De fluor Het is een chemisch element dat wordt weergegeven door het symbool F en kopgroep 17, waartoe halogenen behoren. Het onderscheidt zich boven de andere elementen van het periodiek systeem omdat het de meest reactieve en elektronegatieve is; reageert met bijna alle atomen, dus het vormt talloze zouten en organofluorverbindingen.
Onder normale omstandigheden is het een lichtgeel gas, dat kan worden verward met geelachtig groen. In vloeibare toestand, zoals weergegeven in de onderstaande afbeelding, intensiveert de gele kleur iets meer, die volledig verdwijnt wanneer deze stolt bij het vriespunt..
Zijn reactiviteit, ondanks de vluchtige aard van zijn gas, is zo groot dat het gevangen blijft in de aardkorst; vooral in de vorm van het mineraal fluoriet, bekend om zijn violette kristallen. Evenzo maakt zijn reactiviteit het een potentieel gevaarlijke stof; reageert heftig op alles wat het aanraakt en brandt in vlammen.
Veel van zijn bijproducten kunnen echter onschadelijk en zelfs nuttig zijn, afhankelijk van hun toepassingen. Het meest populaire gebruik van fluoride, toegevoegd in zijn ionische of minerale vorm (zoals fluoridezouten), is bijvoorbeeld de bereiding van fluoridetandpasta's die het tandglazuur helpen beschermen..
Fluor heeft de bijzonderheid dat het de hoge aantallen of oxidatietoestanden voor veel andere elementen kan stabiliseren. Hoe hoger het aantal fluoratomen, hoe reactiever de verbinding (tenzij het een polymeer is). Evenzo zullen de effecten ervan met moleculaire matrices toenemen; In voor en tegenspoed.
Artikel index
In 1530 ontdekte de Duitse mineraloog Georgius Agricola dat het mineraal vloeispaat gebruikt kon worden bij de zuivering van metalen. Fluorspar is een andere naam voor fluoriet, een fluormineraal dat bestond uit calciumfluoride (CaFtwee.
Het element fluor was toen nog niet ontdekt en het ‘fluoir’ in fluoriet kwam van het Latijnse woord ‘fluere’ wat ‘stromen’ betekent; want dit was precies wat vloeispaat of fluoriet deed met metalen: het hielp hen het monster te verlaten.
In 1764 slaagde Andreas Sigismud Margraff erin om fluorwaterstofzuur te bereiden en fluoriet te verhitten met zwavelzuur. De glazen retorten werden gesmolten door de inwerking van het zuur, dus het glas werd vervangen door metalen.
Het wordt ook toegeschreven aan Carl Scheele in 1771, de bereiding van het zuur volgens dezelfde methode gevolgd door Margraff. In 1809 stelde de Franse wetenschapper Andre-Marie Ampere voor dat fluorzuur of fluorwaterstofzuur een verbinding is die bestaat uit waterstof en een nieuw element dat lijkt op chloor..
Wetenschappers hebben lange tijd geprobeerd fluoride te isoleren door fluorwaterstofzuur te gebruiken; maar de gevaarlijkheid ervan maakte vorderingen in deze zin moeilijk.
Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac en Jacques Thénard hadden hevige pijn bij het inhaleren van waterstoffluoride (fluorwaterstofzuur zonder water en in gasvorm). Wetenschappers Paulin Louyet en Jerome Nickles stierven onder vergelijkbare omstandigheden aan vergiftiging.
Edmond Frémy, een Franse onderzoeker, probeerde droog fluorwaterstofzuur te maken om de toxiciteit van waterstoffluoride te voorkomen door kaliumbifluoride (KHFtwee), maar tijdens de elektrolyse was er geen geleiding van de elektrische stroom.
In 1860 probeerde de Engelse chemicus George Gore de elektrolyse van droog fluorwaterstofzuur en slaagde erin een kleine hoeveelheid van het fluorgas te isoleren. Er deed zich echter een explosie voor toen waterstof en fluor met geweld werden gerecombineerd. Gore schreef de explosie toe aan een zuurstoflek..
In 1886 slaagde de Franse chemicus Henri Moisson er voor het eerst in om fluor te isoleren. Eerder werd Moisson's werk vier keer onderbroken door ernstige waterstoffluoridevergiftiging, terwijl hij probeerde het element te isoleren..
Moisson was een leerling van Frémy en vertrouwde op zijn experimenten om fluor te isoleren. Moisson gebruikte een mengsel van kaliumfluoride en fluorwaterstofzuur bij de elektrolyse. De resulterende oplossing leidde elektriciteit en fluorgas verzameld bij de anode; dat wil zeggen bij de positief geladen elektrode.
Moisson gebruikte corrosiebestendige apparatuur, waarbij de elektroden waren gemaakt van een legering van platina en iridium. Bij de elektrolyse gebruikte hij een platina container en koelde de elektrolytoplossing af tot een temperatuur van -23ºF (-31ºC)..
Uiteindelijk slaagde Henri Moissson er op 26 juni 1886 in fluor te isoleren, waardoor hij in 1906 de Nobelprijs won..
De belangstelling voor fluorideonderzoek was een tijdlang verloren gegaan. De ontwikkeling van het Manhattan-project voor de productie van de atoombom gaf het echter weer een boost.
Het Amerikaanse bedrijf Dupont ontwikkelde tussen 1930 en 1940 gefluoreerde producten zoals chloorfluorkoolwaterstoffen (Freon-12), die als koelmiddel werden gebruikt; en polytetrafluorethyleen plastic, beter bekend onder de naam Teflon. Dit zorgde voor een toename van de productie en consumptie van fluoride..
In 1986, op een conferentie ongeveer een eeuw na de isolatie van fluor, presenteerde de Amerikaanse chemicus Karl O. Christe een chemische methode voor de bereiding van fluor door de reactie tussen KtweeMnF6 en de SbF5.
Fluor is een bleekgeel gas. In vloeibare toestand is het heldergeel. Ondertussen kan de vaste stof ondoorzichtig (alfa) of transparant (bèta) zijn.
9.
18.998 u.
-219,67 ºC.
-188,11 ºC.
Bij kamertemperatuur: 1,696 g / l.
Op smeltpunt (vloeistof): 1,505 g / ml.
6,51 kJ / mol.
31 J / (mol K).
Bij een temperatuur van 58 K heeft het een dampspanning van 986,92 atm.
0,0277 W / (m · K)
Diamagnetisch
Kenmerkende penetrante en penetrante geur, zelfs bij 20 ppb waarneembaar.
-1, wat overeenkomt met het fluoride-anion, F-.
-Ten eerste: 1.681 kJ / mol
-Ten tweede: 3.374 kJ / mol
-Ten derde: 6.147 KJ / mol
3,98 op de schaal van Pauling.
Het is het chemische element met de hoogste elektronegativiteiten; dat wil zeggen, het heeft een hoge affiniteit voor de elektronen van de atomen waarmee het zich bindt. Hierdoor genereren fluoratomen grote dipoolmomenten in specifieke gebieden van een molecuul..
De elektronegativiteit ervan heeft nog een ander effect: de atomen die eraan zijn gebonden verliezen zoveel elektronendichtheid dat ze een positieve lading beginnen te krijgen; dit is een positief oxidatiegetal. Hoe meer fluoratomen er in een verbinding zitten, het centrale atoom zal een positiever oxidatiegetal hebben..
Bijvoorbeeld in de OFtwee zuurstof heeft een oxidatiegetal van +2 (Otwee+F.twee-in de UF6, Uranium heeft een oxidatiegetal van +6 (U6+F.6-hetzelfde gebeurt met zwavel in SF6 (S.6+F.6-en tot slot is er de AgFtwee, waar zilver zelfs een oxidatiegetal van +2 heeft, is zeldzaam.
Daarom slagen de elementen erin om met hun meest positieve oxidatiegetallen deel te nemen wanneer ze verbindingen vormen met fluor..
Fluor is het krachtigste oxiderende element, dus geen enkele stof kan het oxideren; en om deze reden wordt het in de natuur niet vrij gevonden.
Fluor kan worden gecombineerd met alle andere elementen behalve helium, neon en argon. Het tast ook geen zacht staal of koper aan bij normale temperaturen. Reageert heftig met organische materialen zoals rubber, hout en stof.
Fluor kan reageren met het edelgas xenon om het sterk oxiderende xenondifluoride, XeF, te vormentwee. Het reageert ook met waterstof om een halogenide, waterstoffluoride, HF te vormen. Op zijn beurt lost waterstoffluoride op in water om het beroemde fluorwaterstofzuur (als glas) te produceren.
De zuurgraad van de zuren, gerangschikt in oplopende volgorde, is:
HF < HCl < HBr < HI
Salpeterzuur reageert met fluor om fluornitraat, FNO, te vormen3. Ondertussen reageert zoutzuur heftig met fluor om HF, OF te vormentwee en ClF3.
Het fluoratoom in zijn grondtoestand heeft zeven valentie-elektronen, die zich in de 2s en 2p orbitalen bevinden volgens de elektronische configuratie:
[Hij] 2stwee 2 Blz5
De valentiebindingstheorie (VTE) stelt dat twee fluoratomen, F, covalent gebonden zijn aan elk hun valentie-octet voltooien.
Dit gebeurt snel omdat er maar één elektron nodig is om iso-elektronisch te worden voor het neon-edelgas; en zijn atomen zijn erg klein, met een zeer sterke effectieve nucleaire lading die gemakkelijk elektronen uit de omgeving vraagt.
Het molecuul Ftwee (bovenste afbeelding), heeft een enkele covalente binding, F-F. Ondanks zijn stabiliteit in vergelijking met vrije F-atomen, is het een zeer reactief molecuul; homonucleair, apolair en gretig voor elektronen. Daarom fluor, zoals Ftwee, het is een zeer giftige en gevaarlijke soort.
Omdat de Ftwee apolair is, zijn interacties afhankelijk van zijn moleculaire massa en de Londense verstrooiingskrachten. Op een gegeven moment moet de elektronische wolk rond beide F-atomen vervormen en een instantane dipool veroorzaken die een andere induceert in een naburig molecuul; zodat ze elkaar langzaam en zwak aantrekken.
Het molecuul Ftwee het is erg klein en diffundeert relatief snel in de ruimte. In zijn gasfase vertoont het een bleekgele kleur (die kan worden aangezien voor een limoengroen). Wanneer de temperatuur daalt tot -188 ºC, worden de dispersiekrachten effectiever en maken de F-moleculentwee samenvloeien genoeg om een vloeistof te definiëren.
Vloeibare fluor (eerste afbeelding) ziet er nog geler uit dan zijn respectievelijke gas. Daarin staan de moleculen Ftwee ze zijn dichterbij en hebben meer interactie met licht. Interessant is dat zodra het vervormde kubische fluorkristal zich vormt bij -220 ° C, de kleur vervaagt en als een transparante vaste stof blijft..
Nu dat de F-moleculentwee zijn zo dichtbij (maar zonder dat hun moleculaire rotaties stoppen), het lijkt erop dat hun elektronen een bepaalde stabiliteit krijgen en daarom is hun elektronische sprong te groot om het licht zelfs maar te laten interageren met het kristal.
Dit kubieke kristal komt overeen met de β-fase (het is geen allotroop omdat het nog steeds dezelfde F istweeAls de temperatuur nog verder daalt, tot -228 ºC, ondergaat het vaste fluor een faseovergang; het kubische kristal wordt een monoklien, de α-fase:
In tegenstelling tot β-Ftwee, de α-Ftwee het is ondoorzichtig en hard. Misschien komt het doordat de F-moleculentwee ze hebben niet meer zoveel vrijheid om in hun vaste posities op monokliene kristallen te roteren; waar ze meer interactie hebben met licht, maar zonder hun elektronen te exciteren (wat oppervlakkig hun ondoorzichtigheid zou verklaren).
De kristalstructuur van α-Ftwee het was moeilijk te bestuderen met conventionele röntgendiffractiemethoden, omdat de overgang van de β- naar de α-fase sterk exotherm is; dus het kristal explodeerde praktisch, terwijl het tegelijkertijd weinig interactie had met straling.
Het duurde ongeveer vijftig jaar voordat Duitse wetenschappers (Florian Kraus et al.) De structuur van α-F volledig ontcijferdentwee nauwkeuriger dankzij neutronendiffractietechnieken.
Fluor staat op de 24e plaats van de meest voorkomende elementen in het heelal. Op aarde is het echter massa 13vo element, met een concentratie van 950 ppm in de aardkorst en een concentratie van 1,3 ppm in zeewater.
Bodems hebben een fluorideconcentratie tussen 150 en 400 ppm, en in sommige bodems kan de concentratie oplopen tot 1.000 ppm. In atmosferische lucht is het aanwezig in een concentratie van 0,6 ppb; maar het is in sommige steden opgenomen tot 50 ppb.
Fluor wordt voornamelijk verkregen uit drie mineralen: fluoriet of fluorspar (CaFtwee), fluorapatiet [Ca5(PO43F] en kryoliet (Na3AlF6.
Na het verzamelen van de rotsen met het mineraal fluoriet, worden ze onderworpen aan een primaire en secundaire vergruizing. Bij secundair breken worden zeer kleine rotsfragmenten verkregen.
De rotsfragmenten worden vervolgens naar een kogelmolen gebracht om tot poeder te worden gereduceerd. Water en reagentia worden toegevoegd om een pasta te vormen, die in een flotatietank wordt geplaatst. Lucht wordt onder druk geïnjecteerd om bellen te vormen, waardoor het fluoriet op het waterige oppervlak drijft.
Silicaten en carbonaten bezinken terwijl fluoriet wordt opgevangen en naar droogovens wordt gebracht..
Zodra het fluoriet is verkregen, reageert het met zwavelzuur om waterstoffluoride te produceren:
CaFtwee + H.tweeSW4 => 2 HF + CaSO4
Bij de productie van fluor wordt de methode gevolgd die Moisson in 1886 gebruikte, met enkele aanpassingen..
Een elektrolyse wordt gemaakt van een mengsel van gesmolten kaliumfluoride en fluorwaterstofzuur, met een molaire verhouding van 1: 2,0 tot 1: 2,2. De temperatuur van het gesmolten zout is 70 - 130 ºC.
De kathode bestaat uit een Monel-legering of staal en de anode is van degrafietkoolstof. Het productieproces van fluor tijdens elektrolyse kan als volgt worden geschetst:
2HF => Htwee + F.twee
Water wordt gebruikt om de elektrolysekamer te koelen, maar de temperatuur moet boven het smeltpunt van de elektrolyt zijn om stolling te voorkomen. Bij elektrolyse geproduceerde waterstof wordt opgevangen bij de kathode, terwijl fluor bij de anode wordt opgevangen.
Fluor heeft 18 isotopen, zijnde de 19F de enige stabiele isotoop met 100% abundantie. De 18F heeft een halfwaardetijd van 109,77 minuten en is de radioactieve isotoop van fluor met de langste halfwaardetijd. De 18F wordt gebruikt als een bron van positronen.
Er is geen metabolische activiteit bekend van fluor bij zoogdieren of hogere planten. Sommige planten en zeesponzen synthetiseren echter monofluoracetaat, een giftige verbinding, die ze gebruiken als bescherming om vernietiging te voorkomen..
Overmatige consumptie van fluoride is in verband gebracht met botfluorose bij volwassenen en tandfluorose bij kinderen, evenals met veranderingen in de nierfunctie. Om deze reden stelde de Amerikaanse volksgezondheidsdienst (PHS) voor dat de fluorideconcentratie in drinkwater niet hoger mag zijn dan 0,7 mg / l.
Ondertussen heeft The Us Enviromental Protection Agency (EPA) vastgesteld dat de fluorideconcentratie in drinkwater niet hoger mag zijn dan 4 mg / l, om skeletfluorose te voorkomen, waarbij fluoride zich ophoopt in de botten. Dit kan leiden tot verzwakking van het bot en breuken..
Fluoride is in verband gebracht met schade aan de bijschildklier, met een afname van calcium in botstructuren en hoge calciumconcentraties in het plasma..
Onder de veranderingen die worden toegeschreven aan overmatig fluoride zijn de volgende: tandfluorose, skeletfluorose en schade aan de bijschildklier.
Tandfluorose treedt op met kleine strepen of vlekjes in het tandglazuur. Kinderen jonger dan 6 jaar mogen geen mondwater met fluoride gebruiken..
Bij skeletfluorose kunnen pijn en schade aan de botten en de gewrichten worden vastgesteld. Het bot kan verharden en zijn elasticiteit verliezen, waardoor het risico op breuken toeneemt.
We beginnen met de sectie over het gebruik van fluoride met de bekendste: die van het dienen als een bestanddeel van veel tandpasta's. Dit is niet het enige gebruik waarbij het contrast tussen het F-molecuul wordt gewaardeerdtwee, extreem giftig en gevaarlijk, en het anion F-, die afhankelijk van uw omgeving gunstig kan zijn (hoewel soms niet).
Wanneer we voedsel eten, vooral snoep, breken bacteriën het af door de zuurgraad van ons speeksel te verhogen. Dan komt er een punt waarop de pH zuur genoeg is om het tandglazuur af te breken en te demineraliseren; hydroxyapatiet wordt afgebroken.
Bij dit proces worden de ionen F- interactie met Catwee+ om een fluorapatietmatrix te vormen; stabieler en duurzamer dan hydroxyapatiet. Of althans, dit is het voorgestelde mechanisme om de werking van fluoride-anion op tanden te verklaren. Het is waarschijnlijk complexer en heeft een pH-afhankelijke hydroxyapatiet-fluorapatiet-balans.
Deze anionen F- Ze zijn verkrijgbaar in tandheelkundige fabrieken in de vorm van zouten; zoals: NaF, SnFtwee (het beroemde tinfluoride) en NaPOF. De concentratie van F- Het moet laag zijn (minder dan 0,2%), omdat het anders negatieve effecten op het lichaam heeft.
Net als tandpasta zijn fluoridezouten toegevoegd aan drinkwaterbronnen om gaatjes te bestrijden bij degenen die het drinken. De concentratie moet nog steeds veel lager zijn (0,7 ppm). Deze praktijk is echter vaak onderwerp van wantrouwen en controverse, aangezien er mogelijk kankerverwekkende effecten aan worden toegeschreven.
Gas Ftwee het gedraagt zich als een zeer sterk oxidatiemiddel. Hierdoor verbranden veel verbindingen sneller dan wanneer ze worden blootgesteld aan zuurstof en een warmtebron. Daarom is het gebruikt in raketbrandstofmengsels, waarin het zelfs ozon kan vervangen.
Bij veel toepassingen zijn de bijdragen van fluor niet te danken aan de Ftwee of F-, maar rechtstreeks naar zijn elektronegatieve atomen als onderdeel van een organische verbinding. In wezen spreken we van een C-F-link..
Afhankelijk van de structuur zijn polymeren of vezels met C-F-bindingen meestal hydrofoob, zodat ze niet nat worden of de aanval van fluorwaterstofzuur weerstaan; Of nog beter, het kunnen uitstekende elektrische isolatoren zijn, en bruikbare materialen waarvan objecten zoals pijpen en pakkingen zijn gemaakt. Teflon en nafion zijn voorbeelden van deze gefluoreerde polymeren.
De reactiviteit van fluor maakt het gebruik ervan voor de synthese van meerdere fluorverbindingen, organisch of anorganisch, twijfelachtig. In organische stoffen, met name die met farmacologische effecten, verhoogt het vervangen van een van hun heteroatomen door F-atomen hun werking op hun biologische doelwit (positief of negatief)..
Daarom ligt in de farmaceutische industrie de modificatie van sommige medicijnen door toevoeging van fluoratomen altijd op tafel..
Zeer vergelijkbaar gebeurt met herbiciden en fungiciden. De fluoride erin kan hun werking en effectiviteit op insecten- en schimmelplagen verhogen..
Fluorwaterstofzuur is vanwege zijn agressiviteit met glas en keramiek gebruikt om dunne en delicate stukken van deze materialen te graveren; meestal bestemd voor de fabricage van microcomponenten van computers of voor elektrische gloeilampen.
Een van de meest relevante toepassingen van elementair fluor is om uranium te helpen verrijken als 235U. Hiervoor worden uraniummineralen opgelost in fluorwaterstofzuur, waardoor UF ontstaat4. Dit anorganische fluoride reageert dan met de Ftwee, om aldus om te zetten in UF6 235OPLUCHTING6 Y 238OPLUCHTING6.
Vervolgens, en door gascentrifugatie, de 235OPLUCHTING6 scheidt van 238OPLUCHTING6 om later te worden geoxideerd en opgeslagen als nucleaire brandstof.
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.