Fluorid je kaj? Lastnosti fluora

Fluor je kemijski element (simbol F, atomska številka 9), nekovinski, ki spada v skupino halogenov. To je najbolj aktivna in elektronegativna snov. Pri normalni temperaturi in tlaku je molekula fluora strupen plin bledo rumene barve s formulo F₂

Uporabi

Fluor in njegove spojine se pogosto uporabljajo, tudi za proizvodnjo farmacevtskih izdelkov, agrokemikalij, goriv in maziv ter tekstila. Fluorovodikova kislina Uporablja se za jedkanje stekla in plazmo iz fluora - za proizvodnjo polprevodniških in drugih materialov. Nizke koncentracije F ioni v zobni kaši in pitni vodi lahko pomagajo preprečiti zobni karies, večje koncentracije pa so del nekaterih insekticidov. Veliko skupnih anestetikov so derivati ​​fluoroogljikovodikov. Izotop ¹⁸F je vir pozitronov za pridobivanje medicinskih slik z pozitronsko emisijsko tomografijo in uranov heksafluorid se uporablja za ločevanje izotopov urana in pridobivanje obogaten uran za jedrske elektrarne.

Zgodovina odkritja

Minerali, ki vsebujejo fluorirane spojine, so bili znani mnogo let pred sproščanjem tega kemijskega elementa. Na primer, mineral fluorita (ali fluorit), ki je sestavljen iz kalcijevega fluorida, je opisal leta 1530 pri George Agricoli. Opazil je, da ga je mogoče uporabiti kot pretok - snov, ki pomaga zmanjšati tališče kovin ali rude in pomaga očistiti želeno kovino. Zato je fluor dobil latinsko ime iz besede fluere ("puščanje").

V 1670 Henry godu glassmaker Shvanhard ugotovljeno, da je steklo jedkano pod vplivom kalcijevega fluorida (fluorita), obdelan s kislino. Karl Scheele in številni poznejši raziskovalci, vključno Humphrey Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Tenar eksperimentiral s klorovodikovo kislino (HF), ki je lahko dobimo z obdelavo CaF koncentrirana žveplova kislina.

Na koncu je postalo jasno, da HF vsebuje prej neznan element. Vendar pa ta snov zaradi svoje prekomerne reaktivnosti za več let ni bilo mogoče identificirati. Ni le težko ločiti od spojin, ampak takoj reagira z drugimi sestavinami. Izolacija elementarnega fluora iz fluorovodikove kisline je izredno nevarna in zgodnji poskusi so zaslepili in ubili več znanstvenikov. Ti ljudje so postali znani kot "mučeniki fluorida".

Odpiranje in proizvodnja

Leta 1886 je francoski kemik Henri Moissan uspel izolirati fluor z elektrolizo mešanice staljenih kalijevih fluoridov in fluorovodikove kisline. Za to je leta 1906 dobil Nobelovo nagrado na področju kemije. Elektrolitski pristop se še danes uporablja za industrijsko proizvodnjo tega kemijskega elementa.

Prva obsežna proizvodnja fluorida se je začela med drugo svetovno vojno. Zahtevana je bila za eno od faz oblikovanja atomske bombe v okviru projekta Manhattan. Fluor smo uporabili za proizvodnjo heksafluorida urana (UF₆), ki je bila nato uporabljena za ločevanje dveh izotopov drug od drugega ²³⁵U in ²³⁸U. Danes, plinasto UF₆ Za jedrsko energijo je treba pridobiti obogateni uran.

Najpomembnejše lastnosti fluorida

V periodični tabeli je element v zgornjem delu skupine 17 (prej skupina 7A), ki se imenuje halogen. Drugi halogeni vključujejo klor, brom, jod in astatin. Poleg tega je F v drugem obdobju med kisikom in neonom.

Čisti fluor je korozivni plin (kemijska formula F₂) z značilnim ostrim vonjem, ki se odkrije pri koncentraciji 20 nl na liter volumna. Kot najbolj reaktivna in elektronegativa vseh elementov zlahka oblikuje spojine z večino njih. Fluor je tudi reaktiven obstajati v elementarni obliki in ima tako afiniteto z večino materialov, vključno s silicijem, ki ga ni mogoče pripravljeni ali shranjeni v steklenih posodah. V vlažnem zraku reagira z vodo, tako da tvori enako nevarno klorovodikovo kislino.

Fluor, ki reagira z vodikom, eksplodira celo pri nizkih temperaturah in v temi. Reagira nasilno z vodo, ki tvori fluorovodikovo kislino in plinast kisik. Razni materiali, vključno s finimi kovinami in steklom, gorijo v toku plinastega fluora s svetlim plamenom. Poleg tega ta kemični element tvori spojine z žlahtnimi plini kripton, ksenon in radon. Vendar pa ne reagira neposredno z dušikom in kisikom.

Kljub ekstremni aktivnosti fluorida so danes na voljo metode varne predelave in transporta. Element je lahko shranjeni v posodah iz jekla ali Monel (nikelj bogati zlitine), ker so ti materiali na površini fluoridov tvorjen ki ovirajo nadaljnjo reakcijo.

Fluoridi so snovi, v katerih je fluor prisoten kot negativno nabit ion (F^-) v kombinaciji z nekaterimi pozitivno nabitimi elementi. Sestavine fluora s kovinami so ena najbolj stabilnih soli. Ko se raztopijo v vodi, se delijo na ione. Druge oblike fluora so kompleksi, na primer [FeF₄]^-, in H₂F⁺.

Izotopi

Obstaja veliko izotopov tega halogena, od ¹⁴F in konec ³¹F. Toda izotopska sestava fluora vključuje le eno od njih, ¹⁹F, ki vsebuje 10 nevtronov, saj je samo stabilen. Radioaktivni izotop ¹⁸F je dragocen vir pozitronov.

Biološki vpliv

Fluorid v telesu se večinoma nahaja v kosteh in zobeh v obliki ionov. Fluorizacija pitne vode v koncentraciji manj kot en del na milijon dramatično zmanjšuje pojavnost kariesa - po mnenju Nacionalnega raziskovalnega sveta Nacionalne akademije znanosti. Po drugi strani pa lahko prekomerno kopičenje fluorida povzroči fluorozo, ki se manifestira v rezilu zob. Ta učinek običajno opazimo na območjih, kjer vsebnost tega kemijskega elementa v pitni vodi presega koncentracijo 10 ppm.

Elementne fluoridne in fluoridne soli so strupene in jih je treba zdraviti z veliko pozornostjo. Pazljivo se je potrebno izogibati stiku s kožo ali očmi. Reakcijo s kožo proizvaja fluorovodikove kisline, ki hitro prodre v tkivo in reagira s kalcija v kosti, poškoduje trajno.

Fluorid v okolju

Letna svetovna proizvodnja mineralne fluorita približno 4 milijone ton, in skupna moč je raziskati depozite v 120 milijonov ton. Glavnice tega minerala rudarska območja so Mehika, Zahodna Evropa in Kitajska.

V naravi najdemo fluorid v zemeljski skorji, kjer ga najdemo v kamninah, premogu in gline. Fluoridi padejo v zrak z vetrovo erozijo tal. Fluor je 13. najpogostejši kemični element v zemeljski skorji - njegova vsebnost je 950 ppm. V tleh je njegova povprečna koncentracija približno 330 ppm. Vodikov fluorid se lahko sprosti v zrak zaradi izgorevanja v industriji. Fluoridi, ki so v zraku, na koncu padejo na tla ali v vodo. Ko fluor tvori vez z zelo majhnimi delci, lahko ostane v zraku dalj časa.

V atmosferi je 0,6 milijarde tega kemijskega elementa prisotno kot solna megla in organske klorne spojine. V mestnih razmerah koncentracija doseže 50 delcev na milijardo.

Povezave

Fluor je kemični element, ki tvori široko paleto organskih in anorganskih spojin. Kemiki jih lahko nadomestijo z atomi vodika, s čimer ustvarjajo veliko novih snovi. Visoko reaktivne spojine halogenov tvorijo spojine z žlahtnimi plini. Leta 1962 je Neil Bartlett sintetiziral ksenon heksafluoroplatinat (XePtF6). Dobljeni so tudi fluoridi kriptona in radona. Druga spojina je argon fluorid, ki je stabilen le pri izredno nizkih temperaturah.

Industrijska uporaba

V atomskem in molekularnem stanju se fluor uporablja za plazemsko jedkanje pri proizvodnji polprevodnikov, ravnih zaslonov in mikroelektromehanskih sistemov. Fluorovodikova kislina se uporablja za jedkanje stekla v svetilkah in drugih izdelkih.

Poleg nekaterih njegovih spojin je fluorid pomemben sestavni del proizvodnje farmacevtskih izdelkov, agrokemikalij, goriv in maziv ter tekstila. Kemični element je potreben za proizvodnjo halogeniranih alkanov (halonov), ki se pogosto uporabljajo v klimatskih in hladilnih sistemih. Kasneje je bila taka uporaba klorofluoroogljikovodikov prepovedana, ker prispevajo k uničenju ozonske plasti v zgornjem ozračju.

Žveplov heksafluorid je izredno inerten, nestrupen plin, povezan s snovmi, ki povzročajo učinek tople grede. Brez fluora je nemogoče proizvajati plastiko z nizko vsebnostjo koeficient trenja, kot je Teflon. Mnogi anestetiki (npr. Sevofluran, desfluran in izofluran) so derivati ​​fluoroogljikovodikov. Natrijev heksafluoroaluminuminat (kriolit) se uporablja pri elektrolizi aluminija.

Fluorne spojine, vključno z NaF, se uporabljajo v zobni pasti za preprečevanje kariesa. Te snovi se doda v komunalne sisteme za oskrbo z vodo za fluoriranje vode, toda zaradi zdravstvenih učinkov je ta praksa sporna. Pri višjih koncentracijah se NaF uporablja kot insekticid, zlasti za nadzor ščurkov.

V preteklosti so se fluoridi zmanjševali tališče kovin in rude ter povečati njihovo tekočino. Fluor je pomemben sestavni del proizvodnje uranovega heksafluorida, ki se uporablja za ločevanje njegovih izotopov. ¹⁸F, radioaktivni izotop z razpolovna doba 110 minut, oddaja pozitrone in se pogosto uporablja v medicinski pozitronski emisijski tomografiji.

Fizikalne lastnosti fluorida

Osnovne značilnosti kemijskega elementa so naslednje:

• Atomska teža je 18,9984032 g / mol.
• Elektronska konfiguracija 1s²2s²2p⁵_.
• Stopnja oksidacije -1.
• Gostota je 1,7 g / l.
• Tališče 53,53 K.
• Vrelišče je 85,03 K.
• Specifična toplota je 31,34 J / (Kmiddot-mol).