FLUÓR: HISTÓRIA, VLASTNOSTI, ŠTRUKTÚRA, ZÍSKAVANIE, RIZIKÁ, POUŽITIA - CHÉMIA - 2026

Fluóru je chemický prvok so symbolom F a 17 vedie zo skupiny, do ktorej patrí halogény. Vyznačuje sa nad ostatnými prvkami periodickej tabuľky, pretože je najreaktívnejší a elektronegatívnejší; Reaguje takmer so všetkými atómami, takže vytvára nekonečné množstvo solí a organofluorovaných zlúčenín.

Za normálnych podmienok je to bledožltý plyn, ktorý sa dá zameniť so žltkastou zelenou. V tekutom stave, ako je znázornené na obrázku nižšie, jeho žltá farba zosilnie trochu viac, ktorá úplne zmizne, keď stuhne v bode tuhnutia.

Kvapalný fluór v skúmavke. Zdroj: Fulvio314

Je to taká jeho reaktivita, napriek nestabilnej povahe svojho plynu, že zostáva uviaznutá v zemskej kôre; najmä vo forme minerálneho fluoritu, ktorý je známy svojimi fialovými kryštálmi. Jeho reaktivita z neho robí potenciálne nebezpečnú látku; rázne reaguje na všetko, čoho sa dotkne, a horí v plameňoch.

Mnohé z jeho vedľajších produktov však môžu byť neškodné a dokonca prospešné v závislosti od ich použitia. Napríklad najobľúbenejšie použitie fluoridu pridaného v jeho iónovej alebo minerálnej forme (ako sú napríklad fluoridové soli) je príprava zubných pást z fluoridu, ktoré pomáhajú chrániť zubnú sklovinu.

Fluór má zvláštnosť, že môže stabilizovať vysoké počty alebo oxidačné stavy pre mnoho ďalších prvkov. Čím vyšší je počet atómov fluóru, tým reaktívnejšia je zlúčenina (pokiaľ nejde o polymér). Podobne sa zvýšia jeho účinky na molekulárne matrice; pre lepšie alebo horšie.

histórie

Použitie fluoritu

V roku 1530 nemecký mineralog Georgius Agricola zistil, že minerálny fluorid sa dá použiť na čistenie kovov. Fluorspar je ďalší názov pre fluorit, fluorovaný minerál, ktorý pozostával z fluoridu vápenatého (CaF ₂ ).

Prvok fluór nebol dovtedy objavený a „fluór“ vo fluorite pochádza z latinského slova „fluere“, čo znamená „tečenie“; pretože to bolo presne to, čo fluorit alebo fluorit robili s kovmi: pomohlo im to opustiť vzorku.

Príprava kyseliny fluorovodíkovej

V roku 1764 sa Andreasu Sigismudovi Margraffovi podarilo pripraviť kyselinu fluorovodíkovú a zohriať fluorit kyselinou sírovou. Sklenené retorty boli roztavené pôsobením kyseliny, takže sklo bolo nahradené kovmi.

Pripisuje sa mu tiež Carl Scheele v roku 1771, príprava kyseliny rovnakou metódou ako pri Margraff. V roku 1809 francúzsky vedec Andre-Marie Ampere navrhol, že kyselina fluorovodíková alebo fluorovodíková je zmesou vodíka a nového prvku podobného chlóru.

Vedci sa pokúsili izolovať fluorid pomocou kyseliny fluorovodíkovej po dlhú dobu; ale jeho nebezpečnosť sťažila pokrok v tomto zmysle.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac a Jacques Thénard mali silné bolesti pri vdychovaní fluorovodíka (kyselina fluorovodíková bez vody a v plynnej forme). Vedci Paulin Louyet a Jerome Nickles za podobných okolností zomreli na otravu.

Francúzsky výskumník Edmond Frémy sa pokúsil vytvoriť suchú kyselinu fluorovodíkovú, aby sa vyhlo toxicite fluorovodíka okyslením bifluoridu draselného (KHF ₂ ), ale počas elektrolýzy nedošlo k prenosu elektrického prúdu.

Izolácia

V roku 1860 sa anglický chemik George Gore pokúsil o elektrolýzu suchej kyseliny fluorovodíkovej a podarilo sa mu izolovať malé množstvo plynného fluóru. Pri násilnom rekombinovaní vodíka a fluóru však došlo k výbuchu. Gore pripísal explóziu úniku kyslíka.

V roku 1886 sa francúzskemu chemikovi Henriovi Moissonovi podarilo prvýkrát izolovať fluór. Doteraz bola Moissonova práca prerušená štyrikrát silnou otravou fluorovodíkom, zatiaľ čo sa pokúšal izolovať prvok.

Moisson bol študentom Frémy a spoliehal sa na svoje pokusy izolovať fluór. Moisson použil pri elektrolýze zmes fluoridu draselného a kyseliny fluorovodíkovej. Výsledné riešenie viedlo elektródu a plynný fluór zhromaždený v anóde; to znamená na kladne nabitej elektróde.

Moisson použil zariadenie odolné voči korózii, v ktorom boli elektródy vyrobené zo zliatiny platiny a irídia. Pri elektrolýze použil platinovú nádobu a ochladil roztok elektrolytu na teplotu -23 ° F (-31 ° C).

Nakoniec, 26. júna 1886, sa Henri Moisssonovi podarilo izolovať fluór, čo mu umožnilo v roku 1906 získať Nobelovu cenu.

Záujem o fluorid

Záujem o výskum fluoridov sa na čas stratil. Vývoj projektu Manhattan na výrobu atómovej bomby ho však opäť podporil.

Americká spoločnosť Dupont v rokoch 1930 až 1940 vyvinula fluórované výrobky, ako sú chlórfluórované uhľovodíky (Freon-12), používané ako chladivá; a polytetrafluóretylénový plast, lepšie známy pod menom teflon. To viedlo k zvýšeniu výroby a spotreby fluóru.

V roku 1986, na konferencii označiť storočia o izoláciu fluóru, americký chemik Karl O. Christe prezentované chemickou metódou pre prípravu fluóru reakcie medzi K ₂ MNF ₆ a SBF ₅ .

Fyzikálne a chemické vlastnosti

vzhľad

Fluór je svetlo žltý plyn. V tekutom stave je jasne žltá. Medzitým môže byť pevná 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.

Pri teplote topenia (kvapalina): 1,505 g / ml.

Odparovacie teplo

6,51 kJ / mol.

Molárna kalorická kapacita

31 J / (mol K).

Tlak vodnej pary

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

Tepelná vodivosť

0,0227 W / (m K)

Magnetické usporiadanie

Diamagnetic

vône

Charakteristický štipľavý a štipľavý zápach, ktorý sa dá zistiť už pri 20 ppb.

Oxidačné čísla

-1, čo zodpovedá fluoridovému aniónu, F ^- .

Ionizačná energia

-Prvé: 1 681 kJ / mol

-Sekunda: 3 374 kJ / mol

-Third: 6,167 KJ / mol

electronegativity

3,98 na Paulingovej stupnici.

Je to chemický prvok s najvyššou elektronickou aktivitou; to znamená, že má vysokú afinitu k elektrónom atómov, s ktorými sa viaže. Z tohto dôvodu atómy fluóru generujú veľké dipólové momenty v špecifických oblastiach molekuly.

Jeho elektronegativita má tiež ďalší účinok: atómy, ktoré sú k nej viazané, strácajú takú hustotu elektrónov, že začínajú získavať kladný náboj; toto je kladné oxidačné číslo. Čím viac atómov fluóru je v zlúčenine, stredný atóm bude mať pozitívnejšie oxidačné číslo.

Napríklad v OF _2, kyslík má oxidačné číslo +2 (O ²⁺ F ₂ ^- ); v UF ₆ , urán má číslo oxidácie +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^- ); to isté sa deje so sírou v SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^- ); a nakoniec existuje AgF ₂ , kde striebro má dokonca oxidačné číslo +2, zriedkavé.

Preto prvky dokážu participovať so svojimi najpozitívnejšími oxidačnými číslami, keď tvoria zlúčeniny s fluórom.

Oxidačné činidlo

Fluór je najsilnejším oxidačným prvkom, takže žiadna látka ho nedokáže oxidovať; az tohto dôvodu nie je vo svojej podstate zadarmo.

reaktivita

Fluór je schopný kombinovať so všetkými ostatnými prvkami okrem hélia, neónu a argónu. Za normálnych teplôt tiež nenapáda mäkkú oceľ alebo meď. Prudko reaguje s organickými materiálmi, ako je guma, drevo a tkanina.

Fluór môže reagovať s ušľachtilou xenónu plynu pre vytvorenie silnej oxidačné činidlo xenon difluoridu XEF ₂ . Taktiež reaguje s vodíkom za vzniku halogenidu, fluorovodíka, HF. Na druhej strane sa fluorovodík rozpúšťa vo vode a vytvára slávnu kyselinu fluorovodíkovú (ako sklo).

Kyslosť kyslých kyselín zatriedená vzostupne je:

HF <HCI <HBr <HI

Kyselina dusičná reaguje s fluórom za vzniku dusičnanu fluóru, FNO ₃ . Medzitým, kyselina reaguje chlorovodíkovej intenzívne fluóru tvoria HF, z ₂ a CLF ₃ .

Štruktúra a elektronická konfigurácia

Diatomická molekula

Molekula fluóru predstavovaná modelom priestorového plnenia. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Atóm fluóru v základnom stave má sedem valenčných elektrónov, ktoré sú podľa orbitálov 2s a 2p podľa elektronickej konfigurácie:

2s ² 2p ⁵

V teórii valenčnej väzby (TEV) sa uvádza, že dva atómy fluóru, F, sú kovalentne naviazané na každý svoj kompletný oktet.

Stáva sa to rýchlo, pretože je potrebný iba jeden elektrón, aby sa stal neelektronickým pre neónový vzácny plyn; a jej atómy sú veľmi malé, s veľmi silným účinným jadrovým nábojom, ktorý ľahko vyžaduje elektróny z prostredia.

Molekula F ₂ (horný obrázok), má jednu kovalentnú väzbu, FF. Napriek svojej stabilite v porovnaní s voľnými atómami F je to vysoko reaktívna molekula; homonukleárne, nepolárne a dychtivé pre elektróny. Preto je fluór, rovnako ako F ₂ , veľmi toxický a nebezpečný druh.

Vzhľadom k tomu, F ₂ je nepolárne, jeho interakcie závisí od jeho molekulovej hmotnosti a v Londýne rozptylu síl. V určitom okamihu sa musí elektronický oblak okolo obidvoch atómov F deformovať a vyvolať okamžitý dipól, ktorý v susednej molekule indukuje ďalší; aby sa navzájom priťahovali pomaly a slabo.

Kvapalina a tuhá látka

F ₂ molekula je veľmi malá a rozptyľuje v priestore relatívne rýchlo. Vo svojej plynnej fáze má svetlo žltú farbu (ktorú je možné zameniť s limetkovou zelenou). Keď teplota klesne na -188 ° C, disperzné sily väčšej účinnosti, čo spôsobuje F ₂ molekúl splývajú natoľko, aby definovať kvapalina.

Kvapalný fluór (prvý obrázok) vyzerá ešte žltšie ako príslušný plyn. V tom, F ₂ molekuly sú užšie a vzájomne reaguje so svetlom vo väčšej miere. Je zaujímavé, že akonáhle sa deformovaný kubický fluórový kryštál vytvorí pri teplote -220 ° C, farba vybledne a zostane ako priehľadná pevná látka.

Teraz, keď F ₂ molekuly sú tak blízko pri sebe (ale bez ich molekulárnej rotácie zastavenie), zdá sa, že ich elektróny získať určitú stabilitu, a preto ich elektronickej skok je príliš veľká vzhľadom na i interakciu s kryštálom.

Kryštalické fázy

Tento kubickú kryštálovú zodpovedá beta fáze (to nie je allotrope pretože zostáva rovnaký F ₂ ). Ak teplota klesne ešte ďalej na -228 ° C, tuhý fluór prechádza fázovým prechodom; kubický kryštál sa stáva monoklinickým, a fáza:

Kryštálová štruktúra alfa fázy fluóru. Zdroj: Benjah-bmm27.

Na rozdiel od p-F ₂ , α-F ₂ je nepriehľadná a ťažké. Možno je to preto, že F ₂ molekuly už mať veľkú slobodu sa otáčať v ich pevnej polohe v monoklinickej kryštály; kde interagujú vo väčšej miere so svetlom, ale bez vzrušenia svojich elektrónov (čo by povrchne vysvetľovalo ich opacitu).

Kryštálová štruktúra a-F _2, bolo ťažké študovať bežnými röntgenovými difrakčnými metódami Dôvodom je, že prechod z P do fázy alfa je vysoko exotermická. dôvod, prečo kryštál prakticky explodoval, súčasne s tým, že málo interagoval so žiarením.

Trvalo asi päťdesiat rokov, kým nemeckí vedci (Florian Kraus et al.) Úplne dešifrovali štruktúru α-F ₂ s väčšou presnosťou vďaka technikám difrakcie neutrónov.

Kde nájsť a získať

Fluór patrí na 24. miesto medzi najbežnejšie prvky vo vesmíre. Avšak v zemskej hmote je prvok 13 ^vol , s koncentráciou 950 ppm v kôre a koncentráciou 1,3 ppm v morskej vode.

Pôda má koncentráciu fluoridov 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 bolo zaznamenaných až 50 ppb.

Fluór je získaný predovšetkým z troch minerálov: fluoritových alebo fluorospar (CAF ₂ ), fluorapatit a kryolit (Na ₃ ALF ₆ ).

Spracovanie fluoritu

Po zozbieraní hornín minerálnym fluoritom sa tieto primárne a sekundárne rozdrvia. Sekundárnym drvením sa získajú veľmi malé fragmenty hornín.

Fragmenty hornín sa potom prenesú do guľového mlyna na redukciu na prášok. Voda a reakčné činidlá sa pridajú za vzniku pasty, ktorá sa umiestni do flotačnej nádrže. Vzduch sa vstrekuje pod tlakom, aby sa vytvorili bubliny, a teda fluorit skončí vznášaním sa na vodnom povrchu.

Kremičitany a uhličitany sa usadzujú, zatiaľ čo sa fluorit zhromažďuje a odvádza do sušiacich pecí.

Po získaní fluoritu reaguje s kyselinou sírovou za vzniku fluorovodíka:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Elektrolýza fluorovodíka

Pri výrobe fluóru sa dodržiava metóda, ktorú použil Moisson v roku 1886, s určitými úpravami.

Elektrolýza sa uskutočňuje zo zmesi roztaveného fluoridu draselného a kyseliny fluorovodíkovej s molárnym pomerom 1: 2,0 až 1: 2,2. Teplota roztavenej soli je 70 - 130 ° C.

Katóda pozostáva zo zliatiny Monel alebo ocele a anódou je degrafitový uhlík. Proces výroby fluóru počas elektrolýzy je možné načrtnúť takto:

2HF => H ₂ + F ₂

Na chladenie elektrolytickej komory sa používa voda, ale teplota musí byť nad teplotou topenia elektrolytu, aby sa zabránilo stuhnutiu. Vodík produkovaný elektrolýzou sa zhromažďuje na katóde, zatiaľ čo fluór na anóde.

izotopy

Fluór má 18 izotopov, pričom ¹⁹ F je jediný stabilný izotop so 100% výskytom. ¹⁸ F má polčas 109.77 minút a je rádioaktívny izotop fluóru s dlhším polčasom - života. ¹⁸ F sa používa ako zdroj pozitrónov.

Biologická úloha

U cicavcov alebo vyšších rastlín nie je známa žiadna metabolická aktivita fluóru. Niektoré rastliny a morské špongie však syntetizujú monofluóracetát, jedovatú zlúčeninu, ktorú používajú ako ochranu, aby zabránili jej zničeniu.

riziká

Nadmerná konzumácia fluoridu je spojená s kostnou fluózou u dospelých a zubnou fluorózou u detí, ako aj so zmenami funkcie obličiek. Z tohto dôvodu americká verejná zdravotná služba (PHS) navrhla, aby koncentrácia fluoridu v pitnej vode nemala byť vyššia ako 0,7 mg / l.

Medzitým Agentúra pre ochranu životného prostredia USA (EPA) stanovila, že koncentrácia fluoridu v pitnej vode by nemala byť vyššia ako 4 mg / l, aby sa predišlo skeletálnej fluóze, v ktorej sa fluorid hromadí v kostiach. To môže viesť k oslabeniu kostí a zlomeninám.

Fluorid je spájaný s poškodením prištítnej žľazy, so znížením vápnika v kostných štruktúrach a vysokými koncentráciami vápnika v plazme.

Medzi zmeny, ktoré sa pripisujú nadbytku fluoridov, patria: zubná fluóza, skeletálna fluóza a poškodenie prištítnych teliesok.

Zubná fluóza

Zubná fluóza sa vyskytuje s malými pruhmi alebo škvrnami v zubnej sklovine. Deti mladšie ako 6 rokov by nemali používať ústne vody obsahujúce fluorid.

Skeletálna fluóza

Pri skeletálnej fluóze je možné diagnostikovať bolesť a poškodenie kostí, ako aj kĺbov. Kosť môže stvrdnúť a stratiť pružnosť, čím sa zvyšuje riziko zlomenín.

aplikácia

zubná pasta

Niektoré anorganické soli fluoridu sa používajú ako prísada do formulácie zubných pást, o ktorých sa preukázalo, že pomáhajú chrániť zubnú sklovinu. Zdroj: Pxhere.

Začneme časťou o použití fluoridu s tou najznámejšou: časťou, ktorá slúži ako súčasť mnohých zubných pást. To nie je len použitie, kde je rozdiel medzi jeho veľmi jedovaté a nebezpečné molekuly F ₂ a aniónov F ^- je zrejmé, , ktorá v závislosti na jeho prostredie môže byť výhodné (aj keď niekedy nie).

Keď jeme jedlo, najmä sladkosti, baktérie ho rozkladajú zvýšením kyslosti našich slín. Potom prichádza bod, v ktorom je pH dostatočne kyslé, aby degradovalo a demineralizovalo zubnú sklovinu; hydroxyapatit sa rozkladá.

Avšak, v tomto procese F ^- iónov interakciu s Ca ²⁺ tvoriť fluorapatit matrice; stabilnejší a trvanlivejší ako hydroxyapatit. Prinajmenšom je to navrhovaný mechanizmus na vysvetlenie účinku fluoridového aniónu na zuby. Je pravdepodobné, že bude zložitejšia a bude mať rovnováhu hydroxyapatitu a fluórapatitu závislú od pH.

Tieto F ^- anióny sú k dispozícii v zubných zuboch vo forme solí; ako sú: NaF, SnF ₂ (slávny fluorid cínatý) a NaPOF. Koncentrácia F ^{- však} musí byť nízka (menej ako 0,2%), pretože inak má negatívne účinky na organizmus.

Fluoridácia vody

Podobne ako zubná pasta sa do zdrojov pitnej vody pridali fluoridové soli na boj proti dutinám u tých, ktorí ju pijú. Koncentrácia by mala byť stále oveľa nižšia (0,7 ppm). Táto prax je však často predmetom nedôvery a kontroverzie, pretože sa pripisujú možné karcinogénne účinky.

Oxidačné činidlo

F ₂ plyn sa chová ako veľmi silné oxidačné činidlo. To spôsobuje, že veľa zlúčenín horí rýchlejšie ako pri pôsobení kyslíka a zdroja tepla. Preto sa používa v palivových zmesiach rakiet, v ktorých môže dokonca nahradiť ozón.

polyméry

V mnohých použitiach, príspevky fluóru nie sú kvôli F ₂ alebo F ^- , ale priamo do ich elektronegatívnych atómov ako súčasť organické zlúčeniny. V podstate hovoríme o prepojení CF.

V závislosti od štruktúry sú polyméry alebo vlákna s väzbami CF obvykle hydrofóbne, takže sa nezmočia ani neodolávajú útoku kyseliny fluorovodíkovej; Alebo ešte lepšie, môžu to byť vynikajúce elektrické izolátory a užitočné materiály, z ktorých sa vyrábajú predmety, ako sú rúry a tesnenia. Príkladmi týchto fluórovaných polymérov sú teflon a naftión.

lekárnici

Reaktivita fluóru spôsobuje, že jeho použitie na syntézu viacerých anorganických alebo organických zlúčenín fluóru je otázne. V organických látkach, najmä tých, ktoré majú farmakologické účinky, nahradenie jedného zo svojich heteroatómov atómami F zvyšuje (pozitívne alebo negatívne) svoj účinok na svoj biologický cieľ.

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

Veľmi podobné sa deje s herbicídmi a fungicídmi. Fluorid v nich môže zvýšiť ich účinok a účinnosť na hmyzích a hubových škodcov.

Sklenené gravírovanie

Kyselina fluorovodíková sa vďaka svojej agresivite voči sklu a keramike používa na gravírovanie tenkých a jemných kúskov týchto materiálov; obvykle určené na výrobu mikropočítačov počítačov alebo na elektrické žiarovky.

Obohatenie uránu

Jedným z najdôležitejších spôsobov použitia elementárneho fluóru je pomôcť obohatiť urán na ²³⁵ U. Na tento účel sa minerály uránu rozpúšťajú v kyseline fluorovodíkovej a produkujú UF ₄ . Tento anorganický fluorid potom reaguje s F ₂ , čím sa transformuje do UF ₆ ( ²³⁵ UF ₆ a ²³⁸ UF ₆ ).

Následne, a pomocou odstredenia plynu, ²³⁵ UF ₆ je oddelená od ²³⁸ UF ₆ neskôr byť oxidované a uložené ako jadrového paliva.

Referencie

1. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chémia. (Štvrté vydanie). Mc Graw Hill.
2. Krämer Katrina. (2019). Štruktúra mrazeného fluóru sa obnovila po 50 rokoch. Kráľovská spoločnosť chémie. Získané z: chemistryworld.com
3. Wikipedia. (2019). Fluór. Obnovené z: en.wikipedia.org
4. Národné centrum pre biotechnologické informácie. (2019). Fluór. PubChem Database. CID = 24524. Získané z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Doug Stewart. (2019). Fakty o fluórovom prvku. Chemicool. Získané z: chemicool.com
6. Batul Nafisa Baxamusa. (21. februára 2018). Prekvapivo bežné použitia vysoko reaktívneho fluóru. Obnovené z: sciencestruck.com
7. Paola Opazo Sáez. (4. februára 2019). Fluorid v zubnej paste: je to dobré alebo zlé pre vaše zdravie? Získané z: nacionfarma.com
8. Karl Christe a Stefan Schneider. (8. mája 2019). Fluór: chemický prvok. Encyclopædia Britannica. Získané z: britannica.com
9. Lenntech BV (2019). Periodická tabuľka: kyslík. Obnovené z: lenntech.com
10. Gagnon Steve. (SF). Prvok fluóru. Jefferson Lab. Získané z: education.jlab.org
11. Tím pre lekársky a redakčný obsah American Cancer Society. (2015, 28. júla). Fluidizácia vody a riziko rakoviny. Získané z: cancer.org