ФЛУОР: ИСТОРИЈА, СВОЈСТВА, СТРУКТУРА, ДОБИЈАЊЕ, РИЗИЦИ, УПОТРЕБЕ - ХЕМИЈА - 2025

Флуор је хемијски елемент са симболом Ф и 17 води групу, којој припада халогени. Разликује се изнад осталих елемената периодичне табеле по томе што је најактивнији и електронегативан; Реагира са готово свим атомима, па формира бесконачан број соли и органофлуоринованих једињења.

У нормалним условима то је бледо жути гас који се може мешати са жућкасто зеленим. У течном стању, приказаном на слици доле, његова жута боја се интензивира мало више, што потпуно нестаје када се очврсне на тачки ледишта.

Течни флуор у епрувети. Извор: Фулвио314

Таква је његова реактивност, упркос хлапљивој природи гаса, да остаје заробљен у земљиној кори; посебно у облику минералног флуорита, познатог по својим љубичастим кристалима. Такође, његова реактивност га чини потенцијално опасном супстанцом; она бурно реагује на све што додирне и изгори у пламену.

Међутим, многи њени нус-производи могу бити безопасни и чак корисни, зависно од примене. На пример, најпопуларнија употреба флуорида, који се додаје у свом јонском или минералном облику (попут флуоридних соли), јесте припрема флуоридних паста за зубе, које помажу у заштити зубне цаклине.

Флуор има особину да може стабилизовати велике бројеве или оксидациона стања за многе друге елементе. Што је већи број атома флуора, веће је реактивно једињење (осим ако није полимер). Исто тако, његови ефекти са молекуларним матрицама ће се повећавати; за боље или лошије.

Историја

Употреба флуорита

1530. године, немачки минералог Георгиус Агрицола открио је да се минерални флуорит може користити у пречишћавању метала. Флуорспар је друго име флуорита, минерала флуора који се састојао од калцијум-флуорида (ЦаФ ₂ ).

Елемент флуор до тада није откривен, а "флуор" у флуориту потиче од латинске речи "флуере" што значи "тећи"; будући да је то управо оно што је флуорпар или флуорит радио са металима: помогло им је да напусте узорак.

Припрема флуороводоничне киселине

Андреас Сигисмуд Марграфф је 1764. успео да припреми флуороводоничну киселину, загревајући флуорит сумпорном киселином. Реакције стакла су се растопиле дејством киселине, па су стакло заменили металима.

Такође се приписује Царлу Сцхеелеу 1771. године, добијање киселине истим поступком који је следио Марграфф. 1809, француски научник Андре-Марие Ампере предложио је да флуор или флуороводична киселина представљају једињење састављено од водоника и новог елемента сличног хлору.

Научници су покушали да изолују флуор, користећи флуороводоничну киселину дуже време; али његова опасност је напредовала у том смислу тешким.

Хумпхри Дави, Јосепх Лоуис Гаи-Луссац и Јацкуес Тхенард имали су јаке болове приликом удисања флуороводика (флуороводична киселина без воде и плиновитог облика). Научници Паулин Лоуиет и Јероме Ницклес умрли су од тровања под сличним околностима.

Едмонд Фреми, француски истраживач, покушао је да створи суву флуороводоничну киселину како би избегао токсичност флуороводика закисељавањем калијум бифлуорида (КХФ ₂ ), али током електролизе није било спровођења електричне струје.

Изолација

1860. године, енглески хемичар Георге Горе покушао је да електролизује суву флуороводоничну киселину и успео је да изолује малу количину гаса флуора. Међутим, дошло је до експлозије јер је водоник и флуор насилно комбинован. Горе је експлозију приписао цурењу кисеоника.

Француски хемичар Хенри Моиссон успео је 1886. године по први пут да изолује флуор. Претходно је Моиссонов рад прекинуо четири пута тешким тровањем водоник флуоридом док је покушавао да изолује елемент.

Моиссон је био Фремиов студент и ослањао се на своје експерименте за изоловање флуора. Моиссон је у електролизи користио мешавину калијум-флуорида и флуоро-флуороводичне киселине. Добијени раствор је спровео струју и гас флуора прикупљеног на аноди; то јест на позитивно набијеној електроди.

Моиссон је користио опрему отпорну на корозију, у којој су електроде израђене од легуре платине и иридијума. За електролизу је користио посуду са платином и охладио раствор електролита на температуру од -23 ° Ф (-31 ° Ц).

Коначно, 26. јуна 1886., Хенри Моисссон успео је да изолује флуор, дело које му је омогућило да освоји Нобелову награду 1906. године.

Интерес за флуорид

Интересовање за истраживање флуорида једно време је изгубљено. Међутим, развој Манхаттанског пројекта за производњу атомске бомбе поново је ојачао.

Америчка компанија Дупонт развила је, између 1930. и 1940, флуорисане производе, као што су хлорофлуоро-угљени угљен (Фреон-12), који се користе као расхладна средства; и пластика политетрафлуороетилена, познатија по имену Тефлон. Ово је повећало производњу и потрошњу флуора.

1986., на конференцији о века на из изолације флуора, амерички хемичар Карл О. Цхристе представио хемијски поступак за добијање флуора реакцијом између К ₂ МНФ ₆ и СБФ ₅ .

Физичка и хемијска својства

Изглед

Флуор је бледо жути гас. У течном је стању јарко жут. У међувремену, чврста супстанца може бити непрозирна (алфа) или провидна (бета).

Атомски број (З)

9.

Атомска маса

18,998 у.

Тачка топљења

-219.67 ° Ц

Тачка кључања

-188.11 ° Ц

Густина

На собној температури: 1.696 г / Л

На тачки топљења (течност): 1.505 г / мЛ.

Топлина испаравања

6,51 кЈ / мол.

Моларни калоријски капацитет

31 Ј / (мол К).

Притисак паре

При температури од 58 К има парни притисак 986,92 атм.

Топлотна проводљивост

0.0277 В / (м К)

Магнетни ред

Диамагнетиц

Мирис

Карактеристичног оштрог и оштрог мириса, препознатљив чак и на 20 ппб.

Оксидациони бројеви

-1, што одговара аниону флуорида, Ф ^- .

Енергија јонизације

-Први: 1,681 кЈ / мол

-Секунда: 3,374 кЈ / мол

-Треће: 6.147 КЈ / мол

Електронегативност

3,98 по Паулинг-овој скали.

То је хемијски елемент са највећом електронегативношћу; то јест, има висок афинитет за електроне атома са којима се повезује. Због тога атоми флуора стварају велике диполне моменте у специфичним областима молекула.

Његова електронегативност такође има други ефекат: атоми везани за њега губе толико густине електрона да почињу да добијају позитиван набој; ово је позитиван оксидациони број. Што више атома флуора има у једињењу, централни атом ће имати позитивнији оксидациони број.

На пример, у ОФ ₂ кисеоник има оксидације број +2 (О ²⁺ Ф ₂ ^- ); ин УФ ₆ , уранијум има оксидације број +6 (У ⁶⁺ Ф ₆ ^- ); исто се догађа и са сумпором у СФ ₆ (С ⁶⁺ Ф ₆ ^- ); и на крају је АгФ ₂ , где сребро има чак и оксидациони број +2, који је за то реткост.

Стога елементи успевају да учествују са својим најпозитивнијим бројевима оксидације када формирају једињења са флуором.

Оксидирајуће средство

Флуор је најмоћнији оксидирајући елемент, тако да ниједна супстанца није способна да га оксидује; и из тог разлога, он није по природи слободан.

Реактивност

Флуор се може комбиновати са свим осталим елементима осим хелијума, неона и аргона. Такође не напада благи челик или бакар на нормалним температурама. Снажно реагује на органске материјале као што су гума, дрво и тканина.

Флуор може да реагује са племенитим гасом ксеноном да формирају јаку оксидант ксенон-дифлуорид, КСЕФ ₂ . Такође реагује са водоником да формира халогенид, флуорид водоника, ХФ. Заузврат, флуороводик се раствара у води да би се створила чувена флуороводична киселина (као стакло).

Киселост киселих киселина, класификована у све већем редоследу је:

ХФ <ХЦл <ХБр <ХИ

Азотна киселина реагује са флуором и формира флуор нитрат, ФНО ₃ . У међувремену, киселина реагује хлороводонична енергично са флуором формирати ХФ, ОФ ₂ и ЦЛФ ₃ .

Структура и електронска конфигурација

Дијатомски молекул

Молекуло флуора представљено је моделом просторног пуњења. Извор: Габриел Боливар.

Атом флуора у свом приземном стању има седам валентних електрона, који су у орбити 2с и 2п према електронској конфигурацији:

2с ² 2п ⁵

Теорија валентне везе (ТЕВ) каже да су два атома флуора, Ф, ковалентно везана за сваки комплетан октет валенције.

То се догађа брзо, јер је само једном електрону потребно да постане изоелектронски у племенитом неонском плину; и његови атоми су врло мали, са врло јаким ефикасним нуклеарним набојем који лако захтева електроне из окружења.

Молекул Ф ₂ (горњи имаге), има једну ковалентну везу, ФФ. Упркос својој стабилности у поређењу са слободним Ф атомима, он је високо реактиван молекул; хомонуклеарни, аполарни и жељни електрона. Зато је флуор, као и Ф ₂ , је веома отровне и опасне врсте.

Јер Ф ₂ је аполарном, њихове интеракције зависити од молекулске масе и Лондонском расипање снаге. У неком се тренутку електронски облак око оба Ф-атома мора деформисати и створити тренутни дипол који индукује другу у сусједном молекулу; тако да се полако и слабо привлаче.

Течна и чврста

Је Ф ₂ молекул је веома мала и шири у простору релативно брзо. У својој гасовитој фази показује бледо жуту боју (која се може мешати са вапнено зеленом). Када температура падне -188 ° Ц, дисперзија снаге постану ефикаснији, узрокује Ф ₂ молекуле до споје довољно да дефинишу течност.

Течни флуор (прва слика) изгледа још жуто више од одговарајућег гаса. У њој су Ф ₂ молекули су ближи и интеракцију са светлом у већој мери. Интересантно је да једном када се искривљени кубни кристал флуора формира на -220 ° Ц, боја бледи и остаје као провидна чврста супстанца.

Сада када је Ф ₂ молекули су тако близу заједно (али без њихове молекуларне ротација заустављање), чини се да су њихови електрони добију одређену стабилност и, према томе, њихова електронска скок је превелика за светлост чак интеракцију са кристалом.

Кристалне фазе

Овај кубних кристална одговара п фази (то није аллотропе јер остаје иста Ф ₂ ). Када температура падне још више, до -228 ° Ц, чврсти флуор пролази фазни прелаз; кубни кристал постаје моноклински, α фаза:

Кристална структура алфа фазе флуора. Извор: Бењах-бмм27.

За разлику од п-Ф ₂ , α-П ₂ је нетранспарентан и тешко. Можда је то зато што је Ф ₂ молекула више нема толико слободе да се ротира у својим чврстим позицијама у моноклинички кристала; где они у већој мери делују са светлошћу, али без узбуђења својих електрона (што би површно објаснило њихову непрозирност).

Кристална структура а-Ф ₂ је тешко проучавати уз помоћ конвенционалних метода Кс-зрака То је зато што прелаз из ß до фазе ниво а је веома егзотермна.; разлог због чега је кристал практично експлодирао, истовремено и мало је комуницирао са зрачењем.

Било је око педесет година пре него што немачки научници (Флоријан Краус и др.) Потпуно дешифровао структуру а-Ф ₂ са већим захваљујући прецизним до техникама неутрона дифракције.

Где се могу наћи и набавити

Флуор је на 24. мјесту међу најчешћим елементима у Универзуму. Међутим, у земљиној маси је 13 ^во елемената, са концентрацијом од 950 ппм у кори и концентрацијом од 1,3 ппм у морској води.

Тла имају концентрацију флуора између 150 и 400 ппм, а на неким тлима концентрација може достићи и 1000 ппм. У атмосферском ваздуху је присутан у концентрацији од 0,6 ппб; али у неким градовима је забележено и до 50 ппб.

Флуор се добија углавном од три минерала: флуорите или флуороспар (ЦАФ ₂ ), флуороапатите и Криолит (На ₃ Алф ₆ ).

Обрада флуорита

Након сакупљања стена минералним флуоритом, они су изложени примарном и секундарном дробљењу. Секундарним дробљењем добијају се врло мали фрагменти стена.

Фрагменти стијене су затим одведени у млин за куглу ради редукције у прах. Вода и реагенси се додају како би се створила паста која се ставља у флотацијски резервоар. Зрак се убризгава под притиском да би се формирали мехурићи, па флуорит завршава плутајући на воденој површини.

Силикати и карбонати се таложе док се флуорит сакупља и одводи у сушаре.

Једном када се добије флуорит, он реагује са сумпорном киселином да би се добио флуорид водоника:

ЦаФ ₂ + Х ₂ СО ₄ => 2 ХФ + цасо ₄

Електролиза флуорида водоника

У производњи флуора следи метода коју је Моиссон користио 1886. године, са неким модификацијама.

Електролиза је направљена од мешавине растопљеног калијум флуорида и флуороводоничне киселине, са моларним односом од 1: 2,0 до 1: 2,2. Температура растопљене соли је 70-130 ° Ц.

Катода се састоји од Монелове легуре или челика, а анода је деграфитни угљеник. Процес производње флуора током електролизе може се навести на следећи начин:

2ХФ => Х ₂ + Ф ₂

За хлађење коморе за електролизу користи се вода, али температура мора бити изнад тачке топљења електролита да би се избегло скрућивање. Водоник добијен електролизом сакупља се на катоди, док флуор на аноди.

Изотопи

Флуор има 18 изотопа, при чему је ¹⁹ Ф једини стабилни изотоп са 100% обиљем. ¹⁸ Ф има полуживот 109.77 минута и радиоактивни изотоп флуор са дужим полу - живота. ¹⁸ П се користи као извор позитрона.

Биолошка улога

Није познато метаболичко деловање флуора код сисара или виших биљака. Међутим, неке биљке и морске сунђере синтетишу монофлуороацетат, отровно једињење, које користе као заштиту да спрече његово уништавање.

Ризици

Прекомерна конзумација флуорида повезана је са флуорозом костију код одраслих и флуорозом зуба код деце, као и са променама у функцији бубрега. Из тог разлога, Служба за јавно здравство Сједињених Држава (ПХС) предложила је да концентрација флуорида у води за пиће не сме бити већа од 0,7 мг / Л.

У међувремену, Агенција за заштиту животне средине (ЕПА) утврдила је да концентрација флуорида у води за пиће не сме бити већа од 4 мг / Л, како би се избегла скелетна флуороза, у којој се флуор акумулира у костима. То може довести до слабљења костију и ломова.

Флуор је повезан са оштећењем паратиреоидне жлезде, са смањењем калцијума у ​​коштаним структурама и високим концентрацијама калцијума у ​​плазми.

Међу изменама које се приписују вишку флуорида су следеће: зубна флуороза, скелетна флуороза и оштећење паратиреоидне жлезде.

Зубна флуороза

Зубна флуороза настаје са малим пругама или мрљицама у зубној цаклини. Деца млађа од 6 година не смеју да користе воде за испирање уста која садрже флуор.

Скелетна флуороза

Код скелетне флуорозе могу се дијагностиковати бол и оштећења костију, као и зглобова. Кост се може отврднути и изгубити еластичност, повећавајући ризик од ломова.

Апликације

Паста за зубе

Неке неорганске соли флуорида користе се као додатак у формулацији паста за зубе, за које се показало да помажу у заштити цаклине зуба. Извор: Пкхере.

Започињемо са одељком о употреби флуора са оним најпознатијим: оним који служе као компонента многих паста за зубе. Ово није једина употреба којој је контраст између његовог изузетно отровног и опасног молекула Ф ₂ и ањона Ф ^{- могу} бити разумљиве , који зависе од њихове животне средине може бити корисно (иако понекад не).

Када једемо храну, посебно слаткише, бактерије је разграђују повећавајући киселост наше слине. Затим долази тачка у којој је пХ довољно кисео да разгради и деминерализира зубну цаклину; хидроксиапатит се разграђује.

Међутим, у овом процесу Ф ^- јоне у интеракцији са Ца ²⁺ за формирање флуорапатита матрикс; стабилнији и издржљивији од хидроксиапатита. Или барем, ово је предложени механизам за објашњење дејства аниона флуорида на зубе. Вероватно ће бити сложеније и имати пХ-зависан хидроксиапатит-флуорапатитни баланс.

Ови Ф ^- аниони су доступни у зубним зубима у облику соли; као што су: НаФ, СнФ ₂ (познати флуорид у облику воде) и НаПОФ. Међутим, концентрација Ф ^- мора бити ниска (мања од 0,2%), јер у супротном може изазвати негативне ефекте на организам.

Флуорисање воде

Као и паста за зубе, флуоридне соли су додаване изворима воде за пиће за борбу против каријеса код оних који је пију. Концентрација би и даље требало да буде много нижа (0,7 ппм). Међутим, ова пракса је често предмет неповерења и контроверзе, јер јој се приписују могући канцерогени ефекти.

Оксидирајуће средство

Гас ₂ Ф се понаша као веома снажно оксидационо средство. Због тога многа једињења сагоревају брже него кад су изложена кисеонику и извору топлоте. Због тога се користи у ракетним мешавинама горива, у којима може чак и да замени озон.

Полимери

У многим употребама, доприноси флуора нису последица Ф ₂ или Ф ^- , већ директно на њихове електронегативним угљеника, као део органског једињења. У суштини, говоримо о ЦФ вези.

У зависности од структуре, полимери или влакна са ЦФ везама су обично хидрофобна, тако да се не влаже или одолијевају нападу флуороводоничне киселине; Или још боље, могу бити одлични електрични изолатори и корисни материјали од којих се праве предмети као што су цеви и заптивке. Тефлон и нафион су примери ових флуорисаних полимера.

Апотекари

Реактивност флуора чини његову употребу за синтезу више неорганских или органских једињења флуора. У органским органима, посебно онима са фармаколошким ефектима, замена једног њиховог хетероатома Ф атомима повећава (позитивно или негативно) њихово деловање на биолошку мету.

Зато је у фармацеутској индустрији модификација неких лекова увек на столу додавањем атома флуора.

Веома слично се догађа и са хербицидима и фунгицидима. Флуор у њима може повећати њихово деловање и ефикасност против инсеката и гљивичних штеточина.

Гравирање стакла

Хлороводонична киселина се због своје агресивности са стаклом и керамиком користи за гравирање танких и нежних комада ових материјала; обично намењено за производњу микрокомпонената рачунара или за електричне сијалице.

Обогаћивање уранијума

Једна од најрелевантнијих употреба елементарног флуора је да се обогати уранијум са ²³⁵ У. Због тога се уранијумски минерали растварају у флуороводичној киселини, стварајући УФ ₄ . Ова неорганско флуорид затим реагује са Ф ₂ , чиме претварајући УФ ₆ ( ²³⁵ УФ ₆ и ²³⁸ УФ ₆ ).

Затим, помоћу центрифугирања гасом, ²³⁵ УФ ₆ се одвоји од ²³⁸ УФ _6, да би се затим оксидовао и складиштио као нуклеарно гориво.

Референце

1. Схивер & Аткинс. (2008). Неорганска хемија . (Четврто издање). Мц Грав Хилл.
2. Крамер Катрина. (2019). Структура смрзнутог флуора ревидирана је након 50 година. Краљевско хемијско друштво. Опоравак од: цхемистриворлд.цом
3. Википедиа. (2019). Флуор. Опоравак од: ен.википедиа.орг
4. Национални центар за информације о биотехнологији. (2019). Флуор. ПубЦхем база података. ЦИД = 24524. Опоравак од: пубцхем.нцби.нлм.них.гов
5. Др Доуг Стеварт. (2019). Чињенице елемената флуора. Цхемицоол. Опоравак од: цхемицоол.цом
6. Батул Нафиса Бакамуса. (21. фебруара 2018.). Изненађујуће честе употребе високо реактивног флуора. Опоравило од: сциенцеструцк.цом
7. Паола Опазо Саез. (04. фебруара 2019.). Флуор у пасти за зубе: је ли добро или лоше за ваше здравље? Опоравак од: национфарма.цом
8. Карл Цхристе и Стефан Сцхнеидер. (08. мај 2019.) Флуор: хемијски елемент. Енцицлопӕдиа Британница. Опоравак од: британница.цом
9. Леннтецх БВ (2019). Периодна табела: кисеоник. Опоравак од: леннтецх.цом
10. Гагнон Стеве. (сф) Елемент флуор. Јефферсон лаб. Опоравили од: едуцатион.јлаб.орг
11. Тим за медицински и уреднички садржај Америчког друштва за борбу против рака. (2015., 28. јула). Флуорисање воде и ризик од рака. Опораван од: рака.орг