Fluorid je co? Vlastnosti fluoru

Fluor je chemický prvek (symbol F, atomové číslo 9), nekovový, který patří do skupiny halogenů. Jedná se o nejaktivnější a elektro-negativní látku. Při normální teplotě a tlaku je molekula fluoru jedovatým plynem světle žluté barvy se vzorecem F₂

Použijte

Fluor a jeho sloučeniny jsou široce používány, včetně pro výrobu léčiv, agrochemikálií, paliv a maziv a textilu. Kyselina fluorovodíková Používá se pro leptání skla a plazma z fluoru - pro výrobu polovodičů a jiných materiálů. Nízké koncentrace iontů fosforu v zubní pastě a pitné vodě mohou pomoci zabránit zubnímu kazu, zatímco vyšší koncentrace jsou součástí některých insekticidů. Mnoho běžných anestetik je deriváty fluorovaných uhlovodíků. Izotop ^18.F je zdrojem pozitronů pro lékařské zobrazování pozitronovou emisní tomografií, a hexafluorid uranu se používá pro separaci izotopů uranu a získat obohacený uran pro jaderné elektrárny.

Historie objevu

Minerály obsahující sloučeniny fluoru byly známy mnoho let před uvolněním tohoto chemického prvku. Například minerální křemelina (nebo fluorit) sestávající z fluoridu vápenatého, popsal v roce 1530 George Agricola. Všiml si, že může být použit jako tok - látka, která pomáhá snižovat teplotu tání kovu nebo rudy a pomáhá vyčistit požadovaný kov. Proto fluor získal své latinské jméno od slova fluere ("únik").

V roce 1670 Henry godu sklář Shvanhard zjištěno, že sklo leptané pod vlivem fluoridu vápenatého (kazivce), zpracované kyselinou. Karl Scheele a mnoho později výzkumných pracovníků, včetně Humphrey Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Tenar experimentoval s kyselinou fluorovodíkovou (HF), které se snadno získá zpracováním CaF koncentrované kyseliny sírové.

Nakonec bylo jasné, že HF obsahuje dříve neznámý prvek. Tato látka však nemohla být identifikována kvůli její nadměrné reaktivitě po mnoho let. Není jen obtížné oddělit se od sloučenin, ale okamžitě reaguje s dalšími složkami. Izolace elementárního fluoru z kyseliny fluorovodíkové je extrémně nebezpečná a počáteční pokusy oslepily a zabily několik vědců. Tito lidé se stali známými jako "mučedníci fluoridu".

Otevření a výroba

Konečně, v roce 1886, francouzský chemik Henri Moissan uspěl v izolaci fluoru elektrolýzou směsi roztavených fluoridů draslíku a kyseliny fluorovodíkové. Za to získal v roce 1906 Nobelovu cenu v oboru chemie. Jeho elektrolytický přístup je i nadále používán pro průmyslovou výrobu tohoto chemického prvku.

První velkokapacitní výroba fluoridu začala během druhé světové války. Byla nutná pro jednu z etap vytvoření atomové bomby v rámci projektu Manhattan. Fluor byl použit k výrobě hexafluoridu uranu (UF_6.), který byl následně použit k oddělení dvou izotopů od sebe navzájem ²³⁵U a ²³⁸U. Dnes plynný UF_6. Pro jadernou energii je nutné získat obohacený uran.

Nejdůležitější vlastnosti fluoridu

V periodické tabulce se prvek nachází v horní části skupiny 17 (dříve skupina 7A), která se nazývá halogen. Jiné halogeny zahrnují chlor, brom, jod a astatin. Kromě toho je F ve druhém období mezi kyslíkem a neonem.

Čistý fluor je korozivní plyn (chemický vzorec F)₂) s charakteristickým ostrým zápachem, který je detekován v koncentraci 20 nl na litr objemu. Jako nejreaktivnější a elektroonegatičtější ze všech elementů snadno tvoří sloučeniny s většinou z nich. Fluor je příliš reaktivní, aby existoval v elementární formě a má takovou afinitu s většinou materiálů, včetně křemíku, že nemůže být vařený nebo skladován ve skleněných nádobách. Ve vlhkém vzduchu reaguje s vodou a vytváří stejně nebezpečnou kyselinu fluorovodíkovou.

Fluor, který reaguje s vodíkem, exploduje i při nízkých teplotách a ve tmě. Prudce reaguje s vodou a tvoří kyselinu fluorovodíkovou a plynný kyslík. Různé materiály, včetně jemných kovů a skla, hoří v proudu plynného fluoru s jasným plamenem. Kromě toho tento chemický prvek vytváří sloučeniny s krystonem, xenonem a radonem s vzácnými plyny. Nicméně nereaguje přímo s dusíkem a kyslíkem.

Přes extrémní aktivitu fluoridu jsou dnes dostupné metody jeho bezpečného zpracování a přepravy. Prvek může být skladován v nádobách z oceli nebo monelu (slitiny bohaté na nikl), protože na povrchu těchto materiálů se vytvářejí fluoridy, které brání další reakci.

Fluoridy jsou látky, ve kterých je přítomen fluor jako negativně nabitý iont (F^-) v kombinaci s některými kladně nabitými prvky. Sloučeniny fluoru s kovy jsou jednou z nejstabilnějších solí. Když jsou rozpuštěny ve vodě, jsou rozděleny na ionty. Dalšími formami fluoru jsou komplexy, například [FeF₄]^-, a H₂F⁺.

Izotopy

Existuje mnoho izotopů tohoto halogenu od počátku ^{14. místo}F a končí ³¹F. Izotopová kompozice fluoru však zahrnuje pouze jednu z nich, ¹⁹F, který obsahuje 10 neutronů, protože je pouze stabilní. Radioaktivní izotop ^18.F je cenným zdrojem pozitronů.

Biologický dopad

Fluorid v těle se nachází hlavně v kostech a zubech ve formě iontů. Fluoridace pitné vody v koncentraci menší než jedna část na milion dramaticky snižuje výskyt kazu - podle Národního výzkumného výboru Národní akademie věd. Na druhou stranu může nadměrná akumulace fluoridu vést k fluoróze, která se projevuje v mottlu zubů. Tento účinek je obvykle pozorován v oblastech, kde obsah tohoto chemického prvku v pitné vodě přesahuje koncentraci 10 ppm.

Elementární fluoridové a fluoridové soli jsou toxické a měly by být ošetřeny velmi opatrně. Při styku s pokožkou nebo očima je nutno pečlivě vyloučit. Reakce s kůží produkuje kyselinu fluorovodíkovou, která rychle proniká přes tkáně a reaguje s vápníkem v kostech a navždy je poškozuje.

Fluorid v prostředí

Roční světová produkce minerální fluoritu asi 4 miliony tun, a celkový výkon je prozkoumána vklady do 120 milionů tun. Princip tohoto minerálu dobývací prostory jsou Mexiko, západní Evropě a Číně.

V přírodě se fluorid nachází v zemské kůře, kde se nachází ve skalách, uhlí a hlíně. Fluoridy padají do vzduchu s větrnou erozí půdy. Fluor je 13. nejčastějším chemickým prvkem v zemské kůře - jeho obsah je 950 ppm. V půdách je průměrná koncentrace asi 330 ppm. Fluorovodík se může uvolňovat do ovzduší v důsledku spalovacích procesů v průmyslu. Fluoridy, které jsou ve vzduchu, nakonec klesnou na zem nebo do vody. Když fluor tvoří vazbu s velmi malými částicemi, může zůstat ve vzduchu po dlouhou dobu.

V atmosféře je 0,6 miliardy těchto chemických prvků přítomno ve formě slané mlhy a organických sloučenin chlóru. V městských podmínkách dosahuje koncentrace 50 dílů na miliardu.

Připojení

Fluor je chemický prvek, který tvoří širokou škálu organických a anorganických sloučenin. Lékárníci je mohou nahradit atomy vodíku, čímž vzniká mnoho nových látek. Vysoce reaktivní halogen tvoří sloučeniny s vzácnými plyny. V roce 1962 syntetizoval Neil Bartlett hexafluoroplatinát xenonu (XePtF6). Také byly získány fluoridy kryptonu a radonu. Další sloučeninou je fluorid argonu, který je stabilní pouze při extrémně nízkých teplotách.

Průmyslová aplikace

V atomovém a molekulárním stavu se fluor používá pro plazmové leptání při výrobě polovodičů, plochých displejů a mikroelektromechanických systémů. Kyselina fluorovodíková se používá pro leptání skla v lampách a jiných produktech.

Spolu s některými sloučeninami je fluorid důležitou složkou výroby léčiv, agrochemikálií, paliv a maziv a textilií. Chemický prvek je nezbytný pro výrobu halogenovaných alkanů (halonů), které se zase používají v klimatizačních a chladicích systémech. Později bylo takové používání chlorfluoruhlovodíků zakázáno, protože přispívají k zničení ozonové vrstvy v horní atmosféře.

Oxid sírový je extrémně inertní, netoxický plyn, který se týká látek, které způsobují skleníkový efekt. Bez fluoru není možné vyrábět plasty s nízkým obsahem koeficient tření, jako je Teflon. Mnohé anestetika (například sevofluran, desfluran a isofluran) jsou deriváty fluorovaných uhlovodíků. Na elektrolýzu hliníku se používá hexafluoruminiumuminát sodný (kryolit).

Fluorové sloučeniny, včetně NaF, se používají v zubní pastě k prevenci kazu. Tyto látky jsou přidávány do městských vodovodů pro fluoridaci vody, ale vzhledem k účinkům na zdraví je tato praxe kontroverzní. Při vyšších koncentracích se používá NaF jako insekticid, zejména pro kontrolu švábů.

V minulosti byly redukovány fluoridy bod tání kovů a rudy a zvýšit jejich tekutost. Fluor je důležitou součástí výroby hexafluoridu uranu, který se používá k oddělení jeho izotopů. ^18.F, radioaktivní izotop s poločas 110 minut vyzařuje pozitrony a je často používán v lékařské emisní tomografii s pozitronem.

Fyzikální vlastnosti fluoridu

Základní charakteristiky chemického prvku jsou následující:

• Atomová hmotnost je 18,9984032 g / mol.
• Elektronická konfigurace 1 s²2s²2p⁵_.
• Stupeň oxidace -1.
• Hustota je 1,7 g / l.
• Teplota tání 53,53 ° C.
• Bod varu je 85,03 K.
• Specifické teplo je 31,34 J / (Kmiddot-mol).