Fluors ir ķīmisks elements (simbols F, atomskaitlis 9), nemetāls, kas pieder pie halogēnu grupas. Tā ir visaktīvākā un elektronegatīvākā viela. Normālā temperatūrā un spiedienā fluora molekula ir gaiši dzeltena indīga gāze ar formulu F2. Tāpat kā citi halogenīdi, molekulārais fluors ir ļoti bīstams un, saskaroties ar ādu, izraisa smagus ķīmiskus apdegumus.
Izmantot
Fluoru un tā savienojumus plaši izmanto, tostarp farmācijas, agroķīmisko vielu, degvielu un smērvielu un tekstilizstrādājumu ražošanā. Fluorūdeņražskābi izmanto stikla kodināšanai, savukārt fluora plazmu izmanto pusvadītāju un citu materiālu ražošanai. Zema F jonu koncentrācija zobu pastā un dzeramajā ūdenī var palīdzēt novērst zobu kariesu, savukārt augstāka koncentrācija ir atrodama dažos insekticīdos. Daudzi vispārējie anestēzijas līdzekļi ir fluorogļūdeņražu atvasinājumi. Izotops 18F ir pozitronu avots medicīniskās palīdzības iegūšanaipozitronu emisijas tomogrāfijas attēlveidošana, un urāna heksafluorīdu izmanto, lai atdalītu urāna izotopus un ražotu bagātinātu urānu kodolspēkstacijām.
Atklājumu vēsture
Fluora savienojumus saturoši minerāli bija zināmi daudzus gadus pirms šī ķīmiskā elementa izolācijas. Piemēram, minerālu fluoršpatu (vai fluorītu), kas sastāv no kalcija fluorīda, 1530. gadā aprakstīja Džordžs Agrikola. Viņš pamanīja, ka to var izmantot kā plūsmu, vielu, kas palīdz pazemināt metāla vai rūdas kušanas temperatūru un palīdz attīrīt vēlamo metālu. Tāpēc fluors savu latīņu nosaukumu ieguvis no vārda fluere (“plūst”).
1670. gadā stikla pūtējs Heinrihs Švānhards atklāja, ka stikls tiek iegravēts, iedarbojoties kalcija fluorīdam (fluoršpatam), kas apstrādāts ar skābi. Karls Šēls un daudzi vēlāki pētnieki, tostarp Hamfrijs Deivijs, Džozefs-Luiss Gajs-Lussaks, Antuāns Lavuazjē, Luiss Tenards, eksperimentēja ar fluorūdeņražskābi (HF), ko viegli iegūt, apstrādājot CaF ar koncentrētu sērskābi.
Beigās kļuva skaidrs, ka HF saturēja iepriekš nezināmu elementu. Tomēr tās pārmērīgās reaģētspējas dēļ šo vielu nevarēja izolēt daudzus gadus. To ir ne tikai grūti atdalīt no savienojumiem, bet tas nekavējoties reaģē ar citiem to komponentiem. Elementārā fluora izolēšana no fluorūdeņražskābes ir ārkārtīgi bīstama, un agrīnie mēģinājumi padarīja aklu un nogalināja vairākus zinātniekus. Šie cilvēki kļuva pazīstami kā "mocekļi".fluors.”
Atklāšana un ražošana
Beidzot 1886. gadā franču ķīmiķim Anrī Moisānam izdevās izolēt fluoru, elektrolīzi izmantojot izkausētu kālija fluorīdu un fluorūdeņražskābes maisījumu. Par to viņam 1906. gadā tika piešķirta Nobela prēmija ķīmijā. Viņa elektrolītiskā pieeja joprojām tiek izmantota šī ķīmiskā elementa rūpnieciskai ražošanai.
Pirmā liela mēroga fluora ražošana sākās Otrā pasaules kara laikā. Tas bija vajadzīgs vienam no atombumbas izveides posmiem Manhetenas projekta ietvaros. Fluoru izmantoja urāna heksafluorīda (UF6) ražošanai, ko savukārt izmantoja, lai atdalītu divus izotopus 235U unvienu no otra. 238U. Mūsdienās gāzveida UF6 ir nepieciešams, lai ražotu bagātinātu urānu kodolenerģijai.
Fluora svarīgākās īpašības
Periodiskajā tabulā elements atrodas 17. grupas (iepriekš grupa 7A) augšpusē, ko sauc par halogēnu. Citi halogēni ir hlors, broms, jods un astatīns. Turklāt F atrodas otrajā periodā starp skābekli un neonu.
Tīrs fluors ir kodīga gāze (ķīmiskā formula F2) ar raksturīgu asu smaku, kas ir sastopama koncentrācijā 20 nl uz litru tilpuma. Kā reaktīvākais un elektronnegatīvākais no visiem elementiem, tas viegli veido savienojumus ar lielāko daļu no tiem. Fluors ir pārāk reaktīvs, lai pastāvētu elementārā formā, un tas ir tādsafinitāte ar lielāko daļu materiālu, tostarp silīciju, ka to nevar sagatavot vai uzglabāt stikla traukos. Mitrā gaisā tas reaģē ar ūdeni, veidojot tikpat bīstamu fluorūdeņražskābi.
Fluors, mijiedarbojoties ar ūdeņradi, eksplodē pat zemā temperatūrā un tumsā. Tas spēcīgi reaģē ar ūdeni, veidojot fluorūdeņražskābi un skābekļa gāzi. Dažādi materiāli, tostarp smalki izkliedēti metāli un stikli, deg ar spilgtu liesmu gāzveida fluora strūklā. Turklāt šis ķīmiskais elements veido savienojumus ar cēlgāzēm kriptonu, ksenonu un radonu. Tomēr tas tieši nereaģē ar slāpekli un skābekli.
Neskatoties uz fluora ekstrēmo aktivitāti, tagad ir kļuvušas pieejamas metodes drošai lietošanai un transportēšanai. Elementu var uzglabāt tērauda vai monela (ar niķeli bagātu sakausējumu) traukos, jo uz šo materiālu virsmas veidojas fluorīdi, kas novērš turpmāku reakciju.
Fluorīdi ir vielas, kurās fluors ir kā negatīvi lādēts jons (F-) kombinācijā ar dažiem pozitīvi lādētiem elementiem. Fluora savienojumi ar metāliem ir vieni no stabilākajiem sāļiem. Izšķīdinot ūdenī, tie tiek sadalīti jonos. Citas fluora formas ir kompleksi, piemēram, [FeF4]- un H2F+.
Izotopi
Šī halogēna izotopu ir daudz, sākot no 14F līdz 31F. Bet fluora izotopu sastāvā ir tikai viens no tiem,19F, kas satur 10 neitronus, jo tas ir vienīgais, kas ir stabils. Radioaktīvais izotops 18F ir vērtīgs pozitronu avots.
Bioloģiskā ietekme
Fluors organismā galvenokārt atrodas kaulos un zobos jonu veidā. Dzeramā ūdens fluorēšana koncentrācijā, kas ir mazāka par vienu miljonu, ievērojami samazina kariesa sastopamību - saskaņā ar ASV Nacionālās Zinātņu akadēmijas Nacionālās pētniecības padomes datiem. Savukārt pārmērīga fluora uzkrāšanās var izraisīt fluorozi, kas izpaužas raibos zobos. Šo efektu parasti novēro vietās, kur šī ķīmiskā elementa saturs dzeramajā ūdenī pārsniedz koncentrāciju 10 ppm.
Elementārais fluors un fluora sāļi ir toksiski, un ar tiem jārīkojas ļoti uzmanīgi. Rūpīgi jāizvairās no saskares ar ādu vai acīm. Reakcijā ar ādu veidojas fluorūdeņražskābe, kas ātri iekļūst audos un reaģē ar kalciju kaulos, tos neatgriezeniski bojājot.
Vides fluors
Ikgadējā pasaules minerālu fluorīta produkcija ir aptuveni 4 miljoni tonnu, un kopējā izpētīto atradņu jauda ir 120 miljonu tonnu robežās. Galvenās šī derīgā izrakteņu ieguves vietas ir Meksika, Ķīna un Rietumeiropa.
Fluors dabiski sastopams zemes garozā, kur to var atrast akmeņos, oglēs un mālos. Fluorīdi gaisā izdalās augsnes vēja erozijas rezultātā. Fluors ir 13.visbiežāk sastopamais ķīmiskais elements zemes garozā – tā satursvienāds ar 950 ppm. Augsnēs tā vidējā koncentrācija ir aptuveni 330 ppm. Ūdeņraža fluorīds var nonākt gaisā rūpniecisko sadegšanas procesu rezultātā. Fluorīdi, kas atrodas gaisā, galu galā nokrīt uz zemes vai ūdenī. Kad fluors saistās ar ļoti mazām daļiņām, tas var palikt gaisā ilgu laiku.
Atmosfērā 0,6 miljarddaļas šī ķīmiskā elementa atrodas sāls miglas un organisko hlora savienojumu veidā. Pilsētās koncentrācija sasniedz 50 daļas uz miljardu.
Savienojumi
Fluors ir ķīmisks elements, kas veido plašu organisko un neorganisko savienojumu klāstu. Ķīmiķi ar to var aizstāt ūdeņraža atomus, tādējādi radot daudzas jaunas vielas. Ļoti reaģējošs halogēns veido savienojumus ar cēlgāzēm. 1962. gadā Nīls Bartlets sintezēja ksenona heksafluorplatinātu (XePtF6). Ir iegūti arī kriptona un radona fluorīdi. Vēl viens savienojums ir argona fluorhidrīds, kas ir stabils tikai ļoti zemā temperatūrā.
Rūpnieciskās pielietojums
Fluoru atomu un molekulārajā stāvoklī izmanto plazmas kodināšanai pusvadītāju, plakano paneļu displeju un mikroelektromehānisko sistēmu ražošanā. Fluorūdeņražskābi izmanto, lai kodinātu stiklu lampās un citos izstrādājumos.
Kopā ar dažiem tā savienojumiem fluors ir svarīga sastāvdaļa farmaceitisko līdzekļu, agroķīmisko vielu, degvielu un smērvielu ražošanā.materiāli un tekstilizstrādājumi. Ķīmiskais elements ir nepieciešams, lai ražotu halogenētos alkānus (halonus), kurus, savukārt, plaši izmantoja gaisa kondicionēšanas un saldēšanas sistēmās. Vēlāk šāda hlorfluorogļūdeņražu izmantošana tika aizliegta, jo tie veicina ozona slāņa iznīcināšanu augšējos atmosfēras slāņos.
Sēra heksafluorīds ir ārkārtīgi inerta, netoksiska gāze, kas ir klasificēta kā siltumnīcefekta gāze. Bez fluora nav iespējama zemas berzes plastmasas, piemēram, teflona, ražošana. Daudzi anestēzijas līdzekļi (piemēram, sevoflurāns, desflurāns un izoflurāns) ir CFC atvasinājumi. Nātrija heksafluoraluminātu (kriolītu) izmanto alumīnija elektrolīzē.
Fluora savienojumi, tostarp NaF, tiek izmantoti zobu pastās, lai novērstu zobu bojāšanos. Šīs vielas tiek pievienotas pašvaldības ūdens apgādei, lai nodrošinātu ūdens fluorēšanu, tomēr šī prakse tiek uzskatīta par pretrunīgu, ņemot vērā ietekmi uz cilvēku veselību. Augstākās koncentrācijās NaF izmanto kā insekticīdu, īpaši prusaku apkarošanai.
Agrāk fluorīdus izmantoja, lai pazeminātu metālu un rūdu kušanas temperatūru un palielinātu to plūstamību. Fluors ir svarīga sastāvdaļa urāna heksafluorīda ražošanā, ko izmanto tā izotopu atdalīšanai. 18F, radioaktīvs izotops ar pussabrukšanas periodu 110 minūtes, izstaro pozitronus, un to bieži izmanto medicīniskajā pozitronu emisijas tomogrāfijā.
Fluora fizikālās īpašības
Pamatīpašībasķīmiskais elements:
- Atommasa 18,9984032 g/mol.
- Elektroniskā konfigurācija 1s22s22p5.
- Oksidācijas stāvoklis -1.
- Blīvums 1,7 g/l.
- Kušanas temperatūra 53,53 K.
- Vārīšanās temperatūra 85,03 K.
- Siltuma jauda 31,34 J/(K mol).
