FLUOR: HISTORIE, VLASTNOSTI, STRUKTURA, ZÍSKÁVÁNÍ, RIZIKA, POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Fluoru je chemický prvek se symbolem F a 17 vede ze skupiny, do které patří halogeny. Vyznačuje se nad ostatními prvky periodické tabulky, protože je nejreaktivnější a elektronegativní; Reaguje téměř se všemi atomy, takže tvoří nekonečné množství solí a organofluorovaných sloučenin.

Za normálních podmínek se jedná o bledě žlutý plyn, který lze zaměnit za nažloutlou zelenou. V tekutém stavu, jak je znázorněno na obrázku níže, se jeho žlutá barva zesílí o něco více, která zcela zmizí, když ztuhne v bodu tuhnutí.

Kapalný fluor ve zkumavce. Zdroj: Fulvio314

Taková je jeho reaktivita, navzdory nestálé povaze svého plynu, že zůstává uvězněna v zemské kůře; zejména ve formě minerálního fluoritu, známého svými fialovými krystaly. Také díky své reaktivitě je potenciálně nebezpečnou látkou; rázně reaguje na všechno, čeho se dotkne, a spálí v plamenech.

Mnoho jejích vedlejších produktů však může být v závislosti na jejich aplikaci neškodné a dokonce prospěšné. Například nejoblíbenějším použitím fluoridu přidaného v iontové nebo minerální formě (jako jsou fluoridové soli) je příprava zubních past na bázi fluoridů, které pomáhají chránit zubní sklovinu.

Fluor má tu zvláštnost, že může stabilizovat vysoký počet nebo oxidační stavy pro mnoho dalších prvků. Čím vyšší je počet atomů fluoru, tím reaktivnější je sloučenina (pokud to není polymer). Podobně se zvýší jeho účinky na molekulární matrice; pro lepší nebo horší.

Dějiny

Použití fluoritu

V roce 1530 německý mineralog Georgius Agricola zjistil, že minerální fluorit lze použít k čištění kovů. Fluorspar je další název pro fluorit, fluorový minerál, který sestával z fluoridu vápenatého (CaF ₂).

Prvek fluoru nebyl do té doby objeven a „fluor“ ve fluoritu pocházel z latinského slova „fluere“, což znamená „teče“; protože to bylo přesně to, co fluorit nebo fluorit dělali s kovy: pomohlo jim to opustit vzorek.

Příprava kyseliny fluorovodíkové

V 1764, Andreas Sigismud Margraff uspěl v přípravě kyselina fluorovodíková, zahřívat fluorit s kyselinou sírovou. Skleněné retorty byly roztaveny působením kyseliny, takže sklo bylo nahrazeno kovy.

To je také přičítáno Carl Scheele v 1771, příprava kyseliny stejnou metodou následoval Margraff. V roce 1809 francouzský vědec Andre-Marie Ampere navrhl, že kyselina fluorovodíková nebo fluorovodíková je směsí složenou z vodíku a nového prvku podobného chloru.

Vědci se pokusili izolovat fluorid pomocí kyseliny fluorovodíkové po dlouhou dobu; ale jeho nebezpečnost ztěžovala pokrok v tomto smyslu.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac a Jacques Thénard měli při inhalaci fluorovodíku (kyselina fluorovodíková bez vody a v plynné formě) silnou bolest. Vědci Paulin Louyet a Jerome Nickles zemřeli na otravu za podobných okolností.

Edmond Frémy, francouzský vědec, se pokusil vytvořit suchou kyselinu fluorovodíkovou, aby se vyhnul toxicitě fluorovodíku okyselením bifluoridu draselného (KHF ₂), ale během elektrolýzy nedošlo k žádnému vedení elektrického proudu.

Izolace

V roce 1860 se anglický chemik George Gore pokusil o elektrolýzu suché kyseliny fluorovodíkové a uspěl v izolaci malého množství plynného fluoru. K explozi však došlo při násilné rekombinaci vodíku a fluoru. Gore připsal explozi úniku kyslíku.

V 1886, francouzský chemik Henri Moisson uspěl v izolaci fluoru poprvé. Dříve byla Moissonova práce čtyřikrát přerušena těžkou otravou fluorovodíkem, zatímco se pokoušel izolovat prvek.

Moisson byl studentem Frémy a spoléhal se na své pokusy izolovat fluor. Moisson použil při elektrolýze směs fluoridu draselného a kyseliny fluorovodíkové. Výsledné řešení vedlo elektřinu a plynný fluór shromážděný na anodě; to znamená na kladně nabité elektrodě.

Moisson použil zařízení odolné vůči korozi, ve kterém byly elektrody vyrobeny ze slitiny platiny a iridia. Při elektrolýze použil platinovou nádobu a ochladil roztok elektrolytu na teplotu -23 ° F (-31 ° C).

Konečně, 26. června 1886, Henri Moissson uspěl v izolaci fluoru, práce, která mu umožnila získat Nobelovu cenu v roce 1906.

Zájem o fluorid

Zájem o výzkum fluoridů byl na čas ztracen. Vývoj projektu Manhattan pro výrobu atomové bomby ho však opět podpořil.

Americká společnost Dupont vyvinula mezi lety 1930 a 1940 fluorované výrobky, jako jsou chlorfluoruhlovodíky (Freon-12), používané jako chladiva; a polytetrafluorethylenový plast, lépe známý pod názvem teflon. To vedlo ke zvýšení produkce a spotřeby fluoru.

V roce 1986, na konferenci o století na z izolace, který tvoří fluor, americký chemik Karl O. Christe prezentovány chemický způsob výroby fluoru podle reakce mezi K ₂ MNF ₆ a SBF ₅.

Fyzikální a chemické vlastnosti

Vzhled

Fluor je světle žlutý plyn. V kapalném stavu je jasně žlutá. Mezitím může být pevná látka neprůhledná (alfa) nebo průhledná (beta).

Atomové číslo (Z)

9.

Atomová hmotnost

18,998 u.

Bod tání

-219,67 ° C

Bod varu

-188,11 ° C

Hustota

Při pokojové teplotě: 1,696 g / l.

Při teplotě tání (kapalina): 1,505 g / ml.

Odpařovací teplo

6,51 kJ / mol.

Molární kalorická kapacita

31 J / (mol K).

Tlak páry

Při teplotě 58 K má tlak par 986,92 atm.

Tepelná vodivost

0,0227 W / (m K)

Magnetický řád

Diamagnetický

Zápach

Charakteristický štiplavý a štiplavý zápach, detekovatelný i při 20 ppb.

Oxidační čísla

-1, což odpovídá fluoridovému aniontu, F ^-.

Ionizační energie

-První: 1,681 kJ / mol

-Second: 3 374 kJ / mol

-Third: 6,167 KJ / mol

Elektronegativita

3,98 na Paulingově stupnici.

Je to chemický prvek s nejvyšší elektronegativitou; to znamená, že má vysokou afinitu k elektronům atomů, se kterými se váže. Z tohoto důvodu atomy fluoru generují velké dipólové momenty ve specifických oblastech molekuly.

Jeho elektronegativita má také další účinek: atomy, které jsou na ni navázány, ztrácejí takovou hustotu elektronů, že začnou nabývat kladný náboj; toto je kladné oxidační číslo. Čím více atomů fluoru je ve sloučenině, bude mít centrální atom pozitivnější oxidační číslo.

Například v OF _2, kyslík má oxidační číslo +2 (O ²⁺ F ₂ ^-); v UF ₆, uran má číslo oxidace +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^-); to samé se stane se sírou v SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^-); a konečně existuje AgF ₂, kde stříbro má dokonce oxidační číslo +2, vzácné.

Prvkům se tedy podaří účastnit se svými nejpozitivnějšími oxidačními čísly, když vytvářejí sloučeniny s fluorem.

Oxidační činidlo

Fluor je nejsilnějším oxidačním prvkem, takže žádná látka není schopna ho oxidovat; az tohoto důvodu není svou povahou zdarma.

Reaktivita

Fluor je schopen kombinovat se všemi ostatními prvky kromě helia, neonu a argonu. Při normálních teplotách také nenapadá měkkou ocel nebo měď. Prudce reaguje s organickými materiály, jako je guma, dřevo a textilie.

Fluor může reagovat s ušlechtilou xenonu plynu pro vytvoření silné oxidační činidlo xenon difluoridu XEF ₂. Rovněž reaguje s vodíkem za vzniku halogenidu, fluorovodíku, HF. Na druhé straně se fluorovodík rozpustí ve vodě za vzniku slavné kyseliny fluorovodíkové (jako sklo).

Kyselina kyselých kyselin, seřazená ve vzestupném pořadí, je:

HF <HCI <HBr <HI

Kyselina dusičná reaguje s fluorem za vzniku dusičnanu fluoru, FNO ₃. Mezitím, kyselina reaguje chlorovodíkové intenzivně fluoru tvoří HF, z ₂ a CLF ₃.

Struktura a elektronická konfigurace

Diatomická molekula

Molekula fluoru představovaná modelem prostorového plnění. Zdroj: Gabriel Bolívar.

Atom fluoru ve svém základním stavu má sedm valenčních elektronů, které jsou v orbitálech 2s a 2p podle elektronické konfigurace:

2s ² 2p ⁵

V teorii valenčních vazeb (TEV) se uvádí, že dva atomy fluoru, F, jsou kovalentně vázány ke každému, aby dokončily svůj valenční oktet.

Toto se děje rychle, protože to vyžaduje jen jeden elektron, aby se stal isoelektronickým pro neonový ušlechtilý plyn; a jeho atomy jsou velmi malé, s velmi silným účinným jaderným nábojem, který snadno vyžaduje elektrony od okolního prostředí.

Molekula F ₂ (horní obrázek), má jednu kovalentní vazbu, FF. Navzdory své stabilitě ve srovnání s volnými atomy F je to vysoce reaktivní molekula; homonukleární, nepolární a dychtivý po elektronech. Proto je fluor stejně jako F ₂ velmi toxický a nebezpečný druh.

Vzhledem k tomu, F ₂ je nepolární, jeho interakce závisí na jeho molekulové hmotnosti a v Londýně rozptylu sil. V určitém okamžiku se musí elektronický mrak kolem obou atomů F deformovat a vyvolat okamžitý dipól, který v sousední molekule vyvolá další; aby se navzájem přitahovaly pomalu a slabě.

Kapalina a pevná látka

F ₂ molekula je velmi malá a rozptyluje v prostoru relativně rychle. Ve své plynné fázi vykazuje světle žlutou barvu (kterou lze zaměnit s limetkovou zelení). Když teplota klesne na -188 ° C, disperzní síly větší účinnosti, což způsobuje F ₂ molekul splývají natolik, aby definovat kapalina.

Kapalný fluor (první obrázek) vypadá ještě žlutěji než příslušný plyn. V tom, F ₂ molekuly jsou užší a vzájemně reaguje se světlem ve větší míře. Je zajímavé, že jakmile se zdeformovaný krychlový krystal fluoru vytvoří při -220 ° C, barva vybledne a zůstane jako průhledná pevná látka.

Nyní, když F ₂ molekuly jsou tak blízko u sebe (ale bez jejich molekulární rotace zastavení), zdá se, že jejich elektrony získat určitou stabilitu, a proto jejich elektronické skok je příliš velká s ohledem na i interakci s krystalem.

Krystalické fáze

Tento kubickou krystalovou odpovídá beta fázi (to není allotrope protože zůstává stejný F ₂). Když teplota klesne ještě dále, až na -228 ° C, prochází tuhý fluór fázovým přechodem; krychlový krystal se stává monoklinickým, fáze α:

Krystalová struktura alfa fáze fluoru. Zdroj: Benjah-bmm27.

Na rozdíl od p-F ₂, α-F ₂ je neprůhledná a těžké. Možná je to proto, že F ₂ molekuly již mít velkou svobodu se otáčet v jejich pevné poloze v monoklinické krystaly; kde interagují ve větší míře se světlem, ale bez vzrušování svých elektronů (což by povrchně vysvětlovalo jejich opacitu).

Krystalová struktura a-F _2, bylo obtížné studovat běžnými rentgenovými difrakčními metodami Důvodem je, že přechod z P do fáze alfa je vysoce exotermní. důvod, proč krystal prakticky explodoval, současně s tím, že málo ovlivňoval záření.

Trvalo asi padesát let, než němečtí vědci (Florian Kraus et al.) Plně dešifrovali strukturu α-F ₂ s větší přesností díky technikám neutronové difrakce.

Kde najít a získat

Fluor patří mezi 24. nejčastější prvky ve vesmíru. V zemské hmotě je však prvek 13 ^vo, s koncentrací 950 ppm v kůře a koncentrací 1,3 ppm v mořské vodě.

Půdy mají koncentraci fluoridů mezi 150 a 400 ppm a v některých půdách může koncentrace dosáhnout 1 000 ppm. V atmosférickém vzduchu je přítomen v koncentraci 0,6 ppb; ale v některých městech bylo zaznamenáno až 50 ppb.

Fluor je získán především ze tří minerálů: fluoritových nebo fluorospar (CAF ₂), fluorapatitu a kryolit (Na ₃ ALF ₆).

Zpracování fluoritu

Po shromáždění hornin minerálním fluoritem jsou podrobeny primárnímu a sekundárnímu drcení. Sekundárním drcením se získají velmi malé fragmenty hornin.

Fragmenty hornin jsou pak převedeny do kulového mlýna pro redukci na prášek. Přidá se voda a činidla, aby se vytvořila pasta, která se umístí do flotační nádrže. Vzduch se vstřikuje pod tlakem, aby se vytvořily bubliny, a tak fluorit skončil vznášející se na vodním povrchu.

Křemičitany a uhličitany se usazují, zatímco se fluorit shromažďuje a odvádí do sušáren.

Jakmile je fluorit získán, reaguje s kyselinou sírovou za vzniku fluorovodíku:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Elektrolýza fluorovodíku

Při výrobě fluoru se postupuje podle metody Moisson v roce 1886 s některými úpravami.

Elektrolýza se provádí ze směsi roztaveného fluoridu draselného a kyseliny fluorovodíkové s molárním poměrem 1: 2,0 až 1: 2,2. Teplota roztavené soli je 70 až 130 ° C.

Katoda sestává ze slitiny Monel nebo oceli a anodou je degrafitový uhlík. Proces výroby fluoru během elektrolýzy lze nastínit takto:

2HF => H ₂ + F ₂

Voda se používá k ochlazování elektrolytické komory, ale teplota musí být nad teplotou tání elektrolytu, aby se zabránilo tuhnutí. Vodík produkovaný elektrolýzou se shromažďuje na katodě, zatímco fluoro na anodě.

Izotopy

Fluor má 18 izotopů, přičemž ¹⁹ F je jediný stabilní izotop se 100% hojností. ¹⁸ F má poločas 109.77 minut a je radioaktivní izotop fluoru s delším poločasem - života. ¹⁸ F se používá jako zdroj pozitronů.

Biologická role

U savců nebo vyšších rostlin není známa metabolická aktivita fluoru. Některé rostliny a mořské houby však syntetizují monofluoroacetát, jedovatou sloučeninu, kterou používají jako ochranu, aby zabránily jeho zničení.

Rizika

Nadměrná konzumace fluoridu byla spojena s kostní fluorózou u dospělých a dentální fluorózou u dětí a se změnami funkce ledvin. Z tohoto důvodu americká veřejná zdravotnická služba (PHS) navrhla, aby koncentrace fluoridu v pitné vodě neměla být vyšší než 0,7 mg / l.

Mezitím Agentura pro ochranu životního prostředí USA (EPA) stanovila, že koncentrace fluoridu v pitné vodě by neměla být vyšší než 4 mg / l, aby se zabránilo skeletální fluóze, ve které se fluorid hromadí v kostech. To může vést k oslabení kostí a zlomeninám.

Fluorid je spojován s poškozením příštítných tělísek, se snížením vápníku v kostních strukturách a vysokými koncentracemi vápníku v plazmě.

Mezi změny přisuzované nadměrnému množství fluoridů patří: zubní fluoróza, skeletální fluoróza a poškození příštítných tělísek.

Zubní fluoróza

Zubní fluoróza se vyskytuje s malými pruhy nebo skvrnami v zubní sklovině. Děti do 6 let by neměly používat ústní vody obsahující fluorid.

Skeletální fluóza

Při skeletální fluóze lze diagnostikovat bolest a poškození kostí i kloubů. Kosti mohou ztvrdnout a ztratit pružnost, což zvyšuje riziko zlomenin.

Aplikace

Zubní pasta

Některé anorganické soli fluoridů se používají jako přísada do formulací zubních past, které prokazatelně pomáhají chránit zubní sklovinu. Zdroj: Pxhere.

Začínáme s oddílem o použití fluoridů s tím nejznámějším: oddíl sloužící jako součást mnoha zubních past. To není pouze použití, kde je rozdíl mezi jeho vysoce jedovaté a nebezpečné molekuly F ₂ a anion F ^- je třeba si uvědomit, která v závislosti na jeho prostředí může být výhodné (i když někdy ne).

Když jíme jídlo, zejména sladkosti, bakterie ho rozkládají zvýšením kyselosti našich slin. Pak přichází bod, kdy je pH dostatečně kyselé, aby degradovalo a demineralizovalo zubní sklovinu; hydroxyapatit se rozkládá.

Nicméně, v tomto procesu F ^- iontů interakci s Ca ²⁺ tvořit Fluorapatit matrice; stabilnější a trvanlivější než hydroxyapatit. Nebo alespoň toto je navrhovaný mechanismus pro vysvětlení působení fluoridového aniontu na zuby. Je pravděpodobné, že bude složitější a bude mít rovnováhu hydroxyapatitu a fluorapatitu závislou na pH.

Tyto F ^- anionty jsou k dispozici ve zubních zubech ve formě solí; jako: NaF, SnF ₂ (slavný fluorid cínatý) a NaPOF. Koncentrace F ^{- však} musí být nízká (méně než 0,2%), protože jinak způsobuje negativní účinky na tělo.

Fluoridace vody

Podobně jako zubní pasta byly fluoridové soli přidávány do zdrojů pitné vody, aby bojovaly proti dutinám u těch, kdo ji pijí. Koncentrace by měla být stále mnohem nižší (0,7 ppm). Tato praxe je však často předmětem nedůvěry a kontroverze, protože jí byly připisovány možné karcinogenní účinky.

Oxidační činidlo

F ₂ plyn se chová jako velmi silné oxidační činidlo. To způsobuje, že mnoho sloučenin hoří rychleji, než když jsou vystaveny kyslíku a zdroji tepla. Proto byl použit v raketových palivových směsích, ve kterých může dokonce nahradit ozon.

Polymery

V mnoha použitích, příspěvky fluoru nejsou kvůli F ₂ nebo F ^-, ale přímo do jejich elektronegativních atomů jako součást organické sloučeniny. V podstatě mluvíme o propojení CF.

V závislosti na struktuře jsou polymery nebo vlákna s vazbami CF obvykle hydrofobní, takže nezmočí ani neodolávají útoku kyseliny fluorovodíkové; Nebo ještě lépe, mohou to být vynikající elektrické izolátory a užitečné materiály, z nichž se vyrábějí předměty, jako jsou trubky a těsnění. Příklady těchto fluorovaných polymerů jsou teflon a naftion.

Lékárníci

Reaktivita fluoru způsobuje, že jeho použití pro syntézu několika anorganických nebo organických sloučenin fluoru je sporné. V organických látkách, zejména u těch, které mají farmakologické účinky, nahrazení jednoho z jejich heteroatomů atomy F zvyšuje (pozitivně nebo negativně) svůj účinek na svůj biologický cíl.

Proto je ve farmaceutickém průmyslu modifikace některých léků vždy na stole přidáním atomů fluoru.

Velmi podobné se děje s herbicidy a fungicidy. Fluorid v nich může zvýšit jejich účinek a účinnost na hmyzí a houbové škůdce.

Skleněné gravírování

Kyselina fluorovodíková se díky své agresivitě vůči sklu a keramice používá k gravírování tenkých a jemných kusů těchto materiálů; obvykle určené pro výrobu mikropočítačů počítačů nebo pro elektrické žárovky.

Obohacování uranu

Jedním z nejdůležitějších použití elementárního fluoru je pomoci obohacovat uran jako ²³⁵ U. K tomu se minerály uranu rozpustí v kyselině fluorovodíkové a produkují UF ₄. Tento anorganický fluorid pak reaguje s F ₂, čímž se transformuje do UF ₆ (²³⁵ UF ₆ a ²³⁸ UF ₆).

Následně a pomocí centrifugace plynu se ²³⁵ UF ₆ oddělí od ²³⁸ UF _6, aby se později oxidovalo a uložilo jako jaderné palivo.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
2. Krämer Katrina. (2019). Struktura zmrazeného fluoru se obnovila po 50 letech. Královská společnost chemie. Obnoveno z: chemistryworld.com
3. Wikipedia. (2019). Fluor. Obnoveno z: en.wikipedia.org
4. Národní centrum pro biotechnologické informace. (2019). Fluor. PubChem Database. CID = 24524. Obnoveno z: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. Dr. Doug Stewart. (2019). Fakta o fluorovém prvku. Chemicool. Obnoveno z: chemicool.com
6. Batul Nafisa Baxamusa. (21. února 2018). Překvapivě běžné použití vysoce reaktivního fluoru. Obnoveno z: sciencestruck.com
7. Paola Opazo Sáez. (4. února 2019). Fluorid v zubní pastě: je to dobré nebo špatné pro vaše zdraví? Obnoveno z: nacionfarma.com
8. Karl Christe a Stefan Schneider. (8. května 2019). Fluor: chemický prvek. Encyclopædia Britannica. Obnoveno z: britannica.com
9. Lenntech BV (2019). Periodická tabulka: kyslík. Obnoveno z: lenntech.com
10. Gagnon Steve. (sf). Prvek fluoru. Jefferson Lab. Recovered from: education.jlab.org
11. Tým americké lékařské onkologické společnosti a redakční obsah. (2015, 28. července). Fluidizace vody a riziko rakoviny. Obnoveno z: cancer.org