FLUOR: POVIJEST, SVOJSTVA, STRUKTURA, DOBIVANJE, RIZICI, UPORABE - KEMIJA - 2025

Fluor je kemijski element sa simbolom F 17 i vodi u grupi, u kojoj pripadaju halogene. Razlikuje se iznad ostalih elemenata periodične tablice po tome što je najaktivniji i elektronegativan; Reagira s gotovo svim atomima, pa tvori beskonačan broj soli i organofluoriniranih spojeva.

U normalnim uvjetima to je blijedožuti plin, koji se može pobrkati sa žućkasto zelenim. U tekućem stanju, prikazanom na donjoj slici, njegova žuta boja se intenzivira malo više, a ono potpuno nestaje kad se stvrdne na mjestu smrzavanja.

Tekući fluor u epruveti. Izvor: Fulvio314

Takva je njegova reaktivnost, unatoč hlapljivoj prirodi plina, da ostaje zarobljen u zemljinoj kori; posebno u obliku mineralnog fluorita, poznatog po svojim ljubičastim kristalima. Također, njegova reaktivnost čini ga potencijalno opasnom tvari; ona burno reagira na sve što dodirne i izgori u plamenu.

Međutim, mnogi nusproizvodi mogu biti bezopasni i čak korisni, ovisno o njihovoj primjeni. Na primjer, najpopularnija upotreba fluorida, dodanog u njegovom ionskom ili mineralnom obliku (poput fluoridnih soli), je priprema fluoridnih pasta za zube koje pomažu u zaštiti cakline zuba.

Fluor ima osobinu da može stabilizirati velike brojeve ili oksidacijska stanja za mnoge druge elemente. Što je veći broj atoma fluora, spoj je više reaktivan (osim ako nije polimer). Isto će se povećati i njegovi učinci s molekularnim matricama; u dobru i zlu.

Povijest

Primjena fluorita

Godine 1530. njemački mineralog Georgius Agricola otkrio je da se mineralni fluorspar može upotrijebiti u pročišćavanju metala. Fluorspar je drugo ime fluorita, minerala fluora koji se sastojao od kalcijevog fluorida (CaF ₂).

Element fluor do tada nije otkriven, a "fluor" u fluoritu potječe od latinske riječi "fluere" što znači "teći"; budući da je to upravo ono što je fluorpar ili fluorit činio s metalima: pomoglo im je da napuste uzorak.

Priprema fluorovodične kiseline

Andreas Sigismud Margraff uspio je 1764. pripremiti fluorovodičnu kiselinu, zagrijavajući fluorit sumpornom kiselinom. Reakcije stakla su se rastopile djelovanjem kiseline, pa su staklo zamijenili metalima.

1771. godine pripisuje se Carlu Scheeleu, pripremi kiseline istom metodom koju je slijedio Margraff. 1809. francuski znanstvenik Andre-Marie Ampere predložio je da fluorna ili fluorovodična kiselina predstavlja spoj vodika i novi element sličan kloru.

Znanstvenici su pokušali izolirati fluorid dugotrajnim korištenjem fluorovodične kiseline; ali njegova je opasnost napredovala u tom smislu teškim.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac i Jacques Thénard imali su jake bolove kad su udisali fluorovodik (fluorovodična kiselina bez vode i plinovitog oblika). Znanstvenici Paulin Louyet i Jerome Nickles umrli su od trovanja pod sličnim okolnostima.

Edmond Frémy, francuski istraživač, pokušao je stvoriti suhu fluorovodičnu kiselinu kako bi se izbjegla toksičnost fluorovodika zakiseljavanjem kalij bifluorida (KHF ₂), ali tijekom elektrolize nije bilo provođenja električne struje.

Izolacija

1860. engleski je kemičar George Gore pokušao elektrolizirati suhu fluorovodičnu kiselinu i uspio izolirati malu količinu plina fluora. Međutim, dogodila se eksplozija jer je vodik i fluor nasilno rekombinirao. Gore je eksploziju pripisao curenju kisika.

Francuski kemičar Henri Moisson uspio je 1886. prvi put izolirati fluor. Prije toga, Moissonov rad prekidao je četiri puta teškim trovanjem vodikovim fluoridom dok je pokušavao izolirati element.

Moisson je bio Frémyjev student i oslanjao se na svoje eksperimente za izoliranje fluora. Moisson je upotrijebio mješavinu kalijevog fluorida i fluorovodične kiseline u elektrolizi. Rezultirajuća otopina vodila je struju i plin fluor prikupljen na anodi; to jest na pozitivno nabijenoj elektrodi.

Moisson je koristio opremu otpornu na koroziju, u kojoj su elektrode izrađene od legure platine i iridija. Za elektrolizu je koristio platinasti spremnik i hladio otopinu elektrolita do temperature od -23 ° F (-31 ° C).

Napokon, 26. lipnja 1886. Henri Moissson uspio je izolirati fluor, djelo koje mu je omogućilo da 1906. osvoji Nobelovu nagradu.

Interes za fluorid

Interes za istraživanje fluorida jedno je vrijeme bio izgubljen. Međutim, razvoj Manhattanskog projekta za proizvodnju atomske bombe ponovno ju je ojačao.

Američka tvrtka Dupont razvila je između 1930. i 1940. fluorirane proizvode poput klorofluoroogljikovodika (Freon-12), koji se koriste kao rashladna sredstva; i politetrafluoroetilena plastika, poznatija po imenu Teflon. To je povećalo proizvodnju i potrošnju fluora.

1986. na konferenciji za označavanje stoljeća izolaciju fluora, američki kemičar Karl O. Christe prikazana kemijski postupak za dobivanje fluor, reakcijom između K ₂ MnF ₆ i SBF ₅.

Fizička i kemijska svojstva

Izgled

Fluor je blijedožuti plin. U tekućem je stanju svijetložuta. U međuvremenu, kruta tvar može biti neprozirna (alfa) ili prozirna (beta).

Atomski broj (Z)

9.

Atomska težina

18.998 u.

Talište

-219,67 ° C.

Vrelište

-188,11 ° C.

Gustoća

Na sobnoj temperaturi: 1.696 g / L.

Točka topljenja (tekućina): 1,505 g / ml.

Toplina isparavanja

6,51 kJ / mol.

Molarni kalorijski kapacitet

31 J / (mol K).

Tlak pare

Pri temperaturi od 58 K ima tlak pare 986,92 atm.

Toplinska vodljivost

0,0277 W / (m K)

Magnetski red

dijamagnetski

Miris

Karakterističnog oštrog i oštrog mirisa, prepoznatljiv čak i na 20 ppb.

Oksidacijski brojevi

-1, što odgovara anionu fluorida, F ^-.

Energija ionizacije

-Prvo: 1.681 kJ / mol

-Sekunda: 3,374 kJ / mol

-Treće: 6.147 KJ / mol

Elektronegativnost

3,98 na Paulingovoj skali.

To je kemijski element s najvećom elektronegativnošću; to jest, ima visoki afinitet za elektrone atoma s kojima se veže. Zbog toga atomi fluora stvaraju velike dipolne momente u specifičnim područjima molekule.

Njegova elektronegativnost ima i drugi učinak: atomi vezani za njega gube toliko gustoće elektrona da počinju dobivati ​​pozitivan naboj; ovo je pozitivan oksidacijski broj. Što više atoma fluora ima u spoju, središnji atom će imati pozitivniji oksidacijski broj.

Na primjer, O ₂ kisik ima oksidacijski broj +2 (O ²⁺ F ₂ ^-); u UF ₆, uran je oksidacijski broj +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^-); isto se događa s sumporom u SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^-); i konačno, tu je AgF ₂, gdje srebro ima čak i oksidacijski broj +2, koji je rijetkost za njega.

Stoga elementi uspijevaju sudjelovati sa svojim najpozitivnijim brojevima oksidacije kada tvore spojeve s fluorom.

Oksidirajuće sredstvo

Fluor je najmoćniji oksidirajući element, tako da nijedna tvar nije sposobna da ga oksidira; i zbog toga nije po prirodi slobodna.

Reaktivnost

Fluor se može kombinirati sa svim ostalim elementima osim helija, neona i argona. Također ne napada blagi čelik ili bakar na normalnim temperaturama. Burno reagira s organskim materijalima poput gume, drveta i tkanine.

Fluor može reagirati s plemenitom xenon plinski da se formira jak oksidant ksenon difluoridom, XEF ₂. Također reagira s vodikom da formira halogenid, fluorovodik, HF. Zauzvrat, fluor vodik se otapa u vodi da bi se stvorila čuvena fluorovodična kiselina (kao staklo).

Kiselost kiselih kiselina, klasificirana u rastućem redoslijedu je:

HF <HCl <HBr <HI

Dušična kiselina reagira s fluorom, čime nastaje fluor-nitrat, FNO ₃. U međuvremenu, klorovodična kiselina reagira s fluorom snažno kako bi se dobilo HF, od ₂ i CLF ₃.

Struktura i elektronička konfiguracija

Dijatomska molekula

Molekula fluora predstavljena je modelom prostornog punjenja. Izvor: Gabriel Bolívar.

Atom fluora u svom prizemnom stanju ima sedam valentnih elektrona koji su u 2s i 2p orbitali prema elektroničkoj konfiguraciji:

2s ² 2p ⁵

Teorija valentne veze (TEV) kaže da su dva atoma fluora, F, kovalentno vezana za svaki kompletan svoj oktet valencije.

To se događa brzo, jer je potrebno samo jedan elektron da postane izoelektronski u plemenitom neonskom plinu; a njegovi su atomi vrlo mali, s vrlo jakim učinkovitim nuklearnim nabojem koji lako traži elektrone iz okoline.

Molekula F ₂ (gornja slika), ima jednostruku kovalentnu vezu, FF. Unatoč svojoj stabilnosti u usporedbi sa slobodnim F atomima, ona je visoko reaktivna molekula; homonuklearni, apolarni i željni elektrona. Zato je fluor, poput F ₂, vrlo otrovna i opasna vrsta.

Zbog F ₂ je nepolarna, njegove interakcije ovisi o molekularnoj masi i London rasipanja snaga. U nekom se trenutku elektronski oblak oko oba F atoma mora deformirati i stvoriti trenutni dipol koji inducira drugu u susjednoj molekuli; tako da se polako i slabo privlače jedno drugo.

Tekuća i čvrsta

F ₂ molekula je vrlo mala i širi u prostoru relativno brzo. U svojoj plinovitoj fazi pokazuje blijedo žutu boju (koja se može pobrkati s vapnenozelenom). Kada temperatura padne na -188 ° C, disperzije sile biti učinkovitija, uzrokujući F ₂ molekula u srasti dovoljno definirati tekućinu.

Tekući fluor (prva slika) izgleda još žuto više od dotičnog plina. U njemu će F ₂ molekule su bliže i komunicirati sa svijetlo do stupnja većeg. Zanimljivo je da jednom kada se formira iskrivljeni kubni kristal fluora na -220 ° C, boja izblijedi i ostane kao prozirna kruta tvar.

Sad će F ₂ molekule su tako blizu jedan drugome (ali bez njihove molekularne rotacije zaustavljanje), čini se da su njihovi elektroni dobiti neke stabilnost, a time i njihov elektronički skok je prevelika za svjetlo čak i interakciju s kristalom.

Kristalne faze

Ovaj kubni kristal odgovara β fazi (nije alotrop jer ostaje isti F ₂). Kad temperatura padne još više, do -228 ° C, kruti fluor prolazi fazni prijelaz; kubni kristal postaje monoklinski, α faza:

Kristalna struktura alfa faze fluora. Izvor: Benjah-bmm27.

Za razliku od beta-F ₂, α-F ₂ neprozirna i teško. Možda je to zato što su F ₂ molekule više neće imati toliko slobode rotiranja u njihovim fiksnim pozicijama u monoklinski kristali; gdje oni u većoj mjeri komuniciraju sa svjetlošću, ali bez uzbuđenja svojih elektrona (što bi površno objasnilo njihovu neprozirnost).

Kristalna struktura a-F ₂ je teško za proučavanje uobičajenim postupcima difrakcije rendgenskih To je zbog toga prijelaz iz P do faze alfa vrlo egzotermna. razlog zašto je kristal praktički eksplodirao, istodobno da je malo utjecao na zračenje.

Bilo je oko pedeset godina prije nego njemački znanstvenici (Florian Kraus i dr.) Potpuno dešifrirao strukturu alfa-F ₂ sa većom preciznošću zahvaljujući tehnikama neutronskom difrakcijom.

Gdje pronaći i nabaviti

Fluor je na 24. mjestu među najčešćim elementima u Svemiru. Međutim, u zemljinoj masi je 13 ^vo elemenata, s koncentracijom u kore 950 ppm, a u morskoj vodi koncentracijom od 1,3 ppm.

Tla imaju koncentraciju fluora između 150 i 400 ppm, a na nekim tlima koncentracija može doseći i 1000 ppm. U atmosferskom zraku on je prisutan u koncentraciji od 0,6 ppb; ali u nekim gradovima zabilježeno je i do 50 ppb.

Fluor se dobiva uglavnom iz tri minerala: fluorita ili fluorospara (CaF ₂), fluoroapatita i kriolita (Na ₃ AlF ₆).

Obrada fluorita

Nakon sakupljanja stijena mineralnim fluoritom, oni se podvrgavaju primarnom i sekundarnom drobljenju. Sekundarnim drobljenjem dobivaju se vrlo mali fragmenti stijena.

Fragmenti stijene su zatim odvedeni u mlin za kuglice radi redukcije u prah. Voda i reagensi dodaju se u obliku paste, koja se nalazi u flotacijskom spremniku. Zrak se ubrizgava pod pritiskom, čime se stvaraju mjehurići, pa fluorit završava plutajući na vodenoj površini.

Silikati i karbonati se talože dok se fluorit skuplja i odvodi u peći za sušenje.

Jednom kada se dobije fluorit, on reagira sa sumpornom kiselinom da bi se dobio fluorid:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Elektroliza fluorovodika

U proizvodnji fluora slijedi metoda koju je Moisson koristio 1886., s nekim izmjenama.

Elektroliza je napravljena od smjese rastopljenog kalijevog fluorida i fluorovodične kiseline, s molarnim omjerom od 1: 2,0 do 1: 2,2. Temperatura rastopljene soli je 70-130 ° C.

Katoda se sastoji od Monelove legure ili čelika, a anoda je degrafitni ugljik. Postupak proizvodnje fluora tijekom elektrolize može se naznačiti na sljedeći način:

2HF => H ₂ + F ₂

Za hlađenje komore za elektrolizu koristi se voda, ali temperatura mora biti iznad tališta elektrolita kako bi se izbjeglo skrućivanje. Vodik nastao elektrolizom prikuplja se na katodi, dok fluor na anodi.

izotopi

Fluor ima 18 izotopa, pri čemu je ¹⁹ F jedini stabilni izotop sa 100% obiljem. Vrijeme poluživota od ¹⁸ F je 109,77 minuta i radioaktivni je izotop fluora s duljim poluživotom. ¹⁸ F se koristi kao izvor pozitrona.

Biološka uloga

Nije poznato metaboličko djelovanje fluora u sisavaca ili viših biljaka. Međutim, neke biljke i morske spužve sintetiziraju monofluoroacetat, otrovni spoj, koji koriste kao zaštitu da spriječe njegovo uništavanje.

rizici

Prekomjerna konzumacija fluorida povezana je s fluorozom kostiju kod odraslih i fluorozom zuba kod djece, kao i s promjenama u radu bubrega. Iz tog razloga, Državna zdravstvena služba Sjedinjenih Država (PHS) predložila je da koncentracija fluorida u pitkoj vodi ne smije biti veća od 0,7 mg / L.

U međuvremenu, Agencija za zaštitu okoliša Us (EPA) utvrdila je da koncentracija fluorida u pitkoj vodi ne smije biti veća od 4 mg / L, kako bi se izbjegla skeletna fluoroza, u kojoj se fluor akumulira u kostima. To može dovesti do slabljenja kostiju i lomova.

Fluor je povezan s oštećenjem paratireoidne žlijezde, sa smanjenjem kalcija u koštanim strukturama i visokim koncentracijama kalcija u plazmi.

Među izmjenama koje se pripisuju prekomjernom fluoru su sljedeće: zubna fluoroza, skeletna fluoroza i oštećenje paratireoidne žlijezde.

Zubna fluoroza

Zubna fluoroza javlja se s malim prugama ili mrljicama u zubnoj caklini. Djeca mlađa od 6 godina ne smiju koristiti sredstva za ispiranje usta koja sadrže fluor.

Skeletna fluoroza

Kod skeletne fluoroze može se dijagnosticirati bol i oštećenje kostiju, kao i zglobova. Kost se može otvrdnuti i izgubiti elastičnost, povećavajući rizik od prijeloma.

Prijave

Pasta za zube

Neke anorganske soli fluorida koriste se kao aditiv u formulaciji pasta za zube, za koje se pokazalo da pomažu u zaštiti cakline zuba. Izvor: Pxhere.

Započinjemo s odjeljkom o upotrebi fluora s onim najpoznatijim: onim koji služe kao sastavni dio mnogih pasta za zube. To nije samo na mjestima gdje je kontrast između njegove iznimno otrovnih i opasnih molekula F ₂ i aniona F ^- cijenjena, koja ovisno o okolišu može biti koristan (iako ponekad ne).

Kad jedemo hranu, posebno slatkiše, bakterije je razgrađuju povećavajući kiselost naše sline. Tada dolazi do točke u kojoj je pH dovoljno kiseo da razgradi i demineralizira zubnu caklinu; hidroksiapatit se razgrađuje.

Međutim, u tom procesu F ^- iona u interakciji s Ca ²⁺, čime se dobije fluorapatit matrice; stabilniji i izdržljiviji od hidroksiapatita. Ili barem, ovo je predloženi mehanizam za objašnjenje djelovanja aniona fluorida na zube. Vjerojatno će biti složenije i imati pH-ovisan hidroksiapatit-fluorapatitni balans.

Ti F ^- anioni su dostupni na zubnim zubima u obliku soli; kao što su: NaF, SnF ₂ (poznati fluorid vode) i NaPOF. Međutim, koncentracija F ^- mora biti niska (manja od 0,2%), jer u protivnom može izazvati negativne učinke na tijelo.

Fluoriranje vode

Kao i pasta za zube, fluoridne soli dodane su izvorima pitke vode za borbu protiv karijesa kod osoba koje ga piju. Koncentracija bi i dalje trebala biti znatno niža (0,7 ppm). Međutim, ova je praksa često predmet nepovjerenja i kontroverze, jer joj se pripisuju mogući kancerogeni učinci.

Oksidirajuće sredstvo

F ₂ plin se ponaša kao jako snažnim oksidirajućim sredstvom. Zbog toga se mnogi spojevi sagorijevaju brže nego kad su izloženi kisiku i izvoru topline. Zbog toga se koristio u raketnim mješavinama goriva, u kojima čak može zamijeniti ozon.

polimeri

U mnogim primjenama, doprinosi fluorom nisu zbog F ₂ ili F ^-, nego izravno kao dio organskog spoja njihove elektronegativne atoma. U biti, govorimo o CF vezi.

Ovisno o strukturi, polimeri ili vlakna s CF vezama obično su hidrofobna, tako da se ne vlaže ili ne odolijevaju napadu fluorovodične kiseline; Ili još bolje, mogu biti izvrsni električni izolatori i korisni materijali od kojih se izrađuju predmeti poput cijevi i brtvila. Teflon i nafion su primjeri ovih fluoriranih polimera.

ljekarnici

Reaktivnost fluora čini njegovu upotrebu za sintezu više anorganskih ili organskih spojeva fluora. U organskim organima, posebno onima s farmakološkim učincima, zamjena jednog njihovog heteroatoma F atomima povećava (pozitivno ili negativno) djelovanje na njihovu biološku metu.

Zbog toga je u farmaceutskoj industriji modifikacija nekih lijekova uvijek na stolu dodavanjem atoma fluora.

Vrlo slično se događa s herbicidima i fungicidima. Fluor u njima može povećati njihovo djelovanje i djelotvornost na insektima i gljivičnim štetočinama.

Graviranje stakla

Fluorovodična kiselina se zbog svoje agresivnosti prema staklu i keramici koristi za urezivanje tankih i osjetljivih komada ovih materijala; obično namijenjeni za proizvodnju mikrokomponenata računala ili za električne žarulje.

Obogaćivanje urana

Jedna od najrelevantnijih primjena elementarnog fluora je pomoć obogaćivanju urana kao ²³⁵ U. Zbog toga se uranijski minerali rastvaraju u fluorovodičnoj kiselini, stvarajući UF ₄. To anorganske fluorid zatim reagira s F ₂, tako pretvarajući UF ₆ (²³⁵ UF ₆ i ²³⁸ UF ₆).

Zatim se pomoću plinske centrifugiranja ²³⁵ UF ₆ odvoji od ²³⁸ UF _6, da bi se zatim oksidirao i pohranio kao nuklearno gorivo.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Neorganska kemija. (Četvrto izdanje). Mc Graw Hill.
2. Krämer Katrina. (2019). Struktura smrznutog fluora obnovljena je nakon 50 godina. Kraljevsko društvo za kemiju. Oporavilo od: chemistryworld.com
3. Wikipedia. (2019). Fluor. Oporavilo sa: en.wikipedia.org
4. Nacionalni centar za biotehnološke informacije. (2019). Fluor. PubChem baza podataka. CID = 24524. Oporavak od: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Dr. Doug Stewart. (2019). Činjenice elementa fluora. Chemicool. Oporavilo od: chemicool.com
6. Batul Nafisa Baxamusa. (21. veljače 2018.). Iznenađujuće česte uporabe visoko reaktivnog fluora. Oporavilo od: sciencestruck.com
7. Paola Opazo Sáez. (04. veljače 2019.). Fluor u pasti za zube: je li to dobro ili loše za vaše zdravlje? Oporavak od: nacionfarma.com
8. Karl Christe i Stefan Schneider. (8. svibnja 2019.). Fluor: kemijski element. Encyclopædia Britannica. Oporavilo od: britannica.com
9. Lenntech BV (2019). Periodna tablica: kisik. Oporavilo od: lenntech.com
10. Gagnon Steve. (SF). Element fluor. Jefferson laboratorij. Oporavak od: education.jlab.org
11. Tim medicinskog i uredničkog sadržaja američkog društva za borbu protiv raka. (2015., 28. srpnja). Fluoritacija vode i rizik od raka. Oporavilo od: raka.org