Fluor | ||||
---|---|---|---|---|
← Syre | Neon → | ||||
| ||||
Utseendet av en enkel substans | ||||
flytande fluor | ||||
Atomegenskaper | ||||
Namn, symbol, nummer | Fluor/Fluorum (F), 9 | |||
Grupp , punkt , block |
17 (föråldrad 7), 2, p-element |
|||
Atommassa ( molmassa ) |
18.998403163(6) [1] a. e. m. ( g / mol ) | |||
Elektronisk konfiguration |
[Han] 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 5 |
|||
Atomradie | 73 pm | |||
Kemiska egenskaper | ||||
kovalent radie | 72 pm | |||
Jonradie | (−1e)133 pm | |||
Elektronnegativitet | 3,98 (Pauling-skala) | |||
Elektrodpotential | 2,87 V | |||
Oxidationstillstånd | −1, 0 | |||
Joniseringsenergi (första elektron) |
1680,0 (17,41) kJ / mol ( eV ) | |||
Termodynamiska egenskaper hos ett enkelt ämne | ||||
Densitet (vid ej ) |
Gas: 1,696 0 g/l Vätska: 1,516 −188 g/cm 3 , fast fas: 1,7 −228 g/cm 3 [2] eller 1,810 −225 [3] g/cm³ |
|||
Smält temperatur | 53,53 K (−219,70 °C) [2] | |||
Koktemperatur | 85,03 K (−188,12 °C) [2] | |||
Kritisk punkt | 144,4 K , 5,215 MPa | |||
Oud. fusionsvärme | (F—F) 0,5104 kJ/mol | |||
Oud. avdunstningsvärme | (F—F) 6,544 kJ/mol | |||
Molär värmekapacitet | 31,34 [2] J/(K mol) | |||
Molar volym | 22,4⋅10 3 cm³ / mol | |||
Kristallgittret av en enkel substans | ||||
Gallerstruktur |
monoklinisk ( a -fluor); Kubik ( β -fluor) [3] |
|||
Gitterparametrar |
a -fluor: p = 102,088(18)° ; a = 5,4780(12) Å ; b = 3,2701(7) Å ; c = 7,2651(17) Å [3] . p -fluor: a = 5,5314(15) [3] |
|||
Andra egenskaper | ||||
Värmeledningsförmåga | (300 K) 0,028 W/(m K) | |||
CAS-nummer | 7782-41-4 |
9 | Fluor |
F18,9984 | |
2s 2 2p 5 |
Fluor ( kemisk symbol - F , föråldrad fluor ; från lat. Fluorum ) - ett kemiskt element i den 17:e gruppen (enligt den föråldrade klassificeringen - huvudundergruppen av den sjunde gruppen, VIIA) i den andra perioden av det periodiska systemet för kemiska element av D. I. Mendeleev , med atomnummer 9.
Det är den mest reaktiva icke-metallen och det starkaste oxidationsmedlet. Fluor tillhör gruppen halogener och är det lättaste grundämnet i denna grupp.
Som ett enkelt ämne (under normala förhållanden ) är fluor en diatomisk gas (formel - F 2 ) av blekgul färg med en stickande lukt som påminner om ozon eller klor . Vid kryogena temperaturer är det en gul vätska, en färglös gas (gröngul i tjocka lager, n.a. ) .
Extremt giftig . Har exceptionellt hög korrosiv aktivitet.
Den första fluorföreningen, fluorit (fluorspat) Ca F 2 , beskrevs i slutet av 1400-talet under namnet "fluor". 1771 fick Carl Scheele fluorvätesyra . När han behandlade fluoritmineralet CaF 2 med svavelsyra , isolerade han HF i form av en vattenlösning. Denna händelse betraktas i kemins historia som upptäckten av fluor. Kloranalogin föreslogs 1810 av André Ampère , med stöd av Humphrey Davy . Davy studerade upplösningen av glas i fluorvätesyra.
Som ett kemiskt element som är en del av fluorvätesyra förutspåddes fluor 1810 , och isolerades i fri form endast 76 år senare av Henri Moissan 1886 genom elektrolys av flytande vattenfri vätefluorid innehållande en blandning av sur kaliumfluorid KHF 2 .
Namnet "fluor" (från annan grekisk φθόριος 'destruktiv'), föreslagen av André Ampère 1816 [ 4] , används på ryska, grekiska och några andra språk. I många andra länder antas namn som härrör från de gamla namnen på mineralet fluorit CaF 2 , som i sin tur kommer från dess förmåga att sänka smältpunkten för metallurgisk slagg som bildas under reduktionen av metaller från malmer och öka dess flytbarhet ( latin fluere 'flow'): till exempel, samma Ampère , i ett brev till Davy daterat den 26 augusti 1812 , föreslog ordet fluor, som tack vare brevets adressat har kommit in i det engelska språket .
Halten av fluor i atomprocent i naturen visas i tabellen:
Ett objekt | Innehåll, % |
---|---|
Jorden | 0,02 |
Flodvatten _ | 0,00002 |
havsvatten _ | 0,0001 |
Mänskliga tänder [5] | 0,01 |
I naturen finns betydande ansamlingar av fluor huvudsakligen i mineralet fluorit (CaF 2 ), som innehåller 51,2 viktprocent Ca och 48,8 viktprocent F. Clark i jordskorpan är 650 g/t.
Av växterna är linser och lök relativt rika på fluor .
Fluor ansamlas i marken till följd av vulkanisk aktivitet och vulkaniska gaser innehåller vanligtvis stora mängder vätefluorid .
Under normala förhållanden är det en blekgul gas. I låga koncentrationer i luften påminner dess lukt både om ozon och klor. Mycket aggressiv och mycket giftig.
Fluor har en onormalt låg kokpunkt (85,03 K, −188,12 °C) och smältpunkt (53,53 K, −219,70 °C) [2] . Detta beror på det faktum att fluor inte har en d-subnivå och inte kan bilda en och en halv bindningar , till skillnad från andra halogener (bindningsmångfalden i andra halogener är ungefär 1,1) [6] .
Under smältpunkten bildar den blekgula kristaller [7] [8] .
Den elektroniska konfigurationen av fluoratomen: 1s 2 2s 2 2p 5 .
Fluoratomer i föreningar kan uppvisa ett oxidationstillstånd på -1. Positiva oxidationstillstånd i föreningar är okända, eftersom fluor är det mest elektronegativa elementet.
Den kvantkemiska termen för fluoratomen är 2 P 3/2 .
Molekylens strukturUr synvinkeln av teorin om molekylära orbitaler kan strukturen hos en diatomisk fluormolekyl karakteriseras av följande diagram. Det finns 4 bindande orbitaler och 3 lösgörande orbitaler i molekylen. Bindningsordningen i molekylen är 1.
Fluor bildar molekylära kristaller med två kristallmodifikationer som är stabila vid atmosfärstryck:
Fasövergången mellan dessa kristallina faser av fluor är mer exoterm än stelningen av flytande fluor. Fasen för den ortorombiska syngonin hittades inte i fast fluor, till skillnad från alla andra halogener. α - fluormolekylerna är oordnade i riktning. F–F-bindningslängden i molekyler är 0,1404(12) nm [3] .
Även vid så låga temperaturer leder samverkan av fluorkristaller med många ämnen till en explosion [8] .
Fluor är ett monoisotopiskt grundämne: i naturen finns det bara en stabil isotop av fluor 19 F. Det finns 17 fler radioaktiva isotoper av fluor med ett masstal från 14 till 31 och en kärnisomer - 18m F. Den längsta livslängden av de radioaktiva isotoper av fluor är 18 F med en halveringstid på 109,771 minuter, en viktig källa till positroner som används vid positronemissionstomografi .
Nukleära egenskaper hos fluorisotoperIsotop | Relativ massa, en. äta. | Halva livet | Förfallstyp | kärnkraftssnurr | Kärnmagnetiskt moment |
---|---|---|---|---|---|
17F _ | 17.0020952 | 64,5 s | β + -sönderfaller till 17 O | 5/2 | 4,722 |
18F _ | 18,000938 | 1.83 timmar | β + -sönderfaller till 18 O | ett | |
19F _ | 18.99840322 | stabil | — | 1/2 | 2,629 |
20F _ | 19,9999813 | 11 s | β − -förfall i 20 Ne | 2 | 2,094 |
21F _ | 20,999949 | 4,2 s | β − förfall i 21 Ne | 5/2 | |
22F _ | 22.00300 | 4,23 s | β − -förfall i 22 Ne | fyra | |
23F _ | 23,00357 | 2,2 s | β − sönderfall i 23 Ne | 5/2 |
Kärnorna i 19 F -isotopen har ett halvt heltals spin; därför kan dessa kärnor användas för NMR - studier av molekyler. 19F NMR-spektra är ganska karakteristiska för organofluorföreningar.
Den mest aktiva icke-metallen , interagerar våldsamt med nästan alla ämnen (förutom fluorider i högre oxidationstillstånd och sällsynta undantag - fluoroplaster ) och med de flesta av dem - med förbränning och explosion.
Bildar föreningar med alla kemiska grundämnen utom helium och neon . Endast två föreningar med argon är kända som endast existerar vid temperaturer under väteets kokpunkt, och endast en av dem innehåller fluor- argonhydrofluorid HArF [11] .
Vissa metaller är resistenta mot fluor vid rumstemperatur på grund av bildandet av en tät fluoridfilm på deras yta, vilket hämmar reaktionen med fluor, till exempel Al, Mg, Cu, Ni. Kontakten av fluor med väte leder till antändning och explosion i kvartskärl även vid mycket låga temperaturer (ned till -252 ° C ), i magnesiumkärl behövs lite uppvärmning för att starta reaktionen.
Reagerar inte med helium, neon, argon, kväve , syre , tetrafluormetan . Vid rumstemperatur reagerar det inte med torrt kaliumsulfat , koldioxid och dikväveoxid . Utan inblandning av vätefluorid vid rumstemperatur påverkar inte glaset.
Även vatten och platina brinner i en fluoratmosfär .
Fluor kan ersätta andra halogener från sin grupp från deras salter:
, .Reaktionen mellan alkalier och fluor:
.Produkterna från reaktionen av fluor med vatten, beroende på förhållandena för dess förekomst, kan variera:
,Reaktionerna där fluor formellt är ett reduktionsmedel inkluderar nedbrytning av högre fluorider, till exempel:
, .Fluor kan också oxidera syre i en elektrisk urladdning och bildar syredifluorid OF 2 och dioxidifluorid O 2 F 2 . Under tryck eller under ultraviolett bestrålning reagerar den med krypton och xenon och bildar ädelgasfluorider.
I alla föreningar uppvisar fluor ett oxidationstillstånd på -1. För att fluor ska visa ett positivt oxidationstillstånd krävs skapandet av excimermolekyler eller andra extrema förhållanden. Detta kräver artificiell jonisering av fluoratomer [12] .
En industriell metod för att erhålla fluor inkluderar extraktion och anrikning av fluoritmalmer, svavelsyrasönderdelning av deras koncentrat med bildning av vattenfri HF och dess elektrolytiska sönderdelning.
För laboratorieproduktion av fluor används nedbrytningen av vissa föreningar, men alla finns inte i naturen i tillräckliga mängder, och de erhålls med fritt fluor.
Den industriella produktionen av fluor utförs genom elektrolys av en smälta av sur kaliumfluorid KF 2HF (ofta med tillsats av litiumfluorid ), som bildas när KF-smältan mättas med vätefluorid till en halt av 40-41 % HF . Elektrolysprocessen utförs vid temperaturer på cirka 100°C i stålelektrolysatorer med stålkatod och kolanod .
Fluor lagras i gasform (under tryck) och i flytande form (kyld med flytande kväve) i enheter gjorda av nickel och legeringar baserade på det ( monelmetall ), koppar , aluminium och dess legeringar, mässing , rostfritt stål (detta är möjligt , eftersom dessa metaller och legeringar är täckta med en film av fluorider, som skyddar mot ytterligare reaktion med fluor [14] ).
Fluor används för att erhålla:
Fluor och några av dess föreningar är starka oxidationsmedel och kan därför användas som ett oxidationsmedel i raketbränslen . Den mycket höga effektiviteten hos fluor väckte stort intresse för det och dess föreningar. I början av rymdåldern i Sovjetunionen och andra länder fanns det program för studier av fluorhaltiga raketbränslen. Däremot är förbränningsprodukter med fluorinnehållande oxidationsmedel giftiga. Därför har fluorbaserade bränslen inte använts i stor utsträckning i modern raketteknik.
Fluorerade kolväten (till exempel perfluordekalin ) används i medicin som blodersättning. Det finns många läkemedel som innehåller fluor i strukturen ( halotan , fluorouracil , fluoxetin , haloperidol , etc.). Fluorider av natrium, kalium, etc. i strikt uppmätta mikromängder används för att förebygga karies (se nedan).
Fluor är ett livsviktigt element för kroppen [15] [16] . Den huvudsakliga källan till fluor i människokroppen är dricksvatten [17] . I människokroppen finns den dominerande koncentrationen av fluor i tandemaljen som en del av fluorapatit - Ca 5 F (PO 4 ) 3 - och i ben. Det totala innehållet är 2,6 g, inklusive 2,5 g i benen [2] . Det normala dagliga intaget av fluor i människokroppen är 2,5-3,5 mg [2] . Med otillräckligt (mindre än 0,5 mg/liter dricksvatten) eller överdrivet (mer än 1 mg/liter) fluorintag i kroppen kan tandsjukdomar utvecklas: karies, parodontit , fluoros (fläckig emalj) och osteosarkom . Dessutom kan överdriven konsumtion av fluor leda till skador på skelettsystemet [18] [19] .
En låg fluorhalt förstör emaljen genom att tvätta ut fluor från fluorapatit med bildning av hydroxoapatit, och vice versa.
För att förhindra karies rekommenderas det att använda tandkrämer med tillsatser av fluorider (natrium och/eller tenn), dricka fluorerat vatten (upp till en koncentration av 1 mg/l) eller använda lokala applikationer med en 1-2% lösning av natriumfluorid eller tennfluorid. Sådana åtgärder kan minska sannolikheten för karies med 30-50 % [20] .
Den högsta tillåtna koncentrationen av bundet fluor (i form av fluorider och organiska fluorföreningar) i luften i industrilokaler är 0,0005 mg/liter luft.
0 fyra fyraOXE |
Fluor är en extremt frätande kemikalie. Mycket giftig, är ett starkt oxidationsmedel. De irriterande egenskaperna är flera gånger starkare än fluorväte. Fluor är ett "konvulsivt gift", liksom ett betydande antal av dess föreningar. Har en kumulativ effekt. Det kommer in i kroppen huvudsakligen genom inandning och orala vägar. De karakteristiska manifestationerna av förgiftning under inandningsexponering reduceras till ömhet och sveda i näsan, svalget, bakom bröstbenet, blödning från näsan, torr hosta. Spasmer i struphuvudet och bronkialmusklerna är möjliga. Vid undersökning hittas hyperemi, svullnad och nekros av slemhinnorna i nasofarynx, sårbildning och till och med perforering av nässkiljeväggen. Slemhinnorna i luftvägarna blir också nekrotiska och täckta med gula skorpor.
Med mild inandningsförgiftning med fluor och dess föreningar är de som regel begränsade till utvecklingen av nasofaryngolaryngit och trakeobronkit mot bakgrund av allmän svaghet, trötthet, pulslabilitet och blodtryck. – Förgiftning är "förklädd" som en "förkylning", vilket gör det svårt att diagnostisera och behandla den i tid.
Vid skada av fluor och dess föreningar av måttlig svårighetsgrad diagnostiseras djup bronkit och, med en fördröjning, lunginflammation; samt kramper och hepatit.
Vid allvarlig förgiftning utvecklas vävnadsskador och toxiska lungödem, koma och kramper.
Den resorptiva effekten förklaras av fluorets förmåga att ingå i fria radikaler med kroppens vävnader - utfällningen av kalcium från blodserumet och vävnadsvätskan i form av fluorid, vilket leder till djupa metaboliska störningar, bromsande blodkoagulering , en kränkning av syra-basförhållandet av blod, en kränkning av den neuromuskulära ledningsförmågan, ökar permeabiliteten hos de vaskulära väggarna. Dessutom stör fluor funktionen hos ett antal enzymsystem och interagerar med magnesium, mangan, järn, zink, som liksom kalcium är en del av enzymer som är deras aktivatorer eller inhibitorer. Fluorförgiftning stör aktiviteten hos enzymer som använder spårämnen som kofaktorer, till exempel minskar aktiviteten av Enolase (försämrad glykolys och makroergsyntes), adenosintrifosfatas och glutaminsyntetas.
Brännskador på ögon och hud observeras i direkt kontakt med fluor. Hudkontakt med gasen i 2 sekunder orsakar termiska brännskador av II-graden; exponering vid en koncentration av 0,15-0,30 mg / l leder till irritation av exponerad hud. I en studie av 252 personer som exponerats för fluor visade sig 57 ha konjunktivit eller ögonlockseksem [21] .
Fluor avsätts i benen och utsöndras långsamt, under flera år, från kroppen via njurar och tarmar.
Ordböcker och uppslagsverk |
| |||
---|---|---|---|---|
|
Periodiskt system av kemiska element av D. I. Mendeleev | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
|