FLUOR: HISTORIE, EGENSKABER, STRUKTUR, OPNÅELSE, RISICI, ANVENDELSER - KEMI - 2025

Den fluor er et grundstof med symbolet F og 17 fører gruppens, hvortil hører halogenerne. Det adskiller sig over de andre elementer i den periodiske tabel for at være den mest reaktive og elektronegative; Det reagerer med næsten alle atomer, så det danner et uendeligt antal salte og organofluorerede forbindelser.

Under normale forhold er det en lysegul gas, der kan forveksles med gulgrøn. I den flydende tilstand, der er vist på billedet nedenfor, intensiveres den gule farve lidt mere, som forsvinder helt, når den størkner ved dens frysepunkt.

Flydende fluor i et reagensglas. Kilde: Fulvio314

Sådan er dens reaktivitet, på trods af dens flygtige natur, at den forbliver fanget i jordskorpen; især i form af mineralfluorit, kendt for sine violette krystaller. Desuden gør dens reaktivitet det til et potentielt farligt stof; det reagerer kraftigt på alt, hvad det berører og brænder i flammer.

Mange af dets biprodukter kan imidlertid være ufarlige og endda fordelagtige, afhængigt af deres anvendelser. F.eks. Er den mest populære anvendelse af fluor, tilsat i dets ioniske eller mineralform (såsom fluoridsalte), at fremstille fluortandpastaer, som hjælper med at beskytte tandemaljen.

Fluor har det særegne, at det kan stabilisere det høje antal eller oxidationstilstande for mange andre elementer. Jo højere antal fluoratomer, jo mere reaktiv er forbindelsen (medmindre det er en polymer). Ligeledes vil dens virkninger med molekylære matrixer stige; på godt og ondt.

Historie

Anvendelse af fluorit

I 1530 opdagede den tyske mineralog Georgius Agricola, at mineralfluorparet kunne bruges til oprensning af metaller. Fluorspar er et andet navn på fluorit, et fluormineral, der bestod af calciumfluorid (CaF ₂).

Elementet fluor var ikke blevet opdaget på det tidspunkt, og "fluoir" i fluorit kom fra det latinske ord "fluere", som betyder "at strømme"; da det var netop, hvad fluorspar eller fluorit gjorde med metaller: det hjalp dem med at forlade prøven.

Fremstilling af fluoridsyre

I 1764 lykkedes det Andreas Sigismud Margraff at fremstille fluoridsyre, opvarme fluorit med svovlsyre. Glasretorterne blev smeltet ved indvirkning af syren, så glasset blev erstattet af metaller.

Det tilskrives også Carl Scheele i 1771, fremstillingen af ​​syren ved den samme metode efterfulgt af Margraff. I 1809 foreslog den franske videnskabsmand Andre-Marie Ampere, at fluor- eller fluoridsyre var en forbindelse bestående af brint og et nyt element svarende til klor.

Forskere forsøgte at isolere fluor ved at bruge fluoridsyre i lang tid; men dens farlighed gjorde fremskridt i denne forstand vanskelig.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac og Jacques Thénard havde alvorlige smerter, da de inhalerede hydrogenfluorid (fluorid uden vand og i gasform). Forskerne Paulin Louyet og Jerome Nickles døde af forgiftning under lignende omstændigheder.

Edmond Frémy, en fransk forsker, forsøgte at skabe tør hydrofluorinsyre for at undgå toksicitet af hydrogenfluorid ved at forsure kaliumbipluorid (KHF ₂), men under elektrolyse var der ingen ledning af elektrisk strøm.

Isolation

I 1860 forsøgte den engelske kemiker George Gore elektrolyse af tør fluoridsyre og lykkedes at isolere en lille mængde fluorgas. Imidlertid forekom en eksplosion, da brint og fluor voldsomt rekombinerede. Gore tilskrev eksplosionen til en iltlækage.

I 1886 lykkedes det den franske kemiker Henri Moisson at isolere fluor for første gang. Tidligere blev Moissons arbejde afbrudt fire gange med alvorlig hydrogenfluoridforgiftning, mens han forsøgte at isolere elementet.

Moisson var studerende af Frémy og stolede på sine eksperimenter til at isolere fluor. Moisson brugte en blanding af kaliumfluorid og fluoridsyre i elektrolysen. Den resulterende opløsning ledte elektricitet og fluorgas opsamlet ved anoden; det vil sige ved den positivt ladede elektrode.

Moisson brugte korrosionsbestandigt udstyr, hvor elektroderne var lavet af en legering af platin og iridium. I elektrolysen brugte han en platinebeholder og afkølede elektrolytopløsningen til en temperatur på -23 ° F (-31 ° C).

Endelig den 26. juni 1886 lykkedes det Henri Moissson at isolere fluor, et værk, der gjorde det muligt for ham at vinde Nobelprisen i 1906.

Interesse for fluor

Interessen for fluorforskning gik tabt i en periode. Udviklingen af ​​Manhattan-projektet til produktion af atombomben øgede den imidlertid igen.

Det amerikanske firma Dupont udviklede mellem 1930 og 1940 fluorholdige produkter såsom chlorofluorcarbons (Freon-12), der blev brugt som kølemedier; og polytetrafluoroethylenplast, bedre kendt under navnet Teflon. Dette frembragte en stigning i produktionen og forbruget af fluor.

I 1986 på en konference for at markere et århundrede med isolering af fluor præsenterede den amerikanske kemiker Karl O. Christe en kemisk metode til fremstilling af fluor ved reaktionen mellem K ₂ MnF ₆ og SbF ₅.

Fysiske og kemiske egenskaber

Udseende

Fluor er en svagt gul gas. I flydende tilstand er den lysegul. I mellemtiden kan det faste stof være uigennemsigtigt (alfa) eller gennemsigtigt (beta).

Atomnummer (Z)

9.

Atomvægt

18.998 u.

Smeltepunkt

-219,67 ° C

Kogepunkt

-188,11 ° C

Massefylde

Ved stuetemperatur: 1,696 g / L.

Ved smeltepunkt (væske): 1,50 g / ml.

Fordampningsvarme

6,51 kJ / mol.

Molær kalorikapacitet

31 J / (mol K).

Damptryk

Ved en temperatur på 58 K har det et damptryk på 986,92 atm.

Varmeledningsevne

0,0277 W / (mK)

Magnetisk orden

diamagnetisk

Lugt

Karakteristisk skarp og skarp lugt, detekterbar selv ved 20 ppb.

Oxidationsnumre

-1, der svarer til fluoranionen, F ^-.

Ioniseringsenergi

-Først: 1.681 kJ / mol

-Andre: 3.374 kJ / mol

-Tredde: 6.147 KJ / mol

elektronegativitet

3.98 på Pauling-skalaen.

Det er det kemiske element med de højeste elektronegativiteter; det vil sige, det har en høj affinitet for de elektroner i de atomer, som det binder sig til. På grund af dette genererer fluoratomer store dipolmomenter i specifikke regioner i et molekyle.

Dets elektronegativitet har også en anden virkning: atomer, der er bundet til det, mister så meget elektrondensitet, at de begynder at opnå en positiv ladning; dette er et positivt oxidationsnummer. Jo flere fluoratomer der er i en forbindelse, det centrale atom har et mere positivt oxidationsnummer.

For eksempel i AF ₂ oxygen har et oxidationstrin på +2 (O ²⁺ F ₂ ^-); i UF ₆, uran har et oxidationstrin antal +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^-); det samme sker med svovl i SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^-); og endelig er der AgF ₂, hvor sølv endda har et oxidationsnummer på +2, sjældent for det.

Derfor formår elementerne at deltage med deres mest positive oxidationstal, når de danner forbindelser med fluor.

Oxiderende middel

Fluor er det mest kraftfulde oxiderende element, så intet stof er i stand til at oxidere det; og af denne grund er den ikke fri i naturen.

Reaktivitet

Fluor er i stand til at kombinere med alle andre elementer undtagen helium, neon og argon. Det angriber heller ikke mildt stål eller kobber ved normale temperaturer. Reagerer voldsomt med organiske materialer som gummi, træ og stof.

Fluor kan reagere med ædelgassen xenon til dannelse af den kraftigt oxiderende xenondifluorid, XeF ₂. Det reagerer også med hydrogen til dannelse af et halogenid, hydrogenfluorid, HF. Til gengæld opløses hydrogenfluorid i vand for at producere den berømte fluoridsyre (som glas).

Syreindholdet af sure syrer klassificeret i stigende rækkefølge er:

HF <HCI <HBr <HI

Salpetersyre reagerer med fluor og danner fluornitrat, FNO ₃. I mellemtiden, saltsure reagerer kraftigt med fluor dannelse HF, AF ₂ og CIF ₃.

Struktur og elektronisk konfiguration

Diatomisk molekyle

Fluormolekyle repræsenteret med den rumlige fyldningsmodel. Kilde: Gabriel Bolívar.

Fluoratom i sin jordtilstand har syv valenselektroner, der er i 2'erne og 2p-orbitalerne i henhold til den elektroniske konfiguration:

2s ² 2p ⁵

Valvensbindingsteorien (TEV) siger, at to fluoratomer, F, er kovalent bundet til hver fuldfører dens valentoktet.

Dette sker hurtigt, fordi det tager kun en elektron at blive isoelektronisk for den ædelgasneon; og dens atomer er meget små med en meget stærk effektiv atomladning, der let kræver elektroner fra miljøet.

Molekylet F ₂ (øverste billede) har en enkelt kovalent binding, FF. På trods af dens stabilitet sammenlignet med frie F-atomer er det et meget reaktivt molekyle; homonuklear, apolær og ivrig efter elektroner. Derfor er fluor, ligesom F ₂, en meget giftig og farlig art.

Fordi F ₂ er apolær, dets interaktioner afhænge af dens molekylmasse og London sprednings- kræfterne. På et tidspunkt skal den elektroniske sky omkring begge F-atomer deformeres og give anledning til en øjeblikkelig dipol, der inducerer en anden i et nabomolekyle; så de tiltrækker hinanden langsomt og svagt.

Flydende og fast

F _2- molekylet er meget lille og diffunderer relativt hurtigt i rummet. I sin gasformige fase udviser den en lysegul farve (som kan forveksles med en kalkgrøn). Når temperaturen falder til -188 ° C, de dispersionskræfter blive mere effektiv, hvilket får F ₂ molekyler til COALESCE nok til at definere en væske.

Flydende fluor (første billede) ser endnu mere gul ud end dens respektive gas. I det er F _2- molekylerne tættere og interagerer i større grad med lys. Når den forvrængte kubiske fluorkrystall er dannet ved -220 ° C, falder farven og forbliver som et gennemsigtigt fast stof.

Nu hvor F _2- molekylerne er så tæt på hinanden (men uden at deres molekylære rotationer stopper), ser det ud til, at deres elektroner får en vis stabilitet, og at deres elektroniske spring derfor er for stor til, at lyset endda kan interagere med krystallen.

Krystallinske faser

This kubiske krystal svarer til den β fase (det er ikke en allotrope fordi det forbliver den samme F ₂). Når temperaturen falder endnu længere ned til -228 ºC, gennemgår det faste fluor en faseovergang; den kubiske krystal bliver en monoklin, α-fasen:

Krystallstruktur af alfafasen af ​​fluor. Kilde: Benjah-bmm27.

Modsætning β-F ₂, α-F ₂ er uigennemsigtig og hårdt. Måske er det fordi F _2- molekylerne ikke længere har så meget frihed til at rotere i deres faste positioner i monokliniske krystaller; hvor de i større grad interagerer med lys, men uden at spænde deres elektroner (hvilket overfladisk ville forklare deres opacitet).

Krystalstrukturen af α-F ₂ var vanskeligt at studere ved traditionelle røntgendiffraktionsdata metoder Dette skyldes overgangen fra β til α fase er stærkt exoterm.; grund til, at krystallen praktisk taget eksploderede, på samme tid, at den interagerede lidt med strålingen.

Det tog omkring 50 år, før tyske forskere (Florian Kraus et al.) Dechiffrer strukturen af ​​α-F ₂ med større præcision takket være neutrondiffraktionsteknikker.

Hvor man kan finde og skaffe

Fluor rangerer 24. blandt de mest almindelige elementer i universet. I jordmassen er der imidlertid 13 ^vo element med en koncentration på 950 ppm i skorpen og en koncentration på 1,3 ppm i havvandet.

Jordbunden har en fluoridkoncentration mellem 150 og 400 ppm, og i nogle jord kan koncentrationen nå op til 1.000 ppm. I atmosfærisk luft er den til stede i en koncentration på 0,6 ppb; men op til 50 ppb er registreret i nogle byer.

Fluor opnås hovedsageligt fra tre mineraler: fluorit eller fluorospar (CaF ₂), fluoroapatit og kryolit (Na ₃ AlF ₆).

Fluoritbehandling

Efter opsamling af klipperne med mineralet fluorit udsættes de for en primær og sekundær knusning. Ved sekundær knusning opnås meget små klippefragmenter.

Bergfragmenterne føres derefter til en kuglemølle for reduktion til pulver. Vand og reagenser tilsættes for at danne en pasta, der anbringes i en flydningstank. Luft indsprøjtes under tryk for at danne bobler, og dermed ender fluoritten med at flyde på den vandige overflade.

Silikaterne og carbonaterne sætter sig ud, mens fluoritten opsamles og føres til tørkeovnene.

Når først fluoriten er opnået, omsættes den med svovlsyre for at producere hydrogenfluorid:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Elektrolyse af hydrogenfluorid

Ved fremstilling af fluor følges metoden, der blev anvendt af Moisson i 1886, med nogle ændringer.

En elektrolyse er lavet af en blanding af smeltet kaliumfluorid og fluoridsyre med et molforhold på 1: 2,0 til 1: 2.2. Temperaturen i det smeltede salt er 70-130 ° C.

Katoden består af en Monel-legering eller -stål, og anoden er degrafitkulstof. Fluorproduktionsprocessen under elektrolyse kan beskrives som følger:

2HF => H ₂ + K ₂

Vand bruges til at afkøle elektrolysekammeret, men temperaturen skal være over smeltepunktet for elektrolytten for at undgå størkning. Brint produceret i elektrolyse opsamles ved katoden, mens fluor ved anoden.

isotoper

Fluor har 18 isotoper, hvor ¹⁹ F er den eneste stabile isotop med 100% overflod. Den ¹⁸ F har en halveringstid på 109.77 minutter og er den radioaktive isotop af fluor med den længere halveringstid - liv. Den ¹⁸ F anvendes som en kilde til positroner.

Biologisk rolle

Der er ingen kendt metabolisk aktivitet af fluor hos pattedyr eller højere planter. Nogle planter og marine svampe syntetiserer imidlertid monofluoracetat, en giftig forbindelse, som de bruger som en beskyttelse for at forhindre dets ødelæggelse.

Risici

For stort forbrug af fluor har været forbundet med knogelfluorose hos voksne og tandfluorose hos børn såvel som med ændringer i nyrefunktionen. Af denne grund foreslog De Forenede Staters Public Health Service (PHS), at koncentrationen af ​​fluor i drikkevand ikke skulle være større end 0,7 mg / L.

I mellemtiden konstaterede US Enviromental Protection Agency (EPA), at koncentrationen af ​​fluor i drikkevand ikke skulle være større end 4 mg / l for at undgå skeletfluorose, hvor fluor ophobes i knoglerne. Dette kan føre til knoglesvækkelse og brud.

Fluorid har været forbundet med skader på parathyreoidea-kirtlen med et fald i calcium i knoglestrukturer og høje koncentrationer af calcium i plasma.

Blandt ændringerne, der tilskrives overskydende fluorid, er følgende: tandfluorose, skeletfluorose og skade på den parathyreoidea-kirtel.

Dental fluorose

Dental fluorose forekommer med små striber eller pletter i tandemaljen. Børn under 6 år bør ikke bruge mundskyllevand, der indeholder fluor.

Skeletal fluorose

Ved skeletfluorose kan smerter og skader på knoglerne samt leddene diagnosticeres. Knoglen kan hærde og miste elasticitet, hvilket øger risikoen for brud.

Applikationer

Tandpasta

Nogle uorganiske salte af fluor anvendes som et additiv i formuleringen af ​​tandpastaer, som har vist sig at hjælpe med at beskytte tandemaljen. Kilde: Pxhere.

Vi starter med afsnittet om anvendelser til fluor med det bedst kendte: det, der tjener som en komponent i mange tandpastaer. Dette er ikke den eneste anvendelse, hvor kontrasten mellem dets ekstremt giftige og farlige molekyle F ₂ og anionen F ^- værdsættes, hvilket afhængigt af dets miljø kan være fordelagtigt (skønt nogle gange ikke).

Når vi spiser mad, især slik, nedbryder bakterier det ved at øge surheden i vores spyt. Så kommer der et punkt, hvor pH-værdien er sur nok til at nedbryde og demineralisere tandemaljen; hydroxyapatit nedbrydes.

Imidlertid interagerer F ^- ioner i denne proces med Ca ^{2+ for} at danne en fluorapatitmatrix; mere stabil og holdbar end hydroxyapatit. Eller i det mindste er dette den foreslåede mekanisme til at forklare fluoridionens virkning på tænder. Det er sandsynligvis mere kompleks og at have en pH-afhængig hydroxyapatit-fluorapatitbalance.

Disse F ^- anioner findes i tandtænder i form af salte; såsom: NaF, SnF ₂ (den berømte stannofluorid) og NaPOF. Koncentrationen af ​​F ^- skal dog være lav (mindre end 0,2%), da det ellers forårsager negative virkninger på kroppen.

Fluorering af vand

Ligesom tandpasta er fluoridsalte tilsat drikkevandskilder for at bekæmpe hulrum i dem, der drikker det. Koncentrationen skal stadig være meget lavere (0,7 ppm). Imidlertid er denne praksis ofte genstand for mistillid og kontrovers, da det er blevet tilskrevet mulige kræftfremkaldende virkninger.

Oxiderende middel

F _2- gassen opfører sig som et meget stærkt oxidationsmiddel. Dette får mange forbindelser til at forbrænde hurtigere end når de udsættes for ilt og en varmekilde. Derfor er det blevet brugt i raketbrændstofblandinger, hvori det endda kan erstatte ozon.

polymerer

I mange anvendelser, bidrag fluor skyldes ikke F ₂ eller F ^-, men direkte til deres elektronegative atomer som del af en organisk forbindelse. I det væsentlige taler vi om en CF-forbindelse.

Afhængigt af strukturen er polymerer eller fibre med CF-bindinger normalt hydrofobe, så de ikke bliver våde eller modstår angrebet af fluoridsyre; Eller endnu bedre, de kan være fremragende elektriske isolatorer og nyttige materialer, hvorfra genstande som rør og pakninger er lavet. Teflon og naphion er eksempler på disse fluorerede polymerer.

Farmaceuter

Fluorens reaktivitet gør dens anvendelse til syntese af multiple uorganiske eller organiske fluorforbindelser tvivlsom. I organiske stoffer øges specifikt dem med farmakologiske virkninger ved at erstatte et af deres heteroatomer med F-atomer (positivt eller negativt) deres virkning på deres biologiske mål.

Derfor er ændringen af ​​nogle lægemidler i lægemiddelindustrien altid på bordet ved at tilføje fluoratomer.

Meget lignende sker med herbicider og fungicider. Fluoridet i dem kan øge deres virkning og effektivitet på insekt- og svampedyr.

Glasgravering

Flødesyre er på grund af dens aggressivitet over for glas og keramik blevet brugt til at indgravere tynde og delikate stykker af disse materialer; normalt bestemt til fremstilling af mikrokomponenter til computere eller til elektriske pærer.

Uran berigelse

En af de mest relevante anvendelser af elementær fluor er at hjælpe med at berige uran som ²³⁵ U. Til dette opløses uranmineraler i fluorid og producerer UF ₄. Denne uorganisk fluorid reagerer derefter med F ₂, således omdanne til UF ₆ (²³⁵ UF ₆ og ²³⁸ UF ₆).

Derefter og ved hjælp af en gascentrifugering adskilles ²³⁵ UF ₆ fra ²³⁸ UF ₆ for senere at blive oxideret og opbevaret som kernebrændstof.

Referencer

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kemi. (Fjerde udgave). Mc Graw Hill.
2. Krämer Katrina. (2019). Frosset fluorstruktur revideret igen efter 50 år. Royal Society of Chemistry. Gendannes fra: chemistryworld.com
3. Wikipedia. (2019). Fluor. Gendannet fra: en.wikipedia.org
4. National Center for Biotechnology Information. (2019). Fluor. PubChem-database. CID = 24524. Gendannes fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta om fluorelement. Chemicool. Gendannes fra: chemicool.com
6. Batul Nafisa Baxamusa. (21. februar 2018). De overraskende almindelige anvendelser af det stærkt reaktive fluor. Gendannes fra: sciencestruck.com
7. Paola Opazo Sáez. (4. februar 2019). Fluor i tandpasta: er det godt eller dårligt for dit helbred? Gendannes fra: nacionfarma.com
8. Karl Christe & Stefan Schneider. (8. maj 2019). Fluor: kemisk element. Encyclopædia Britannica. Gendannes fra: britannica.com
9. Lenntech BV (2019). Periodisk tabel: ilt. Gendannes fra: lenntech.com
10. Gagnon Steve. (Sf). Elementet fluor. Jefferson Lab. Genvundet fra: education.jlab.org
11. The American Cancer Society medicinske og redaktionelle indholdsteam. (2015, 28. juli). Vandfluoridering og kræftrisiko. Gendannes fra: cancer.org