História fluororu, vlastnosti, štruktúra, získanie, riziká, použitie

On fluór Je to chemický prvok, ktorý je znázornený symbolom F a skupinou hlavy 17, ku ktorému halogény patria. Rozlišuje sa nad ostatnými prvkami periodickej tabuľky, pretože je najreaktívnejšou a elektronegatívnejšou; reaguje takmer so všetkými atómami, takže tvorí nespočetné soli a organizačné zlúčeniny.

Za normálnych podmienok je to svetlo žltý plyn, ktorý sa dá zamieňať so žltkastým zelenou farbou. V kvapalnom stave, znázornenom na spodnom obrázku, jeho žltá farba zosilňuje o niečo viac, čo úplne zmizne, keď upevňuje vo svojom bode mrazu.

Tekutý fluór v skúmavke. Zdroj: fulvio314 [CC BY-SA 3.0 (https: // creativeCommons.Org/licencie/By-SA/3.0)]

Je to taká reaktivita, napriek prchavým plynom, ktorý zostáva zachytený v zemskej kôre; Najmä vo forme fluoritového minerálu, známy pre svoje fialové kryštály. Podobne jej reaktivita z neho robí potenciálne nebezpečnú látku; Reagujte rázne so všetkým, čo sa dotýka a horí v plameňoch.

Mnohé z jeho odvodených výrobkov však môžu byť neškodné a dokonca prospešné v závislosti od ich aplikácií. Napríklad najobľúbenejšie použitie fluoridu, pridané do jeho iónovej alebo minerálnej formy (ako sú fluoridové soli), pozostáva z prípravy zubných pastov fluoridom, ktoré pomáhajú chrániť zubnú sklovinu.

Fluór predstavuje zvláštnosť, že vysoký počet alebo oxidačné stavy sa môžu stabilizovať pre mnoho ďalších prvkov. Čím väčší počet atómov fluóru, tým reaktívnejšia bude zlúčenina (pokiaľ nie je polymér). Podobne sa zvýšia jeho účinky s molekulárnymi matikami; pre lepšie alebo horšie.

[TOC]

História

Použitie fluoritu

V roku 1530 nemecký minerál Georgius Agricola zistil, že minerál Fluorspar sa môže použiť pri čistení kovov. Fluorspar je ďalší názov pre fluorit, minerál fluóru, ktorý pozostával z fluoridu vápenatého (CAF₂).

Dovtedy nebol objavený fluórový prvok a „kvapalina“ vo fluorite pochádza z latinského slova „fluere“, čo znamená „tok“; Odvtedy to bolo to, čo robili fluorspar alebo fluorit s kovmi: pomohlo im to opustiť vzorku.

Príprava kyseliny fluórhy

V roku 1764 zvládol Andreas Sigismud Margraff. Sklenené návraty roztavené pôsobením kyseliny, takže sklo bolo nahradené kovmi.

Pripisuje sa tiež Carlovi Scheele v roku 1771, príprava kyseliny rovnakou metódou, po ktorej nasleduje Margraff. V roku 1809 francúzsky vedec Andre-Marie Ampre navrhol, že fluorická alebo fluórická kyselina bola zlúčenina tvorená vodíkom a novým prvkom podobným chlóru.

Vedci sa pokúsili izolovať fluór pomocou fluórickej kyseliny po dlhú dobu; Ale jeho nebezpečenstvo v tejto súvislosti dosiahlo pokrok.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac a Jacques Thénard mali silnú bolesť pri vdýchnutí fluoridu vodíka (kyselina fluorid bez vody a v plynnej forme)))). Za podobných okolností vedci Paulin Louyet a Jerome Nickles zomreli otravou.

Edmond Fréme, francúzsky výskumný pracovník, sa pokúsil vytvoriť suchú kyselinu fluórid, aby sa zabránilo toxicite fluoridu vodíka okyslením bifluoridu draselného (KHF₂), Ale počas elektrolýzy nedošlo k vedeniu elektrického prúdu.

Izolácia

V roku 1860 sa anglický chemik George Gore pokúsil. Došlo však k výbuchu násilným rekombovaním vodíka fluoridom. Gore pripisoval výbuch k úniku kyslíka.

V roku 1886 sa francúzskym chemikom Henri Moissonovi podarilo prvýkrát izolovať fluorid. Predtým bola Moissonova práca prerušená štyrikrát kvôli vážnej otravy fluoridom vodíka, zatiaľ čo sa snažila izolácia prvku.

Moisson bol šialeným študentom a bol založený na svojich experimentoch na izoláciu fluoridu. Moisson použitý pri elektrolýze Zmes fluoridu draselného a kyseliny fluórhy. Výsledný roztok viedol elektrinu a plyn fluóru akumulovaný v anóde; to znamená v pozitívne načítanej elektróde.

Moisson použil koróziu rezistentné vybavenie, v ktorom boli elektródy vyrobené z zliatiny platiny a Iridium. Pri elektrolýze použil platinovú nádobu a ochladil elektrolytický roztok pri teplote -23 ° F (-31 ° C).

Nakoniec, 26. júna 1886, sa Henri Moissonovi podarilo izolovať fluorid, dielo, ktoré mu umožnilo vyhrať Nobelovu cenu v roku 1906.

Záujem o fluorid

Na chvíľu sa stratil záujem o vyšetrovanie s fluoridom. Vývoj projektu Manhattanu na výrobu atómovej bomby však.

Americká spoločnosť DuPont vyvinula v rokoch 1930 až 1940 fluorinované výrobky, ako sú chlorofluórokarbonáty (Freon-12), používané ako chladivá; a polythetrafluóretylén plast, ktorý je najlepšie známy s názvom teflón. To spôsobilo zvýšenie výroby a spotreby fluóru.

V roku 1986 na konferencii na storočie izolácie fluóru americký chemik Karl alebo. Christe predstavil chemickú metódu na prípravu fluoridu reakciou medzi K₂Mnf₆ a SBF₅.

Môže vám slúžiť: polyvinylalkohol

Fyzikálne a chemické vlastnosti

Vzhľad

Fluór je bledožltý plyn. V tekutom stave je jasne žltá. Medzitým môže byť tuhá látka nepriehľadná (alfa) alebo priehľadná (beta).

Atómové číslo (z)

9.

Atómová hmotnosť

18 998 u.

Bod topenia

-219,67 ° C.

Bod varu

-188.11 ° C.

Hustota

Pri izbovej teplote: 1 696 g/l.

V bode topenia (kvapalina): 1 505 g/ml.

Odparovanie

6,51 kJ/mol.

Molárna kalikára

31 J/(mol · k).

Tlak vodnej pary

Pri teplote 58 K má tlak pary 986,92 atm.

Tepelná vodivosť

0,0277 w/(m · k)

Magnetický poriadok

Diamagnetický

Vôňa

Pikantná a prenikajúca charakteristická vôňa, zistiteľná aj pri 20 ppb.

Oxidácia

-1, ktorý zodpovedá fluoridnému aniónu, f^-.

Ionizačná energia

-Prvé: 1.681 kj/mol

-Po druhé: 3.374 kj/mol

-Tretie: 6.147 kJ/mol

Elektronegativita

3,98 v Pauling Scale.

Je to chemický prvok s najväčšími elektronegativitami; to znamená, že má vysokú afinitu k elektrónom atómov, s ktorými je prepojený. Z tohto.

Jeho elektronegativita má tiež iný účinok: atómy spojené s ním strácajú toľko elektronickej hustoty, že začnú získavať pozitívne zaťaženie; Toto je pozitívne oxidačné číslo. Čím viac atómov fluóru v zlúčenine bude mať centrálny atóm pozitívnejšie oxidačné číslo.

Napríklad v₂ Kyslík má oxidačné číslo +2 (alebo²⁺F₂^-); V UF₆, Urán má oxidačné číslo +6 (u⁶⁺F₆^-); To isté platí pre síru v SF₆ (S⁶⁺F₆^-); A nakoniec je AGF₂, kde striebro má dokonca oxidačné číslo +2, v ňom neobvyklé.

Preto sa prvkami podarí zúčastniť sa s ich najpozitívnejšími oxidačnými číslami, keď tvoria zlúčeniny s fluoridom.

Oxidačný činiteľ

Fluór je najsilnejším oxidačným prvkom, takže žiadna látka nie je schopná oxidovať; A z tohto dôvodu nie je v prírode slobodný.

Reaktivita

Fluór je schopný kombinovať so všetkými ostatnými prvkami, s výnimkou hélia, neónu a argónu. Pri normálnych teplotách tiež neútočí na sladkú oceľ ani meď. Násilne reagujte s organickými materiálmi, ako je guma, drevo a tkanina.

Fluorid môže reagovať s xenónom vznešeného plynu za vzniku silného oxidantu difluóru xenónu, XEF₂. Reaguje tiež s vodíkom za vzniku halogenidu, fluoridu vodíka, HF. Fluorid vodíka sa naopak rozpustí vo vode, čím sa vytvorí slávna kyselina fluorhoorová (jesť sklo).

Kyslosť kyselín hydrány, klasifikovaná v rastúcom poradí, je:

HF < HCl < HBr < HI

Kyselina dusičná reaguje s fluoridom za vzniku dusičnanu fluóru, FNO₃. Medzitým kyselina chlorovodíková reaguje rázne s fluoridom za vzniku HF,₂ a clf₃.

Elektronická štruktúra a konfigurácia

Diatomická molekula

Molekula fluoridu predstavovaná modelom plnenia vesmíru. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Atóm fluóru v jeho bazálnom stave má sedem elektrónov Valencie, ktoré sú na orbitáloch 2S a 2p podľa elektronickej konfigurácie:

[On] 2s² 2 P⁵

Teória Valencia Link (TEV) ustanovuje, že dva atómy fluóru F sú kovalentne prepojené, aby boli schopné dokončiť svoj oktet vo Valencii.

K tomu dochádza rýchlo, pretože sotva chýba elektrón, ktorý sa stane izolektronickým až ušľachtilým neónovým plynom; A jeho atómy sú veľmi malé, s veľmi silným efektívnym jadrovým zaťažením, ktoré ľahko vyžaduje elektróny životného prostredia.

Molekula f₂ (Vynikajúci obrázok), má jednoduchý kovalentný odkaz, F-F. Napriek svojej stabilite v porovnaní s voľnými atómami F je to extrémne reaktívna molekula; Homonukleárny, apolárny a túžiaci po elektronoch. Preto fluorid, ako f₂, Je to veľmi toxický a nebezpečný druh.

Pretože f₂ Je to apolar, jeho interakcie závisia od jeho molekulárnej hmoty a londýnskych disperzných síl. V určitom okamihu musí elektronický oblak okolo oboch atómov F deformovať a vzniknúť okamžitým dipólom, ktorý indukuje iného v susednej molekule; aby boli pomaly a slabé.

Kvapalina

Molekula f₂ Je veľmi malý a šíri sa vo vesmíre relatívnou rýchlosťou. Vo svojej plynovej fáze vykazuje svetlo žltú farbu (ktorá sa dá zamieňať s limetkovou zeleňou). Keď teplota klesne na -188 ° C, disperzné sily sa stanú účinnejšími a molekuly fúľ₂ Dostatočná súdržnosť na definovanie tekutiny.

Tekutý fluór (prvý obrázok) vyzerá ešte žltej ako jeho plyn. V ňom molekuly f₂ Sú bližšie a vo väčšej miere interagujú so svetlom. Je zaujímavé, že akonáhle je zdeformované kubické sklo vytvorené z fluóru do -220 ° C, farebne mizne a zostáva priehľadnou pevnou látkou.

Môže vám slúžiť: rozvetvené alkány

Teraz, keď m molekuly₂ Sú tak blízko (ale bez zastavenia molekulárnych rotácií) sa zdá, že ich elektróny zarábajú určitú stabilitu, a preto je ich elektronický skok príliš veľký na to, aby svetlo dokonca interagovali so sklom.

Kryštalické fázy

Tento kubický kryštál zodpovedá β fáze (nie je alotropický, pretože zostáva rovnaký f₂). Keď teplota klesne ešte viac, až do -228 ° C, tuhý fluór trpí fázovým prechodom; Kubické sklo sa transformuje na monoklinickú fázu a fázy:

Kryštalická štruktúra alfa fázy fluóru. Zdroj: Benjah-Bmm27 [verejná doména].

Na rozdiel od p-f₂, A-F₂ je nepriehľadný a ťažký. Možno je to preto, že m molekuly m₂ Už nemajú takú slobodu otáčať sa vo svojich pevných pozíciách v monoklinických kryštáloch; kde vo väčšej miere interagujú so svetlom, ale bez vzrušenia ich elektrónov (čo by povrchne vysvetľovalo ich nepriehľadnosť).

Kryštalická štruktúra a-f₂ Bolo ťažké študovať prostredníctvom konvenčných X -BAY difrakčných metód. Je to preto, že prechod z fázy β na a je veľmi exotermický; Krištáľ teda prakticky využívaný, zatiaľ čo je málo interaguje s ožarovaním.

Strávili asi päťdesiat rokov pred nemeckými vedcami (Florian Kraus a spolupracovníkmi), úplne dešifrujú štruktúru α-F₂ s väčšou presnosťou vďaka technikám difrakcie neutrónov.

Kde je to a získajte

Fluór zaberá 24. najbežnejších prvkov vo vesmíre. Avšak na Zemi je v hmotnosti 13^vola prvok s koncentráciou 950 ppm v zemskej kôre a koncentráciou 1,3 ppm v morskej vode.

Pôdy majú koncentráciu fluóru medzi 150 a 400 ppm a na niektorých pôdach môže koncentrácia dosiahnuť 1.000 ppm. V atmosférickom vzduchu je prítomný v koncentrácii 0,6 ppb; Ale v niektorých mestách sa zaregistroval až do 50 ppb.

Fluór sa získava hlavne z troch minerálov: fluorit alebo fluorospar (káva₂), Fluórapatita [CA₅(PO₄)₃F] a kreol (na₃ALF₆).

Spracovanie fluoritu

Po zhromaždení hornín s minerálom fluoritu sú vystavené primárnemu a sekundárnemu drveniu. So sekundárnym drvením získania veľmi malých hornín.

Potom sa skalné fragmenty prenesú do guľového mlyna na zníženie prachu. Voda a reagencie sa pridávajú za vzniku pasty, ktorá je umiestnená vo flotačnej nádrži. Vstrekuje sa tlak na vytvorenie bublín, a tak fluorit končí na vodnom povrchu.

Kremičitany a uhličitany sú sedimentom, zatiaľ čo fluorit sa zhromažďuje a vedie k sušeniu pecí.

Po získaní fluoritu reaguje s kyselinou sírovou na výrobu fluoridu vodíka:

Kaviareň₂      +      H₂SW₄     => 2 hf +prípad₄

Elektrolýza vodíka

Pri výrobe fluoridu nasledujú niektoré modifikácie, pričom metóda použitá Moisson v roku 1886.

Elektrolýza zmesi roztaveného fluoridu draselného a kyseliny fluohydrovej, s molárnym polomerom 1: 2,0 až 1: 2,2. Teplota roztavenej soli je 70 - 130 ° C.

Katóda pozostáva z zliatiny Monetu alebo ocele a anóda je zverené uhlím. Proces výroby fluóru počas elektrolýzy sa môže schematizovať nasledovne:

2Hf => h₂    +    F₂

Voda sa používa na ochladenie elektrolýzovej komory, ale teplota musí byť nad bodom topenia elektrolytu, aby sa predišlo tuhnutiu. Vodík produkovaný pri elektrolýze sa zhromažďuje v katóde, zatiaľ čo fluorid v anóde.

Izotopy

Fluorid má 18 izotopov, pretože je ¹⁹F jediný stabilný izotop so 100% hojnosťou. On ¹⁸F má polovicu života 109,77 minút a je rádioaktívnym izotopom fluóru s najväčšou polovicou života. On ¹⁸F sa používa ako pozitrónový zdroj.

Biologický dokument

Nie je známa metabolická aktivita fluóru u cicavcov alebo horných rastlín. Niektoré morské rastliny a špongie však syntetizujú monofluroacetát, jedovatú zlúčeninu, ktorá používa ako ochranu na zabránenie deštrukcie.

Riziká

Nadmerná spotreba fluóru je spojená s kostnou fluorózou u dospelých a zubná fluoróza u detí, ako aj so zmenami vo fungovaní obličiek. Z tohto dôvodu Služba verejného zdravotníctva Spojených štátov (PHS) navrhla, že koncentrácia fluoridu v pitnej vode by nemala byť vyššia ako 0,7 mg/l.

Medzitým Agentúra americkej environmentálnej ochrany (EPA) preukázala, že koncentrácia fluoridu v pitnej vode by nemala byť väčšia ako 4 mg/l, aby sa predišlo fluoróze kostry, v ktorej sa fluorid akumuluje v kostiach. To môže spôsobiť oslabenie kostí a zlomeniny.

Fluór súvisí s poškodením paratyroidnej žľazy, so znížením vápnika v kostných štruktúrach a vysokými koncentráciami vápnika v plazme.

Môže vám slúžiť: Living Matter: Koncept, charakteristiky a príklady

Medzi zmenami pripisované nadbytočné fluór patria nasledujúce: zubná fluoróza, kostrová fluoróza a poškodenie paratyroidnej žľazy.

Zubná fluoróza

Zubná fluoróza je uvedená s malými pruhmi alebo motocyklami v zubnej sklovine. Deti do 6 rokov by nemali používať ústa obsahujúcu fluorid.

Kostrová fluóza

V kostrovej fluóre je možné diagnostikovať bolesť a poškodenie poškodenia, ako aj v kĺboch. Kosť môže stvrdnúť a stratiť elasticitu, čo zvyšuje riziko zlomenín.

Žiadosti

Zubná pasta

Niektoré anorganické soli fluoridu sa používajú ako prísada vo formulácii zubných pastov, ktoré ukázali, že pomáhajú chrániť zubnú sklovinu. Zdroj: pxhere.

Začneme časťou použitia fluoridu s tou najznámejšou: slúžiť ako súčasť mnohých zubných pastov. Toto nie je jediné použitie, kde je možné vidieť kontrast medzi jeho molekulou f₂, mimoriadne jedovatý a nebezpečný a anión f^-, ktoré v závislosti od jeho prostredia môžu byť prospešné (aj keď niekedy nie).

Keď jeme jedlo, najmä sladkosti, baktérie ich degradujú zvýšením kyslosti našich slín. Potom je bod, v ktorom je pH dostatočné na degradáciu a demineralizáciu zubnej skloviny; Hydroxiapatit prichádza „dole“.

V tomto procese však ióny f^- interagovať s CA²⁺ na vytvorenie fluorapatitovej matrice; stabilnejší a trvalejší ako hydroxyapatit. Alebo prinajmenšom, toto je navrhovaný mechanizmus na vysvetlenie pôsobenia fluoridového aniónu na zuby. Je pravdepodobné, že je zložitejší a že existuje hydroxyapatit-fluorapatit v závislosti od pH.

Tieto anióny f^- Sú k dispozícii v zubných papas v soli; ako: NAF, SNF₂ (Slávny fluorid STINE) a Napof. Koncentrácia F však^- Musí byť nízka (menej ako 0,2%), pretože inak spôsobuje negatívne účinky na telo.

Fluorizácia vody

Veľmi podobné tomu, ako s zubnými pastmi sa do zdrojov pitnej vody pridali fluoridové soli, aby bojovali proti vzhľadu zubného kazu u tých, ktorí ho pijú. Koncentrácia musí byť stále oveľa nižšia (0,7 ppm). Táto prax je však zvyčajne nedôverčivá a kontroverzia, pretože boli pripísané možné karcinogénne účinky.

Oxidačný činiteľ

Plyn f₂ Správa sa ako veľmi silné oxidačné činidlo. Vďaka tomu je veľa zlúčenín zabezpečených viac ako keď sú vystavené kyslíku a zdroju tepla. Preto sa používa v zmesiach raketových palív, v ktorých môžu dokonca nahradiť ozón.

Polyméry

Pri mnohých použitiach nie sú príspevky fluoridu spôsobené f₂ alebo f^-, ale priamo do svojich elektronegatívnych atómov tvoriacich časť organickej zlúčeniny. Preto v podstate odkazu C-F.

V závislosti od štruktúry sú polyméry alebo vlákna s väzbami c- Alebo ešte lepšie, môžu to byť vynikajúci elektrický izolátor. Teflón a na námorník sú príkladmi týchto fluórovaných polymérov.

Lekárnici

Reaktivita fluoridu sa nazýva jeho použitie na syntézu viacerých fluorínových, organických alebo anorganických zlúčenín. U organických, konkrétne tých, ktorí majú farmakologické účinky, nahradia jeden z ich heteroátomos atómami, ktoré sa zvyšuje (pozitívne alebo negatívne), jeho pôsobenie na ich biologický cieľ.

Preto je vo farmaceutickom priemysle modifikácia niektorých liekov vždy na stole pridaním atómov fluóru.

Veľmi podobné sa vyskytuje pri herbicídoch a fungicídoch. Fluór v nich môže zvýšiť ich pôsobenie a účinnosť na hmyzu a húb škodcov.

Gravírovanie

Kyselina fluórska sa vďaka svojej agresivite so sklom a keramikou používa na zaznamenávanie tenkých a jemných kúskov týchto materiálov; Zvyčajne určené na výrobu mikrokomponentov počítačov alebo pre elektrické žiarovky.

Obohatenie uránu

Jedným z najdôležitejších použití elementárneho fluoridu je pomôcť obohatiť urán ²³⁵Alebo. Aby sa to stalo, minerály uránu sa rozpúšťajú vo fluórickej kyseline a produkujú UF₄. Tento anorganický fluorid potom reaguje s F₂, Transformovať sa na UF₆ (²³⁵Vyhodiť₆ a ²³⁸Vyhodiť₆).

Následne a prostredníctvom odstredenia plynu, ²³⁵Vyhodiť₆ Oddeľuje sa od ²³⁸Vyhodiť₆ a potom oxidované a skladované ako jadrové palivo.

Odkazy

1. Triasť a Atkins. (2008). Anorganická chémia. (Štvrté vydanie). MC Graw Hill.
2. Krämer Katrina. (2019). Štruktúra mrazeného fluóru sa po 50 rokoch objavila. Kráľovská spoločnosť chémie. Získané z: Chemistryworld.com
3. Wikipedia. (2019). Fluór. Zdroj: In.Wikipedia.orgán
4. Národné centrum pre biotechnologické informácie. (2019). Fluór. Databáza pubchem. CID = 24524. Získané z: pubchem.Ncbi.NLM.NIH.Vláda
5. DR. Doug Stewart. (2019). Fakty fluóru. Chemickolák. Získané z: Chemicool.com
6. Batul Nafisa Baxamusa. (21. februára 2018). Prekvapivo bežné použitie vysoko reaktívneho fluóru. Obnovené z: ScienceStruck.com
7. Paola opazo Sáez. (4. februára 2019). Fluorid v zubnej paste: Je to dobré alebo zlé pre zdravie? Získané z: Nacionfarma.com
8. Karl Christe a Stefan Schneider. (8. mája 2019). Fluór: chemický prvok. Encyclopædia Britannica. Získané z: Britannica.com
9. Šošovica B.Vložka. (2019). Tabuľka doby: kyslík. Získané z: Lentech.com
10. Gagnon Steve. (s.F.). Fluór prvku. Laboratórium Jefferson. Zotavené z: vzdelávania.JLab.orgán
11. Tím lekárskeho a redakčného obsahu American Cancer Cancer Society. (28. júla 2015). Fluoridácia vody a riziko rakoviny. Získané z: rakoviny.orgán