FLUOR: HISTORIK, EGENSKAPER, STRUKTUR, ERHÅLLANDE, RISKER, ANVÄNDNINGAR - KEMI - 2026

Den fluor är ett grundämne med symbolen F och 17 leder gruppen, till vilken hör halogenerna. Det utmärks ovanför de andra elementen i det periodiska systemet för att vara det mest reaktiva och elektronegativa; Det reagerar med nästan alla atomer, så det bildar ett oändligt antal salter och organofluorerade föreningar.

Under normala förhållanden är det en ljusgul gas som kan förväxlas med gulaktiggrön. I vätsketillståndet, som visas på bilden nedan, intensifieras dess gula färg lite mer, vilket försvinner helt när den stelnar vid sin fryspunkt.

Flytande fluor i ett provrör. Källa: Fulvio314

Sådan är dess reaktivitet, trots gasens flyktiga natur, att den förblir instängd i jordskorpan; speciellt i form av mineralfluoriten, känd för sina violetta kristaller. Dess reaktivitet gör det till ett potentiellt farligt ämne; det reagerar kraftfullt på allt det rör vid och brinner i lågor.

Många av dess biprodukter kan dock vara ofarliga och till och med fördelaktiga, beroende på deras tillämpningar. Till exempel är den mest populära användningen av fluor, tillsatt i dess joniska eller mineraliska form (såsom fluoridsalter), beredningen av fluoridkräm, som hjälper till att skydda tandemaljen.

Fluor har det speciella att det kan stabilisera det höga antalet eller oxidationstillstånd för många andra element. Ju högre antal fluoratomer, desto mer reaktiv är föreningen (såvida det inte är en polymer). På samma sätt ökar dess effekter med molekylära matriser; för bättre eller sämre.

Historia

Användning av fluorit

1530 upptäckte den tyska mineralologen Georgius Agricola att mineralfluorparet kunde användas för rening av metaller. Fluorspar är ett annat namn för fluorit, ett fluormineral som bestod av kalciumfluorid (CaF ₂ ).

Elementet fluor hade inte upptäckts vid den tiden och "fluoir" i fluorit kom från det latinska ordet "fluere" som betyder "att flyta"; eftersom detta var precis vad fluorspar eller fluorit gjorde med metaller: det hjälpte dem att lämna provet.

Beredning av fluorvätesyra

1764 lyckades Andreas Sigismud Margraff bereda flödessyra, värma fluorit med svavelsyra. Glasretorterna smältes genom syraens inverkan, så att glaset ersattes av metaller.

Det tillskrivs också Carl Scheele 1771, beredningen av syran med samma metod följt av Margraff. År 1809 föreslog den franska forskaren Andre-Marie Ampere att fluor- eller fluorvätesyra var en förening bestående av väte och ett nytt element som liknar klor.

Forskare försökte isolera fluor genom att använda fluorvätesyra under en lång tid; men dess farlighet gjorde framsteg i detta avseende svårt.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac och Jacques Thénard hade svår smärta när de inhalerade vätefluorid (vätskefluorsyra utan vatten och i gasform). Forskarna Paulin Louyet och Jerome Nickles dog av förgiftning under liknande omständigheter.

Edmond Frémy, en fransk forskare, försökte skapa torr hydrofluoric acid för att undvika vätefluorid toxicitet genom att surgöra kaliumbifluorid (KHF ₂ ), men under elektrolysen fanns ingen elektrisk strömledning.

Isolering

År 1860 försökte den engelska kemisten George Gore att elektrolysera torrt fluorvätesyra och lyckades isolera en liten mängd fluorgas. Emellertid inträffade en explosion när väte och fluor våldsamt rekombinerades. Gore tillskrev explosionen till ett syreläckage.

1886 lyckades den franska kemisten Henri Moisson att isolera fluor för första gången. Tidigare avbröts Moissons arbete fyra gånger av svår vätefluoridförgiftning medan han försökte isolera elementet.

Moisson var en student av Frémy och förlitade sig på sina experiment för att isolera fluor. Moisson använde en blandning av kaliumfluorid och fluorvätesyra i elektrolysen. Den resulterande lösningen ledde elektricitet och fluorgas uppsamlat vid anoden; det vill säga vid den positivt laddade elektroden.

Moisson använde korrosionsbeständig utrustning, där elektroderna var tillverkade av en legering av platina och iridium. Vid elektrolysen använde han en platinabehållare och kylde elektrolytlösningen till en temperatur av -23 ° F (-31 ° C).

Slutligen, den 26 juni 1886, lyckades Henri Moissson isolera fluor, ett arbete som tillät honom att vinna Nobelpriset 1906.

Intresse för fluor

Intresset för fluoridforskning förlorades under en tid. Utvecklingen av Manhattan-projektet för produktion av atombomben ökade emellertid igen.

Det amerikanska företaget Dupont utvecklade mellan åren 1930 och 1940 fluorerade produkter som klorfluorkolväten (Freon-12), som används som kylmedel; och polytetrafluoroetylenplast, bättre känd under namnet Teflon. Detta gav en ökning i produktion och konsumtion av fluor.

1986, på en konferens för att markera ett sekel av isoleringen av fluor, presenterade den amerikanska kemisten Karl O. Christe en kemisk metod för framställning av fluor genom reaktionen mellan K ₂ MnF ₆ och SbF ₅ .

Fysiska och kemiska egenskaper

Utseende

Fluor är en svagt gul gas. I flytande tillstånd är den ljusgul. Under tiden kan det fasta ämnet vara ogenomskinligt (alfa) eller transparent (beta).

Atomnummer (Z)

9.

Atomvikt

18.998 u.

Smältpunkt

-219,67 ° C

Kokpunkt

-188,11 ° C

Densitet

Vid rumstemperatur: 1,696 g / L.

Vid smältpunkt (vätska): 1,50 g / ml.

Förångningsvärme

6,51 kJ / mol.

Molär kalorikapacitet

31 J / (mol K).

Ångtryck

Vid en temperatur på 58 K har det ett ångtryck på 986,92 atm.

Värmeledningsförmåga

0,0277 W / (mK)

Magnetisk ordning

diamagnetiska

Odör

Karakteristisk skarp och skarp lukt, detekterbar även vid 20 ppb.

Oxidationsnummer

-1, vilket motsvarar fluoranjonen, F ^- .

Joniseringsenergi

-Först: 1 681 kJ / mol

-Sekund: 3 374 kJ / mol

-Tredde: 6.147 KJ / mol

Elektronnegativitet

3.98 på Pauling-skalan.

Det är det kemiska elementet med de högsta elektronegativiteterna; det vill säga den har en hög affinitet för elektronerna hos atomerna som den binder till. På grund av detta genererar fluoratomer stora dipolmoment i specifika regioner i en molekyl.

Dess elektronegativitet har också en annan effekt: atomerna som är bundna till den förlorar så mycket elektrondensitet att de börjar få en positiv laddning; detta är ett positivt oxidationsnummer. Ju fler fluoratomer det finns i en förening kommer den centrala atomen att ha ett mer positivt oxidationsnummer.

Till exempel, i AV ₂ syre har ett oxidationstal av 2 (O ^{2 +} F ₂ ^- ); i UF ₆ , har uran en oxidation antal 6 (U ⁶⁺ F ₆ ^- ); samma sak händer med svavel i SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^- ); och slutligen finns det AgF ₂ , där silver till och med har ett oxidationsnummer på +2, sällsynt för det.

Därför lyckas elementen delta med sina mest positiva oxidationsnummer när de bildar föreningar med fluor.

Oxiderande medel

Fluor är det mest kraftfulla oxidationselementet, så inget ämne kan oxidera det; och av denna anledning är den inte fri i naturen.

Reaktivitet

Fluor kan kombineras med alla andra element utom helium, neon och argon. Det angriper inte heller mjukt stål eller koppar vid normala temperaturer. Reagerar våldsamt med organiska material som gummi, trä och tyg.

Fluor kan reagera med ädelgasen xenon för att bilda den starka oxiderande xenondifluorid, XEF ₂ . Den reagerar också med väte för att bilda en halogenid, vätefluorid, HF. I sin tur löses vätefluorid i vatten för att producera den berömda fluorvätesyran (som glas).

Syrasyran i syror, klassificerad i ökande ordning är:

HF <HCl <HBr <HI

Salpetersyra reagerar med fluor och bildar fluornitrat, FNO ₃ . Under tiden, till saltsyra reagerar kraftigt med fluor bilda HF, AV ₂ och CIF ₃ .

Struktur och elektronisk konfiguration

Diatomisk molekyl

Fluormolekyl representerad med den rumsliga fyllningsmodellen. Källa: Gabriel Bolívar.

Fluoratomen i dess marktillstånd har sju valenselektroner, som är i 2s och 2p orbitaler enligt den elektroniska konfigurationen:

2s ² 2p ⁵

Valensbindningsteorin (TEV) säger att två fluoratomer, F, är kovalent bundna till var och en fullbordar dess valensoktett.

Detta händer snabbt eftersom det tar bara en elektron för att bli isoelektronisk till neonädelgasen; och dess atomer är mycket små, med en mycket stark effektiv kärnladdning som lätt kräver elektroner från miljön.

Molekylen F ₂ (övre bild) har en enda kovalent bindning, FF. Trots sin stabilitet jämfört med fria F-atomer är den en mycket reaktiv molekyl; homonukleär, apolär och ivriga efter elektroner. Det är därför fluor, som F ₂ , är en mycket giftig och farlig art.

Eftersom F ₂ är apolär beror dess interaktioner på dess molekylmassa och Londons spridningskrafter. Vid någon tidpunkt måste det elektroniska molnet runt båda F-atomerna deformeras och ge upphov till en omedelbar dipol som inducerar en annan i en angränsande molekyl; så att de lockar varandra långsamt och svagt.

Flytande och fast

F ₂ -molekylen är mycket liten och diffunderar i rymden relativt snabbt. I sin gasformiga fas uppvisar den en ljusgul färg (som kan förväxlas med en limegrön). När temperaturen sjunker till -188 ° C, de dispersionskrafter bli effektivare, vilket får F ₂ molekyler till coalesce tillräckligt för att definiera en vätska.

Flytande fluor (första bilden) ser ännu mer gul ut än dess respektive gas. I den, de F ₂ -molekyler är närmare och samverkar med ljus i en högre grad. Intressant nog, när den förvrängda kubiska fluorkristallen bildas vid -220 ° C, bleknar färgen och förblir som ett transparent fast ämne.

Nu när F _2- molekylerna är så nära varandra (men utan att deras molekylära rotationer stannar) verkar det som att deras elektroner får en viss stabilitet och därför är deras elektroniska hopp för stort för att ljuset ska kunna interagera med kristallen.

Kristallina faser

Denna kubiska kristall motsvarar den β fasen (det är inte en allotrope eftersom det förblir densamma F ₂ ). När temperaturen sjunker ännu längre ner till -228 ºC genomgår det fasta fluoret en fasövergång; den kubiska kristallen blir en monoklinisk, a-fasen:

Kristallstruktur i alfafasen av fluor. Källa: Benjah-bmm27.

Till skillnad från β-F ₂ , α-F ₂ är ogenomskinlig och hård. Kanske är det på grund av att F ₂ -molekyler inte längre har så mycket frihet att rotera i sina fasta positioner i monokliniska kristaller; där de i större utsträckning interagerar med ljus, men utan att spänna deras elektroner (vilket ytligt skulle förklara deras opacitet).

Kristallstrukturen för α-F ₂ var svårt att studera med konventionella diffraktionsmetoder röntgen Detta beror på att övergången från β till α fasen är starkt exoterm.; anledning till att kristallen praktiskt taget exploderade, samtidigt som den interagerade lite med strålningen.

Det tog cirka femtio år innan tyska forskare (Florian Kraus et al.) Dechiffrerade strukturen för α-F ₂ med större precision tack vare neutrondiffraktionstekniker.

Var att hitta och få

Fluor rankas som 24: e bland de vanligaste elementen i universum. Men i jordmassan är 13 ^vo element, med en koncentration på 950 ppm i jordskorpan och en koncentration på 1,3 ppm i havsvattnet.

Jordar har en fluoridkoncentration mellan 150 och 400 ppm, och i vissa jordar kan koncentrationen nå 1000 ppm. I atmosfärisk luft är den närvarande i en koncentration av 0,6 ppb; men upp till 50 ppb har spelats in i vissa städer.

Fluor erhålls huvudsakligen från tre mineraler: fluorit eller fluorospar (CaF ₂ ), fluoroapatit och kryolit (Na ₃ AlF ₆ ).

Fluoritbehandling

Efter att stenarna har samlats upp med mineralen fluorit utsätts de för en primär och sekundär krossning. Med sekundär krossning erhålls mycket små stenfragment.

Bergfragmenten föras sedan till en kulkvarn för reduktion till pulver. Vatten och reagens tillsättes för att bilda en pasta, som placeras i en flotationstank. Luft insprutas under tryck för att bilda bubblor, och således hamnar fluoriten flytande på den vattenhaltiga ytan.

Silikaterna och karbonaterna sedimenterar medan fluoriten samlas upp och tas till torkugnarna.

När fluoriten har erhållits reageras den med svavelsyra för att producera vätefluorid:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Elektrolys av vätefluorid

Vid framställning av fluor följs metoden som användes av Moisson 1886 med några modifieringar.

En elektrolys görs av en blandning av smält kaliumfluorid och fluorvätesyra med ett molförhållande av 1: 2,0 till 1: 2,2. Temperaturen för det smälta saltet är 70-130 ° C.

Katoden består av en Monel-legering eller stål, och anoden är degrafitkol. Fluorproduktionsprocessen under elektrolysen kan beskrivas enligt följande:

2HF => H ₂ + F ₂

Vatten används för att kyla elektrolyskammaren, men temperaturen måste ligga över smältpunkten för elektrolyten för att undvika stelning. Väte som produceras i elektrolys uppsamlas vid katoden medan fluor vid anoden.

isotoper

Fluor har 18 isotoper, varvid ¹⁹ F är den enda stabila isotopen med 100% överflöd. Den ¹⁸ F har en halv livslängd på 109,77 minuter och är den radioaktiva isotopen av fluor med den längre halv - liv. Den ¹⁸ F används som en källa för positroner.

Biologisk roll

Det finns ingen känd metabolisk aktivitet av fluor hos däggdjur eller högre växter. Vissa växter och marina svampar syntetiserar emellertid monofluoroacetat, en giftig förening, som de använder som skydd för att förhindra dess förstörelse.

risker

Överdriven konsumtion av fluor har associerats med benfluoros hos vuxna och tandfluoros hos barn såväl som med förändringar i njurfunktionen. Av denna anledning föreslog Förenta staternas offentliga hälsotjänst (PHS) att koncentrationen av fluor i dricksvatten inte skulle vara större än 0,7 mg / L.

Samtidigt konstaterade Us Enviromental Protection Agency (EPA) att koncentrationen av fluor i dricksvatten inte bör vara större än 4 mg / l för att undvika skelettfluoros, där fluor ackumuleras i benen. Detta kan leda till benförsvagning och frakturer.

Fluor har förknippats med skador på den sköldkörteln, med en minskning av kalcium i benstrukturer och höga koncentrationer av kalcium i plasma.

Bland förändringarna som hänförs till överskott av fluor är följande: tandfluoros, skelettfluoros och skador på sköldkörteln.

Dental fluoros

Dental fluoros uppstår med små streck eller fläckar i tandemaljen. Barn under 6 år bör inte använda munvatten som innehåller fluor.

Skelettfluoros

Vid skelettfluoros kan smärta och skador på benen samt lederna diagnostiseras. Benet kan härda och förlora elasticiteten, vilket ökar risken för sprickor.

tillämpningar

Tandkräm

Vissa oorganiska salter av fluorid används som en tillsats i formuleringen av tandkräm, som har visat sig hjälpa till att skydda tandemaljen. Källa: Pxhere.

Vi börjar med avsnittet om användningen av fluor med det mest kända: det att fungera som en komponent i många tandkrämer. Detta är inte den enda användningen där kontrasten mellan dess mycket giftig och farlig molekyl F ₂ och anjonen F ^- kan uppskattas , som beroende på dess miljö kan vara fördelaktigt (även om det ibland inte).

När vi äter mat, särskilt godis, bryter bakterier ner det genom att öka surheten i vår saliv. Sedan kommer det en punkt där pH är surt nog för att försämra och avminka tandemaljen; hydroxyapatit bryts ned.

Emellertid, i denna process F ^- joner interagera med Ca ²⁺ till att bilda en fluorapatit matris; mer stabil och hållbar än hydroxyapatit. Eller åtminstone är detta den föreslagna mekanismen för att förklara fluoridjonens verkan på tänderna. Det är troligtvis mer komplex och att ha en pH-beroende hydroxyapatit-fluorapatitbalans.

Dessa F ^- anjoner finns i tandtänder i form av salter; såsom: NaF, SnFa ₂ (den berömda stannofluorid) och NaPOF. Koncentrationen av F ^- måste dock vara låg (mindre än 0,2%), eftersom det annars orsakar negativa effekter på kroppen.

Fluorid i vatten

Mycket som tandkräm har fluoridsalter tillsatts till dricksvattenkällorna för att bekämpa håligheter hos dem som dricker det. Koncentrationen bör fortfarande vara mycket lägre (0,7 ppm). Men denna praxis är ofta föremål för misstro och kontrovers, eftersom det har tillskrivits möjliga cancerframkallande effekter.

Oxiderande medel

F ₂ gasen uppför sig som en mycket starkt oxidationsmedel. Detta får många föreningar att brännas snabbare än när de utsätts för syre och en värmekälla. Det är därför det har använts i raketbränsleblandningar, där det till och med kan ersätta ozon.

polymerer

I många användningsområden, bidragen från fluor inte beror på F ₂ eller F ^- , men direkt till deras elektronegativa atomer som en del av en organisk förening. I huvudsak talar vi om en CF-länk.

Beroende på strukturen är polymerer eller fibrer med CF-bindningar vanligtvis hydrofoba, så att de inte blir våta eller motstår angreppet av fluorvätesyra; Eller ännu bättre, de kan vara utmärkta elektriska isolatorer och användbara material från vilka föremål som rör och packningar är gjorda. Teflon och nafion är exempel på dessa fluorerade polymerer.

apotekare

Fluors reaktivitet gör det användbart för syntes av flera oorganiska eller organiska fluorföreningar ifrågasättande. I organiska ämnen, särskilt de med farmakologiska effekter, ökar (positivt eller negativt) deras verkan på deras biologiska mål genom att ersätta en av deras heteroatomer med F-atomer.

Det är därför som läkemedelsindustrin alltid är modifieringen av vissa läkemedel på bordet genom att lägga till fluoratomer.

Mycket liknande händer med herbicider och fungicider. Fluor i dem kan öka deras verkan och effektivitet på insekts- och svampskadegörare.

Glasstick

Fluorvätesyra har på grund av dess aggressivitet gentemot glas och keramik använts för att gravera tunna och känsliga bitar av dessa material; vanligtvis avsett för tillverkning av mikrokomponenter i datorer eller för elektriska glödlampor.

Uranberikning

En av de mest relevanta användningarna av elementär fluor är att hjälpa till att berika uran som ²³⁵ U. För detta upplöses uranmineraler i fluorvätesyra och producerar UF ₄ . Denna oorganisk fluorid reagerar sedan med F ₂ , sålunda omvandla till UF ₆ ( ²³⁵ UF ₆ och ²³⁸ UF ₆ ).

Därefter, och med hjälp av en gascentrifugering, separeras ²³⁵ UF ₆ från ²³⁸ UF _{6 för} att senare oxideras och lagras som kärnbränsle.

referenser

1. Shiver & Atkins. (2008). Oorganisk kemi . (Fjärde upplagan). Mc Graw Hill.
2. Krämer Katrina. (2019). Fryst fluorstruktur återbesökt efter 50 år. Royal Society of Chemistry. Återställd från: chemistryworld.com
3. Wikipedia. (2019). Fluor. Återställd från: en.wikipedia.org
4. National Center for Biotechnology Information. (2019). Fluor. PubChem-databas. CID = 24524. Återställd från: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Dr Doug Stewart. (2019). Fluorelementfakta. Chemicool. Återställd från: chemicool.com
6. Batul Nafisa Baxamusa. (21 februari 2018). De överraskande vanliga användningarna av det mycket reaktiva fluor. Återställd från: sciencestruck.com
7. Paola Opazo Sáez. (04 februari 2019). Fluor i tandkräm: är det bra eller dåligt för din hälsa? Återställd från: nacionfarma.com
8. Karl Christe & Stefan Schneider. (8 maj 2019). Fluor: kemiskt element. Encyclopædia Britannica. Återställd från: britannica.com
9. Lenntech BV (2019). Periodisk tabell: syre. Återställd från: lenntech.com
10. Gagnon Steve. (Sf). Elementet fluor. Jefferson Lab. Återställd från: utbildning.jlab.org
11. American Cancer Society medicinska och redaktionella innehållsteam. (2015, 28 juli). Vattenfluoridering och cancerrisk. Återställd från: cancer.org