Pin
Send
Share
Send


fluoor (chemiese simbool F, atoomgetal 9) is 'n nie-metaal wat behoort tot 'n groep chemiese elemente wat bekend staan ​​as halogene. Chemies is dit die reaktiefste en elektronegatiefste van alle elemente. By gewone temperatuur en druk is suiwer fluoor 'n giftige gas, liggeel van kleur, met die chemiese formule F2. Soos ander halogene, is molekulêre fluoor uiters gevaarlik, wat ernstige chemiese brandwonde kan veroorsaak by kontak met die vel.

Fluoor en sy verbindings is nuttig vir 'n wye verskeidenheid toepassings, insluitend die vervaardiging van farmaseutiese produkte, landbouchemikalieë, smeermiddels en tekstiele. Waterstofvloeistof word gebruik om glas te ets, en fluoor word gebruik vir plasma-ets in die vervaardiging van halfgeleiers en ander produkte. Lae konsentrasies fluoriedione in tandepasta en drinkwater kan help om tandheelkundige holtes te voorkom, terwyl hoër konsentrasies fluoor in sommige insekdoders gebruik word. Baie belangrike algemene verdowingsmiddels is afgeleides van fluoro-koolwaterstowwe. Die isotoop 18F is 'n bron van positrone vir mediese beeldvorming deur die tegniek PET (positron-emissie tomografie) genoem, en uraanhexafluoride word gebruik om uraanisotope te skei en verrykte uraan vir kernkragsentrales te produseer.

Ontdekking en isolasie

Die naam fluoor is afgelei van die Latynse term fluere, wat beteken "om te vloei." Minerale wat fluoorverbindings bevat, was baie jare bekend voordat die element fluoor geïsoleer is. Die minerale fluorspar (of fluoriet), bestaande uit kalsiumfluoried, is byvoorbeeld in 1530 deur Georgius Agricola beskryf.1 Hy het opgemerk dat dit nuttig was as 'n vloed - 'n stof wat die smelttemperatuur van 'n metaal of erts help verlaag en die suiwering van die gewenste metaal help.

In 1670 het die glaswerker Heinrich Schwanhard gevind dat glas geëtste is toe hy aan suurbehandelde fluorspar blootgestel is. Karl Scheele en baie latere navorsers - waaronder Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier en Louis Thenard - het met vloeistofsuur (HF) geëksperimenteer, wat maklik verkry is deur kalsiumfluoried (fluorspar) met gekonsentreerde swawelsuur te behandel.

Uiteindelik is daar besef dat die vloeistofsuur 'n voorheen onbekende element bevat. Hierdie element was egter vir baie jare nie afsonderlik nie, vanweë die uiterste reaktiwiteit daarvan. Nie net is dit moeilik om van die verbindings te skei nie, maar val die oorblywende materiale van die verbinding onmiddellik aan. Die afleiding van elementêre fluoor uit die vloeistofsuur is buitengewoon gevaarlik, en vroeë pogings om dit te doen, het verskeie wetenskaplikes verblind en doodgemaak. Hierdie mans het bekend gestaan ​​as die 'fluoormartelare'.

Uiteindelik slaag die Franse chemikus Henri Moissan daarin om fluoor in 1886 te isoleer deur die elektrolise van 'n mengsel van gesmelte kaliumfluoried en fluorwaterstofsuur. Vir die sukses is Moissan bekroon met die Nobelprys vir chemie in 1906. Sy elektrolitiese benadering word vandag steeds gebruik vir die industriële bereiding van fluoor.

Die eerste grootskaalse fluoorproduksie is gedurende die Tweede Wêreldoorlog onderneem as 'n stap in die maak van atoombomme in die Manhattan-projek. Die fluoor is gebruik om uraanheksafluoried (UF) te vervaardig6) wat op sy beurt gebruik is om twee uraanisotope te skei, 235U en 238U, van mekaar. Vandag gasagtige UF6 word gebruik om verrykte uraan te vervaardig vir kernkragtoepassings.

Merkwaardige eienskappe

In die periodieke tabel is fluoor aan die bokant van groep 17 (voormalige groep 7A), wat die halogeenfamilie is, geleë. Ander halogene is chloor, broom, jodium en astatien. Daarbenewens is dit geleë in periode 2, tussen suurstof en neon.

Suiwer fluoor (chemiese formule F2) is 'n korrosiewe gas met 'n kenmerkende skerp geur wat waarneembaar is in konsentrasies tot 20 nanoliters per liter gasvolume. As die reaktiefste en elektronegatiefste van alle elemente, vorm dit maklik verbindings met die meeste ander elemente. Dit is veels te reaktief om in elementêre vorm te voorkom en het so 'n affiniteit vir die meeste elemente, insluitend silikon, dat dit nie in glasvate berei of geberg kan word nie. In klam lug reageer dit met water om die ewe gevaarlike vloeistofsuur te vorm.

Fluor reageer eksplosief met waterstof, selfs in koel toestande in die donker. Dit reageer heftig met water om vloeistofsuur en suurstofgas op te wek. Verskeie materiale - insluitend fyn verdeelde metale en glas - verbrand met 'n helder vlam in 'n straal fluoorgas. Boonop vorm fluoor verbindings met die edelgasse krypton, xenon en radon. Dit reageer egter nie direk met stikstof of suurstof nie.

Ondanks die uiterste reaktiwiteit daarvan, is daar nou metodes vir die veilige hantering en vervoer van fluoor beskikbaar. Die element kan in houers van staal of Monel-metaal ('n nikkelryke metaallegering) geberg word, aangesien hierdie materiale oppervlakfluoriede vorm wat verdere reaksie weerstaan.

Fluoriede is verbindings waarin fluoor in die vorm van die negatief gelaaide fluoriedioon voorkom (F), gekombineer met 'n positiewe gelaaide eweknie. Verbindings met fluoor en metale is een van die stabielste soute. As hulle in water opgelos word, laat hierdie soute fluoriedione vry. Ander vorme van fluoor is fluoro-komplekse, soos FeF4, en H2F+.

Isotope

Daar is baie isotope van fluoor, wat wissel van 14F tot 31F. Slegs een van hierdie isotope, 19F, wat 10 neutrone bevat, is stabiel. Die radioaktiewe isotoop 18F is 'n waardevolle bron van positrone.

Biologiese effekte

Bene en tande bevat die meeste van die liggaam se fluoor, in die vorm van fluoriedione. Fluoridasie van drinkwater (teen vlakke onder een deel per miljoen) verminder die voorkoms van tandheelkundige karies aansienlik - 'n siening wat deur die Food and Nutrition Board van die National Academy of Sciences-National Research Council (NAS / NRC) onderskryf word. Aan die ander kant kan oortollige ophoping van fluoried lei tot fluorose, wat manifesteer in die vlek van tande. Hierdie effek word algemeen waargeneem in gemeenskappe met drinkwater wat fluoried bevat teen meer as tien dele per miljoen.

Beide elementêre fluoor- en fluoriedsoute is giftig en moet met groot omsigtigheid hanteer word. Kontak met die vel of oë moet streng vermy word. Kontak met blootgestelde vel lewer vloeistofsuur, wat vinnig deur die vel en vlees migreer en reageer met kalsium in die bene, wat die bene permanent beskadig.

Verbindings

'N Groot verskeidenheid organiese en anorganiese verbindings bevat fluoor. In die geval van organiese verbindings, kan chemici waterstofatome vervang met fluooratome en sodoende baie nuwe produkte skep. Aangesien Neil Bartlett 'n hoogs reaktiewe element is, vorm fluoor verbindings met verskillende edelgasse, soos aangetoon deur Neil Bartlett, wat xenonheksafluoroplatinaat (XePtF) sintetiseer6) in 1962. Fluoriede van krypton en radon is ook voorberei. 'N Ander verbinding is argon-fluorohydride, maar is slegs stabiel by uiters lae temperature.

Kristalle van die mineraalfluoriet (kalsiumfluoried, CaF2)

Die volgende is 'n lys van anorganiese fluoorverbindings.

  • Ammoniumfluoried (NH4F)
  • Antimoon-pentafluoried (SbF5)
  • Boortrifluoried (BF3)
  • Brom pentafluoride (BrF5)
  • Broomtrifluoried (BrF3)
  • Cesium fluoride (CsF)
  • Kalsiumfluoried (CaF2)
  • Chloorpentafluoried (ClF5)
  • Fluoorswavelsuur (FSO3H)
  • Waterstofvloeistof (HF)
  • Jodiumpentafluoried (IF5)
  • Jodiumheptafluoried (IF7)
  • Litiumfluoried (LiF)
  • Stikstoftrifluoried (NF3)
  • Nitrosylfluoried (NOF)
  • Nitryl fluoride (NO2F)
  • Fosfortrifluoride (PF3)
  • Fosforpentafluoried (PF5)
  • Plutoniumfluoried (PuF4)
  • Kaliumfluoried (KF)
  • Radon difluoride (RnF2)
  • Silwer (I) fluoried (AgF)
  • Silwer (II) fluoried (AgF2)
  • Natriumfluoried (NaF)
  • Swaelheksafluoried (SF6)
  • Rubidiumfluoried (RbF)
  • Thionyl fluoride (SOF2)
  • Wolfram (VI) fluoried (WF6)
  • Uraanhexafluoride (UF6)
  • Xenon heksafluoroplatinaat (XePtF6)
  • Xenon tetrafluoried (XeF4)

Aansoeke

  • Fluoor in atoom- en molekulêre toestande word gebruik vir plasma-ets vir die vervaardiging van halfgeleiers, platskermvertonings en MEMS (mikro-elektromeganiese stelsels).
  • Waterstofvloeistof word gebruik om glas in gloeilampe en ander produkte te ets.
  • Saam met sommige van die verbindings, is fluoor nuttig vir die vervaardiging van farmaseutiese produkte, landbouchemikalieë, smeermiddels en tekstiele.
  • Fluoor word indirek gebruik in die vervaardiging van lae-wrywing plastiek soos Teflon.
  • Fluoor is gebruik vir die vervaardiging van gehalogeneerde alkane (halone), wat op hul beurt ekstensief in lugversorging en verkoeling gebruik is. Chloorfluorkoolwaterstowwe (CFC's) is vir hierdie toepassings verbied omdat dit bydra tot die uitbreiding van die osoongat in die boonste atmosfeer.
  • Swaelhexafluoride is 'n uiters inerte, nie-giftige gas, en is lid van 'n klas verbindings wat sterk kweekhuisgasse het.
  • Baie belangrike middels vir algemene verdowing (soos sevofluraan, desfluraan en isofluraan) is afgeleides van fluoro-koolwaterstowwe.
  • Natriumheksafluoroaluminaat (kryoliet) word in die elektrolise van aluminium gebruik.
  • Verbindings met fluoor, insluitend natriumfluoried, word in tandepasta gebruik om tandholtes te voorkom. Hierdie verbindings word ook by munisipale watervoorrade gevoeg, 'n proses wat waterfluoridasie genoem word, maar kommer oor gesondheid het tot kontroversie oor hierdie praktyk gelei.
  • By veel hoër konsentrasies word natriumfluoried as insekdoder gebruik, veral teen kakkerlakke.
  • Fluoriede is al in die verlede gebruik om die smelttemperature van metale en ertse te verlaag en om hulle te help vloei.
  • 18F, 'n radio-aktiewe isotoop van fluoor met 'n halfleeftyd van 110 minute, stuur positron uit en word dikwels in mediese beeldvorming gebruik deur 'n tegniek bekend as positron-emissie tomografie.
  • Fluoor word gebruik vir die vervaardiging van uraanhexafluoride, wat weer gebruik word om uraanisotope te skei, soos hierbo aangedui.

Sien ook

Notas

  1. ↑ Peter Meiers, “Ontdekking van fluoor,” Fluoride-History.de. 7 September 2007 herwin.

Verwysings

Eksterne skakels

Alle skakels is op 14 April 2017 opgespoor.

Kyk die video: We Love Fluoor NEON PARTY @ floor club & lounge Kloten ZH Airport (Junie 2020).

Pin
Send
Share
Send