FLUOR: HISTORIE, EGENSKAPER, STRUKTUR, OPPNÅELSE, RISIKO, BRUK - KJEMI - 2026

Den fluor er et grunnstoff med symbolet F og 17 fører den gruppe, til hvilken hører halogenene. Det skilles over de andre elementene i det periodiske systemet, for å være det mest reaktive og elektronegative; Den reagerer med nesten alle atomer, så den danner et uendelig antall salter og organofluorerte forbindelser.

Under normale forhold er det en blekgul gass, som kan forveksles med gulaktig grønn. I flytende tilstand, vist på bildet nedenfor, intensiveres den gule fargen litt mer, som forsvinner helt når den stivner ved frysepunktet.

Flytende fluor i et reagensrør. Kilde: Fulvio314

Slik er reaktiviteten, til tross for dens gass flyktige natur, at den forblir fanget i jordskorpen; spesielt i form av mineralet fluoritt, kjent for sine fiolette krystaller. Reaktiviteten gjør det også til et potensielt farlig stoff; den reagerer kraftig på alt den berører og brenner i flammer.

Imidlertid kan mange av biproduktene være ufarlige og til og med fordelaktige, avhengig av bruksområder. For eksempel er den mest populære bruken av fluor, tilsatt i sin ioniske eller mineralform (for eksempel fluoridsalter), tilberedningen av fluortannkremer, som hjelper til med å beskytte tannemaljen.

Fluor har det særegne at det kan stabilisere det høye antallet eller oksidasjonstilstandene for mange andre elementer. Jo høyere antall fluoratomer, desto mer reaktiv er forbindelsen (med mindre det er en polymer). På samme måte vil effektene med molekylære matriser øke. på godt og vondt.

Historie

Bruk av fluoritt

I 1530 oppdaget den tyske mineralogenen Georgius Agricola at mineralet fluorspar kunne brukes til rensing av metaller. Fluorspar er et annet navn for fluoritt, et fluormineral som besto av kalsiumfluorid (CaF ₂ ).

Elementet fluor var ikke blitt oppdaget på det tidspunktet og "fluoir" i fluoritt kom fra det latinske ordet "fluere" som betyr "å strømme"; siden dette var nettopp hva fluorspar eller fluoritt gjorde med metaller: det hjalp dem å forlate prøven.

Fremstilling av flussyre

I 1764 lyktes det med Andreas Sigismud Margraff å tilberede hydrofluoric acid, oppvarme fluorite med svovelsyre. Glassretortene ble smeltet ved virkningen av syren, så glasset ble erstattet av metaller.

Det tilskrives også Carl Scheele i 1771, tilberedningen av syren etter samme metode etterfulgt av Margraff. I 1809 foreslo den franske forskeren Andre-Marie Ampere at fluor- eller flussyre var en forbindelse bestående av hydrogen og et nytt element som ligner klor.

Forskere prøvde å isolere fluor ved å bruke flytende fluor i lang tid; men dens farlighet gjorde fremgangen i denne forstand vanskelig.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac og Jacques Thénard hadde alvorlige smerter da de inhalerte hydrogenfluorid (flussyre uten vann og i gassform). Forskerne Paulin Louyet og Jerome Nickles døde av forgiftning under lignende omstendigheter.

Edmond Frémy, en fransk forsker, forsøkte å lage tørr flussyre for å unngå hydrogenfluoridtoksisitet ved å surgjøre kaliumbifluorid (KHF ₂ ), men under elektrolyse var det ingen elektrisk strømledning.

Isolering

I 1860 forsøkte den engelske kjemikeren George Gore å elektrolyse tørr hydrofluorsyre og lyktes i å isolere en liten mengde fluorgass. Imidlertid skjedde en eksplosjon da hydrogen og fluor voldsomt rekombinert. Gore tilskrev eksplosjonen til en oksygenlekkasje.

I 1886 lyktes den franske kjemikeren Henri Moisson å isolere fluor for første gang. Tidligere ble Moissons arbeid avbrutt fire ganger av alvorlig hydrogenfluoridforgiftning mens han forsøkte å isolere elementet.

Moisson var student av Frémy og stolte på eksperimentene sine for å isolere fluor. Moisson brukte en blanding av kaliumfluorid og hydrofluoric acid i elektrolysen. Den resulterende løsningen førte elektrisitet og fluorgass samlet inn ved anoden; det vil si ved den positivt ladede elektroden.

Moisson brukte korrosjonsbestandig utstyr, der elektrodene var laget av en legering av platina og iridium. I elektrolysen brukte han en platinabeholder og avkjølte elektrolyttløsningen til en temperatur på -23 ºF.

Til slutt, 26. juni 1886, lyktes Henri Moissson med å isolere fluor, et arbeid som tillot ham å vinne Nobelprisen i 1906.

Interesse for fluor

Interessen for fluorforskning gikk tapt for en tid. Utviklingen av Manhattan Project for produksjon av atombomben økte imidlertid den igjen.

Det amerikanske selskapet Dupont utviklet mellom årene 1930 og 1940 fluorerte produkter som klorfluorkarboner (Freon-12), brukt som kjølemedier; og polytetrafluoroetylenplast, bedre kjent under navnet Teflon. Dette ga en økning i produksjonen og forbruket av fluor.

I 1986, på en konferanse omtrent et århundre fra isolering av fluor, presenterte den amerikanske kjemikeren Karl O. Christe en kjemisk metode for fremstilling av fluor ved reaksjonen mellom K ₂ MnF ₆ og SbF ₅ .

Fysiske og kjemiske egenskaper

Utseende

Fluor er en blekgul gass. I flytende tilstand er den lysegul. I mellomtiden kan det faste stoffet være ugjennomsiktig (alfa) eller gjennomsiktig (beta).

Atomnummer (Z)

9.

Atomvekt

18.998 u.

Smeltepunkt

-219,67 ° C.

Kokepunkt

-188,11 ° C.

tetthet

Ved romtemperatur: 1,696 g / L.

Ved smeltepunkt (væske): 1,50 g / ml.

Fordampingsvarme

6,51 kJ / mol.

Molær kalorikapasitet

31 J / (mol K).

Damptrykk

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

Termisk ledningsevne

0,0277 W / (m K)

Magnetisk orden

diamagnetic

lukt

Karakteristisk skarp og skarp lukt, påvisbar selv ved 20 ppb.

Oksidasjonsnummer

-1, som tilsvarer fluoranionen, F ^- .

Ioniseringsenergi

-Først: 1.681 kJ / mol

-Andre: 3.374 kJ / mol

-Tredde: 6.147 KJ / mol

elektro

3.98 på Pauling-skalaen.

Det er det kjemiske elementet med de høyeste elektronegativitetene; det vil si at den har en høy affinitet for elektronene til atomene som den binder seg til. På grunn av dette genererer fluoratomer store dipolmomenter i spesifikke regioner av et molekyl.

Elektronegativiteten har også en annen effekt: atomene som er bundet til den mister så stor elektrontetthet at de begynner å få en positiv ladning; dette er et positivt oksidasjonsnummer. Jo flere fluoratomer det er i en forbindelse, det sentrale atomet vil ha et mer positivt oksidasjonsnummer.

For eksempel, i OF- ₂ oksygen har et oksidasjonstall av to (O ²⁺ F ₂ ^- ); i UF ₆ har uran et oksidasjonsnummer på +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^- ); det samme skjer med svovel i SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^- ); og til slutt er det AgF ₂ , der sølv til og med har et oksidasjonsnummer på +2, sjelden for det.

Derfor klarer elementene å delta med de mest positive oksidasjonstallene når de danner forbindelser med fluor.

Oksidasjonsmiddel

Fluor er det kraftigste oksiderende elementet, så ingen substanser er i stand til å oksidere det; og av denne grunn er det ikke fritt i naturen.

reaktivitet

Fluor er i stand til å kombinere med alle andre elementer unntatt helium, neon og argon. Den angriper heller ikke mildt stål eller kobber ved normale temperaturer. Reagerer voldsomt med organiske materialer som gummi, tre og stoff.

Fluor kan reagere med edelgassens xenon for å danne det sterke oksidant xenondifluorid, XeF ₂ . Den reagerer også med hydrogen for å danne et halogenid, hydrogenfluorid, HF. I sin tur løses hydrogenfluorid opp i vann for å produsere den berømte flussyre (som glass).

Syresyren til syresyrene, klassifisert i økende rekkefølge, er:

HF <HCl <HBr <HI

Salpetersyre reagerer med fluor og danner fluornitrat, FNO ₃ . I mellomtiden, for å saltsyre reagerer kraftig med fluor danne HF, OF ₂ og ClF ₃ .

Struktur og elektronisk konfigurasjon

Diatomisk molekyl

Fluormolekyl representert med romlig fyllingsmodell. Kilde: Gabriel Bolívar.

Fluoratom i sin grunntilstand har syv valenselektroner, som er i 2s og 2p orbitalene i henhold til den elektroniske konfigurasjonen:

2s ² 2p ⁵

Valensbindingsteorien (TEV) sier at to fluoratomer, F, er kovalent bundet til hver fullfører sin valensoktett.

Dette skjer raskt fordi det tar bare ett elektron å bli isoelektronisk for neongelgassen; og atomene er veldig små, med en veldig sterk effektiv kjernefysisk ladning som lett krever elektroner fra miljøet.

Molekylet F ₂ (øvre bilde) har en enkelt kovalent binding, FF. Til tross for stabiliteten sammenlignet med frie F-atomer, er det et sterkt reaktivt molekyl; homonukleær, apolar og ivrig etter elektroner. Derfor er fluor, som F ₂ , en veldig giftig og farlig art.

Fordi F ₂ er apolar, avhenger dens interaksjoner av molekylmassen og spredningskreftene i London. På et tidspunkt må den elektroniske skyen rundt begge F-atomer deformeres og gi opphav til en øyeblikkelig dipol som induserer en annen i et nabomolekyl; slik at de tiltrekker hverandre sakte og svakt.

Flytende og fast

F _2- molekylet er veldig lite og diffunderer i rommet relativt raskt. I sin gassfase har den en lysegul farge (som kan forveksles med en kalkgrønn). Når temperaturen synker til -188 ° C, spredningskreftene blir mer effektiv, forårsaker F ₂ molekyler til kombinerer seg nok til å definere en væske.

Flytende fluor (første bilde) ser enda mer gul ut enn den respektive gassen. I den er F _2- molekylene nærmere og interagerer med lys i større grad. Det er interessant at når den forvrengte kubiske fluorkrystallen er dannet ved -220 ° C, blekner fargen og forblir som et gjennomsiktig faststoff.

Nå som F _2- molekylene er så nær hverandre (men uten at deres molekylære rotasjoner stopper), ser det ut til at elektronene deres får en viss stabilitet, og at deres elektroniske hopp derfor er for stort til at lyset til og med kan samhandle med krystallen.

Krystallinske faser

Denne kubikkrystallen tilsvarer ß-fasen (den er ikke en allotrope fordi den forblir den samme F ₂ ). Når temperaturen synker enda lenger, ned til -228 ºC, gjennomgår det faste fluor en faseovergang; den kubiske krystallen blir en monoklinisk, α-fasen:

Krystallstruktur av alfasen av fluor. Kilde: Benjah-bmm27.

I motsetning til β-F ₂ , er α-F ₂ ugjennomsiktig og hard. Kanskje er det fordi F _2- molekylene ikke lenger har så stor frihet til å rotere i sine faste posisjoner i monokliniske krystaller; hvor de i større grad samhandler med lys, men uten å begeistre elektronene deres (som overfladisk forklarer deres uklarhet).

Krystallstrukturen til α-F ₂ var vanskelig å studere ved konvensjonelle røntgen-diffraksjonsmetoder Dette er fordi overgangen fra β til α fase er meget eksoterm.; grunnen til at krystallen praktisk talt eksploderte, samtidig som den interagerte lite med strålingen.

Det tok rundt femti år før tyske forskere (Florian Kraus et al.) Dechiffrerte strukturen til α-F ₂ med større presisjon takket være nøytrondiffraksjonsteknikker.

Hvor å finne og skaffe

Fluor rangerer 24. plass blant de vanligste elementene i universet. Imidlertid er i jordmassen 13 ^vo element, med en konsentrasjon på 950 ppm i jordskorpen, og en konsentrasjon på 1,3 ppm i sjøvann.

Jordsmonn har en fluoridkonsentrasjon mellom 150 og 400 ppm, og i noen jord kan konsentrasjonen nå 1000 ppm. I atmosfærisk luft er den til stede i en konsentrasjon på 0,6 ppb; men opptil 50 ppb er registrert i noen byer.

Fluor oppnås hovedsakelig fra tre mineraler: fluoritt eller fluorospar (CaF ₂ ), fluoroapatitt og kryolit (Na ₃ AlF ₆ ).

Fluorittbehandling

Etter å ha samlet bergartene med mineralfluoritten, blir de utsatt for en primær og sekundær knusing. Med sekundær knusing oppnås veldig små bergfragmenter.

Bergfragmentene blir deretter ført til en kulefabrikk for reduksjon til pulver. Vann og reagenser tilsettes for å danne en pasta, som plasseres i en flytetank. Luft blir injisert under trykk for å danne bobler, og dermed ender fluoritten med å flyte på den vandige overflaten.

Silikatene og karbonatene setter seg ut mens fluoritten samles og føres til tørkeovnene.

Når fluoritten er oppnådd, blir den omsatt med svovelsyre for å produsere hydrogenfluorid:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Elektrolyse av hydrogenfluorid

I produksjonen av fluor følges metoden som ble brukt av Moisson i 1886, med noen modifikasjoner.

En elektrolyse er laget av en blanding av smeltet kaliumfluorid og flussyre, med et molforhold på 1: 2,0 til 1: 2.2. Temperaturen på det smeltede saltet er 70-130 ° C.

Katoden består av en Monel-legering eller stål, og anoden er degrafitkarbon. Fluorproduksjonsprosessen under elektrolyse kan skisseres som følger:

2HF => H ₂ + F ₂

Vann brukes til å avkjøle elektrolysekammeret, men temperaturen må være over smeltepunktet for elektrolytten for å unngå størkning. Hydrogen produsert i elektrolyse blir samlet ved katoden, mens fluor ved anoden.

isotoper

Fluor har 18 isotoper, med ¹⁹ F som den eneste stabile isotop med 100% overflod. Den ¹⁸ F har en halveringstid på 109.77 minutter, og er den radioaktive isotop av fluor med lengre halveringstid - liv. Den ¹⁸ F blir brukt som en kilde av positroner.

Biologisk rolle

Det er ingen kjent metabolsk aktivitet av fluor hos pattedyr eller høyere planter. Noen planter og marine svamper syntetiserer imidlertid monofluoroacetat, en giftig forbindelse, som de bruker som en beskyttelse for å forhindre ødeleggelse av den.

risiko

For høyt forbruk av fluor har blitt assosiert med beinfluorose hos voksne og tannfluorose hos barn, samt med endringer i nyrefunksjonen. Av denne grunn antydet USAs offentlige helsetjeneste (PHS) at konsentrasjonen av fluor i drikkevann ikke skulle være større enn 0,7 mg / L.

I mellomtiden slo Us Enviromental Protection Agency (EPA) fast at konsentrasjonen av fluor i drikkevann ikke skulle være større enn 4 mg / l for å unngå skjelettfluorose, der fluor samler seg i beinene. Dette kan føre til svekkelse av bein og brudd.

Fluorid har vært assosiert med skade på parathyreoideakjertelen, med en reduksjon i kalsium i benstrukturer og høye konsentrasjoner av kalsium i plasma.

Blant endringene som tilskrives overflødig fluor er følgende: tannfluorose, skjelettfluorose og skade på skjoldbruskkjertelen.

Tannfluorose

Dental fluorose forekommer med små striper eller flekker i tannemaljen. Barn under 6 år skal ikke bruke munnskyll som inneholder fluor.

Skjelettfluorose

Ved skjelettfluorose kan smerter og skader på bein, samt ledd, diagnostiseres. Benet kan herde og miste elastisitet, noe som øker risikoen for brudd.

applikasjoner

Tannkrem

Noen uorganiske salter av fluorid brukes som tilsetningsstoff i formuleringen av tannkrem, som har vist seg å bidra til å beskytte tannemaljen. Kilde: Pxhere.

Vi starter med delen om bruken av fluor med den mest kjente: den som tjener som en komponent i mange tannkremer. Dette er ikke den eneste bruken der kontrasten mellom det ekstremt giftige og farlige molekylet F ₂ og anionen F ^- blir satt pris på , noe som avhengig av omgivelsene kan være fordelaktig (selv om det noen ganger ikke er).

Når vi spiser mat, spesielt søtsaker, bryter bakterier det ned ved å øke surheten i spyttet vårt. Så kommer det et punkt hvor pH er sur nok til å nedbryte og demineralisere tannemaljen; hydroksyapatitt brytes ned.

Imidlertid samhandler F ^- ionene i denne prosessen med Ca ^{2+ for} å danne en fluorapatittmatrise; mer stabil og holdbar enn hydroksyapatitt. Eller i det minste er dette den foreslåtte mekanismen for å forklare virkningen av fluoranionen på tenner. Det er sannsynligvis mer sammensatt og å ha en pH-avhengig hydroksyapatitt-fluorapatittbalanse.

Disse F ^- anionene er tilgjengelige i tenner i form av salter; slik som: NaF, SnF ₂ (det berømte tinnfluoridet) og NaPOF. Imidlertid må konsentrasjonen av F ^- være lav (mindre enn 0,2%), da det ellers gir negative effekter på kroppen.

Vannfluoridering

Mye som tannkrem, har fluor salter blitt lagt til drikkevannskilder for å bekjempe hulrom i de som drikker det. Konsentrasjonen bør fortsatt være mye lavere (0,7 ppm). Imidlertid er denne praksisen ofte gjenstand for mistillit og kontrovers, fordi det har blitt tilskrevet mulige kreftfremkallende effekter.

Oksidasjonsmiddel

F _2- gassen oppfører seg som et veldig sterkt oksidasjonsmiddel. Dette får mange forbindelser til å brenne raskere enn når de blir utsatt for oksygen og en varmekilde. Det er grunnen til at den har blitt brukt i blandinger av rakettbrensel, hvor den til og med kan erstatte ozon.

Polymers

I mange bruksområder skyldes fluorens bidrag ikke F ₂ eller F ^- , men direkte til deres elektronegative atomer som en del av en organisk forbindelse. I hovedsak snakker vi om en CF-kobling.

Avhengig av strukturen er polymerer eller fibre med CF-bindinger vanligvis hydrofobe, slik at de ikke blir våte eller motstår angrepet av flussyre; Eller enda bedre, de kan være utmerkede elektriske isolatorer og nyttige materialer som gjenstander som rør og pakninger er laget av. Teflon og naphion er eksempler på disse fluorerte polymerene.

farmasøyter

Fluorens reaktivitet gjør bruken til syntese av flere uorganiske eller organiske fluorforbindelser tvilsom. I organiske stoffer, spesielt de med farmakologiske effekter, øker (positivt eller negativt) virkningen deres biologiske mål ved å erstatte et av deres heteroatomer med F-atomer.

Det er derfor i legemiddelindustrien modifiseringen av noen legemidler alltid er på bordet ved å tilsette fluoratomer.

Svært likt skjer med ugressmidler og soppdrepende midler. Fluoridet i dem kan øke deres virkning og effektivitet på insekt- og sopp skadedyr.

Glassgravering

På grunn av dens aggressivitet overfor glass og keramikk, har fluoridsyre blitt brukt til å gravere tynne og delikate biter av disse materialene; vanligvis beregnet på produksjon av mikrokomponenter til datamaskiner, eller til elektriske pærer.

Uranberikelse

En av de mest relevante bruksområdene av elementært fluor er å bidra til å berike uran som ²³⁵ U. For dette blir uranmineraler oppløst i flussyre og produserer UF ₄ . Dette uorganisk fluorid reagerer deretter med F ₂ , og dermed transformerer til UF ₆ ( ²³⁵ UF ₆ og ²³⁸ UF ₆ ).

Deretter, og ved hjelp av en gassentrifugering, blir ²³⁵ UF ₆ separert fra ²³⁸ UF ₆ for senere å bli oksidert og lagret som kjernebrensel.

referanser

1. Shiver & Atkins. (2008). Uorganisk kjemi. (Fjerde utgave). Mc Graw Hill.
2. Krämer Katrina. (2019). Frosset fluorstruktur revurdert etter 50 år. Royal Society of Chemistry. Gjenopprettet fra: chemistryworld.com
3. Wikipedia. (2019). Fluor. Gjenopprettet fra: en.wikipedia.org
4. Nasjonalt senter for informasjon om bioteknologi. (2019). Fluor. PubChem-databasen. CID = 24524. Gjenopprettet fra: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta om fluorelement. Chemicool. Gjenopprettet fra: chemicool.com
6. Batul Nafisa Baxamusa. (21. februar 2018). Den overraskende vanlige bruken av det svært reaktive fluoren. Gjenopprettet fra: sciencestruck.com
7. Paola Opazo Sáez. (04. februar 2019). Fluor i tannkrem: er det bra eller dårlig for helsen din? Gjenopprettet fra: nacionfarma.com
8. Karl Christe & Stefan Schneider. (8. mai 2019). Fluor: kjemisk element. Encyclopædia Britannica. Gjenopprettet fra: britannica.com
9. Lenntech BV (2019). Periodisk tabell: oksygen. Gjenopprettet fra: lenntech.com
10. Gagnon Steve. (SF). Elementet fluor. Jefferson Lab. Gjenopprettet fra: education.jlab.org
11. The American Cancer Society medisinsk og redaksjonelt innholdsteam. (2015, 28. juli). Vannfluoridering og kreftrisiko. Gjenopprettet fra: cancer.org