FLUOR: GESCHIEDENIS, EIGENSCHAPPEN, STRUCTUUR, VERKRIJGEN, RISICO'S, GEBRUIK - CHEMIE - 2025

De fluor is een chemisch element met symbool F en 17 leidt de groep, waartoe de halogenen behoren. Het onderscheidt zich boven de andere elementen van het periodiek systeem, omdat het het meest reactief en elektronegatief is; Het reageert met bijna alle atomen, waardoor het een oneindig aantal zouten en organofluorverbindingen vormt.

Onder normale omstandigheden is het een bleekgeel gas, dat kan worden verward met geelachtig groen. In vloeibare toestand, zoals weergegeven in de onderstaande afbeelding, intensiveert de gele kleur nog iets meer, die volledig verdwijnt wanneer deze stolt bij het vriespunt.

Vloeibare fluor in een reageerbuis. Bron: Fulvio314

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. Door zijn reactiviteit is het ook een potentieel gevaarlijke stof; het 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 bij 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.

Geschiedenis

Gebruik van fluoriet

In 1530 ontdekte de Duitse mineraloog Georgius Agricola dat het mineraal vloeispaat kon worden gebruikt bij de zuivering van metalen. Fluorspar is een andere naam voor fluoriet, een fluormineraal dat bestond uit calciumfluoride (CaF ₂ ).

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.

Bereiding van fluorwaterstofzuur

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 inademen 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 (KHF ₂ ) aan te zuren , maar tijdens elektrolyse was er geen geleiding van elektrische stroom.

Isolatie

In 1860 probeerde de Engelse chemicus George Gore droog fluorwaterstofzuur te elektrolyse 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 tijdens een poging om 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 geleidde 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, op 26 juni 1886, slaagde Henri Moissson er in om fluor te isoleren, waardoor hij in 1906 de Nobelprijs won.

Interesse in fluoride

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 fluor.

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 K ₂ MnF ₆ en SbF ₅ .

Fysische en chemische eigenschappen

Verschijning

Fluor is een bleekgeel gas. In vloeibare toestand is het heldergeel. Ondertussen kan de vaste stof ondoorzichtig (alfa) of transparant (bèta) zijn.

Atoomnummer (Z)

9.

Atoomgewicht

18.998 u.

Smeltpunt

-219,67 ° C.

Kookpunt

-188,11 ° C.

Dichtheid

Bij kamertemperatuur: 1,696 g / L.

Op smeltpunt (vloeistof): 1,505 g / ml.

Warmte van verdamping

6,51 kJ / mol.

Molaire calorische capaciteit

31 J / (mol K).

Dampdruk

Bij een temperatuur van 58 K heeft het een dampspanning van 986,92 atm.

Warmtegeleiding

0,0277 W / (m · K)

Magnetische volgorde

Diamagnetisch

Geur

Kenmerkende penetrante geur, zelfs bij 20 ppb waarneembaar.

Oxidatienummers

-1, wat overeenkomt met het fluoride-anion, F ^- .

Ionisatieenergie

-Eerste: 1.681 kJ / mol

-Tweede: 3.374 kJ / mol

-Derde: 6.147 KJ / mol

Elektronegativiteit

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.

In OF _{2 heeft} zuurstof bijvoorbeeld een oxidatiegetal van +2 (O ²⁺ F ₂ ^- ); in UF ₆ heeft uranium een ​​oxidatiegetal van +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^- ); hetzelfde gebeurt met zwavel in SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^- ); en tenslotte is er AgF ₂ , waar zilver zelfs een oxidatiegetal heeft van +2, wat zeldzaam is.

Daarom slagen de elementen erin om met hun meest positieve oxidatiegetallen deel te nemen wanneer ze verbindingen vormen met fluor.

Oxidatiemiddel

Fluor is het krachtigste oxiderende element, dus geen enkele stof kan het oxideren; en om deze reden is het niet gratis van aard.

Reactiviteit

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 _{2, te vormen} . Het reageert ook met waterstof om een ​​halogenide, waterstoffluoride, HF te vormen. Waterstoffluoride lost op zijn beurt 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 _{3, te vormen} . Ondertussen reageert zoutzuur heftig met fluor om HF, OF ₂ en ClF _{3 te vormen} .

Structuur en elektronische configuratie

Diatomisch molecuul

Fluormolecuul weergegeven met ruimtelijk vulmodel. Bron: Gabriel Bolívar.

Het fluoratoom in zijn grondtoestand heeft zeven valentie-elektronen, die zich in de 2s en 2p orbitalen bevinden volgens de elektronische configuratie:

2s ² 2p ⁵

De valentiebindingstheorie (TEV) 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 F ₂ (bovenste afbeelding) heeft een enkele covalente binding, FF. Ondanks zijn stabiliteit in vergelijking met vrije F-atomen, is het een zeer reactief molecuul; homonucleair, apolair en gretig voor elektronen. Daarom is fluor, net als F ₂ , een zeer giftige en gevaarlijke soort.

Omdat F ₂ apolair is, zijn de interacties ervan afhankelijk van de molecuulmassa en de Londense verstrooiingskrachten. Op een gegeven moment moet de elektronische wolk rond beide F-atomen vervormen en aanleiding geven tot een onmiddellijke dipool die een andere induceert in een naburig molecuul; zodat ze elkaar langzaam en zwak aantrekken.

Vloeibaar en vast

Het F ₂ -molecuul is erg klein en diffundeert relatief snel in de ruimte. In zijn gasfase vertoont het een bleekgele kleur (die kan worden verward met limoengroen). Wanneer de temperatuur daalt tot -188 ° C, worden de dispersiekrachten effectiever, waardoor de F ₂ -moleculen voldoende samenvloeien om een ​​vloeistof te definiëren.

Vloeibare fluor (eerste afbeelding) ziet er nog geler uit dan zijn respectievelijke gas. Daarin zijn de F _2- moleculen dichterbij en interageren ze in grotere mate 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 de F _2- moleculen zo dicht bij elkaar zijn (maar zonder dat hun moleculaire rotaties stoppen), lijkt het erop dat hun elektronen een zekere stabiliteit krijgen en daarom is hun elektronische sprong te groot om licht zelfs maar te laten interageren met het kristal.

Kristallijne fasen

Dit kubieke kristal komt overeen met de β-fase (het is geen allotroop omdat het dezelfde F _{2 blijft} ). Als de temperatuur nog verder daalt, tot -228 ºC, ondergaat het vaste fluor een faseovergang; het kubische kristal wordt een monoklien, de α-fase:

Kristalstructuur van de alfafase van fluor. Bron: Benjah-bmm27.

In tegenstelling tot β-F ₂ is α-F ₂ ondoorzichtig en hard. Misschien komt dat doordat de F _2- moleculen niet meer zo veel vrijheid hebben om te roteren op hun vaste posities in monokliene kristallen; waar ze meer interactie hebben met licht, maar zonder hun elektronen te exciteren (wat oppervlakkig hun ondoorzichtigheid zou verklaren).

De kristalstructuur van α-F ₂ was moeilijk te bestuderen met conventionele röntgendiffractiemethoden, omdat de overgang van de β- naar de α-fase sterk exotherm is; reden waarom het kristal praktisch explodeerde, terwijl het tegelijkertijd weinig interactie had met de straling.

Het duurde ongeveer vijftig jaar voordat Duitse wetenschappers (Florian Kraus et al.) De structuur van α-F ₂ met grotere precisie volledig konden ontcijferen dankzij neutronendiffractietechnieken.

Waar te vinden en te verkrijgen

Fluor staat op de 24e plaats van de meest voorkomende elementen in het heelal. In de aardmassa zit echter 13 ^vo element, met een concentratie van 950 ppm in de korst en een concentratie van 1,3 ppm in het zeewater.

Bodems hebben een fluorideconcentratie tussen 150 en 400 ppm, en in sommige bodems kan de concentratie 1000 ppm bereiken. In atmosferische lucht is het aanwezig in een concentratie van 0,6 ppb; maar in sommige steden is tot 50 ppb geregistreerd.

Fluor wordt voornamelijk gewonnen uit drie mineralen: fluoriet of fluorspar (CaF ₂ ), fluorapatiet en cryoliet (Na ₃ AlF ₆ ).

Fluorietverwerking

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.

De silicaten en carbonaten bezinken terwijl het fluoriet wordt opgevangen en naar de droogovens wordt gebracht.

Zodra het fluoriet is verkregen, reageert het met zwavelzuur om waterstoffluoride te produceren:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Elektrolyse van waterstoffluoride

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 ° C.

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 => H ₂ + F ₂

Water wordt gebruikt om de elektrolysekamer te koelen, maar de temperatuur moet boven het smeltpunt van de elektrolyt zijn om stolling te voorkomen. Waterstof geproduceerd bij elektrolyse wordt opgevangen bij de kathode, terwijl fluor bij de anode.

Isotopen

Fluor heeft 18 isotopen, waarbij ¹⁹ F de enige stabiele isotoop is met 100% overvloed. De ¹⁸ F heeft een halfwaardetijd van 109,77 minuten en is de radioactieve isotoop van fluor met de langere halfwaardetijd. De ¹⁸ F wordt gebruikt als een bron van positronen.

Biologische rol

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.

Risico's

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 concentratie van fluoride 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 botverzwakking 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 een teveel aan fluoride, zijn de volgende: fluorose van de tanden, fluorose van het skelet en schade aan de bijschildklier.

Tandfluorose

Tandfluorose treedt op met kleine strepen of vlekjes in het tandglazuur. Kinderen jonger dan 6 jaar mogen geen mondwater gebruiken dat fluoride bevat.

Skeletale fluorose

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.

Toepassingen

Tandpasta

Sommige anorganische zouten van fluoride worden gebruikt als additief bij de formulering van tandpasta's, waarvan is aangetoond dat ze het tandglazuur helpen beschermen. Bron: Pxhere.

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 zeer giftige en gevaarlijke molecuul F ₂ en het anion F ^- kan worden gewaardeerd , wat afhankelijk van de 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.

In dit proces interageren de F ^- ionen echter met de Ca ²⁺ om een ​​fluorapatietmatrix te vormen; stabieler en duurzamer dan hydroxyapatiet. Dit is tenminste het voorgestelde mechanisme om de werking van het fluoride-anion op tanden te verklaren. Het is waarschijnlijk complexer en heeft een pH-afhankelijke hydroxyapatiet-fluorapatiet-balans.

Deze F ^- anionen zijn in gebitselementen verkrijgbaar in de vorm van zouten; zoals: NaF, SnF ₂ (het beroemde tinfluoride) en NaPOF. De concentratie van F ^- moet echter laag zijn (minder dan 0,2%), omdat het anders negatieve effecten op het lichaam heeft.

Waterfluoridering

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.

Oxidatiemiddel

Het F _2- gas 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.

Polymeren

Bij veel toepassingen zijn de bijdragen van fluor niet te wijten aan F ₂ of F ^- , maar rechtstreeks aan hun elektronegatieve atomen als onderdeel van een organische verbinding. In wezen hebben we het over een CF-link.

Afhankelijk van de structuur zijn polymeren of vezels met CF-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.

Apothekers

De reactiviteit van fluor maakt het gebruik ervan voor de synthese van meerdere anorganische of organische fluorverbindingen 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 altijd op tafel door fluoratomen toe te voegen.

Zeer vergelijkbaar gebeurt met herbiciden en fungiciden. De fluoride erin kan hun werking en effectiviteit op insecten- en schimmelplagen verhogen.

Glas graveren

Fluorwaterstofzuur, vanwege zijn agressiviteit ten opzichte van glas en keramiek, is gebruikt om dunne en delicate stukken van deze materialen te graveren; meestal bestemd voor de fabricage van microcomponenten van computers of voor elektrische gloeilampen.

Uraniumverrijking

Een van de meest relevante toepassingen van elementair fluor is om uranium te helpen verrijken tot ²³⁵ U. Hiervoor worden uraniummineralen opgelost in fluorwaterstofzuur, waarbij UF ₄ wordt geproduceerd . Dit anorganische fluoride reageert vervolgens met F ₂ en wordt zo omgezet in UF ₆ ( ²³⁵ UF ₆ en ²³⁸ UF ₆ ).

Vervolgens, en door middel van een gascentrifugatie, wordt de ²³⁵ UF ₆ gescheiden van de ²³⁸ UF ₆ om later te worden geoxideerd en opgeslagen als nucleaire brandstof.

Referenties

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganische scheikunde . (Vierde druk). Mc Graw Hill.
2. Krämer Katrina. (2019). De structuur van bevroren fluor werd na 50 jaar opnieuw bezocht. De Royal Society of Chemistry. Hersteld van: chemistryworld.com
3. Wikipedia. (2019). Fluor. Hersteld van: en.wikipedia.org
4. Nationaal centrum voor informatie over biotechnologie. (2019). Fluor. PubChem-database. CID = 24524. Hersteld van: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Dr. Doug Stewart. (2019). Fluor Element Feiten. Chemicool. Hersteld van: chemicool.com
6. Batul Nafisa Baxamusa. (21 februari 2018). De verrassend veel voorkomende toepassingen van het zeer reactieve fluor. Hersteld van: sciencestruck.com
7. Paola Opazo Sáez. (04 februari 2019). Fluoride in tandpasta: is het goed of slecht voor uw gezondheid? Hersteld van: nacionfarma.com
8. Karl Christe en Stefan Schneider. (8 mei 2019). Fluor: chemisch element. Encyclopædia Britannica. Hersteld van: britannica.com
9. Lenntech BV (2019). Periodiek systeem: zuurstof. Hersteld van: lenntech.com
10. Gagnon Steve. (sf). Het element fluor. Jefferson Lab. Hersteld van: education.jlab.org
11. Het medische en redactionele inhoudsteam van de American Cancer Society. (2015, 28 juli). Waterfluoridering en kankerrisico. Hersteld van: cancer.org