Fluor on keemiline element (sümbol F, aatomarv 9), mittemetall, mis kuulub halogeenide rühma. See on kõige aktiivsem ja elektronegatiivsem aine. Normaalsel temperatuuril ja rõhul on fluori molekul kahvatukollane mürgine gaas valemiga F2. Nagu teised halogeniidid, on molekulaarne fluor väga ohtlik ja põhjustab kokkupuutel nahaga tõsiseid keemilisi põletusi.
Kasuta
Fluori ja selle ühendeid kasutatakse laialdaselt, sealhulgas ravimite, agrokemikaalide, kütuste ja määrdeainete ning tekstiili tootmiseks. Vesinikfluoriidhapet kasutatakse klaasi söövitamiseks, fluori plasmat aga pooljuhtide ja muude materjalide tootmiseks. F-ioonide madal kontsentratsioon hambapastas ja joogivees võib aidata vältida hambakaariest, samas kui suuremaid kontsentratsioone leidub mõnes insektitsiidis. Paljud üldanesteetikumid on fluorosüsivesinike derivaadid. Isotoop 18F on positronite allikas meditsiinilise abi saamisekspositronemissioontomograafia ja uraani heksafluoriidi kasutatakse uraani isotoopide eraldamiseks ja rikastatud uraani tootmiseks tuumaelektrijaamade jaoks.
Avastuste ajalugu
Fluoriühendeid sisaldavad mineraalid olid teada palju aastaid enne selle keemilise elemendi eraldamist. Näiteks k altsiumfluoriidist koosnevat mineraalset fluoriiti (või fluoriiti) kirjeldas 1530. aastal George Agricola. Ta märkas, et seda saab kasutada räbustina, ainena, mis aitab alandada metalli või maagi sulamistemperatuuri ja aitab puhastada soovitud metalli. Seetõttu sai fluor oma ladinakeelse nime sõnast fluere (“voolama”).
Aastal 1670 avastas klaasipuhur Heinrich Schwanhard, et klaas söövitatakse happega töödeldud k altsiumfluoriidi (fluoriidi) toimel. Carl Scheele ja paljud hilisemad teadlased, sealhulgas Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, katsetasid vesinikfluoriidhappega (HF), mida oli lihtne saada CaF töötlemisel kontsentreeritud väävelhappega.
Lõpuks sai selgeks, et HF-is sisaldub senitundmatu element. Kuid selle ülemäärase reaktsioonivõime tõttu ei saanud seda ainet paljude aastate jooksul eraldada. Seda pole mitte ainult raske ühenditest eraldada, vaid see reageerib kohe ka nende teiste komponentidega. Elementaarse fluori eraldamine vesinikfluoriidhappest on äärmiselt ohtlik ning varajased katsed pimestasid ja tappisid mitu teadlast. Neid inimesi hakati nimetama "märtriteks".fluor."
Avastamine ja tootmine
Lõpuks, aastal 1886, õnnestus prantsuse keemikul Henri Moissanil eraldada fluor sula kaaliumfluoriidide ja vesinikfluoriidhappe segu elektrolüüsi teel. Selle eest pälvis ta 1906. aasta Nobeli keemiaauhinna. Tema elektrolüütilist lähenemisviisi kasutatakse selle keemilise elemendi tööstuslikuks tootmiseks tänapäevalgi.
Esimene suuremahuline fluori tootmine algas Teise maailmasõja ajal. Seda oli vaja Manhattani projekti osana aatomipommi loomise ühes etapis. Fluori kasutati uraanheksafluoriidi (UF6) tootmiseks, mida omakorda kasutati kahe isotoobi 235U jaeraldamiseks üksteisest. 238U. Tänapäeval on tuumaenergia tarbeks rikastatud uraani tootmiseks vaja gaasilist UF-i6.
Fluori kõige olulisemad omadused
Perioodilises tabelis on element 17. rühma (endine rühm 7A) tipus, mida nimetatakse halogeeniks. Teiste halogeenide hulka kuuluvad kloor, broom, jood ja astatiin. Lisaks on F hapniku ja neooni vahel teises perioodis.
Puhas fluor on söövitav gaas (keemiline valem F2), millel on iseloomulik terav lõhn, mida leidub kontsentratsioonil 20 nl mahuliitri kohta. Olles kõigist elementidest kõige reaktiivsem ja elektronegatiivsem, moodustab see kergesti ühendeid enamiku neist. Fluor on elementaarsel kujul eksisteerimiseks liiga reaktiivne ja tal on sellineafiinsus enamiku materjalidega, sealhulgas räniga, et seda ei saa valmistada ega hoida klaasanumates. Niiskes õhus reageerib see veega, moodustades sama ohtliku vesinikfluoriidhappe.
Fluor, mis suhtleb vesinikuga, plahvatab isegi madalatel temperatuuridel ja pimedas. See reageerib äged alt veega, moodustades vesinikfluoriidhappe ja gaasilise hapniku. Erinevad materjalid, sealhulgas peendisperssed metallid ja klaasid, põlevad gaasilise fluori joas ereda leegiga. Lisaks moodustab see keemiline element ühendeid väärisgaaside krüptoon, ksenoon ja radoon. Kuid see ei reageeri otseselt lämmastiku ja hapnikuga.
Hoolimata fluori äärmuslikust aktiivsusest on nüüdseks saadaval meetodid selle ohutuks käsitsemiseks ja transportimiseks. Elementi võib hoida teras- või monel- (niklirikas sulam) mahutites, kuna nende materjalide pinnale tekivad fluoriidid, mis takistavad edasist reaktsiooni.
Fluoriidid on ained, milles fluor esineb negatiivselt laetud ioonina (F-) koos mõne positiivselt laetud elemendiga. Fluoriühendid metallidega on ühed kõige stabiilsemad soolad. Vees lahustatuna jagunevad need ioonideks. Muud fluori vormid on kompleksid, näiteks [FeF4]- ja H2F+.
Isotoobid
Selle halogeeni isotoope on palju, vahemikus 14F kuni 31F. Kuid fluori isotoopkoostis sisaldab ainult ühte neist,19F, mis sisaldab 10 neutronit, kuna see on ainus, mis on stabiilne. Radioaktiivne isotoop 18F on väärtuslik positroniallikas.
Bioloogiline mõju
Organismis sisalduvat fluori leidub peamiselt luudes ja hammastes ioonide kujul. Joogivee fluorimine kontsentratsiooniga alla ühe miljoniosa vähendab oluliselt kaariese esinemissagedust – vastav alt Ameerika Ühendriikide Rahvusliku Teaduste Akadeemia riiklikule uurimisnõukogule. Teisest küljest võib fluoriidi liigne kogunemine viia fluoroosini, mis väljendub laigulistes hammastes. Seda mõju täheldatakse tavaliselt piirkondades, kus selle keemilise elemendi sisaldus joogivees ületab kontsentratsiooni 10 ppm.
Elementaarne fluor ja fluoriidisoolad on mürgised ja neid tuleb käsitseda väga ettevaatlikult. Hoolik alt tuleb vältida kokkupuudet naha või silmadega. Nahaga reageerimisel tekib vesinikfluoriidhape, mis tungib kiiresti kudedesse ja reageerib luudes oleva k altsiumiga, kahjustades neid jäädav alt.
Keskkonnafluor
Mineraali fluoriidi aastane toodang on umbes 4 miljonit tonni ja uuritud maardlate koguvõimsus jääb 120 miljoni tonni piiridesse. Selle maavara peamised kaevanduspiirkonnad on Mehhiko, Hiina ja Lääne-Euroopa.
Fluor esineb looduslikult maakoores, kus seda leidub kivimites, kivisöes ja savis. Fluoriidid satuvad õhku muldade tuuleerosiooni tagajärjel. Fluor on maakoore sisalduselt 13. kohal – selle sisaldusvõrdub 950 ppm. Muldades on selle keskmine kontsentratsioon umbes 330 ppm. Vesinikfluoriid võib sattuda õhku tööstuslike põlemisprotsesside tulemusena. Õhus olevad fluoriidid langevad lõpuks maapinnale või vette. Kui fluor seostub väga väikeste osakestega, võib see püsida õhus pikka aega.
Atmosfääris esineb 0,6 miljardit sellest keemilisest elemendist soolaudu ja orgaaniliste klooriühendite kujul. Linnapiirkondades ulatub kontsentratsioon 50 osani miljardi kohta.
Ühendused
Fluor on keemiline element, mis moodustab laias valikus orgaanilisi ja anorgaanilisi ühendeid. Keemikud saavad sellega asendada vesinikuaatomeid, luues seeläbi palju uusi aineid. Väga reaktsioonivõimeline halogeen moodustab väärisgaasidega ühendeid. 1962. aastal sünteesis Neil Bartlett ksenoonheksafluoroplatinaadi (XePtF6). Samuti on saadud krüptonit ja radoonfluoriide. Teine ühend on argoonfluorohüdriid, mis on stabiilne ainult väga madalatel temperatuuridel.
Tööstuslikud rakendused
Aatomis ja molekulaarses olekus fluori kasutatakse plasmasöövitamiseks pooljuhtide, lameekraanide ja mikroelektromehaaniliste süsteemide tootmisel. Vesinikfluoriidhapet kasutatakse klaasi söövitamiseks lampides ja muudes toodetes.
Fluor on koos mõne selle ühendiga oluline komponent ravimite, agrokemikaalide, kütuste ja määrdeainete tootmiselmaterjalid ja tekstiilid. Keemilist elementi on vaja halogeenitud alkaanide (haloonide) tootmiseks, mida omakorda kasutati laialdaselt kliima- ja jahutussüsteemides. Hiljem keelati selline klorofluorosüsivesinike kasutamine, kuna need aitavad kaasa osoonikihi hävitamisele atmosfääri ülakihtides.
Väävelheksafluoriid on äärmiselt inertne, mittetoksiline gaas, mis on klassifitseeritud kasvuhoonegaasiks. Ilma fluorita ei ole madala hõõrdumisega plastide, näiteks tefloni tootmine võimalik. Paljud anesteetikumid (nt sevofluraan, desfluraan ja isofluraan) on CFC derivaadid. Naatriumheksafluoroaluminaati (krüoliiti) kasutatakse alumiiniumi elektrolüüsis.
Fluoriidiühendeid, sealhulgas NaF-i, kasutatakse hambapastades, et vältida hammaste lagunemist. Neid aineid lisatakse linna veevarustusse, et tagada vee fluorimine, kuid seda tava peetakse inimeste tervisele avaldatava mõju tõttu vastuoluliseks. Kõrgematel kontsentratsioonidel kasutatakse NaF-i insektitsiidina, eriti prussakate tõrjeks.
Varem kasutati fluoriide metallide ja maakide sulamistemperatuuri alandamiseks ning nende voolavuse suurendamiseks. Fluor on oluline komponent uraanheksafluoriidi tootmisel, mida kasutatakse selle isotoopide eraldamiseks. 18F, radioaktiivne isotoop, mille poolestusaeg on 110 minutit, kiirgab positroneid ja seda kasutatakse sageli meditsiinilises positronemissioontomograafias.
Fluori füüsikalised omadused
Põhiomadusedkeemiline element järgmiselt:
- Aatommass 18,9984032 g/mol.
- Elektrooniline konfiguratsioon 1s22s22p5.
- Oksüdatsiooniaste -1.
- Tihedus 1,7 g/l.
- Sulamistemperatuur 53,53 K.
- Keemistemperatuur 85,03 K.
- Soojusvõimsus 31,34 J/(K mol).
