ФЛУОР: ИСТОРИЯ, СВОЙСТВА, СТРУКТУРА, ПОЛУЧАВАНЕ, РИСКОВЕ, ПРИЛОЖЕНИЯ - ХИМИЯ - 2025

В флуор е химичен елемент със символ F и 17 води на групата, към която принадлежи халогените. Той се отличава над другите елементи на периодичната таблица, тъй като е най-реактивен и електроотрицателен; Той реагира с почти всички атоми, така че образува безкраен брой соли и органофлуорирани съединения.

При нормални условия това е бледожълт газ, който може да бъде объркан с жълтеникаво зелен. В течно състояние, показано на изображението по-долу, жълтият му цвят се засилва малко повече, което изчезва напълно, когато се втвърди в точката си на замръзване.

Течен флуор в епруветка. Източник: Fulvio314

Такава е неговата реактивност, въпреки летливия характер на газа си, че остава в капан в земната кора; особено под формата на минерала флуорит, известен с виолетовите си кристали. Също така, неговата реактивност го прави потенциално опасно вещество; тя реагира енергично на всичко, до което се докосне и изгаря в пламъци.

Въпреки това, много от страничните му продукти могат да бъдат безвредни и дори полезни, в зависимост от техните приложения. Например, най-популярната употреба на флуорид, добавен в неговата йонна или минерална форма (като флуоридни соли), е приготвянето на флуоридни пасти за зъби, които помагат за защита на зъбния емайл.

Флуорът има особеността, че може да стабилизира високите числа или състояния на окисление за много други елементи. Колкото по-голям е броят на флуорните атоми, толкова по-реактивно е съединението (освен ако не е полимер). По същия начин ефектите му с молекулни матрици ще се увеличат; за добро или лошо.

история

Използване на флуорит

През 1530 г. немският минералог Георгиус Агрикола открива, че минералният флуорспар може да се използва при пречистването на металите. Fluorspar е друго име за флуорит, флуорен минерал, състоящ се от калциев флуорид (CaF ₂).

Елементът флуор не е бил открит дотогава и "флуорът" във флуорита идва от латинската дума "fluere", което означава "да тече"; тъй като това е точно това, което флуорът или флуоритът прави с металите: това им помага да оставят пробата.

Получаване на флуороводородна киселина

През 1764 г. Андреас Сигизмуд Марграф успява да подготви флуороводородна киселина, нагряваща флуорит със сярна киселина. Стъклените реторти се стопяват от действието на киселината, така че стъклото е заменено с метали.

Приписва се и на Карл Шееле през 1771 г., приготвянето на киселината по същия метод, последвано от Марграф. През 1809 г. френският учен Андре-Мари Ампер предлага, че флуорната или флуороводородната киселина е съединение, съставено от водород и нов елемент, подобен на хлора.

Учените се опитаха да изолират флуорида, използвайки флуороводородна киселина за дълго време; но опасността му затрудни напредъка в този смисъл.

Хъмфри Дейви, Джоузеф Луи Гей-Лусак и Жак Тенард изпитваха силна болка при вдишване на флуороводород (флуороводородна киселина без вода и в газообразна форма). Учените Полин Луиет и Джером Никълс починаха от отравяне при подобни обстоятелства.

Едмонд Фреми, френски изследовател, се опита да създаде суха флуороводородна киселина, за да избегне токсичността на флуороводород чрез подкисляване на калиев бифлуорид (KHF ₂), но по време на електролиза не се провежда електрически ток.

Изолация

През 1860 г. английският химик Джордж Гор се опитва да електролизира суха флуороводородна киселина и успява да изолира малко количество флуор газ. Въпреки това, експлозия стана като водород и флуор насилствено рекомбинирани. Гор приписва експлозията на изтичане на кислород.

През 1886 г. френският химик Анри Моисън успява да изолира флуор за първи път. Преди това работата на Moisson беше прекъсната четири пъти от тежко отравяне с флуороводород, докато се опитваше да изолира елемента.

Моисън беше студент на Фреми и разчиташе на експериментите си за изолиране на флуор. Moisson използва смес от калиев флуорид и флуороводородна киселина при електролизата. Полученият разтвор проведе електричество и флуор газ, събрани на анода; тоест при положително заредения електрод.

Moisson използва корозионноустойчиво оборудване, в което електродите са направени от сплав от платина и иридий. При електролиза той използва платинен съд и охлажда електролитния разтвор до температура от -23 ° F (-31 ° C).

Накрая, на 26 юни 1886 г. Анри Мойсон успява да изолира флуор, произведение, което му позволява да спечели Нобеловата награда през 1906 г.

Интерес към флуор

Интересът към изследванията за флуорид беше изгубен за известно време. Разработването на проекта за Манхатън за производството на атомната бомба обаче го подсили отново.

Между 1930 и 1940 г. американската компания Dupont разработва флуорирани продукти като хлорофлуоровъглеводороди (фреон-12), използвани като хладилни агенти; и политетрафлуоретиленова пластмаса, по-известна с името Тефлон. Това доведе до увеличаване на производството и консумацията на флуор.

През 1986 г. на конференция за отбелязване век на изолирането на флуор, американският химик Карл О. Christe представи химически метод за получаване на флуор чрез взаимодействие между К ₂ НОН ₆ и SBF ₅.

Физични и химични свойства

Външен вид

Флуорът е бледожълт газ. В течно състояние е ярко жълто. Междувременно, твърдото вещество може да бъде непрозрачно (алфа) или прозрачно (бета).

Атомно число (Z)

9.

Атомно тегло

18,998 ф.

Точка на топене

-219,67 ° С.

Точка на кипене

-188,11 ° С.

плътност

При стайна температура: 1,669 g / L

При температура на топене (течност): 1.505 g / mL.

Топлина от изпаряване

6,51 kJ / mol.

Моларен калоричен капацитет

31 J / (mol K).

Парно налягане

При температура 58 К има налягане на парата 986,92 атм.

Топлопроводимост

0,0277 W / (m K)

Магнетичен ред

диамагнитно

миризма

Характерен остър и остър мирис, откриваем дори при 20 ppb.

Окислителни числа

-1, което съответства на флуоридния анион, F ^-.

Йонизационна енергия

-Първо: 1,681 kJ / mol

-Второ: 3,374 kJ / mol

-Трето: 6.147 KJ / mol

Електроотрицателност

3,98 по скалата на Полинг.

Това е химическият елемент с най-високи електронегативи; тоест той има висок афинитет към електроните на атомите, с които се свързва. Поради това флуорните атоми генерират големи диполни моменти в специфични участъци на молекула.

Електроотрицателността му има и друг ефект: свързаните с него атоми губят толкова много електронна плътност, че започват да придобиват положителен заряд; това е, положително окислително число. Колкото повече флуорни атоми има в дадено съединение, централният атом ще има по-положително окислително число.

Например, от ₂ кислород е с окислително число от 2 (О ²⁺ F ₂ ^-); в UF ₆ уранът има окислително число +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^-); същото се случва със сяра в SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^-); и накрая има AgF ₂, където среброто дори има окислително число +2, рядко срещано за него.

Следователно елементите успяват да участват с най-положителния си брой на окисление, когато образуват съединения с флуор.

Окислител

Флуорът е най-мощният окисляващ елемент, така че никое вещество не е в състояние да го окисли; и поради тази причина той не е свободен по своята същност.

реактивност

Флуорът е способен да се комбинира с всички останали елементи, с изключение на хелий, неон и аргон. Освен това не атакува мека стомана или мед при нормални температури. Реагира бурно с органични материали като каучук, дърво и плат.

Флуор може да реагира с благороден газ ксенон, за да се образува силен окислител ксенонов дифлуорид, XeF ₂. Той също така реагира с водород, образувайки халид, флуороводород, HF. От своя страна флуороводородът се разтваря във вода, за да се получи известната флуороводородна киселина (като стъкло).

Киселинността на киселите киселини, класифицирани във увеличаващ се ред е:

HF <HCl <HBr <HI

Азотната киселина реагира с флуор и образува флуорен нитрат, FNO ₃. Междувременно, солна киселина реагира енергично с флуор да образуват HF, НА ₂ и ClF ₃.

Структура и електронна конфигурация

Диатомична молекула

Флуорна молекула, представена с пространствен модел на пълнене. Източник: Габриел Боливар.

Флуорният атом в своето основно състояние има седем валентни електрона, които са в орбиталите 2s и 2p според електронната конфигурация:

2s ² 2p ⁵

Теорията за валентната връзка (TEV) гласи, че два фторови атома, F, са ковалентно свързани към всеки завършващ валентния си октет.

Това се случва бързо, защото е необходим само един електрон, за да се превърне в изоелектронно към неоновия благороден газ; и неговите атоми са много малки, с много силен ефективен ядрен заряд, който лесно изисква електрони от околната среда.

Молекулата F ₂ (горен изображение), има единична ковалентна връзка, FF. Въпреки стабилността си в сравнение със свободните F атоми, тя е силно реактивна молекула; хомоядрен, аполарен и нетърпелив за електрони. Ето защо флуорът, подобно на F ₂, е много токсичен и опасен вид.

Тъй F ₂ е неполярен, взаимодействията му зависят от молекулна маса и разсейване сили Лондон. В един момент електронният облак около двата F атома трябва да се деформира и да породи моментален дипол, който индуцира друг в съседна молекула; така че да се привличат един друг бавно и слабо.

Течни и твърди

В F ₂ молекула е много малък и дифундира в пространството относително бързо. В газообразната си фаза той проявява бледожълт цвят (който може да бъде объркан с варовозелен). Когато температурата пада до -188 ° С, силите на дисперсия станат по-ефективни, причинявайки F ₂ молекули обединяват достатъчно, за да се определи течност.

Течният флуор (първо изображение) изглежда още по-жълт от съответния газ. В него, F на ₂ молекули са по-близо и взаимодействат с лека до степен по-голяма. Интересно е, че след като изкривеният кубичен флуор кристал се образува при -220 ° C, цветът избледнява и остава като прозрачно твърдо вещество.

Сега, F на ₂ молекули са толкова близо един до друг (но без техните молекулни ротации спиране), изглежда, че техните електрони получат някои стабилност и, следователно, тяхното електронен скок е твърде голяма за светлината дори да взаимодействат с кристала.

Кристални фази

Този кубичен кристал съответства на β фазата (не е алотроп, тъй като остава същият F ₂). Когато температурата спадне още повече, до -228 ° C, твърдият флуор преминава през фазов преход; кубичният кристал се превръща в моноклиничен, α фазата:

Кристална структура на алфа фазата на флуор. Източник: Benjah-bmm27.

За разлика от β-F ₂, α-F ₂ е непрозрачна и трудно. Може би това е така, защото F на ₂ молекули вече не са толкова свободно завъртане във фиксирани позиции в техните моноклинни кристали; където те взаимодействат в по-голяма степен със светлината, но без да възбуждат електроните си (което повърхностно би обяснило непрозрачността им).

Кристалната структура на α-F В ₂ е трудно да се изучава чрез конвенционални методи рентгенова дифракция Това е така, защото прехода от Р до фазата на α е силно екзотермична. причина кристалът практически да избухне, в същото време, че той взаимодейства малко с излъчването.

Той се около петдесет години преди германски учени (Florian Краус и др.) Напълно разчетени структурата на α-F ₂ с по-голяма точност, благодарение на техники неутронна дифракция.

Къде да намеря и получавам

Флуорът се нарежда на 24-то място сред най-често срещаните елементи във Вселената. Въпреки това, в земната маса е 13 ^vo елемент, с концентрация в кората 950 ppm и концентрация 1,3 ppm в морската вода.

Почвите имат концентрация на флуорид между 150 и 400 ppm, а в някои почви концентрацията може да достигне 1000 ppm. В атмосферния въздух той присъства в концентрация 0,6 ppb; но в някои градове са регистрирани до 50 ppb.

Флуорът се получава главно от три минерали: флуорит или шпатови (CAF ₂), флуорапатит и криолит (Na ₃ ALF ₆).

Обработка на флуорит

След събиране на скалите с минералния флуорит те се подлагат на първично и вторично раздробяване. При вторично раздробяване се получават много малки скални фрагменти.

След това скалните фрагменти се пренасят в топкова мелница за редукция до прах. Водата и реагентите се добавят за образуване на паста, която се поставя в флотационен резервоар. Въздухът се впръсква под налягане, за да образува мехурчета, и по този начин флуоритът завършва плаващо върху водната повърхност.

Силикатите и карбонатите се утаяват, докато флуоритът се събира и отвежда в сушилните пещи.

След като се получи флуорит, той реагира със сярна киселина, за да се получи флуороводород:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Електролиза на флуороводород

При производството на флуор се следва методът, използван от Moisson през 1886 г., с някои модификации.

Електролизата е направена от смес от разтопен калиев флуорид и флуороводородна киселина с моларно съотношение от 1: 2,0 до 1: 2,2. Температурата на разтопената сол е 70-130 ° C.

Катодът се състои от монелна сплав или стомана, а анодът е деграфитен въглерод. Процесът на производство на флуор по време на електролиза може да бъде очертан, както следва:

2HF => Н ₂ + F ₂

Вода се използва за охлаждане на камерата за електролиза, но температурата трябва да е над точката на топене на електролита, за да се избегне втвърдяването. Водородът, произведен при електролиза, се събира на катода, докато флуорът на анода.

Изотопи

Флуорът има 18 изотопа, като ¹⁹ F е единственият стабилен изотоп със 100% изобилие. На ¹⁸ F има полуживот от 109.77 минути и е радиоактивният изотоп на флуор с дълъг полу - живот. В ¹⁸ F се използва като източник на позитрони.

Биологична роля

Не е известна метаболитна активност на флуор при бозайници или по-високи растения. Някои растения и морски гъби обаче синтезират монофлуороацетат, отровно съединение, което те използват като защита, за да предотвратят неговото унищожаване.

Рискове

Прекомерната консумация на флуорид е свързана с флуороза на костите при възрастни и флуороза на зъбите при деца, както и с промени в работата на бъбреците. Поради тази причина Службата за обществено здраве на САЩ (PHS) предложи концентрацията на флуорид в питейна вода да не бъде по-голяма от 0,7 mg / L.

Междувременно Агенцията за защита на околната среда Us (EPA) установи, че концентрацията на флуорид в питейна вода не трябва да бъде по-голяма от 4 mg / L, за да се избегне скелетната флуороза, при която флуорид се натрупва в костите. Това може да доведе до отслабване на костите и фрактури.

Флуорът се свързва с увреждане на паращитовидната жлеза, с намаляване на калция в костните структури и високи концентрации на калций в плазмата.

Сред промените, приписвани на излишния флуор, са следните: зъбна флуороза, скелетна флуороза и увреждане на паращитовидната жлеза.

Дентална флуороза

Зъбната флуороза се проявява с малки ивици или петна в зъбния емайл. Деца под 6 години не трябва да използват вода за уста, които съдържат флуор.

Скелетна флуороза

При скелетна флуороза може да се диагностицира болка и увреждане на костите, както и на ставите. Костта може да се втвърди и да загуби еластичност, увеличавайки риска от счупвания.

Приложения

паста за зъби

Някои неорганични соли на флуорид се използват като добавка във формулирането на пасти за зъби, за които е доказано, че помагат за защита на зъбния емайл. Източник: Pxhere.

Започваме с раздела за употребата на флуор с най-известния: този, който служи като компонент на много пасти за зъби. Това не е само използването където контрастът между си силно отровни и опасно молекула F ₂ и анионът F ^- може да бъде оценено, което в зависимост от неговата среда може да бъде полезно (въпреки че понякога не).

Когато ядем храна, особено сладкиши, бактериите я разграждат, като повишават киселинността на слюнката ни. Тогава идва момент, в който рН е достатъчно кисел, за да разгради и деминерализира зъбния емайл; хидроксиапатит се разгражда.

Въпреки това, в този процес, F ^- йоните взаимодействат с Ca ^{2+, за} да образуват флуоропатитна матрица; по-стабилен и издръжлив от хидроксиапатит. Или поне това е предложеният механизъм за обяснение на действието на флуоридния анион върху зъбите. Вероятно е да е по-сложен и да има pH-зависим хидроксиапатит-флуоропатитен баланс.

Тези F ^- аниони се предлагат в зъбните зъби под формата на соли; като: NaF, SnF ₂ (известният строен флуорид) и NaPOF. Въпреки това, концентрацията на F ^- трябва да е ниска (по-малко от 0,2%), тъй като в противен случай това предизвиква негативни ефекти върху организма.

Флуориране на вода

Подобно на пастата за зъби, флуоридните соли са добавени към източници на питейна вода за борба с кухини при тези, които я пият. Все още концентрацията трябва да е много по-ниска (0,7 ppm). Тази практика обаче често е обект на недоверие и противоречия, тъй като й се приписват възможни канцерогенни ефекти.

Окислител

В F ₂ газ се държи като много силен окислител. Това причинява много съединения да изгарят по-бързо, отколкото когато са изложени на кислород и източник на топлина. Ето защо той е бил използван в смеси за ракетни горива, в които дори може да замени озона.

Полимери

В много приложения, приноса на флуор не се дължат на F ₂ или F ^-, а директно на своите електроотрицателни атоми, като част от органично съединение. По същество, ние говорим за CF връзка.

В зависимост от структурата полимерите или влакната с CF връзки обикновено са хидрофобни, така че те не се намокрят или устояват на атаката на флуороводородна киселина; Или още по-добре, те могат да бъдат отлични електрически изолатори и полезни материали, от които са направени предмети като тръби и уплътнения. Тефлон и наффион са примери за тези флуорирани полимери.

Фармацевтите

Реакционната способност на флуора прави използването му за синтеза на множество неорганични или органични флуорни съединения. В органичните органи, по-специално тези с фармакологични ефекти, замяната на един от техните хетероатоми с F атоми увеличава (положително или отрицателно) действието им върху биологичната им цел.

Ето защо във фармацевтичната индустрия модификацията на някои лекарства винаги е на масата чрез добавяне на флуорни атоми.

Много подобно се случва с хербицидите и фунгицидите. Флуорът в тях може да увеличи тяхното действие и ефективност върху насекоми и гъбични вредители.

Гравиране на стъкло

Солната флуороводородна киселина, поради своята агресивност към стъклото и керамиката, се използва за гравиране на тънки и деликатни парчета от тези материали; обикновено предназначени за производство на микрокомпоненти на компютри или за електрически крушки.

Обогатяване на уран

Едно от най-подходящите приложения на елементарния флуор е да подпомогне обогатяването на уран като ²³⁵ U. За това уранните минерали се разтварят във флуороводородна киселина, при което се получава UF ₄. Това неорганичен флуорид след това реагира с F ₂, като по този начин трансформира в UF ₆ (²³⁵ UF ₆ и ²³⁸ UF ₆).

Впоследствие и чрез газово центрофугиране ²³⁵ UF ₆ се отделя от ²³⁸ UF _6, след което се окислява и съхранява като ядрено гориво.

Препратки

1. Шивър и Аткинс. (2008 г.). Неорганична химия. (Четвърто издание). Mc Graw Hill.
2. Krämer Katrina. (2019). Структурата на замразения флуор беше ревизирана след 50 години. Кралското химическо дружество. Възстановено от: chemistryworld.com
3. Wikipedia. (2019). Флуорът. Възстановено от: en.wikipedia.org
4. Национален център за информация за биотехнологиите. (2019). Флуорът. PubChem база данни. CID = 24524. Възстановени от: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Д-р Дъг Стюарт. (2019). Факти на флуорния елемент. Chemicool. Възстановено от: chemicool.com
6. Батул Нафиса Баксамуса. (21 февруари 2018 г.). Изненадващо често срещаните употреби на високоактивния флуор. Възстановено от: sciencestruck.com
7. Паола Опазо Саес. (04 февруари 2019 г.). Флуор в пастата за зъби: добре или вредно е за вашето здраве? Възстановени от: nacionfarma.com
8. Карл Крист и Стефан Шнайдер. (08 май 2019 г.). Флуор: химичен елемент. Encyclopædia Britannica. Възстановено от: britannica.com
9. Lenntech BV (2019). Периодична таблица: кислород. Възстановена от: lenntech.com
10. Ганьон Стив. (SF). Елементът флуор. Jefferson Lab. Възстановена от: education.jlab.org
11. Екипът за медицинско и редакторско съдържание на Американското дружество за борба с рака. (2015 г., 28 юли). Флуориране на вода и риск от рак. Възстановено от: raka.org