Fluoor is 'n chemiese element (simbool F, atoomgetal 9), 'n nie-metaal wat aan die groep halogene behoort. Dit is die mees aktiewe en elektronegatiewe stof. By normale temperatuur en druk is die fluoormolekule 'n liggeel giftige gas met die formule F2. Soos ander haliede, is molekulêre fluoor baie gevaarlik en veroorsaak ernstige chemiese brandwonde by kontak met die vel.
Gebruik
Fluoor en sy verbindings word wyd gebruik, insluitend vir die vervaardiging van farmaseutiese produkte, landbouchemikalieë, brandstof en smeermiddels en tekstiele. Fluorwaterstofsuur word gebruik om glas te ets, terwyl fluoorplasma gebruik word om halfgeleiers en ander materiale te vervaardig. Lae konsentrasies F-ione in tandepasta en drinkwater kan help om tandkariës te voorkom, terwyl hoër konsentrasies in sommige insekdoders voorkom. Baie algemene verdowingsmiddels is hidrofluoorkoolstofderivate. Die isotoop 18F is 'n bron van positrone vir die verkryging van mediesepositron emissie tomografie beelding, en uraan heksafluoried word gebruik om uraan isotope te skei en verrykte uraan vir kernkragsentrales te produseer.
Ontdekkinggeskiedenis
Minerale wat fluoorverbindings bevat, was baie jare voor die isolasie van hierdie chemiese element bekend. Byvoorbeeld, die mineraal vloeispaat (of fluoriet), wat uit kalsiumfluoried bestaan, is in 1530 deur George Agricola beskryf. Hy het opgemerk dat dit as 'n vloeimiddel gebruik kan word, 'n stof wat help om die smeltpunt van 'n metaal of erts te verlaag en help om die verlangde metaal te suiwer. Daarom het fluoor sy Latynse naam gekry van die woord fluere ("om te vloei").
In 1670 het glasblaser Heinrich Schwanhard ontdek dat glas geëts is deur die werking van kalsiumfluoried (vloeispaat) wat met suur behandel is. Carl Scheele en baie latere navorsers, insluitend Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, het geëksperimenteer met fluorwaterstofsuur (HF), wat maklik verkry is deur CaF met gekonsentreerde swaelsuur te behandel.
Op die ou end het dit duidelik geword dat HF 'n voorheen onbekende element bevat. As gevolg van sy oormatige reaktiwiteit kon hierdie stof egter vir baie jare nie geïsoleer word nie. Dit is nie net moeilik om van verbindings te skei nie, maar dit reageer dadelik met hul ander komponente. Die isolasie van elementêre fluoor uit fluoorsuur is uiters gevaarlik, en vroeë pogings het verskeie wetenskaplikes verblind en doodgemaak. Hierdie mense het bekend geword as die martelarefluoor.”
Ontdekking en produksie
Uiteindelik, in 1886, het die Franse chemikus Henri Moissan daarin geslaag om fluoor te isoleer deur elektrolise van 'n mengsel van gesmelte kaliumfluoriede en fluoorsuur. Hiervoor is die 1906 Nobelprys in Chemie aan hom toegeken. Sy elektrolitiese benadering word steeds vandag gebruik vir die industriële produksie van hierdie chemiese element.
Die eerste grootskaalse produksie van fluoor het tydens die Tweede Wêreldoorlog begin. Dit was nodig vir een van die stadiums van die skep van 'n atoombom as deel van die Manhattan-projek. Fluoor is gebruik om uraanheksafluoried (UF6) te vervaardig, wat op sy beurt gebruik is om die twee isotope 235U envan mekaar te skei 238U. Vandag is gasvormige UF6 nodig om verrykte uraan vir kernkrag te produseer.
Die belangrikste eienskappe van fluoor
In die periodieke tabel is die element bo-aan groep 17 (voorheen groep 7A), wat halogeen genoem word. Ander halogene sluit in chloor, broom, jodium en astatien. Daarbenewens is F in die tweede periode tussen suurstof en neon.
Suiwer fluoor is 'n bytende gas (chemiese formule F2) met 'n kenmerkende skerp reuk wat gevind word teen 'n konsentrasie van 20 nl per liter volume. As die mees reaktiewe en elektronegatiewe van alle elemente, vorm dit maklik verbindings met die meeste daarvan. Fluoor is te reaktief om in elementêre vorm te bestaan en het soaffiniteit met die meeste materiale, insluitend silikon, dat dit nie voorberei of in glashouers gestoor kan word nie. In vogtige lug reageer dit met water om die ewe gevaarlike fluoorsuur te vorm.
Fluoor, in wisselwerking met waterstof, ontplof selfs by lae temperature en in die donker. Dit reageer hewig met water om fluoresuur en suurstofgas te vorm. Verskeie materiale, insluitend fyn verspreide metale en glase, brand met 'n helder vlam in 'n straal gasvormige fluoor. Boonop vorm hierdie chemiese element verbindings met die edelgasse kripton, xenon en radon. Dit reageer egter nie direk met stikstof en suurstof nie.
Ondanks die uiterste aktiwiteit van fluoor, het metodes vir die veilige hantering en vervoer daarvan nou beskikbaar geword. Die element kan in staal- of monel- (nikkelryke legering) houers gestoor word, aangesien fluoriede op die oppervlak van hierdie materiale vorm, wat verdere reaksie verhoed.
Fluoriede is stowwe waarin fluoor teenwoordig is as 'n negatief gelaaide ioon (F-) in kombinasie met sommige positief gelaaide elemente. Fluoorverbindings met metale is van die mees stabiele soute. Wanneer dit in water opgelos word, word hulle in ione verdeel. Ander vorme van fluoor is komplekse, byvoorbeeld, [FeF4]-, en H2F+.
Isotopes
Daar is baie isotope van hierdie halogeen, wat wissel van 14F tot 31F. Maar die isotopiese samestelling van fluoor bevat slegs een van hulle,19F, wat 10 neutrone bevat, aangesien dit die enigste een is wat stabiel is. Die radioaktiewe isotoop 18F is 'n waardevolle bron van positrone.
Biologiese impak
Fluoor in die liggaam word hoofsaaklik in bene en tande in die vorm van ione aangetref. Fluoridering van drinkwater teen 'n konsentrasie van minder as een deel per miljoen verminder die voorkoms van karies aansienlik - volgens die Nasionale Navorsingsraad van die Nasionale Akademie van Wetenskappe van die Verenigde State. Aan die ander kant kan oormatige ophoping van fluoried tot fluorose lei, wat in gevlekte tande manifesteer. Hierdie effek word gewoonlik waargeneem in gebiede waar die inhoud van hierdie chemiese element in drinkwater 'n konsentrasie van 10 dpm oorskry.
Elementele fluoor- en fluoriedsoute is giftig en moet met groot omsigtigheid hanteer word. Kontak met vel of oë moet versigtig vermy word. Die reaksie met die vel produseer fluoorsuur, wat vinnig die weefsels binnedring en met die kalsium in die bene reageer, wat hulle permanent beskadig.
Omgewingsfluoor
Die jaarlikse wêreldproduksie van die mineraal fluoriet is ongeveer 4 miljoen ton, en die totale kapasiteit van verkende afsettings is binne 120 miljoen ton. Die belangrikste myngebiede vir hierdie mineraal is Mexiko, China en Wes-Europa.
Fluoor kom natuurlik in die aardkors voor, waar dit in rotse, steenkool en klei gevind kan word. Fluoriede word in die lug vrygestel deur winderosie van gronde. Fluoor is die 13de mees volopste chemiese element in die aardkors – die inhoud daarvanis gelyk aan 950 dpm. In gronde is die gemiddelde konsentrasie daarvan ongeveer 330 dpm. Waterstoffluoried kan in die lug vrygestel word as gevolg van industriële verbrandingsprosesse. Fluoriede wat in die lug is, val uiteindelik op die grond of in die water. Wanneer fluoor met baie klein deeltjies bind, kan dit vir lang tye in die lug bly.
In die atmosfeer is 0,6 miljardstes van hierdie chemiese element teenwoordig in die vorm van soutmis en organiese chloorverbindings. In stedelike gebiede bereik die konsentrasie 50 dele per miljard.
Connections
Fluoor is 'n chemiese element wat 'n wye reeks organiese en anorganiese verbindings vorm. Chemici kan waterstofatome daarmee vervang en daardeur baie nuwe stowwe skep. Hoogs reaktiewe halogeen vorm verbindings met edelgasse. In 1962 het Neil Bartlett xenon-heksafluoroplatinaat (XePtF6) gesintetiseer. Kripton- en radonfluoriede is ook verkry. Nog 'n verbinding is argonfluorhidried, wat slegs by uiters lae temperature stabiel is.
Industriële toepassings
In sy atoom- en molekulêre toestand word fluoor gebruik vir plasma-ets in die vervaardiging van halfgeleiers, platpaneelskerms en mikro-elektromeganiese stelsels. Fluorwaterstofsuur word gebruik om glas in lampe en ander produkte te ets.
Saam met sommige van sy verbindings, is fluoor 'n belangrike komponent in die vervaardiging van farmaseutiese produkte, landbouchemikalieë, brandstof en smeermiddelsmateriale en tekstiele. Die chemiese element is nodig om gehalogeneerde alkane (halone) te produseer, wat op hul beurt wyd in lugversorging en verkoelingstelsels gebruik is. Later is sulke gebruik van chloorfluorkoolstowwe verbied omdat dit bydra tot die vernietiging van die osoonlaag in die boonste atmosfeer.
Swawelheksafluoried is 'n uiters inerte, nie-giftige gas wat as 'n kweekhuisgas geklassifiseer word. Sonder fluoor is die vervaardiging van lae wrywingplastiek soos Teflon nie moontlik nie. Baie narkosemiddels (bv. sevofluraan, desfluraan en isofluraan) is CFK-afgeleides. Natriumheksafluoroaluminaat (krioliet) word in aluminiumelektrolise gebruik.
Fluoriedverbindings, insluitend NaF, word in tandepasta gebruik om tandbederf te voorkom. Hierdie stowwe word by munisipale watervoorrade gevoeg om waterfluoridering te verskaf, maar die praktyk word as omstrede beskou weens die impak op menslike gesondheid. By hoër konsentrasies word NaF as 'n insekdoder gebruik, veral vir kakkerlakbeheer.
In die verlede is fluoriede gebruik om die smeltpunt van metale en ertse te verlaag en hul vloeibaarheid te verhoog. Fluoor is 'n belangrike komponent in die produksie van uraanheksafluoried, wat gebruik word om sy isotope te skei. 18F, 'n radioaktiewe isotoop met 'n halfleeftyd van 110 minute, straal positrone uit en word dikwels in mediese positron-emissietomografie gebruik.
Fisiese eienskappe van fluoor
Basiese kenmerkechemiese element soos volg:
- Atoommassa 18,9984032 g/mol.
- Elektroniese konfigurasie 1s22s22p5.
- Oksidasietoestand -1.
- Digtheid 1,7 g/L.
- Smeltpunt 53,53 K.
- Kookpunt 85,03 K.
- Verhittingkapasiteit 31,34 J/(K mol).
