FLUOR: ISTORIC, PROPRIETĂȚI, STRUCTURĂ, OBȚINERE, RISCURI, UTILIZĂRI - CHIMIE - 2025

Fluorul este un element chimic cu simbolul F și 17 conduce grupul, căreia îi aparțin halogenii. Se distinge deasupra celorlalte elemente ale tabelului periodic, fiind cel mai reactiv și electronegativ; Reacționează cu aproape toți atomii, deci formează un număr infinit de săruri și compuși organofluoruți.

În condiții normale, este un gaz galben pal, care poate fi confundat cu verde gălbui. În stare lichidă, prezentată în imaginea de mai jos, culoarea sa galbenă se intensifică puțin mai mult, care dispare complet când se solidifică la punctul său de îngheț.

Fluor lichid într-o eprubetă. Sursa: Fulvio314

Aceasta este reactivitatea sa, în ciuda naturii volatile a gazului său, încât rămâne prinsă în scoarța terestră; mai ales sub formă de fluorit mineral, cunoscut pentru cristalele sale violete. De asemenea, reactivitatea sa o face o substanță potențial periculoasă; reacționează energic la tot ceea ce atinge și arde în flăcări.

Cu toate acestea, multe dintre produsele secundare ale acestuia pot fi inofensive și chiar benefice, în funcție de aplicațiile lor. De exemplu, cea mai populară utilizare a fluorului, adăugată sub forma sa ionică sau minerală (cum ar fi sărurile cu fluor), este prepararea pastelor de dinți cu fluor, care ajută la protejarea smalțului dinților.

Fluorul are particularitatea că poate stabiliza numerele mari sau stările de oxidare pentru multe alte elemente. Cu cât este mai mare numărul de atomi de fluor, cu atât este mai reactiv compusul (cu excepția cazului în care este un polimer). De asemenea, efectele sale cu matrice moleculare vor crește; pentru mai bine sau mai rău.

Istorie

Utilizarea de fluorură

În 1530, mineralogistul german Georgius Agricola a descoperit că fluorparul mineral ar putea fi folosit la purificarea metalelor. Fluorspar este un alt nume pentru fluorură, un mineral fluor care a constat în fluorură de calciu (CaF ₂ ).

Elementul fluor nu a fost descoperit până atunci, iar "fluor" în fluorură provenea de la cuvântul latin "fluere", care înseamnă "a curge"; întrucât, aceasta a fost exact ceea ce a făcut fluorsparul sau fluoritul cu metalele: i-a ajutat să părăsească proba.

Prepararea acidului fluorhidric

În 1764, Andreas Sigismud Margraff a reușit să pregătească acid fluorhidric, încălzind fluorita cu acid sulfuric. Răspunsurile din sticlă au fost topite prin acțiunea acidului, astfel încât sticla a fost înlocuită cu metale.

De asemenea, i se atribuie lui Carl Scheele în 1771, prepararea acidului prin aceeași metodă urmată de Margraff. În 1809, savantul francez Andre-Marie Ampere a propus ca acidul fluoric sau fluorhidric să fie un compus format din hidrogen și un element nou similar cu clorul.

Oamenii de știință au încercat să izoleze fluorul utilizând acid fluorhidric pentru mult timp; dar pericolul său a făcut progresul în acest sens dificil.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac și Jacques Thénard au avut dureri severe când au inhalat fluorură de hidrogen (acid fluorhidric fără apă și într-o formă gazoasă). Oamenii de știință Paulin Louyet și Jerome Nickles au murit din cauza otrăvirii în circumstanțe similare.

Edmond Frémy, cercetător francez, a încercat să creeze acid fluorhidric uscat pentru a evita toxicitatea fluorurii de hidrogen prin acidifierea bifluorurii de potasiu (KHF ₂ ), dar în timpul electrolizei nu a existat nicio conducere a curentului electric.

Izolare

În 1860, chimistul englez George Gore a încercat să electrolizeze acidul fluorhidric uscat și a reușit să izoleze o cantitate mică de gaz fluor. Cu toate acestea, o explozie a avut loc pe măsură ce hidrogenul și fluorul s-au recombinat violent. Gore a atribuit explozia unei scurgeri de oxigen.

În 1886, chimistul francez Henri Moisson a reușit să izoleze fluorul pentru prima dată. Anterior, lucrarea lui Moisson a fost întreruptă de patru ori prin otrăvire severă cu fluor de hidrogen în timp ce încerca să izoleze elementul.

Moisson a fost student la Frémy și s-a bazat pe experimentele sale pentru a izola fluorul. Moisson a utilizat un amestec de fluorură de potasiu și acid fluorhidric în electroliză. Soluția rezultată a condus electricitate și gaz fluor colectate la anod; adică la electrodul încărcat pozitiv.

Moisson a folosit echipamente rezistente la coroziune, în care electrozii erau făcuți dintr-un aliaj de platină și iridiu. În electroliză, el a folosit un recipient de platină și a răcit soluția de electrolit la o temperatură de -23ºF (-31ºC).

În cele din urmă, la 26 iunie 1886, Henri Moissson a reușit să izoleze fluorul, lucrare care i-a permis să câștige premiul Nobel în 1906.

Interes pentru fluor

Interesul pentru cercetarea cu fluor a fost pierdut pentru o perioadă. Cu toate acestea, dezvoltarea Proiectului Manhattan pentru producerea bombei atomice, l-a impulsionat din nou.

Compania americană Dupont a dezvoltat, între anii 1930 și 1940, produse fluorurate precum clorofluorocarburi (Freon-12), utilizate ca agenți de răcire; și plastic de politetrafluoroetilenă, mai cunoscut sub numele de Teflon. Aceasta a produs o creștere a producției și consumului de fluor.

In 1986, la o conferință despre un secol din izolarea fluor, chimistul american Karl O. Christe a prezentat o metodă chimică pentru prepararea de fluor prin reacția dintre K ₂ MNF ₆ și SBF ₅ .

Proprietati fizice si chimice

Aspect

Fluorul este un gaz galben pal. În stare lichidă este galben strălucitor. Între timp, solidul poate fi opac (alfa) sau transparent (beta).

Număr atomic (Z)

9.

Greutate atomica

18.998 u.

Punct de topire

-219,67 ° C.

Punct de fierbere

-188,11 ° C.

Densitate

La temperatura camerei: 1.696 g / L.

La punctul de topire (lichid): 1.505 g / ml.

Căldură de vaporizare

6,51 kJ / mol.

Capacitate calorică molară

31 J / (mol K).

Presiunea de vapori

La o temperatură de 58 K are o presiune de vapori de 986,92 atm.

Conductivitate termică

0,0277 W / (m K)

Ordine magnetică

Diamagnetic

Miros

Miros înțepător și înțepător, detectabil chiar și la 20 ppb.

Numere de oxidare

-1, care corespunde anionului fluor, F ^- .

Energie de ionizare

-Primul: 1.681 kJ / mol

-A doua: 3.374 kJ / mol

-Trat: 6.147 KJ / mol

electronegativitate

3,98 pe scara Pauling.

Este elementul chimic cu cele mai mari electronegativități; adică are o afinitate ridicată pentru electronii atomilor cu care se leagă. Din această cauză, atomii de fluor generează momente dipole mari în regiuni specifice ale unei molecule.

Electronegativitatea sa are și un alt efect: atomii legați de aceasta pierd atât de multă densitate de electroni încât încep să dobândească o încărcătură pozitivă; acesta este un număr pozitiv de oxidare. Cu cât mai mulți atomi de fluor există într-un compus, atomul central va avea un număr de oxidare mai pozitiv.

De exemplu, în OF ₂ oxigenul are un număr de oxidare de +2 (O ²⁺ F ₂ ^- ); în UF ₆ , uraniul are un număr de oxidare de +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^- ); același lucru se întâmplă cu sulful în SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^- ); și în sfârșit există AgF ₂ , unde argintul are chiar un număr de oxidare de +2, rar pentru acesta.

Prin urmare, elementele reușesc să participe cu cele mai pozitive numere de oxidare atunci când formează compuși cu fluor.

Agent oxidant

Fluorul este cel mai puternic element oxidant, deci nici o substanță nu este capabilă să-l oxideze; și din acest motiv, nu este liber în natură.

reactivitatea

Fluorul este capabil să se combine cu toate celelalte elemente, cu excepția heliului, neonului și argonului. De asemenea, nu atacă oțelul sau cupru ușor la temperaturi normale. Reacționează violent cu materiale organice precum cauciucul, lemnul și țesăturile.

Fluorul poate reacționa cu xenonul cu gaze nobile pentru a forma difluorura de xenon oxidant puternic, XeF ₂ . De asemenea, reacționează cu hidrogenul formând o halogenă, fluorură de hidrogen, HF. La rândul său, fluorul de hidrogen se dizolvă în apă pentru a produce celebrul acid fluorhidric (sub formă de sticlă).

Aciditatea acizilor acizi, clasificată în ordine crescătoare este:

HF <HCl <HBr <HI

Acidul azotic reacționează cu fluorul pentru a forma nitratul de fluor, FNO ₃ . Între timp, acidul clorhidric reacționează puternic cu fluorul pentru a forma HF, OF ₂ și ClF ₃ .

Structura și configurația electronică

Molecula diatomică

Molecula de fluor reprezentată cu model de umplere spațială. Sursa: Gabriel Bolívar.

Atomul de fluor în starea sa de la sol are șapte electroni de valență, care sunt în orbitalele 2s și 2p conform configurației electronice:

2s ² 2p ⁵

Teoria legăturilor de valență (TEV) afirmă că doi atomi de fluor, F, sunt legați covalent la fiecare complet octetul său de valență.

Acest lucru se întâmplă rapid, deoarece este nevoie de un singur electron pentru a deveni izoelectronic la gazul nobil neon; iar atomii săi sunt foarte mici, cu o sarcină nucleară eficientă foarte puternică, care necesită cu ușurință electroni din mediul înconjurător.

Molecula F ₂ (imaginea superioară), are o legătură covalentă unică, FF. În ciuda stabilității sale în comparație cu atomii F liberi, este o moleculă extrem de reactivă; omonuclear, apolar și dornic de electroni. De aceea, fluorul, ca F ₂ , este o specie foarte toxică și periculoasă.

Deoarece F ₂ este apolar, interacțiunile sale depind de masa sa moleculară și de forțele de împrăștiere din Londra. La un moment dat, norul electronic din jurul ambilor atomi F trebuie să se deformeze și să dea naștere unui dipol instantaneu care induce un altul într-o moleculă vecină; astfel încât să se atragă reciproc încet și slab.

Lichid și solid

Molecula F ₂ este foarte mică și difuză relativ rapid în spațiu. În faza sa gazoasă, prezintă o culoare galben-pal (care poate fi confundată cu un verde var). Atunci când temperatura scade la -188 ° C, forțele de dispersie devin mai eficiente, ceea ce face ca moleculele F ₂ să se îngreuneze suficient pentru a defini un lichid.

Fluorul lichid (prima imagine) arată chiar mai galben decât gazul respectiv. În ea, moleculele F ₂ sunt mai apropiate și interacționează cu lumina într-un grad mai mare. Interesant este că, odată format cristalinul fluor cubic distorsionat la -220 ° C, culoarea se estompează și rămâne ca un solid transparent.

Acum că moleculele F ₂ sunt atât de strânse între ele (dar fără ca rotirile lor moleculare să se oprească), se pare că electronii lor capătă o anumită stabilitate și, prin urmare, saltul lor electronic este prea mare pentru ca lumina să interacționeze chiar cu cristalul.

Faze cristaline

Acest cristal cubic corespunde fazei β (nu este un alotrop, deoarece rămâne același F ₂ ). Când temperatura scade și mai mult, până la -228 ºC, fluorul solid suferă o tranziție de fază; cristalul cubic devine unul monoclinic, faza α:

Structura cristalină a fazei alfa a fluorului. Sursa: Benjah-bmm27.

Spre deosebire de β-F ₂ , α-F ₂ este opac și dur. Poate că se datorează faptului că moleculele F ₂ nu mai au la fel de multă libertate să se rotească în pozițiile lor fixe în cristale monoclinice; unde interacționează într-un grad mai mare cu lumina, dar fără a-și excita electronii (ceea ce le-ar explica superficial opacitatea).

Structura cristalină a α-F _{2 a} fost dificil de studiat prin metode convenționale de difracție cu raze X. Acest lucru se datorează faptului că trecerea de la faza β la faza α este extrem de exotermă; motiv pentru care cristalul a explodat practic, în același timp în care a interacționat puțin cu radiațiile.

A fost nevoie de aproximativ cincizeci de ani înainte ca oamenii de știință germani (Florian Kraus și colab.) Să descifreze complet structura α-F ₂ cu o precizie mai mare datorită tehnicilor de difracție de neutroni.

Unde să găsești și să obții

Fluorul se situează pe locul 24 printre cele mai comune elemente din Univers. Totuși, în pământ masa este de 13 ^voci , cu o concentrație de 950 ppm în crustă și o concentrație de 1,3 ppm în apa de mare.

Solurile au o concentrație de fluor între 150 și 400 ppm, iar în unele soluri concentrația poate ajunge la 1.000 ppm. În aerul atmosferic este prezent în concentrație de 0,6 ppb; dar în unele orașe s-au înregistrat până la 50 ppb.

Fluorul este obținută în principal din trei minerale: Fluorita sau fluorospar (caf ₂ ), fluoroapatite și criolit (Na ₃ Alf ₆ ).

Prelucrare fluorită

După colectarea rocilor cu fluorura minerală, acestea sunt supuse unei zdrobiri primare și secundare. Cu zdrobirea secundară se obțin fragmente de rocă foarte mici.

Fragmentele de rocă sunt apoi duse într-o moară cu bilă pentru reducerea la pulbere. Se adaugă apă și reactivi pentru a forma o pastă, care este plasată într-un rezervor de flotație. Aerul este injectat sub presiune pentru a forma bule și astfel fluoritatea sfârșește plutind pe suprafața apoasă.

Silicații și carbonatele se stabilesc în timp ce fluorura este colectată și dusă la cuptoarele de uscare.

Odată obținut fluorura, reacționează cu acid sulfuric pentru a produce fluorură de hidrogen:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Electroliza fluorurii de hidrogen

În producerea de fluor, este urmată metoda folosită de Moisson în 1886, cu unele modificări.

O electroliză este formată dintr-un amestec de fluorură de potasiu topit și acid fluorhidric, cu un raport molar de 1: 2,0 la 1: 2,2. Temperatura sării topite este de 70-130 ° C.

Catodul este format dintr-un aliaj Monel sau oțel, iar anodul este carbon de degrafit. Procesul de producție de fluor în timpul electrolizei poate fi conturat după cum urmează:

2HF => H ₂ + F ₂

Apa este folosită pentru răcirea camerei de electroliză, dar temperatura trebuie să fie peste nivelul de topire al electrolitului pentru a evita solidificarea. Hidrogenul produs în electroliză este colectat la catod, în timp ce fluorul la anod.

izotopi

Fluorul are 18 izotopi, ¹⁹ F fiind singurul izotop stabil cu 100% abundență. ¹⁸ F are un timp de înjumătățire de 109.77 minute si este izotopul radioactiv al fluor , cu mai mult de jumătate - viața. ¹⁸ F este utilizat ca sursă de pozitroni.

Rolul biologic

Nu există o activitate metabolică cunoscută a fluorului la mamifere sau la plante superioare. Cu toate acestea, unele plante și bureți marini sintetizează monofluoroacetatul, un compus otrăvitor, pe care îl folosesc ca protecție pentru a preveni distrugerea acestuia.

riscuri

Consumul excesiv de fluor a fost asociat cu fluoroza osoasă la adulți și fluoroza dentară la copii, precum și cu modificări ale funcției renale. Din acest motiv, Serviciul de Sănătate Publică din SUA (PHS) a sugerat că concentrația de fluor în apa de băut nu trebuie să fie mai mare de 0,7 mg / L.

Între timp, Agenția de Protecție Enviromentală (EPA) a stabilit că concentrația de fluor în apa de băut nu trebuie să fie mai mare de 4mg / L, pentru a evita fluoroza scheletică, în care se acumulează fluor în oase. Acest lucru poate duce la slăbirea oaselor și fracturi.

Fluorura a fost asociată cu deteriorarea glandei paratiroide, cu o scădere a calciului în structurile osoase și concentrații mari de calciu în plasmă.

Printre modificările atribuite excesului de fluor se numără următoarele: fluoroză dentară, fluoroză scheletică și afectarea glandei paratiroide.

Fluoroza dentara

Fluoroza dentară apare cu mici benzi sau pete în smalțul dinților. Copiii sub 6 ani nu trebuie să folosească spălături bucale care conțin fluor.

Fluoroza scheletică

În fluoroza scheletică, durerea și deteriorarea oaselor, precum și a articulațiilor, pot fi diagnosticate. Osul se poate întări și pierde elasticitatea, crescând riscul de fracturi.

Aplicații

Pastă de dinţi

Unele săruri anorganice de fluor sunt utilizate ca aditiv în formularea pastelor de dinți, care s-au dovedit că ajută la protejarea smalțului dinților. Sursa: Pxhere.

Începem cu secțiunea de utilizare a fluorurii cu cea mai cunoscută: cea de a servi ca o componentă a multor paste de dinți. Aceasta nu este singura utilizare în care contrastul dintre ei extrem de toxice și periculoase moleculă F ₂ și anionul F ^- poate fi apreciat , care în funcție de mediul său poate fi benefică (deși uneori nu).

Când mâncăm mâncare, în special dulciuri, bacteriile o descompun prin creșterea acidității salivei noastre. Apoi vine un punct în care pH-ul este suficient de acid pentru a degrada și demineraliza smalțul dinților; hidroxiapatita se descompune.

Cu toate acestea, în acest proces F ^- ionii interactioneze cu Ca ²⁺ pentru a forma o matrice fluorapatită; mai stabil și mai durabil decât hidroxiapatita. Sau cel puțin, acesta este mecanismul propus pentru a explica acțiunea anionului fluor asupra dinților. Este probabil să fie mai complex și să aibă un echilibru hidroxiapatită-fluorapatit dependent de pH.

Acești F ^- anioni sunt disponibili în dinți dentari sub formă de săruri; cum ar fi: NaF, SnF ₂ (celebrul fluorură stannos) și NaPOF. Cu toate acestea, concentrația de F ^- trebuie să fie scăzută (sub 0,2%), deoarece altfel provoacă efecte negative asupra organismului.

Fluorizarea apei

La fel ca pasta de dinți, s-au adăugat săruri de fluor la sursele de apă potabilă pentru a combate cavitățile la cei care o beau. Concentrația ar trebui să fie în continuare mult mai mică (0,7 ppm). Cu toate acestea, această practică este adesea obiectul neîncrederii și controverselor, deoarece i s-au atribuit posibile efecte cancerigene.

Agent oxidant

Gazul F ₂ se comportă ca un agent oxidant foarte puternic. Acest lucru face ca mulți compuși să ardă mai rapid decât atunci când sunt expuși la oxigen și la o sursă de căldură. Acesta este motivul pentru care a fost utilizat în amestecuri de rachete, în care poate chiar înlocui ozonul.

polimeri

În multe utilizări, contribuțiile fluorului nu se datorează F ₂ sau F ^- , ci direct atomilor lor electronegativi, ca parte a unui compus organic. În esență, vorbim despre o legătură CF.

În funcție de structură, polimerii sau fibrele cu legături CF sunt de obicei hidrofobe, deci nu se udă și nu rezistă atacului acidului fluorhidric; Sau mai bine, ele pot fi izolatoare electrice excelente și materiale utile din care sunt fabricate obiecte precum conducte și garnituri. Teflonul și naphionul sunt exemple ale acestor polimeri fluorurați.

Farmaciștii

Reactivitatea fluorului face ca utilizarea sa pentru sinteza mai multor compuși anorganici sau organici de fluor să fie discutabilă. În substanțe organice, în special cele cu efecte farmacologice, înlocuirea unuia dintre heteroatomii lor cu atomi F își mărește (pozitiv sau negativ) acțiunea asupra țintei lor biologice.

De aceea, în industria farmaceutică, modificarea unor medicamente este întotdeauna pe masă prin adăugarea de atomi de fluor.

Foarte asemănătoare se întâmplă cu erbicidele și fungicidele. Fluorura din ele își poate crește acțiunea și eficacitatea asupra insectelor și dăunătorilor fungici.

Gravura pe sticlă

Acidul fluorhidric, datorită agresivității sale față de sticlă și ceramică, a fost utilizat pentru a graba piese subțiri și delicate ale acestor materiale; destinat de obicei pentru fabricarea de microcomponente de calculatoare sau pentru becuri electrice.

Îmbogățirea cu uraniu

Una dintre cele mai relevante utilizări ale fluorului elementar este de a ajuta la îmbogățirea uraniului ca ²³⁵ U. Pentru aceasta, mineralele de uraniu sunt dizolvate în acid fluorhidric, producând UF ₄ . Această fluorură anorganică reacționează apoi cu F ₂ , transformându-se astfel în UF ₆ ( ²³⁵ UF ₆ și ²³⁸ UF ₆ ).

Ulterior, și prin centrifugarea gazelor, ²³⁵ UF ₆ este separat de ²³⁸ UF ₆ pentru a fi apoi oxidat și depozitat ca combustibil nuclear.

Referințe

1. Shiver & Atkins. (2008). Chimie anorganică . (A patra editie). Mc Graw Hill.
2. Krämer Katrina. (2019). Structura de fluor congelat revizuită după 50 de ani. Societatea Regală de Chimie. Recuperat de la: chemistryworld.com
3. Wikipedia. (2019). Fluor. Recuperat de la: en.wikipedia.org
4. Centrul Național de Informații Biotehnologice. (2019). Fluor. Baza de date PubChem. CID = 24524. Recuperat din: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Dr. Doug Stewart. (2019). Fapte cu element de fluor. Chemicool. Recuperat de la: chemicool.com
6. Batul Nafisa Baxamusa. (21 februarie 2018). Utilizările surprinzător de frecvente ale fluorului puternic reactiv. Recuperat de la: șticestruck.com
7. Paola Opazo Sáez. (04 februarie 2019). Fluor în pasta de dinți: este bine sau rău pentru sănătatea ta? Recuperat de la: nacionfarma.com
8. Karl Christe & Stefan Schneider. (08 mai 2019). Fluor: element chimic. Encyclopædia Britannica. Recuperat de la: britannica.com
9. Lenntech BV (2019). Tabelul periodic: oxigen. Recuperat de la: lenntech.com
10. Gagnon Steve. (Sf). Elementul fluor. Jefferson Lab. Recuperat de la: education.jlab.org
11. Societatea americană de cancer a echipei de conținut medical și editorial. (2015, 28 iulie). Fluorizarea apei și riscul de cancer. Recuperat de la: cancer.org