Історична довідка

ФЛЮОР Флюор (лат. Fluorum), F – хімічний елемент VII групи періодичної системи Менделєєва, відноситься до галогенів, атомний номер 9, атомна маса 18,998403; за нормальних умов (0С; 0,1 Мн/ м2, або 1 кгс/см2) – газ блідо-жовтого кольору з різким запахом. Природний флюор складається з одного стабільного ізотопу 19F. Штучно отримані п’ять радіоактивних ізотопів: 16Fз періодом напіврозпаду Т1/2 ^ Історична довідка Перша сполука флюору – флюорит (плавиковий шпат) CaF2- описано в кінці 15 століття під назвою “флюор” (від латинського fluo – течу, по властивості CaF2робити рідкотекучими в’язкі шлаки металургійних виробництв). У 1771 К. Шеєлє отримав плавикову кислоту. Вільний фтор виділив А. Муассан в 1886 електролізом рідкого безводного фтористого гідрогену, що містить домішку кислого фториду калію KHF2. Хімія флюору почала розвиватися з 1930-х років, особливо швидко – в роки 2-й світової війни 1939-45 і після неї в зв’язку з потребами атомної промисловості і ракетної техніки. Назва “фтор” (від грецького phthoros – руйнування, загибель), запропоноване А. Ампером у 1810, вживається тільки в російській мові; в багатьох країнах прийнята назва “флюор”,в тому числі і в Україні.^ Поширення в природіСередній вміст флюору в земній корі 6,25*10-2% по масі; в кислих вивержених породах (ґранітах) воно становить8*10-2%, в основних – 3,7*10-2%, ультраосновних – 10-2%. Флюор присутній у вулканічних газах і термальних водах. Найважливіші сполуки флюору – флюорит, кріолит і топаз. Усього відоме 86 флюороміських мінералів. Сполуки флюору знаходяться також в апатитах, фосфоритах і інших. Флюор – важливий біогенний елемент. У історії Землі джерелом надходження флюору в біосферу були продукти виверження вулканів (гази і інш.).^ Фізичні і хімічні властивості Газоподібний ФЛЮОР має густину 1,693 г/л (0С і 0,1 Мн/м2, або 1 кгс/с м2), рідкий – 1,5127 г/см3 (при температурі кипіння);)( tпл -219,61°С;)( tкип -188,13 °С. Молекула флюору складається з двох атомів (F2); при 1000°С 50% молекул дисоціюють, енергія дисоіиації біля 155±4 кдж/моль (37±1 ккал/моль). Флюор погано розчинимо в рідкому фтористому водні; розчинність 2,5*10-3 г в 100 г HF при -70°C і 0,4*10-3 г при -20°С; в рідкому вигляді необмежено розчиняється у рідкому кисні і озоні. Конфігурація зовнішніх електронів атома фтору 2s2 2р5. В сполученнях виявляє ступінь окислення -1. Ковалентный радіус атома 0,72 А, іонний радіус 1,33 А. Спорідненість до електрона 3,62 ев, енергія іонізації (F  F+) 17,418 ев. Високими значеннями спорідненості до електрона і енергії іонізації пояснюється сильна електровід’ємність атома флюору, найбільша серед всіх інших елементів. Висока реакційна здатність флюору зумовлює екзотермічність фторирування, яка, в свою чергу, визначається аномально малою величиною енергії дисоціації молекули флюору і великими величинами енергії зв’язків атома флюору з іншими атомами. Пряме фторируванне має ланцюговий механізм і легко може перейти в горіння і вибух. Флюор реагує зо всіма елементами, крім гелію, неону і аргону. З киснем взаємодіє в тліючому розряді, утворюючи при низьких температурах фториди кисня О2Р3, О3F2 і інш. Реакції фтору з іншими галогенами екзотермічі, в результаті утворяться міжгалогенні сполуки. Хлор взаємодіє з флюором при нагріванні до 200-250С, даючи монофтористий хлор СlF і трифтористий хлор СlF3. Відомий також СlF3, що отримується фторируванням СlF3при високій температурі і тиску 25 Мн/ м2 (250 кгс/см2). Бром і йод запалюються в атмосфері флюору при звичайній температурі, при цьому можуть бути отримані BrF3, BrF5, IF5, IF7. Флюор безпосередньо реагує з криптоном, ксеноном і радоном, утворюючи відповідні фториди (наприклад, ХeF4, ХеF6, КrF2). Відомі також оксифторид ксенону. Взаємодія флюору з сульфуром супроводиться виділенням тепла і призводить до утворення численних фторидів сульфуру. Селен і телур утворюють вищі фториди SеF6 и ТеF6. Флюор з воднем реагують із запаленням; при цьому утвориться фтористий водень. Флюор з азотом реагує лише в електричному розряді. Деревне вугілля при взаємодії з флюором запалюється при звичайній температурі; графіт реагує з ним при сильному нагріванні, при цьому можливе утворення твердого фтористого графіту або газоподібних перфторвуглеродвв CF4 и C2F6. З бромом, силіцєм, фосфором, арсеном флюор взаємодіє на холоду, утворюючи відповідні фториди. Флюор енергійно сполучається з більшістю металів; лужні і лужно-земельні метали запалюються в атмосфері флюору на холоду, Bi, Sn, Ti, Мо, W – при незначному нагріванні. Hg, Pb, U, V реагують з флюором при кімнатній температурі, Pt – при температурі темно-червоного розжарювання. При взаємодії металів з флюором утворяться, як правило, вищі фториди, наприклад UF6, MoF6, HgF2. Деякі метали (Fe, Сu, Al, Ni, Mg, Zn) реагують з флюором з утворенням захисної плівки фторидів, перешкоджаючої подальшій реакції. При взаємодії флюору з оксидами металів на холоду утворяться фториди металів і кисень; можливе також утворення оксифторидів металів (наприклад, MoO2F2). Оксиди неметалів або приєднують фтор, наприклад SO2 + F2 = SO2F2, або кисень в них заміняється на фтор, наприклад SiO2 + 2F2 = SiF4 + О2. Скло дуже повільно реагує з фтором; в присутності води реакція йде швидко. Вода взаємодіє з фтором: 2Н2О + 2F2 = 4HF + О2; при цьому утвориться також OF2 і перекис водня Н2О2. Оксиди нітрогену NO і NО2 легко приєднують фтор з утворенням відповідно фтористого нітрозила FNO і фтористого нітрила FNО2. Окисли вуглеводу приєднує фтор при нагріванні з утворенням фтористого карбоніла: СО + F2 = COF2. Гідроокиси металів реагують з фтором, утворюючи фторид металу і кисень, наприклад 2Ва(ОН)2 + 2F2 = 2ВаF2 + 2Н2О + О2. Водні розчини NaOH і КОН реагують з фтором при 0°С з утворенням OF2. Галогеніди металів або неметалів взаємодіють з фтором на холоду, причому фтор заміщає всі галогени. Легко фторируються сульфіди, нітріди і карбіди. Гідриди металів утворюють з фтором на холоду фторид металу і HF; аміак (в парах) – N2 і HF. Флюор заміняє гідроген в кислотах або метали в їх солях, наприклад НNО3 (або NaNO3) + F2 ( FNO3 + HF (або NaF); в більш жорстких умовах флюор витісняє оксиген з цих сполук, утворюючи сульфурилфторид. Карбонаты лужних і лужнооземельних металів реагують з фтором при звичайній температурі; при цьому виходять відповідний фторид, СО2 і О2 . Фтор енергійно реагує з органічними речовинами.Отримання Джерелом для виробництва флюору служить фтористий гідроген, що виходить в основному або при дії сульфатної кислоти H2SO4на флюорит CaF2, або при переробці апатитів і фосфоритів. Виробництво флюору здійснюється електролізом розплаву кислого фториду калію, який утвориться при насиченні розплаву KF*HF фтористим гідрогеном до вмісту 40-41% HF. Матеріалом для электролизера звичайно служить сталь; електроди – вугільний анод і стальний катод. Електроліз ведеться при 95-100 °З і напруженні 9-11 в; вихід фтору по струму досягає 90-95%. Флюор, що виходить містить до 5% HF, який віддаляється виморожування з подальшим поглинанням фторидом натрію. Флюор зберігають в газоподібному стані (під тиском) і в рідкому вигляді (при охолоджуванні рідким азотом) в апаратах з ніклолу і сплавів на його основі, з міді, алюмінію і його сплавів, латуні неіржавіючої сталі.Застосування Газоподібний фтор служить для фторирування UF4 в UF6, що застосовується для ізотопів розділення урану, а також для отримання три-фтористого хлору СlF3 (фторируючий агент), шостифтористого сульфуру SF6 (газоподібний ізолятор в електротехнічній промисловості), фторидів металів (наприклад, W і V). Рідкий фтор – окислювач ракетного пального. Широке застосування отримали численні сполуки флюору – фтористий гідроген, алюмінію фторис), силіцій-фториди, фторсульфонова кислота (розчинник, каталізатор, реагент для отримання органічних сполук, що містять групу – SO2F), ВF3 (каталізатор), фторорганічні сполуки і інш.^ Техніка безпекиФлюор є токсичним, гранично допустима концентрація його в повітрі приблизно 2*10-4 мг/л, а гранично допустима концентрація при експозиції не більше за 1 год становить 1,5*10-3 мг/л.^ Флюор в організмі Флюор постійно входить до складу тварин і рослинних тканин; мікроелементів. У вигляді неорганічних сполук міститься головним чином в кістках тварин і людини – 100-300 мг/кг; особливо багато флюору в зубах. Кістки морських тварин багатше флюором в порівнянні з кістками наземних. Поступає в організм тварин і людини переважно з питною водою, оптимальний вміст флюору в якої 1-1,5 мг/л. Прі нестачі флюору у людини розвивається карієс зубів, при підвищеному надходженні – флюороз. Високі концентрації іонів флюору небезпечні в зв’язку з їх здатністю до інгібирування ряду ферментативних реакцій, а також до скріплення важливих відносно біологічному елементів (Р, Са, Мg і інш.), що порушує їх баланс в організмі. Органічні похідні флюору виявлені тільки в деяких рослинах (наприклад, в південноафриканському Dicha petalum cymosum). Основні з них – похідні фторооцтової кислоти, токсичні як для інших рослин, так і для тварин. Біологічна роль вивчена недостатньо. Встановлений зв’язок обміну флюору з утворенням кісткової тканини скелета і особливо зубів. Необхідність флюору для рослин не доведена.Отруєння фтором можливі у працюючих в хімічній промисловості, при синтезі фтороміських сполук і виробництві фосфорних добрив. Фтор роздратовує дихальні шляхи, викликає опіки шкіри. При гострому отруєнні виникають подразнення слизових оболонок гортані і бронхів, око, слинотеча, носові кровотечі; у важких випадках – набряк легких, ураження центр, нервової системи і інш.; при хронічному – кон’юнктивіт, бронхіт, пневмонія, пневмо-склероз, флюороз. Характерне ураження шкіри типу екземи. Перша допомога: промивання очей водою, при опіках шкіри – зрошування 70%-вим спиртом; при інгаляційному отруєнні – вдихання кисня. Профілактика: дотримання правил техніки безпеки, носіння спеціального одягу, регулярні медичні огляди, включення в харчовий раціон кальцію, вітамінів. Препарати, що містять флюор, застосовують в медичній практиці в якості протипухлинних (5-фторурацил, фторафур, фтор-бензотеф), нейролептичних (трифлу-перидол, або триседил, фторфеназин, трифтазин і інш.), антидепресивних (фторацизын), наркотичних (фторотан) і інших засобів.