Fluor

Det er det mest reaktive ikke-metal og det stærkeste oxidationsmiddel. Fluor tilhører gruppen af halogener og er det letteste grundstof i denne gruppe.

Som et simpelt stof (under normale forhold ) er fluor en diatomisk gas (formel - F 2 ) af bleggul farve med en skarp lugt , der minder om ozon eller klor . Ved kryogene temperaturer er det en gul væske, en farveløs gas (grønlig-gul i tykke lag, n.a. ) .

Ekstremt giftig . Besidder usædvanlig høj ætsende aktivitet.

Historie

Den første fluorforbindelse, fluorit (fluorspat) Ca F 2 , blev beskrevet i slutningen af det 15. århundrede under navnet "fluor". I 1771 opnåede Carl Scheele flussyre . Ved behandling af fluoritmineralet CaF 2 med svovlsyre isolerede han HF i form af en vandig opløsning. Denne begivenhed betragtes i kemiens historie som opdagelsen af fluor. Kloranalogien blev foreslået i 1810 af André Ampère , støttet af Humphrey Davy . Davy studerede opløsningen af glas i flussyre.

Som et kemisk grundstof, der er en del af flussyre, blev fluor forudsagt i 1810 , og blev isoleret i fri form kun 76 år senere af Henri Moissan i 1886 ved elektrolyse af flydende vandfrit hydrogenfluorid indeholdende en blanding af surt kaliumfluorid KHF 2 .

Navnets oprindelse

Navnet "fluor" (fra andet græsk φθόριος 'destruktiv'), foreslået af André Ampère i 1816 [4] , bruges på russisk, græsk og nogle andre sprog. I mange andre lande er navne afledt af de gamle navne på mineralet fluorit CaF 2 vedtaget , som igen kommer fra dets evne til at sænke smeltepunktet for metallurgisk slagge dannet under reduktionen af metaller fra malme og øge dets flydighed ( latin fluere 'flow'): for eksempel foreslog den samme Ampère i et brev til Davy dateret den 26. august 1812 ordet fluor, som takket være adressaten for brevet er gået fast i det engelske sprog .

Udbredelse i naturen

Indholdet af fluor i atomprocent i naturen er vist i tabellen:

Et objekt	Indhold, %
Jorden	0,02
Flodvande _	0,00002
havets farvande	0,0001
Menneskelige tænder [5]	0,01

I naturen findes betydelige ophobninger af fluor hovedsageligt i mineralet fluorit (CaF 2 ), som indeholder 51,2 vægt% Ca og 48,8 vægt % F. Clark i jordskorpen er 650 g/t.

Af planterne er linser og løg relativt rige på fluor .

Fluor ophobes i jorden som følge af vulkansk aktivitet , og vulkanske gasser indeholder normalt store mængder hydrogenfluorid .

Fysiske egenskaber

Under normale forhold er det en bleggul gas. I lave koncentrationer i luften ligner dens lugt både ozon og klor. Meget aggressiv og meget giftig.

Fluor har et unormalt lavt kogepunkt (85,03 K, -188,12 °C) og smeltepunkt (53,53 K, -219,70 °C) [2] . Dette skyldes det faktum, at fluor ikke har et d-subniveau og ikke er i stand til at danne halvanden bindinger , i modsætning til andre halogener (bindingsmultiplicitet i andre halogener er ca. 1,1) [6] .

Under smeltepunktet danner den bleggule krystaller [7] [8] .

Elektronisk struktur

Den elektroniske konfiguration af fluoratomet: 1s 2 2s 2 2p 5 .

Fluoratomer i forbindelser kan udvise en oxidationstilstand på -1. Positive oxidationstilstande i forbindelser er ukendte, da fluor er det mest elektronegative grundstof.

Det kvantekemiske udtryk for fluoratomet er 2 P 3/2 .

Strukturen af molekylet

Fra synspunktet om teorien om molekylære orbitaler kan strukturen af et diatomisk fluormolekyle karakteriseres ved følgende diagram. Der er 4 bindende orbitaler og 3 løsnede orbitaler i molekylet. Bindingsrækkefølgen i molekylet er 1.

Krystaller

Fluor danner molekylære krystaller med to krystalmodifikationer, der er stabile ved atmosfærisk tryk:

α -fluor, uigennemsigtig, hård og skør [8] , findes ved temperaturer under 45,6 K, monoklint krystalgitter , rumgruppe C 2/ c , celleparametre a = 0,54780(12) nm , b = 0, 32701(7) nm , c = 0,72651(17) nm , β = 102,088(18)° , Z = 4 , d = 1,98 g/cm3 med enhedscellevolumen 0,12726(5) nm3 ( ved 10 K) [2] [3] [ 8] [9] ;
β -fluor, transparent, mindre tæt og fast [8] , findes i temperaturområdet fra 45,6 K til smeltepunktet 53,53 K , kubisk krystalgitter (primitivt gitter), rumgruppe Pm 3 n , celleparametre a = 0,65314(15) ) nm , Z = 8 , d = 1,81 g/cm 3 med et enhedscellevolumen på 0,27862(11) nm 3 (ved 48 K ), gitteret er isotypisk for γ - fase O 2 og δ - fase N 2 [ 2] [3] . I et tidligt (men det eneste udført indtil 2019) eksperiment for at studere strukturen af β -fluor, blev røntgentætheden af krystallen estimeret til 1,70(5) g/cm 3 [7] [10] , og dette densitet af fast fluor er citeret i de fleste opslagsbøger. En mere nøjagtig moderne måling giver 1,8104(12) g/cm 3 [3] .

Faseovergangen mellem disse krystallinske faser af fluor er mere eksoterm end størkning af flydende fluor. Fasen af den orthorhombiske syngoni blev ikke fundet i fast fluor, i modsætning til alle andre halogener. α- fluormolekylerne er uordnede i retning. F–F-bindingslængden i molekyler er 0,1404(12) nm [3] .

Selv ved så lave temperaturer fører samspillet mellem fluorkrystaller og mange stoffer til en eksplosion [8] .

Isotopsammensætning

Fluor er et monoisotopisk grundstof: I naturen er der kun én stabil isotop af fluor 19 F. Der er 17 flere radioaktive isotoper af fluor med et massetal fra 14 til 31 og én nuklear isomer - 18m F. Den længstlevende af de radioaktive isotoper af fluor er 18 F med en halveringstid på 109,771 minutter, en vigtig kilde til positroner , der bruges i positronemissionstomografi .

Nukleare egenskaber af fluorisotoper

Isotop	Relativ masse, en. spise.	Halvt liv	Forfaldstype	atomspin	Kernemagnetisk moment
17F _	17.0020952	64,5 sek	β + -henfald til 17 O	5/2	4.722
18F _	18.000938	1.83 timer	β + -henfald til 18 O	en
19F _	18.99840322	stabil	—	1/2	2.629
20F _	19.9999813	11 sek	β − -henfald i 20 Ne	2	2,094
21F _	20,999949	4,2 s	β − henfald i 21 Ne	5/2
22F _	22.00300	4,23 sek	β − -henfald i 22 Ne	fire
23F _	23.00357	2,2 s	β − henfald i 23 Ne	5/2

Magnetiske egenskaber af kerner

Kernerne i 19 F- isotopen har et halvt heltals spin; derfor kan disse kerner bruges til NMR - undersøgelser af molekyler. 19F NMR-spektrene er ret karakteristiske for organofluorforbindelser.

Kemiske egenskaber

Den mest aktive ikke-metal , interagerer voldsomt med næsten alle stoffer (undtagen fluorider i højere oxidationstilstande og sjældne undtagelser - fluoroplast ) og med de fleste af dem - med forbrænding og eksplosion.

Danner forbindelser med alle kemiske grundstoffer undtagen helium og neon . Der kendes kun to forbindelser med argon , som kun eksisterer ved temperaturer under kogepunktet for brint, og kun én af dem indeholder fluor- argonhydrofluorid HArF [11] .

Nogle metaller er resistente over for fluor ved stuetemperatur på grund af dannelsen af en tæt fluorfilm på deres overflade, som hæmmer reaktionen med fluor, for eksempel Al, Mg, Cu, Ni. Kontakten af fluor med brint fører til antændelse og eksplosion i kvartsbeholdere selv ved meget lave temperaturer (ned til -252 ° C ), i magnesiumbeholdere er der behov for lidt opvarmning for at starte reaktionen.

Reagerer ikke med helium, neon, argon, nitrogen , oxygen , tetrafluormethan . Ved stuetemperatur reagerer det ikke med tørt kaliumsulfat , kuldioxid og dinitrogenoxid . Uden tilsætning af hydrogenfluorid ved stuetemperatur påvirker ikke glasset.

Selv vand og platin brænder i en fluoratmosfære .

Fluor er i stand til at fortrænge andre halogener fra sin gruppe fra deres salte:

{\ce {2NaBr + F2 -> 2NaF + Br2 ^}}

{\ce {2NaCl + F2 -> 2NaF + Cl2 ^))

Reaktionen mellem alkalier og fluor:

{\ce {2NaOH + 2F2 -> 2NaF + OF2 + H2O))

Produkterne fra reaktionen af fluor med vand, afhængigt af betingelserne for dets forekomst, kan variere:

{\ce {2F2 + 2H2O -> 4HF^ + O2 ^))

{\ce {12F2 + 11H2O -> 19HF^ + H2O2 + HOF ^ + O2 ^ + O3 ^ + OF2 ^ + O2F2 ^))

De reaktioner, hvor fluor formelt er et reduktionsmiddel, omfatter nedbrydning af højere fluorider, for eksempel:

{\ce {2CoF3 -> 2CoF2 + F2 ^}}

{\ce {2MnF4 -> 2MnF3 + F2 ^}}

Fluor er også i stand til at oxidere oxygen i en elektrisk udladning og danner oxygendifluorid OF 2 og dioxydifluorid O 2 F 2 . Under tryk eller under ultraviolet bestråling reagerer det med krypton og xenon for at danne ædelgasfluorider.

I alle forbindelser udviser fluor en oxidationstilstand på -1. For at fluor skal vise en positiv oxidationstilstand, er skabelsen af excimer - molekyler eller andre ekstreme forhold påkrævet. Dette kræver kunstig ionisering af fluoratomer [12] .

Henter

En industriel metode til opnåelse af fluor omfatter ekstraktion og berigelse af fluoritmalme, svovlsyrenedbrydning af deres koncentrat med dannelse af vandfri HF og dets elektrolytiske nedbrydning.

Til laboratorieproduktion af fluor bruges nedbrydningen af nogle forbindelser, men alle findes ikke i naturen i tilstrækkelige mængder, og de opnås ved hjælp af fri fluor.

Laboratoriemetode

Under laboratorieforhold kan fluor fås ved hjælp af den viste installation. I en kobberbeholder 1 fyldt med en KF·3HF-smelte anbringes en kobberbeholder 2 med huller i bunden. En tyk nikkelanode anbringes i beholder 2. Katoden placeres i beholder 1. Under elektrolyseprocessen frigives således gasformig fluor fra rør 3 og brint fra rør 4. Et vigtigt krav er at sikre systemets tæthed, hertil skal calciumfluoridpropper med smøremiddel fra der anvendes bly(II)oxid og glycerin .
I 1986, mens han forberedte sig til en konference for at fejre 100-året for opdagelsen af fluor, opdagede Karl Kriste en metode til rent kemisk fremstilling af fluor ved hjælp af en reaktion i en hydrogenfluoridopløsning af K 2 MnF 6 og SbF 5 ved 150 ° C [13] :

{\ce {2K2MnF6 + 4SbF5 -> 4KSbF6 + 2MnF3 + F2 ^}}

Selvom denne metode ikke har nogen praktisk anvendelse, viser den, at elektrolyse ikke er nødvendig; desuden kan alle komponenter til disse reaktioner opnås uden brug af gasformig fluor.

Til laboratorieproduktion af fluor kan der også anvendes opvarmning af cobalt(III)fluorid til 300 °C, nedbrydning af sølvfluorider og nogle andre metoder.

Den industrielle metode

Den industrielle produktion af fluor udføres ved elektrolyse af en smelte af surt kaliumfluorid KF 2HF (ofte med tilsætning af lithiumfluorid ), som dannes, når KF-smelten er mættet med hydrogenfluorid til et indhold på 40-41 % HF . Elektrolyseprocessen udføres ved temperaturer på ca. 100°C i stålelektrolysatorer med en stålkatode og en carbonanode .

Opbevaring

Fluor opbevares i gasform (under tryk) og i flydende form (afkølet med flydende nitrogen) i enheder lavet af nikkel og legeringer baseret på det ( monel metal ), kobber , aluminium og dets legeringer, messing , rustfrit stål (dette er muligt , fordi disse metaller og legeringer er dækket af en film af fluorider, som beskytter mod yderligere reaktion med fluor [14] ).

Ansøgning

Fluor bruges til at opnå:

freoner - udbredte kølemidler ;
fluoroplaster - kemisk inerte og ikke-brændbare polymerer ;
fluorgummi - kemisk inerte og ikke-brændbare elastomerer ;
SF 6 -gas - en gasformig isolator , der bruges i højspændingselektroteknik;
uranhexafluorid UF 6 , der anvendes til adskillelse af uranisotoper i den nukleare industri;
natriumhexafluoroaluminat - en elektrolyt til fremstilling af aluminium ved elektrolyse ;
metalfluorider (såsom W og V ), som har nogle nyttige egenskaber.

Missilteknologi

Fluor og nogle af dets forbindelser er stærke oxidationsmidler og kan derfor bruges som et oxidationsmiddel i raketbrændstoffer . Den meget høje effektivitet af fluor vakte betydelig interesse for det og dets forbindelser. Ved begyndelsen af rumalderen i USSR og andre lande var der programmer til undersøgelse af fluorholdige raketbrændstoffer. Dog er forbrændingsprodukter med fluorholdige oxidationsmidler giftige. Derfor har fluorbaserede brændstoffer ikke været meget brugt i moderne raketteknologi.

Medicinske applikationer

Fluorerede kulbrinter (for eksempel perfluordecalin ) bruges i medicin som bloderstatninger. Der er mange lægemidler, der indeholder fluor i strukturen ( halothan , fluorouracil , fluoxetin , haloperidol osv.). Fluorider af natrium, kalium osv. i nøje afmålte mikromængder anvendes til forebyggelse af caries (se nedenfor).

Biologisk og fysiologisk rolle

Fluor er et vigtigt element for kroppen [15] [16] . Den vigtigste kilde til fluor i den menneskelige krop er drikkevand [17] . I den menneskelige krop findes den overvejende koncentration af fluor i tandemalje som en del af fluorapatit - Ca 5 F (PO 4 ) 3 - og i knogler. Det samlede indhold er 2,6 g, inklusive 2,5 g i knoglerne [2] . Det normale daglige indtag af fluor i menneskekroppen er 2,5-3,5 mg [2] . Ved utilstrækkelig (mindre end 0,5 mg/liter drikkevand) eller overdreven (mere end 1 mg/liter) fluorindtagelse af kroppen, kan der udvikles tandsygdomme: caries, paradentose , fluorose (broget emalje) og osteosarkom . Også overdreven forbrug af fluor kan føre til skader på skeletsystemet [18] [19] .

Et lavt fluorindhold ødelægger emaljen ved at udvaske fluor fra fluorapatit med dannelse af hydroxoapatit og omvendt.

For at forhindre caries anbefales det at bruge tandpastaer med tilsætningsstoffer af fluorider (natrium og/eller tin), drikke fluorideret vand (op til en koncentration på 1 mg/l) eller bruge lokale applikationer med en 1-2% opløsning af natriumfluorid eller tinfluorid. Sådanne handlinger kan reducere sandsynligheden for caries med 30-50 % [20] .

Den maksimalt tilladte koncentration af bundet fluor (i form af fluorider og organiske fluorforbindelser) i luften i industrilokaler er 0,0005 mg/liter luft.

Toksikologi

0 fire fire OKSE

Fluor er et ekstremt ætsende kemikalie. Meget giftig, er et stærkt oxidationsmiddel. De irriterende egenskaber er flere gange stærkere end hydrogenfluorid. Fluor er en "konvulsiv gift", ligesom et betydeligt antal af dets forbindelser. Har en kumulativ effekt. Det kommer hovedsageligt ind i kroppen ved indånding og orale veje. De karakteristiske manifestationer af forgiftning under indåndingseksponering reduceres til ømhed og brænding i næsen, svælget, bag brystbenet, blødning fra næsen, tør hoste. Spasmer i strubehovedet og bronchiale muskler er mulig. Ved undersøgelse findes hyperæmi, hævelse og nekrose af slimhinderne i nasopharynx, ulceration og endda perforering af næseseptum. Slimhinderne i luftvejene bliver også nekrotiske og dækket af gule skorper.

Ved mild indåndingsforgiftning med fluor og dets forbindelser er de som regel begrænset til udvikling af nasopharyngolaryngitis og tracheobronkitis på baggrund af generel svaghed, træthed, pulslabilitet og blodtryk. - Forgiftning er "forklædt" som en "forkølelse", hvilket gør det svært at diagnosticere og behandle det i tide.

I tilfælde af beskadigelse af fluor og dets forbindelser af moderat sværhedsgrad diagnosticeres dyb bronkitis, og med en forsinkelse lungebetændelse; samt kramper og leverbetændelse.

I tilfælde af alvorlig forgiftning udvikles vævsskade og toksisk lungeødem, koma og kramper.

Den resorptive virkning forklares af fluors evne til at indgå i frie radikale reaktioner med kroppens væv - udfældning af calcium fra blodserum og vævsvæske i form af fluorid, hvilket fører til dybe stofskifteforstyrrelser, sænker blodkoagulationen , en krænkelse af syre-base-forholdet af blod, en krænkelse af den neuromuskulære ledningsevne, øger permeabiliteten af de vaskulære vægge. Derudover forstyrrer fluor funktionen af en række enzymsystemer og interagerer med magnesium, mangan, jern, zink, der ligesom calcium er en del af enzymer, som er deres aktivatorer eller hæmmere. Fluorforgiftning forstyrrer aktiviteten af enzymer, der bruger sporstoffer som cofaktorer, f.eks. falder aktiviteten af Enolase (forringet glykolyse og makroerg-syntese), adenosintriphosphatase og glutaminsyntetase.

Forbrændinger af øjne og hud observeres i direkte kontakt med fluor. Hudkontakt med gassen i 2 sekunder forårsager termiske forbrændinger af II-graden; eksponering ved en koncentration på 0,15-0,30 mg/l fører til irritation af eksponeret hud. I en undersøgelse af 252 personer udsat for fluor, blev 57 fundet at have conjunctivitis eller øjenlåseksem [21] .

Fluor aflejres i knoglerne og udskilles langsomt over flere år fra kroppen via nyrer og tarme.

Se også

Fluorforbindelser i raketteknologi

Fluorforbindelser

Litteratur

Ryss IG Kemi af fluor og dets uorganiske forbindelser. M. Goshimizdat, 1966 - 718 s.
Nekrasov BV Fundamentals of General Chemistry. (tredje udgave, bind 1) M. Chemistry, 1973 - 656 s.
Militær toksikologi, radiologi og medicinsk forsvar. Lærebog. VMA dem. S. M. Kirov. Leningrad, 1987 - 356s.

Noter

↑ Meija J. et al. Grundstoffernes atomvægte 2013 (IUPAC Technical Report ) // Pure and Applied Chemistry . - 2016. - Bd. 88 , nr. 3 . — S. 265–291 . - doi : 10.1515/pac-2015-0305 . Arkiveret fra originalen den 31. marts 2016.
↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Rakov E. G. Fluor // Chemical Encyclopedia : i 5 bind / Kap. udg. N.S. Zefirov . - M . : Great Russian Encyclopedia , 1998. - V. 5: Tryptofan - Iatrochemistry. - S. 197-199. — 783 s. — 10.000 eksemplarer. — ISBN 5-85270-310-9 .
↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 Ivlev S.I. et al. The Crystal Structures of α- and β-F 2 Revisited (engelsk) // Chemistry – A European Journal. - 2019. - Bd. 25. Iss. 13 . - s. 3310-3317. - doi : 10.1002/chem.201805298 .
↑ Annales de chimie et de physique | 1816 | Gallica
↑ Hovedsageligt i tandemalje .
↑ Akhmetov N. S. Generel og uorganisk kemi.
↑ 1 2 Jordan TH , Streib WD , Smith HW , Lipscomb WN Enkeltkrystalundersøgelser af β -F 2 og af γ -O 2 // Acta Crystallographica. - 1964. - Bd. 17 , nr. 6 . - s. 777-778 . — ISSN 0365-110X . - doi : 10.1107/S0365110X6400202X .
↑ 1 2 3 4 5 Meyer L. , Barrett CS , Greer SC Crystal Structure of α -Fluorine // The Journal of Chemical Physics. - 1968. - Bd. 49 , nr. 4 . - S. 1902-1907 . — ISSN 0021-9606 . - doi : 10.1063/1.1670323 .
↑ Pauling L. , Keaveny I. , Robinson AB Krystalstrukturen af α -fluor // Journal of Solid State Chemistry. - 1970. - Bd. 2 , nr. 2 . - S. 225-227 . — ISSN 0022-4596 . - doi : 10.1016/0022-4596(70)90074-5 .
↑ Jordan TH , Streib WE , Lipscomb WN Single-Crystal X-Ray Diffraction Study of β -Fluorine // The Journal of Chemical Physics. - 1964. - Bd. 41 , nr. 3 . - S. 760-764 . — ISSN 0021-9606 . - doi : 10.1063/1.1725957 .
↑ Science Magazine: Log ind | Videnskab/AAAS
↑ Encyclopedic Dictionary of a Young Chemist. Til mellem og ældre alder. Moskva, Pædagogik-Presse. 1999
↑ Greenwood N., Earnshaw A. Grundstoffernes kemi. — M. : BINOM. Laboratory of knowledge, 2008. - V. 2. - S. 147-148, 169 - kemisk syntese af fluor.
↑ Fluor på Popular Library of Chemical Elements . Hentet 25. marts 2007. Arkiveret fra originalen 30. september 2007. (ubestemt)
↑ Yanin E.P. Biogeokemisk rolle og økologisk og hygiejnisk betydning af fluor. - Tidsskrift "Problems of the Environment and Natural Resources" fra det all-russiske institut for videnskabelig og teknisk information ved det russiske videnskabsakademi (Moskva), nummer 4, s. 20-108, 2009.
↑ Wada Osamu. Hvad er sporstoffer? Deres mangel og overskydende tilstande . med.or.jp . JMAJ, bind. 47, nr. 8 (2004). Hentet 28. marts 2021. Arkiveret fra originalen 29. marts 2017. (ubestemt)
↑ Kanatnikova N.V., Zakharchenko G.L. Fluors fysiologiske rolle og dets indhold i drikkevandet i Oryol-regionen . cyberleninka.ru . Tidsskrift "Befolkningens sundhed og levesteder", nummer 5(206), s. 40-43 (2010). Hentet: 28. marts 2021. (ubestemt)
↑ Ifølge National Toxicology Program
↑ Sinitsyna O.O., Plitman S.I., Ampleeva G.P., Gildenskiold O.A., Ryashentseva T.M. Væsentlige elementer og deres regulering i drikkevand . cyberleninka.ru . Journal of Health Risk Analysis, nr. 3, s. 30-36 (2020). Hentet: 28. marts 2021. (ubestemt)
↑ Forbrugervejledning . Hentet 29. april 2020. Arkiveret fra originalen 26. februar 2021. (ubestemt)
↑ N. V. Lazarev, I. D. Gadaskina. "Skadelige stoffer i industrien". Bind 3, side 19.