FLUOR: ZGODOVINA, LASTNOSTI, STRUKTURA, PRIDOBIVANJE, TVEGANJA, UPORABE - KEMIJA - 2026

Fluor je kemijski element s simbolom F in 17 vodi skupine, ki ji pripadajo halogeni. Razlikuje se nad drugimi elementi periodične tabele po tem, da je najbolj reaktiven in elektronegativan; Reagira s skoraj vsemi atomi, zato tvori neskončno število soli in organofluoriranih spojin.

V normalnih pogojih je bledo rumen plin, ki ga lahko zamenjamo z rumenkasto zeleno. V tekočem stanju, kot je prikazano na spodnji sliki, se njegova rumena barva nekoliko bolj okrepi, kar popolnoma izgine, ko se strdi na mestu zamrzovanja.

Tekoči fluor v epruveti. Vir: Fulvio314

Taka je njegova reaktivnost, kljub hlapni naravi plina, da ostaja ujeta v zemeljski skorji; predvsem v obliki mineralnega fluorita, znanega po svojih vijoličnih kristalih. Prav tako njegova reaktivnost naredi potencialno nevarno snov; burno reagira na vse, česar se dotakne in vname v plamen.

Vendar pa so mnogi njeni stranski proizvodi lahko neškodljivi in ​​celo koristni, odvisno od uporabe. Na primer, najbolj priljubljena uporaba fluorida, dodanega v ionski ali mineralni obliki (kot so fluoridne soli), je pri pripravi fluoridnih zobnih past, ki pomagajo zaščititi zobno sklenino.

Fluor ima posebnost, da lahko stabilizira veliko število oksidacijskih stanj za številne druge elemente. Višje kot je število atomov fluora, bolj reaktivna je spojina (razen če je polimer). Prav tako se bodo povečali njegovi učinki z molekularnimi matricami; na boljše ali slabše.

Zgodovina

Uporaba fluorita

Leta 1530 je nemški mineralog Georgius Agricola odkril, da se mineralni fluorni del lahko uporablja pri čiščenju kovin. Fluorspar je drugo ime fluorita, minerala fluora, ki je bil sestavljen iz kalcijevega fluorida (CaF ₂ ).

Elementa fluora do takrat še niso odkrili in "fluor" v fluoritu je izviral iz latinske besede "fluere", kar pomeni "teči"; saj je ravno to s kovinami storil fluorpar ali fluorit: pomagalo jim je zapustiti vzorec.

Priprava fluorovodikove kisline

Andreas Sigismud Margraff je leta 1764 uspel pripraviti fluorovodikovo kislino, ki je segrevala fluorit z žveplovo kislino. Reakcije stekla so se z delovanjem kisline topile, zato so kozarec nadomestili kovine.

Leta 1771 je pripisan Carlu Scheeleu, pripravi kisline po isti metodi, ki ji je sledil Margraff. Leta 1809 je francoski znanstvenik Andre-Marie Ampere predlagal, da je fluorova ali fluorovodikova kislina spojina, sestavljena iz vodika in novega elementa, podobnega kloru.

Znanstveniki so poskušali izolirati fluorid z uporabo fluorovodikove kisline dolgo časa; toda njegova nevarnost je v tem smislu napredovala težko.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac in Jacques Thénard so imeli močne bolečine, ko so vdihavali vodikov fluorid (fluorovodikova kislina brez vode in v plinasti obliki). Znanstvenika Paulin Louyet in Jerome Nickles sta umrla zaradi zastrupitve v podobnih okoliščinah.

Edmond Frémy, francoski raziskovalec, je poskušal ustvariti suho fluorovodikovo kislino, da bi se izognil strupenosti vodikovega fluorida z zakisljevanjem kalijevega bifluorida (KHF ₂ ), vendar med elektrolizo ni bilo prevod električnega toka.

Izolacija

Leta 1860 je angleški kemik George Gore poskušal elektrolizirati suho fluorovodikovo kislino in uspel izolirati majhno količino plina fluora. Vendar je prišlo do eksplozije, ko sta bila vodik in fluor silovito rekombinirana. Gore je eksplozijo pripisal puščanju kisika.

Leta 1886 je francoskemu kemiku Henriju Moissonu uspelo prvič izolirati fluor. Pred tem je Moissonovo delo s poskusom izolacije elementa štirikrat prekinil s hudo zastrupitvijo z vodikovim fluoridom.

Moisson je bil študent Frémyja in se je zanašal na svoje poskuse izolacije fluora. Moisson je pri elektrolizi uporabil mešanico kalijevega fluorida in fluorovodikove kisline. Nastala raztopina je vodila elektriko in fluor, zbran na anodi; torej na pozitivno nabiti elektrodi.

Moisson je uporabil korozijsko odporno opremo, v kateri so elektrode izdelane iz zlitine platine in iridija. Pri elektrolizi je uporabil posodo s platino in ohladil raztopino elektrolita na temperaturo -23 ° F (-31 ° C).

Končno je 26. junija 1886 Henriju Moisssonu uspelo izolirati fluor, delo, ki mu je leta 1906 omogočilo dobitnik Nobelove nagrade.

Zanimanje za fluorid

Zanimanje za raziskave fluorida je bilo za nekaj časa izgubljeno. Vendar pa ga je razvoj Manhattan projekta za izdelavo atomske bombe znova spodbudil.

Ameriška družba Dupont je med leti 1930 in 1940 razvila fluorirane izdelke, kot so klorofluoroogljikovodiki (Freon-12), ki se uporabljajo kot hladilna sredstva; in politetrafluoroetilena plastika, bolj znana po imenu teflon. To je povzročilo povečanje proizvodnje in porabe fluora.

Ameriški kemik Karl O. Christe je leta 1986 na konferenci pred izolacijo fluora približno stoletje predstavil kemijsko metodo za pripravo fluora z reakcijo med K ₂ MnF ₆ in SbF ₅ .

Fizikalne in kemijske lastnosti

Videz

Fluor je bledo rumen plin. V tekočem stanju je svetlo rumene barve. Medtem je trdna snov lahko neprozorna (alfa) ali prozorna (beta).

Atomska številka (Z)

9.

Atomska teža

18.998 u.

Tališče

-219,67 ° C

Vrelišče

-188,11 ° C

Gostota

Pri sobni temperaturi: 1.696 g / L

Tališče (tekočina): 1.505 g / ml.

Toplota izparevanja

6,51 kJ / mol.

Molarna kalorična zmogljivost

31 J / (mol K).

Parni tlak

Pri temperaturi 58 K ima parni tlak 986,92 atm.

Toplotna prevodnost

0,0277 W / (m K)

Magnetni red

Diamagnetno

Neprijeten vonj

Značilen ostrega in ostrega vonja, zaznaven že pri 20 ppb.

Oksidacijske številke

-1, kar ustreza fluoridnemu anionu, F ^- .

Ionizacijska energija

-Prvič: 1,681 kJ / mol

-Sekunda: 3,374 kJ / mol

-Tretje: 6.147 KJ / mol

Elektronegativnost

3,98 po Paulingovi lestvici.

Je kemični element z največjo elektronegativnostjo; to pomeni, da ima visoko afiniteto do elektronov atomov, s katerimi se veže. Zaradi tega atomi fluora ustvarjajo velike dipolne trenutke v določenih območjih molekule.

Njegova elektronegativnost ima tudi drug učinek: atomi, ki so nanj vezani, izgubijo toliko elektronske gostote, da začnejo pridobivati ​​pozitiven naboj; to je pozitivna oksidacijska številka. Več atomov fluora v spojini bo imel osrednji atom bolj pozitivno oksidacijsko število.

Na primer, v UPORABE ₂ kisikom ima številne oksidacijsko +2 (O ²⁺ F ₂ ^- ); v UF ₆ ima uran oksidacijsko število +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^- ); isto se zgodi z žveplom v SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^- ); in končno je AgF ₂ , kjer ima srebro celo oksidacijsko število +2, ki je zanj redko.

Zato elementom uspe sodelovati s svojimi najbolj pozitivnimi oksidacijskimi števili, kadar tvorijo spojine s fluorom.

Oksidacijsko sredstvo

Fluor je najmočnejši oksidacijski element, zato nobena snov ga ne more oksidirati; in zaradi tega po naravi ni svoboden.

Reaktivnost

Fluor se lahko kombinira z vsemi drugimi elementi razen helija, nena in argona. Prav tako ne napada normalnega jekla ali bakra pri normalnih temperaturah. Burno reagira z organskimi materiali, kot so guma, les in tkanina.

Fluor lahko reagira z žlahtnim plinskim ksenonom in tvori močan oksidant ksenonski difluorid, XeF ₂ . Prav tako reagira z vodikom in tvori halogenid, vodikov fluorid, HF. V vodikov fluorid se raztopi v vodi, da nastane znamenita fluorovodikova kislina (kot steklo).

Kislost kislih kislin, razvrščena v naraščajoči vrstni red, je:

HF <HCl <HBr <HI

Dušikova kislina reagira s fluorom, da tvori fluor nitrat, FNO ₃ . Medtem, klorovodikova reagira kislina močno s fluorom, da se tvori HF, od ₂ in CFL ₃ .

Struktura in elektronska konfiguracija

Diatomska molekula

Molekula fluora, predstavljena s prostorskim modelom polnjenja. Vir: Gabriel Bolívar.

Atom fluora v osnovnem stanju ima sedem valenčnih elektronov, ki so v 2s in 2p orbitali glede na elektronsko konfiguracijo:

2s ² 2p ⁵

Teorija valenčne vezi (TEV) navaja, da sta dva atoma fluora, F, kovalentno vezana na vsakega dokončanega vateta valencije.

To se zgodi hitro, ker je potreben samo en elektron, da postane neelektronski do žlahtnega plina neona; in njeni atomi so zelo majhni, z zelo močnim učinkovitim jedrskim nabojem, ki zlahka zahteva elektrone iz okolja.

Molekula F ₂ (zgornja slika) ima enojno kovalentno vez, FF. Kljub svoji stabilnosti v primerjavi s prostimi atomi F je zelo reaktivna molekula; homonuklearni, apolarni in željni elektronov. Zato je fluor, kot F ₂ , zelo strupena in nevarna vrsta.

Ker je F ₂ apolarna, so njegove interakcije odvisne od njegove molekulske mase in londonskih razpršilnih sil. V nekem trenutku se mora elektronski oblak okoli obeh atomov F deformirati in sprožiti takojšen dipol, ki v sosednji molekuli sproži drugega; tako da se počasi in šibko privlačijo drug drugega.

Tekoča in trdna

F ₂ molekula je zelo majhna in razprši v prostoru relativno hitro. V svoji plinasti fazi ima bledo rumeno barvo (ki jo je mogoče zamenjati z apno zeleno). Ko temperatura pade na -188 ° C, da disperzija sile postanejo bolj učinkoviti, povzročajo F ₂ molekul Spasti dovolj, da opredeli tekočina.

Tekoči fluor (prva slika) je videti še bolj rumen kot ustrezen plin. V njej so F ₂ molekule so bližje in interakcijo s svetlobo v večji meri. Zanimivo je, da ko izkrivljeni kubični kristal fluora tvori pri -220 ° C, barva bledi in ostane kot prozorna trdna snov.

Zdaj, ko se F ₂ molekule so tako blizu skupaj (vendar brez njihovih molekulskih vrtljajev postajališčih), se zdi, da njihovi elektroni pridobijo določeno stabilnost in je zato njihova elektronska skok je prevelika za svetlobo, da tudi interakcijo s kristalom.

Kristalne faze

Ta kubični kristal ustreza β fazi (ni alotrop, ker ostane enak F ₂ ). Ko temperatura še pade, do -228 ° C, trdi fluor opravi fazni prehod; kubični kristal postane monokliničen, α faza:

Kristalna zgradba alfa faze fluora. Vir: Benjah-bmm27.

Za razliko od p-F ₂ , α-F ₂ je nejasen in težko. Morda zato, ker so F ₂ molekule nimajo več toliko svobode, da se vrti v svojih osnovnih položajih v monoklinskega kristalih; kjer v večji meri komunicirajo s svetlobo, vendar brez vzbujanja svojih elektronov (kar bi površno razložilo njihovo motnost).

Kristalno strukturo a-F ₂ je težko raziskovati z običajnimi metodami rentgenske difrakcije To je zato, ker je prehod od P do faze alfa je zelo eksotermna. razlog, da je kristal praktično eksplodiral, hkrati pa, da je malo vplival na sevanje.

Trajalo je približno petdeset let pred Nemški znanstveniki (Florian Kraus et al.) Popolnoma dešifriral strukturo alfa-F ₂ z večjo natančnostjo, zahvaljujoč tehnik nevtronske difrakcije.

Kje najti in pridobiti

Fluor je na 24. mestu med najpogostejšimi elementi vesolja. Vendar je v zemeljski masi 13 ^vo element, s koncentracijo v skorji 950 ppm in koncentraciji v morskem vodu 1,3 ppm.

V tleh je koncentracija fluorida med 150 in 400 ppm, v nekaterih tleh pa lahko koncentracija doseže 1.000 ppm. V atmosferskem zraku je prisoten v koncentraciji 0,6 ppb; vendar je bilo v nekaterih mestih zabeleženih do 50 ppb.

Fluor se pridobiva predvsem iz treh mineralov: fluorita ali fluorosparja (CaF ₂ ), fluoroapatita in kriolita (Na ₃ AlF ₆ ).

Predelava fluorita

Po zbiranju kamnin z mineralnim fluoritom jih podvržemo primarnemu in sekundarnemu drobljenju. S sekundarnim drobljenjem dobimo zelo majhne drobne kamnine.

Odlomek kamna nato odpeljejo v krogelni mlin za zmanjšanje v prah. Voda in reagenti se dodajo, da nastane pasta, ki jo damo v flotacijski rezervoar. Zrak se vbrizga pod pritiskom, da nastanejo mehurčki, s čimer fluorit plava na vodni površini.

Silikati in karbonati se izločijo, medtem ko se fluorit zbira in odnaša v sušilne peči.

Ko fluorit dobimo, reagiramo z žveplovo kislino, da dobimo vodikov fluorid:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Elektroliza fluorovodika

Pri proizvodnji fluora sledi metoda, ki jo je leta 1886 uporabil Moisson, z nekaj spremembami.

Elektroliza je narejena iz mešanice staljenega kalijevega fluorida in fluorovodikove kisline z molskim razmerjem 1: 2,0 do 1: 2,2. Temperatura staljene soli je 70-130 ° C.

Katoda je sestavljena iz Monelove zlitine ali jekla, anoda pa je degrafitni ogljik. Postopek pridobivanja fluora med elektrolizo lahko opišemo na naslednji način:

2HF => H ₂ + F ₂

Za hlajenje komore za elektrolizo se uporablja voda, toda temperatura mora biti nad tališčem elektrolita, da se prepreči strjevanje. Vodik, ki nastane pri elektrolizi, se zbira na katodi, fluor pa na anodi.

Izotopi

Fluor ima 18 izotopov, pri čemer je ¹⁹ F edini stabilen izotop s 100-odstotno številčnostjo. ¹⁸ F ima razpolovno dobo 109.77 minut in je radioaktivni izotop fluora z daljšo razpolovno - življenje. ¹⁸ F uporabimo kot vir pozitronov.

Biološka vloga

Pri sesalcih ali višjih rastlinah metabolična aktivnost fluora ni znana. Vendar nekatere rastline in morske spužve sintetizirajo monofluoroacetat, strupeno spojino, ki jo uporabljajo kot zaščito, da preprečijo njegovo uničenje.

Tveganja

Prekomerno uživanje fluorida je povezano s fluorozo kosti pri odraslih in zobno fluorozo pri otrocih, pa tudi s spremembami delovanja ledvic. Zaradi tega je ameriška služba za javno zdravje (PHS) predlagala, da koncentracija fluorida v pitni vodi ne sme biti večja od 0,7 mg / L.

Medtem je agencija za zaščito okolja (EPA) ustanovila, da koncentracija fluorida v pitni vodi ne sme biti večja od 4 mg / L, da bi se izognili skeletni fluorozi, pri kateri se fluorid nabira v kosteh. To lahko privede do oslabitve kosti in zlomov.

Fluorid je povezan s poškodbo obščitničnih žlez, z zmanjšanjem kalcija v kostnih strukturah in z visoko koncentracijo kalcija v plazmi.

Med spremembami, ki jih pripisujemo presežnemu fluoru, so naslednje: zobna fluoroza, skeletna fluoroza in poškodba obščitničnih žlez.

Zobna fluoroza

Zobna fluoroza se pojavi z majhnimi progami ali madeži v zobni sklenini. Otroci, mlajši od 6 let, ne smejo uporabljati vode za izpiranje ust, ki vsebujejo fluor.

Skeletna fluoroza

Pri skeletni fluorozi se lahko diagnosticirajo bolečine in poškodbe kosti, pa tudi sklepov. Kost se lahko strdi in izgubi elastičnost, kar poveča tveganje za zlome.

Prijave

Zobna pasta

Nekatere anorganske soli fluorida se uporabljajo kot dodatek v formulaciji zobnih past, za katere se je izkazalo, da pomagajo zaščititi zobno sklenino. Vir: Pxhere.

Začnimo s poglavjem o uporabi fluorida s tistim najbolj znanim: tem, da služi kot sestavina mnogih zobnih past. To ni edini uporabo, kjer kontrast med svojo izredno strupena in nevarna molekulo F ₂ in anionsko F ^- se cenijo , kar je odvisno od njegovega okolja lahko koristno (čeprav včasih ne).

Ko jemo hrano, predvsem sladkarije, jo bakterije razgradijo s povečanjem kislosti naše sline. Nato pride do točke, ko je pH dovolj kisel, da razgradi in demineralizira zobno sklenino; hidroksiapatit se razgradi.

Vendar pa v tem procesu F ^- ioni medsebojno delujejo s Ca ²⁺ in tvorijo fluorapatitno matrico; stabilnejši in trajnejši od hidroksiapatita. Ali vsaj, to je predlagani mehanizem za razlago delovanja fluoridnega aniona na zobe. Verjetno je bolj zapleteno in imeti pH-odvisen hidroksiapatit-fluorapatit.

Ti F ^- anioni so na voljo v zobnih zobeh v obliki soli; kot so: NaF, SnF ₂ (znameniti fluorid v obliki vode) in NaPOF. Vendar mora biti koncentracija F ^- nizka (nižja od 0,2%), saj sicer povzroči negativne učinke na telo.

Fluoriranje vode

Tako kot zobna pasta so bile vire pitne vode dodane fluoridne soli za boj proti vdolbinam pri tistih, ki jo pijejo. Koncentracija naj bo še vedno precej nižja (0,7 ppm). Vendar je ta praksa pogosto predmet nezaupanja in polemike, saj ji pripisujejo možne kancerogene učinke.

Oksidacijsko sredstvo

F ₂ plin obnaša kot zelo močnim oksidacijskim sredstvom. Zaradi tega številne spojine gorijo hitreje kot pri izpostavljenosti kisiku in vročini. Zato je bil uporabljen v mešanicah raketnih goriv, ​​v katerih lahko celo nadomesti ozon.

Polimeri

V mnogih uporabah, prispevki fluora niso posledica F ₂ ali F ^- , temveč neposredno v njihove elektro atomi kot del organske spojine. V bistvu govorimo o povezavi CF.

Glede na strukturo so polimeri ali vlakna s CF vezmi ponavadi hidrofobni, zato se ne zmočijo ali se upirajo napadu fluorovodikove kisline; Ali še bolje, lahko so odlični električni izolatorji in uporabni materiali, iz katerih so izdelani predmeti, kot so cevi in ​​tesnila. Teflon in nafion sta primera teh fluoriranih polimerov.

Farmacevti

Reaktivnost fluora je njegova uporaba za sintezo več anorganskih ali organskih spojin fluora vprašljiva. V organskih organih, zlasti tistih s farmakološkimi učinki, zamenjava enega od njihovih heteroatomov z atomi F poveča (pozitivno ali negativno) njihovo delovanje na njihovo biološko tarčo.

Zato je v farmacevtski industriji modifikacija nekaterih zdravil vedno na mizi z dodajanjem atomov fluora.

Zelo podobno se dogaja s herbicidi in fungicidi. Fluor v njih lahko poveča njihovo delovanje in učinkovitost na žuželke in glivične škodljivce.

Graviranje na steklu

Fluorovodikovo kislino zaradi svoje agresivnosti do stekla in keramike uporabljajo za graviranje tankih in občutljivih kosov teh materialov; običajno namenjena za izdelavo mikrokomponent računalnikov ali za električne žarnice.

Obogatitev urana

Ena najpomembnejših uporab elementarnega fluora je pomagati obogatiti uran s ²³⁵ U. Zaradi tega se uranovi minerali raztopijo v fluorovodikovi kislini, pri čemer nastane UF ₄ . Ta anorganski fluorid nato reagira z F ₂ , s čimer preoblikovanje UF ₆ ( ²³⁵ UF ₆ in ²³⁸ UF ₆ ).

Nato se s pomočjo plinske centrifugiranja ²³⁵ UF ₆ loči od ²³⁸ UF _6, da se kasneje oksidira in shrani kot jedrsko gorivo.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganska kemija. (Četrta izdaja). Mc Graw Hill.
2. Krämer Katrina. (2019). Struktura zamrznjenega fluora je bila obnovljena po 50 letih. The Royal Society of Chemistry. Pridobljeno: chemistryworld.com
3. Wikipedija. (2019). Fluor. Pridobljeno: en.wikipedia.org
4. Nacionalni center za informacije o biotehnologiji. (2019). Fluor. Baza podatkov PubChem. CID = 24524. Pridobljeno: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Dr. Doug Stewart. (2019). Dejstva elementa fluora. Kemikool. Pridobljeno: chemicool.com
6. Batul Nafisa Baxamusa. (21. februar 2018). Presenetljivo pogoste uporabe visoko reaktivnega fluora. Pridobljeno: sciencestruck.com
7. Paola Opazo Sáez. (04. februar 2019). Fluorid v zobni pasti: ali je to dobro ali slabo za vaše zdravje? Pridobljeno: nacionfarma.com
8. Karl Christe in Stefan Schneider. (8. maj 2019). Fluor: kemični element. Encyclopædia Britannica. Pridobljeno: britannica.com
9. Lenntech BV (2019). Periodična tabela: kisik. Pridobljeno: lenntech.com
10. Gagnon Steve. (sf). Element fluor. Jefferson laboratorij, pridobljeno iz: education.jlab.org
11. Skupina za medicinsko in uredniško vsebino Ameriškega društva za rak. (2015, 28. julij). Fluoriranje vode in tveganje za raka. Pozdravljeno na: Cancer.org