Fluorul este ceea ce? Proprietățile de fluor

Fluorul este un element chimic (simbolul F, atomic numărul 9), nemetal, care aparține grupului de halogeni. Aceasta este substanța cea mai activă și electronegativă. La temperatura și presiunea normală, molecula de fluor este un gaz otrăvitor de culoare galben pal cu formula F₂

utilizarea

Fluorul și compușii săi sunt utilizate pe scară largă în t. H., și pentru producerea de produse farmaceutice, Agrochemicals, combustibili și lubrifianți și textile. Acid fluorhidric Folosit pentru gravarea sticlei și plasmă din fluor - pentru producția de materiale semiconductoare și alte materiale. Concentrațiile scăzute de ioni de F în pasta de dinți și apa potabilă pot ajuta la prevenirea cariilor dentare, în timp ce concentrațiile mai mari fac parte din unele insecticide. Multe anestezice comune sunt derivați ai hidrofluorocarburilor. izotop ¹⁸F este o sursă de pozitroni pentru obținerea de imagini medicale prin tomografie cu emisie de pozitroni, iar hexafluorura de uraniu este utilizată pentru a separa izotopii de uraniu și a obține uraniu îmbogățit pentru centralele nucleare.

Istoria descoperirii

Mineralele care conțin compuși de fluor au fost cunoscuți cu mulți ani înainte de eliberarea acestui element chimic. De exemplu, minerale fluorină (sau fluorit), constând din fluorură de calciu, a fost descris în 1530 de George Agricola. Se menționează faptul că acesta poate fi folosit ca un flux - o substanță care ajută la reducerea punctului de topire a metalului sau a minereului și ajută de metal dorit curat. Prin urmare, fluorul a primit numele său latin din cuvântul fluere ("scurgeri").

În 1670, sticla de sticlă Heinrich Schwanhard a descoperit că sticla a fost gravată sub influența fluorurii de calciu (fluorspar) tratată cu acid. Karl Scheele și mulți cercetători mai târziu, printre care Humphrey Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Tenar experimentat cu acid fluorhidric (HF), care a fost obținut cu ușurință prin tratarea CaF acid sulfuric concentrat.

În cele din urmă, a devenit clar că HF conține un element necunoscut anterior. Această substanță, totuși, datorită reactivității sale excesive de mulți ani, nu a putut fi identificată. Nu numai că este dificil de separat de compuși, dar reacționează imediat cu alte componente. Izolarea fluorului elementar de acidul fluorhidric este extrem de periculoasă, iar încercările timpurii au orbit și au ucis mai mulți oameni de știință. Acești oameni au devenit cunoscuți sub numele de "martiri ai fluorurilor".

Deschidere și producție

În cele din urmă, în 1886, chimistul francez Henri Muassanu a reușit să izoleze un amestec de fluor prin electroliza fluorură de potasiu topit și acid fluorhidric. Pentru aceasta a primit premiul Nobel în 1906 în domeniul chimiei. Abordarea sa electrolitică continuă să fie folosită astăzi pentru producția industrială a acestui element chimic.

Prima producție de fluor pe scară largă a început în timpul celui de-al doilea război mondial. A fost necesară pentru una dintre etapele de creare a bombei atomice în cadrul proiectului Manhattan. Fluorul a fost utilizat pentru a produce hexafluorură de uraniu (UF₆), care, la rândul său, a fost folosit pentru a separa doi izotopi unul de celălalt ²³⁵U și ²³⁸U. Astăzi, UF gazos₆ Este necesar să se obțină uraniu îmbogățit pentru energie nucleară.

Cele mai importante proprietăți ale fluorurii

În tabelul periodic, elementul se află în partea superioară a grupului 17 (anterior grupa 7A), care se numește halogen. Alți halogeni includ clorul, bromul, iodul și astatina. În plus, F este în a doua perioadă între oxigen și neon.

Fluorul pur este un gaz coroziv (formula chimică F₂) cu un miros caracteristic ascuțit, care este detectat la o concentrație de 20 nl pe litru de volum. Ca cel mai reactiv și electronegativ al tuturor elementelor, el formează cu ușurință compuși cu majoritatea dintre ele. Fluorul este prea reactiv pentru a exista în formă elementară și are o astfel de afinitate cu majoritatea materialelor, inclusiv siliciul, că nu poate fi gătit sau depozitat în recipiente de sticlă. În aerul umed reacționează cu apă, formând un acid fluorhidric la fel de periculos.

Fluorul, care reacționează cu hidrogen, explodează chiar și la temperaturi scăzute și la întuneric. Reacționează violent cu apă, formând acid fluorhidric și oxigen gazos. Diverse materiale, inclusiv metale fine și sticlă, ard într-un flux de fluor gazos, cu o flacără luminată. În plus, acest element chimic formează compuși cu gaz nobil krypton, xenon și radon. Cu toate acestea, nu reacționează direct cu azotul și oxigenul.

În ciuda activității extreme a fluorului, metodele de prelucrare și transport în condiții de siguranță au devenit disponibile astăzi. Elementul poate fi depozitat în recipiente din oțel sau monel (aliaj bogat în nichel), deoarece fluorurile se formează pe suprafața acestor materiale, ceea ce împiedică reacția ulterioară.

Fluorurile sunt substanțe în care fluorul este prezent ca un ion încărcat negativ (F^-) în combinație cu unele elemente încărcate pozitiv. Compușii de fluor cu metale sunt una dintre cele mai stabile săruri. Când sunt dizolvate în apă, ele sunt împărțite în ioni. Alte forme de fluor sunt complexe, de exemplu, [FeF₄]^-, și H₂F⁺.

izotopi

Există multe izotopi ale acestui halogen, începând de la ¹⁴F și se termină ³¹F. Dar compoziția izotopică a fluorului include doar una dintre ele, ¹⁹F, care conține 10 neutroni, deoarece este doar stabilă. Izotop radioactiv ¹⁸F este o sursă valoroasă de positroni.

Impactul biologic

Fluorul din organism se găsește în principal în oase și dinți sub formă de ioni. Fluorizarea apei potabile într-o concentrație mai mică de o parte per milion reduce semnificativ incidența cariilor - astfel încât ia în considerare Consiliul Național de Cercetare al Academiei Nationale de Stiinte a SUA. Pe de altă parte, acumularea excesivă de fluorură poate duce la fluoroză, care se manifestă prin prăbușirea dinților. Acest efect este de obicei observat în zonele în care conținutul acestui element chimic în apa de băut depășește concentrația de 10 ppm.

Fluorurile fluorurate și sărurile fluorurate sunt toxice și trebuie tratate cu mare grijă. Contactul cu pielea sau cu ochii trebuie evitat cu atenție. Reacția cu pielea produce acidul fluorhidric, care pătrunde rapid prin țesuturi și reacționează cu calciul în oase, dăunând-le pentru totdeauna.

Fluorură în mediul înconjurător

Producția mondială anuală de minerale fluorite este de aproximativ 4 milioane de tone, iar capacitatea totală a depozitelor explorate este de 120 milioane de tone. Principalele zone miniere pentru acest mineral sunt Mexic, China și Europa de Vest.

În natură, fluorura se găsește în scoarța pământului, unde se găsește în roci, cărbune și lut. Fluorurile intră în aer cu eroziune eoliană a solurilor. Fluorul este al 13-lea element chimic cel mai comun în crusta pământului - conținutul său este de 950 ppm. În soluri, concentrația medie este de aproximativ 330 ppm. Hidrogenul fluorurat poate fi eliberat în aer ca rezultat al proceselor de ardere în industrie. Fluorurile care se află în aer pot cădea în pământ sau în apă. Când fluorul formează o legătură cu particule foarte mici, acesta poate rămâne în aer pentru o perioadă lungă de timp.

În atmosferă, 0,6 miliarde din acest element chimic este prezent ca ceață de sare și compuși organici ai clorului. În mediul urban, concentrația atinge 50 de părți per miliard.

conexiuni

Fluorul este un element chimic care formează o gamă largă de compuși organici și anorganici. Chimiștii le pot înlocui cu atomi de hidrogen, creând astfel o mulțime de substanțe noi. Compușii cu halogen reacționează cu gaze nobile. În 1962, Neil Bartlett a sintetizat hexafluoroplatinatul de xenon (XePtF6). S-au obținut de asemenea fluoruri de krypton și radon. Un alt compus este fluorura de argon, care este stabilă numai la temperaturi extrem de scăzute.

Aplicatii industriale

În starea atomică și moleculară, fluorul este utilizat pentru gravarea plasmei în producția de semiconductori, afișaje plane și sisteme microelectromecanice. Acidul fluorhidric este utilizat pentru gravarea sticlei în lămpi și alte produse.

Împreună cu unii dintre compușii săi, fluorura este o componentă importantă a producției de produse farmaceutice, agrochimice, combustibili și lubrifianți și textile. Un element chimic este necesar pentru producerea de alcani halogenați (haloni), care la rândul lor sunt folosiți pe scară largă în sistemele de aer condiționat și de răcire. Ulterior, o astfel de utilizare a clorofluorocarburilor a fost interzisă, deoarece acestea contribuie la distrugerea stratului de ozon în atmosfera superioară.

Hidrofluorura de sulf este un gaz extrem de inert, netoxic, legat de substanțe care provoacă un efect de seră. Fără fluor, este imposibil să se producă materiale plastice cu un nivel redus coeficientul de frecare, cum ar fi Teflon. Multe anestezice (de exemplu, sevofluran, desfluran și izofluran) sunt derivați ai hidrofluorocarburilor. Hidrofluoraluminiu de sodiu (criolit) este utilizat în electroliza aluminiului.

Compușii fluorici, incluzând NaF, sunt utilizați în pasta de dinți pentru prevenirea cariilor. Aceste substanțe sunt adăugate la sistemele municipale de alimentare cu apă pentru fluorizarea apei, dar datorită efectelor asupra sănătății, această practică este controversată. La concentrații mai mari, NaF este utilizat ca insecticid, în special pentru combaterea gandacilor.

În trecut, fluorurile au fost utilizate pentru a reduce punctul de topire al metalelor și minereuri și creșterea fluidității acestora. Fluorul este o componentă importantă a producției de hexafluorură de uraniu, care este utilizată pentru a separa izotopii săi. ¹⁸F, un izotop radioactiv cu timp de înjumătățire 110 de minute, emite positroni și este adesea folosit în tomografia cu emisie de pozitronă medicală.

Proprietățile fizice ale fluorurilor

Caracteristicile de bază ale elementului chimic sunt următoarele:

• Greutatea atomică este de 18,9984032 g / mol.
• Configurația electronică 1s²2s²2p⁵_.
• Grad de oxidare -1.
• Densitatea este de 1,7 g / l.
• Punct de topire 53,53 ° C
• Punctul de fierbere este 85,03 K.
• Căldura specifică este de 31,34 J / (Kmiddot-mol).