенри Мойзан, френски химик, най-накрая изолира флуора през 1886 г. чрез електролиза на сух калиев флуорид (KHF 2) и суха флуороводородна киселина, за което е удостоен с Нобелова награда през 1906 г.
Отсега нататък флуорът е жизненоважен елемент в ядрената енергия. Използва се за производството на уранов хексафлуорид, който е от съществено значение за разделянето на изотопите на урана. Серният хексафлуорид е газ, използван за изолация на трансформатори с висока мощност.
Хлорфлуорвъглеродите (CFC) някога са били използвани в аерозоли, хладилници, климатици, опаковки от пяна и пожарогасители. Тези употреби са забранени от 1996 г., защото допринасят за изчерпването на озоновия слой. До 2009 г. CFC се използват в инхалатори за астма, но тези видове инхалатори също бяха забранени през 2013 г.
Флуорът се използва в много флуорсъдържащи вещества, включително разтворители и високотемпературни пластмаси като тефлон (поли-тетрафлуороетен, PTFE). Тефлонът е добре известен със своите незалепващи свойства и се използва в тигани. Флуорът се използва и за изолиране на кабели, за водопроводна лента и като основа на водоустойчиви ботуши и облекло.
Според Jefferson Lab, флуоридът се добавя към водоснабдяването на града в размер на една част на милион, за да се предотврати кариес. Няколко флуорни съединения се добавят към пастата за зъби, също за предотвратяване на кариес.
Въпреки че всички хора и животни са изложени на флуор и се нуждаят от него, елементът флуор в достатъчно големи дози е изключително токсичен и опасен. Флуорът може естествено да проникне във водата, въздуха и растителността, както и в животните в малки количества. Големи количества флуор се намират в някои храни като чай и миди.
Въпреки че флуоридът е от съществено значение за поддържането на здравината на нашите кости и зъби, твърде много от него може да има обратен ефект, причинявайки остеопороза и кариес, а също така може да увреди бъбреците, нервите и мускулите.
В своята газообразна форма флуорът е невероятно опасен. Малки количества флуориран газ са дразнещи за очите и носа, а големи количества могат да бъдат фатални. Флуороводородната киселина също е фатална, дори при малък контакт с кожата.
Флуор, 13-ият най-разпространен елемент в земната кора; обикновено се утаява в почвата и лесно се смесва с пясък, камъчета, въглища и глина. Растенията могат да абсорбират флуор от почвата, въпреки че високите концентрации водят до смърт на растенията. Например царевицата и кайсията са сред растенията, които са най-податливи на увреждане, когато са изложени на повишени концентрации на флуор.
Кой знаеше? Интересни факти за флуора
- Натриевият флуорид е отрова за плъхове.
- Флуорът е най-химически реактивният елемент на нашата планета; може да експлодира при контакт с всеки елемент с изключение на кислород, хелий, неон и криптон.
- Флуорът е и най-електроотрицателният елемент; той привлича електрони по-лесно от всеки друг елемент.
- Средното количество флуорид в човешкото тяло е три милиграма.
- Флуорът се добива основно в Китай, Монголия, Русия, Мексико и Южна Африка.
- Флуорът се образува в слънчевите звезди в края на живота им (Astrophysical Journal in Letters, 2014). Елементът се образува при най-високите налягания и температури вътре в звезда, докато се разширява, за да се превърне в червен гигант. Тъй като външните слоеве на звездата се отделят, създавайки планетарна мъглявина, флуорът се движи заедно с други газове в междузвездната среда, като в крайна сметка образува нови звезди и планети.
- Около 25% от лекарствата и лекарствата, включително тези за рак, централната нервна система и сърдечно-съдовата система, съдържат някаква форма на флуор.
Според проучване (доклад в Journal of Fluorine Chemistry) в активните съставки на лекарствата, заместването на връзките въглерод-водород или въглерод-кислород с връзки въглерод-флуор обикновено показва подобрение в ефикасността на лекарството, включително повишена метаболитна стабилност, повишено свързване с молекули- цели и подобрява пропускливостта на мембраната.
Според това проучване, ново поколение противоракови лекарства, както и флуоридни сонди за доставяне на лекарства, са тествани срещу ракови стволови клетки и показват обещание в борбата с раковите клетки. Изследователите установяват, че лекарствата, които включват флуорид, са няколко пъти по-мощни и показват по-добра стабилност от традиционните противоракови лекарства.
Флуор(лат. fluorum), f, химичен елемент от група vii на периодичната система на Менделеев, се отнася до халогени, атомен номер 9, атомна маса 18.998403; при нормални условия (0 °С; 0,1 MN/m 2, или 1 kgf / cm 2) е бледожълт газ с остра миризма.
Естественият F. се състои от един стабилен изотоп 19 f. Изкуствено получени пет радиоактивни изотопа: 16 f с период на полуразпад Т 1/2 < 1 сек, 17 f ( T 1/2 = 70 сек), 18 f ( T 1/2 = 111 мин), 20 f ( T 1/2 = 11,4 сек), 21 f ( t1/2 = 5 сек).
История справка. Първото съединение на F., флуорит (флуорит) caf 2, е описано в края на 15 век. под името "флуор" (от лат. fluo - поток, поради свойството на cafa 2 да прави вискозни шлаки от металургичните индустрии течни). През 1771 г. К. Шеелеполучава флуороводородна киселина. Free F. открои A. Моасанпрез 1886 г. чрез електролиза на течен безводен флуороводород, съдържащ примес от киселинен калиев флуорид khf 3 .
Фитохимичната химия започва да се развива през 30-те години на миналия век, особено бързо по време на Втората световна война (1939-45) и след нея във връзка с нуждите на ядрената индустрия и ракетната технология. Името "F." (от гръцки phth o ros - унищожение, смърт), предложен от А. амперпрез 1810 г., използван само на руски език. език в много страни е прието наименованието "флуор".
разпространение в природата. Средното съдържание на F. в земната кора (кларк) е 6,25 10 -2% от теглото; в кисели магмени скали (гранити) е 8 10 -2%, в основни - 3,7 10 -2%, в ултраосновни - 1 10 -2%. F. присъства във вулканични газове и термални води. Най-важните съединения F. - флуорит, криолити топаз (вж. Естествени флуориди). Известни са общо 86 флуорсъдържащи минерала. Връзките на Ф. също са в апатит, фосфоритии др. F. - важно биогенен елемент. В историята на Земята продуктите от вулканични изригвания (газове и др.) са източник на навлизане на Ф. в биосферата.
Физични и химични свойства . Газообразният F. има плътност 1,693 g/l(0°С и 0,1 MN/m 2, или 1 kgf / cm 2), течност - 1.5127 g/cm3(при точка на кипене); T pl - 219,61°С; T kip - 188.13°С. Молекулата на F. се състои от два атома (f 2); при 1000°C 50% от молекулите се дисоциират, енергията на дисоциация е около 155 ± 4 kJ/mol(37 ± 1 kcal/mol). F. е слабо разтворим в течен флуороводород; разтворимост 2,5 10 -3 Жна 100 Ж hf при -70°C и 0.4·10 -3 при -20°C; в течна форма, той е безкрайно разтворим в течен кислород и озон. Конфигурацията на външните електрони на атома F. 2 s2 2 p2. В съединенията той проявява степен на окисление - 1. Ковалентният радиус на атома е 0,72 a, йонният радиус е 1,33 a. Електронен афинитет 3.62 ев, йонизационна енергия (f ® f +) 17.418 ев. Високите стойности на електронен афинитет и йонизационна енергия обясняват силната електроотрицателност на Ph. атома, най-високата сред всички останали елементи. Високата реактивност на F. причинява екзотермичността на флуорирането, което от своя страна се определя от аномално ниската енергия на дисоциация на молекулата F. и големите стойности на енергията на свързване на атома F. с други атоми. Директното флуориране има верижен механизъм и лесно може да премине в изгаряне и експлозия. F. реагира с всички елементи с изключение на хелий, неон и аргон. Той взаимодейства с кислорода в тлеещ разряд, образуващ се при ниски температури кислородни флуориди o 2 f 2, o 3 f 2 и т.н. F. реакциите с други халогени са екзотермични, което води до образуването интерхалогенни съединения. Хлорът реагира с F. при нагряване до 200-250 ° C, давайки хлорен монофлуорид cif и хлорен трифлуорид clf 3 . Също известен cif 5, получен чрез флуориране на clf 3 при висока температура и налягане 25 MN/m 2 (250 kgf / cm 2). Бромът и йодът се запалват в F. атмосфера при обикновени температури и могат да се получат brf 3, brf 5, ако 5, ако 7. F. директно реагира с криптон, ксенон и радон, образувайки съответните флуориди (например xef 4, xef 6, krf 2). Известни са и ксенонови оксифлуориди.
Взаимодействието на сярата със сярата е придружено от отделяне на топлина и води до образуването на множество серни флуориди. Селенът и телурът образуват висшите флуориди sef 6 tef 6 . Е. с водород реагират със запалване; това създава флуороводород. Това е верижно разклонена радикална реакция: hf* + h 2 = hf + h 2 *; h 2 * + f 2 \u003d hf + H + f (където hf * и h 2 * са молекули в вибрационно възбудено състояние); реакцията се използва в химическите лазери. F. реагира с азот само при електрически разряд. Въгленът, когато взаимодейства с F., се запалва при обикновени температури; графитът реагира с него при силно нагряване и може да се образува твърд графитен флуорид (cf) x или газообразни перфлуоровъглероди cf 4, c 2 f 6 и др.. F. взаимодейства с бор, силиций, фосфор и арсен на студено, образувайки съответните флуориди. F. енергично се свързва с повечето метали; алкални и алкалоземни метали се запалват в атмосферата на F. на студено, bi, sn, ti, mo, w - с леко нагряване, hg, pb, u, v реагират с F. при стайна температура, pt - при температура от тъмночервена топлина. Когато металите взаимодействат с F., като правило се образуват по-високи флуориди, например uf 6, mof 6, hgf 2. Някои метали (fe, cu, al, ni, mg, zn) реагират с F., за да образуват защитен филм от флуориди, който предотвратява по-нататъшна реакция.
Когато F. взаимодейства с метални оксиди на студено, се образуват метални флуориди и кислород; възможно е и образуването на метални оксифлуориди (напр. moo 2 f 2). Неметалните оксиди или добавят F., например, така че 2 + f 2 \u003d so 2 f 2, или кислородът в тях се заменя с F., например sio 2 + 2f 2 \u003d sif 4 + o 2. Стъклото реагира много бавно с F.; в присъствието на вода реакцията протича бързо. Водата взаимодейства с F.: 2h 2 o + 2f 2 = 4hf + o 2; в този случай също се образуват 2 и водороден пероксид h 2 o 2. Азотните оксиди № и № 2 лесно прикрепват F. с образуването съответно на нитрозил флуорид fno и нитрил флуорид fno 2. Въглеродният окис добавя F. при нагряване, за да образува карбонил флуорид: co + f 2 = cof 2.
Металните хидроксиди реагират с F., образувайки метален флуорид и кислород, например 2ba (oh) 2 + 2f 2 \u003d 2baf 2 + 2h 2 o + o 2. Водните разтвори на naoh и koh реагират с F. при 0°C до образуване на 2 .
Халогенидите на метали или неметали взаимодействат с F. на студено и F. замества всички халогени.Сулфидите, нитридите и карбидите лесно се флуорират. Металните хидриди образуват метален флуорид и hf с F. на студено; амоняк (в пари) - n 2 и hf. F. замества водорода в киселини или метали в техните соли, например hno 3 (или nano 3) + f 2 ® fno 3 + hf (или naf); при по-тежки условия F. измества кислорода от тези съединения, образувайки сулфурил флуорид, например na 2 so 4 + 2f 2 \u003d 2naf + so 2 f 2 + o 2. Карбонатите на алкални и алкалоземни метали реагират с F. при обикновени температури; това дава съответния флуорид, co 2 и o 2 .
Е. реагира бурно с органични вещества.
Касова бележка. Източникът за производство на F. е флуороводород, който се получава главно или чрез действието на сярна киселина h 2 so 4 върху caf 2 флуорит, или чрез обработка на апатити и фосфорити. F. се получава чрез електролиза на стопилка от кисел калиев флуорид kf · (1,8–2,0) hf, която се образува, когато стопилката kf · hf е наситена с флуороводород до съдържание 40–41% hf. Материалът за електролизера обикновено е стомана; електроди - въглероден анод и стоманен катод. Електролизата се извършва при 95-100°C и напрежение 9-11 в; Текущата продукция на F. достига 90-95%. Полученият F. съдържа до 5% hf, който се отстранява чрез замразяване, последвано от абсорбция с натриев флуорид. F. се съхранява в газообразно състояние (под налягане) и в течна форма (при охлаждане с течен азот) в устройства, изработени от никел и сплави на негова основа ( монел метал), от мед, алуминий и неговите сплави, месинг, неръждаема стомана.
Приложение. Газообразен F. служи за флуориране uf 4, в uf 6, използван за разделяне на изотопиуран, както и за производството на хлорен трифлуорид clf 3 (флуориращ агент), серен хексафлуорид sf 6 (газообразен изолатор в електрическата промишленост), метални флуориди (например w и v). Liquid F. е окислител за ракетни горива.
Многобройни F съединения са широко използвани. флуороводород, алуминиев флуорид, силикофлуориди, флуоросулфонова киселина (разтворител, катализатор, реагент за получаване на органични съединения, съдържащи група - така 2 f), bf 3 (катализатор), органофлуорни съединения и др.
Безопасност . F. е токсичен, максимално допустимата му концентрация във въздуха е приблизително 2 10 -4 mg/l, а максимално допустимата концентрация по време на експозиция е не повече от 1 че 1,5 10 -3 mg/l.
А. В. Панкратов.
Флуор в тялото. Е. е постоянно част от животински и растителни тъкани; елемент за проследяване. Под формата на неорганични съединения се среща предимно в костите на животни и хора - 100-300 mg/kg; особено много Ф. в зъбите. Костите на морските животни са по-богати на Ф. от тези на сухоземните. Той влиза в тялото на животните и хората главно с питейна вода, оптималното съдържание на F. в което е 1-1,5 mg/l. При липса на F. човек се развива зъбен кариес, с повишен прием - флуороза. Високите концентрации на F. йони са опасни поради способността им да инхибират редица ензимни реакции, както и да свързват биологично важни елементи (P, ca, mg и др.), което нарушава техния баланс в организма. Органичните производни на F. се срещат само в някои растения (например в южноафриканския dichapetalum cymosum). Основните са производни на флуорооцетна киселина, които са токсични както за други растения, така и за животни. Биологичната роля на F. е недостатъчно проучена. Установена е връзка между метаболизма на Ф. и образуването на костната тъкан на скелета и особено на зъбите. Необходимостта от F. за растенията не е доказана.
В. Р. Полищук.
Отравяне с F. е възможно при работници в химическата промишленост, при синтеза на флуорсъдържащи съединения и при производството на фосфатни торове. Е. дразни дихателните пътища, причинява изгаряния на кожата. При остро отравяне се появяват дразнене на лигавицата на ларинкса и бронхите, очите, слюноотделяне, кървене от носа; в тежки случаи - белодробен оток, увреждане на централната нервна система и др .; при хронични - конюнктивит, бронхит, пневмония, пневмосклероза, флуороза. Характеризира се с кожни лезии като екзема. Първа помощ: измиване на очите с вода, при изгаряния на кожата - напояване със 70% алкохол; с инхалационно отравяне - вдишване на кислород. Профилактика: спазване на правилата за безопасност, носене на специално облекло, редовни медицински прегледи, включване на калций и витамини в диетата. Препаратите, съдържащи F., се използват в медицинската практика като противотуморни лекарства (5-флуороурацил, фторафур, флуоробензотеф), невролептици (трифлуперидол или триседил, флуорофеназин, трифтазин и др.), Антидепресанти (флуороцизин), наркотични средства (халотан) и др. .
Лит.: Ryss I. G., Химия на флуора и неговите неорганични съединения, М., 1956; Флуорът и неговите съединения, транс. от англ., т. 1-2, М., 1953-56; Професионални заболявания, 3 изд., М., 1973 г.
Изтегляне на резюме
(първи електрон)
(според Полинг)
| Е | 9 |
| 18,9984 | |
| 2s 2 2p 5 | |
| Флуор | |
Химични свойства
Най-активният неметал, той бурно взаимодейства с почти всички вещества (редки изключения са флуоропластите), а с повечето от тях - с изгаряне и експлозия. Контактът на флуор с водород води до възпламеняване и експлозия дори при много ниски температури (до −252°C). Дори водата и платината: уранът за ядрената индустрия гори във флуорна атмосфера.
хлорен трифлуорид ClF 3 - флуориращ агент и мощен окислител на ракетно гориво
серен хексафлуорид SF 6 - газообразен изолатор в електротехническата индустрия
метални флуориди (като W и V), които имат някои полезни свойства
фреоните са добри хладилни агенти
тефлон - химически инертни полимери
натриев хексафлуороалуминат - за последващо производство на алуминий чрез електролиза
различни флуорни съединения
Ракетна технология
Флуорните съединения се използват широко в ракетната технология като окислител на горивото.Приложение в медицината
Флуорните съединения се използват широко в медицината като кръвозаместители.
Биологична и физиологична роля
Флуорът е жизненоважен елемент за тялото. В човешкото тяло флуорът се намира главно в зъбния емайл като част от флуорапатит - Ca 5 F (PO 4) 3 . При недостатъчен (по-малко от 0,5 mg / литър питейна вода) или прекомерен (повече от 1 mg / литър) прием на флуорид от организма могат да се развият зъбни заболявания: съответно кариес и флуороза (пъстър емайл) и остеосаркома.
За профилактика на кариес се препоръчва да се използват пасти за зъби с флуоридни добавки или да се пие флуорирана вода (до концентрация 1 mg/l), или да се използват локални приложения на 1-2% разтвор на натриев флуорид или калаен флуорид. Такива действия могат да намалят вероятността от кариес с 30-50%.
Максимално допустимата концентрация на свързан флуор във въздуха на промишлени помещения е 0,0005 mg/l.
Допълнителна информация
Флуор, флуор, F(9)
Флуорът (Fluorine, френски и немски Fluor) е получен в свободно състояние през 1886 г., но неговите съединения са известни отдавна и са широко използвани в металургията и производството на стъкло. Първото споменаване на флуорит (CaP,) под името флуорит (Fliisspat) датира от 16 век. Едно от произведенията, приписвани на легендарния Василий Валентин, споменава боядисани в различни цветове камъни - флюсове (Fliisse от лат. fluere - теча, изливам), които са били използвани като флюсове при топенето на метали. Агрикола и Либавий пишат за същото. Последният въвежда специални имена за този флюс - флуорипат (Flusspat) и минерална стопилка. Много автори на химични и технически писания от 17-ти и 18-ти век. описват различни видове флуорипат. В Русия тези камъни се наричаха plavik, spalt, spat; Ломоносов класифицира тези камъни като селенити и ги нарича шпат или флюс (кристален флюс). Руските майстори, както и колекционерите на колекции от минерали (например през 18 век, княз П. Ф. Голицин) знаеха, че някои видове лостчета светят на тъмно при нагряване (например в гореща вода). Но дори Лайбниц в своята история на фосфора (1710) споменава в тази връзка термофосфор (Thermophosphorus).
Очевидно химиците и занаятчиите химици са се запознали с флуороводородна киселина не по-късно от 17 век. През 1670 г. нюрнбергският майстор Шванхард използва флуорипат, смесен със сярна киселина, за да гравира рисунки върху стъклени чаши. По това време обаче природата на флуорипат и флуороводородна киселина беше напълно неизвестна. Смятало се е например, че силициевата киселина има ецващ ефект в процеса на Шванхард. Това погрешно мнение беше елиминирано от Шееле, доказвайки, че при взаимодействието на флуорипат със сярна киселина се получава силициева киселина в резултат на ерозията на стъклената реторта от получената флуороводородна киселина. В допълнение, Шееле установява (1771), че флуорошпатът е комбинация от варовита пръст със специална киселина, наречена "шведска киселина".
Лавоазие признава радикала на флуороводородна киселина (radical fluorique) като просто тяло и го включва в своята таблица с прости тела. Повече или по-малко чиста флуороводородна киселина е получена през 1809 г. Gay-Lussac и Tenard чрез дестилация на флуорипат със сярна киселина в оловна или сребърна реторта. По време на тази операция и двамата изследователи са били отровени. Истинската природа на флуороводородна киселина е установена през 1810 г. от Ампер. Той отхвърли мнението на Лавоазие, че флуороводородна киселина трябва да съдържа кислород, и доказа аналогията на тази киселина със солна киселина. Ампер докладва откритията си на Дейви, който малко преди това установи елементарната природа на хлора. Дейви напълно се съгласи с аргументите на Ампер и похарчи много усилия за получаване на свободен флуор чрез електролиза на флуороводородна киселина и по други начини. Като се има предвид силното разяждащо действие на флуороводородна киселина върху стъклото, както и върху растителните и животинските тъкани, Ампер предлага съдържащият се в него елемент да се нарича флуор (на гръцки - унищожение, смърт, мор, чума и др.). Дейви обаче не приема това име и предлага друго - флуор (Fluorine), по аналогия с тогавашното наименование на хлора - хлор (Chlorine), като и двете имена все още се използват на английски. На руски е запазено името, дадено от Ампер.
Многобройни опити за изолиране на свободен флуор през 19 век не доведе до успешни резултати. Едва през 1886 г. Мойсан успява да направи това и да получи свободен флуор под формата на жълто-зелен газ. Тъй като флуорът е необичайно агресивен газ, Мойсан трябваше да преодолее много трудности, преди да намери материал, подходящ за апарата в експерименти с флуор. U-образната тръба за електролиза на флуороводородна киселина при 55°C (охлажда се с течен метилхлорид) е направена от платина с тапи от флуор шпат. След като химичните и физичните свойства на свободния флуор бяха изследвани, той намери широко приложение. Днес флуорът е един от най-важните компоненти в синтеза на широка гама органофлуорни съединения. Руска литература от началото на 19 век. флуорът се нарича по различен начин: основата на флуороводородна киселина, флуор (Двигубски, 1824), флуор (Йовски), флуор (Шчеглов, 1830), флуор, флуор, флуор. Хес от 1831 г. въвежда името флуор.
