Fluor | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Fluor i flytende tilstand ved -196 ° C . | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Posisjon i det periodiske systemet | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Symbol | F | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Etternavn | Fluor | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Atomnummer | 9 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Gruppe | 17 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Periode | 2 e periode | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Blokkere | Blokker s | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elementfamilie | Halogen | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elektronisk konfigurasjon | [ He ] 2 s 2 2 p 5 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elektroner etter energinivå | 2, 7 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elementets atomiske egenskaper | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Atommasse | 18.998403163 ± 0,6 × 10 −9 u | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Atomic radius (calc) | 50 pm ( 42 pm ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Kovalent radius | 57 ± 15.00 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Van der Waals-radius | 135 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Oksidasjonstilstand | -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elektronegativitet ( Pauling ) | 3.98 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Oksid | Sterk syre | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Ioniseringsenergier | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
1 re : 17.4228 eV | 2 e : 34,9708 eV | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
3 E : 62,7084 eV | 4 th : 87,1398 eV | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
5 e : 114,2428 eV | 6 e : 157.1651 eV | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
7 e : 185,186 eV | 8 e : 953.9112 eV | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
9 e : 1 103,1176 eV | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Mest stabile isotoper | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Enkle kroppsfysiske egenskaper | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Vanlig tilstand | Diamagnetisk gass | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Allotrope i standardtilstand | Difluor F 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Volumisk masse |
1.696 g - l -1 ( 0 ° C , 1 atm ), 1,50 g · cm -3 (væske, -188,12 ° C ) |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Krystallsystem | Kubikk | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Farge | lysegrønn gul | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Fusjonspunkt | −219,67 ° C ( 1 atm ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Kokepunkt | −188,12 ° C ( 1 atm ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Fusjonsenergi | 0.2552 kJ · mol -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Fordampningsenergi | 3,2698 kJ · mol -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Kritisk temperatur | −129,02 ° C | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Molar volum | 22,404 × 10 -3 m 3 · mol -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Massiv varme | 824 J · kg -1 · K -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Termisk ledningsevne | 0,0279 W · m -1 · K -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Diverse | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
N o CAS | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Forholdsregler | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
SGH | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Difluor F 2 :
Fare H270, H280, H314, H330, EUH071, P220, P244, P260, P280, P315, P303 + P361 + P353, P304 + P340, P305 + P351 + P338, P370 + P376, P403, P405, H270 : Kan forårsake eller forsterke brann; oksidasjonsmiddel H280 : Inneholder gass under trykk; kan eksplodere ved oppvarming H314 : Gir alvorlige etseskader på huden og øyeskader H330 : Dødelig ved innånding EUH071 : Etsende på luftveiene P220 : Hold / oppbevares vekk fra klær / ... / brennbare materialer P244 : Forsikre deg om at det ikke er fett eller olje på reduksjonen ventiler. P260 : Unngå innånding av støv / røyk / gass / tåke / damp / spray. P280 : Bruk vernehansker / verneklær / øyevern / ansiktsbeskyttelse. P315 : Søk øyeblikkelig legehjelp. P303 + P361 + P353 : Hvis det er på huden (eller håret): Fjern forurenset klær straks. Skyll huden med vann / dusj. P304 + P340 : Etter innånding: Flytt personen til frisk luft og hold den i ro i en stilling som er behagelig å puste. P305 + P351 + P338 : Ved øyne: Skyll forsiktig med vann i flere minutter. Fjern kontaktlinser hvis offeret bruker dem og de lett kan fjernes. Fortsett å skylle. P370 + P376 : I tilfelle brann: Stopp lekkasje hvis det kan gjøres uten risiko. P403 : Oppbevares på et godt ventilert sted. P405 : Oppbevares låst. |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Transportere | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Difluor F 2 :
1045 : KOMPRIMERT FLUOR Klasse: 2.3 Klassifiseringskode: 1TOC : Komprimert gass, giftig, oksiderende, etsende. Etiketter: 2.3 : Giftige gasser (tilsvarer gruppene betegnet med store bokstaver T, dvs. T, TF, TC, TO, TFC og TOC). 5.1 : Oksiderende stoffer 8 : Etsende stoffer Emballasje: - |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Enheter av SI & STP med mindre annet er oppgitt. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Den fluor er den kjemiske element av atomnummer 9 til symbolet F. Dette er det første elementet i gruppen av halogener . Den tilsvarende enkelt legeme er difluor (som består av F 2 -molekyler ), ofte referert til som fluor.
Den eneste stabile isotopen er 19 F. Den minst ustabile radioisotopen er 18 F , hvis halveringstid er i underkant av 2 timer og som overføres til oksygen 18 (i 97% av tilfellene ved β + forfall og ellers ved elektronisk fangst ).
Fluor er den mest reaktive av de kjemiske elementene, den er også generelt knyttet til andre grunnstoffer. Den har den sterkeste elektronegativiteten , med en verdi på 3,98. Det er den 13 th mest grunnstoffet i jordskorpen . Noen planter og noen bakterier kan syntetisere fluorerte forbindelser, men fluor har ingen metabolsk rolle hos pattedyr .
Under normale temperatur- og trykkforhold , er det enkelt fluor legeme i form av difluor F 2, En lysegul, meget toksisk og meget korroderende diatomisk gass . Den smeltepunkt på difluor er -219 ° C og dets kokepunkt på -188 ° C , temperaturer mellom hvilke difluor er flytende, med en tetthet på 1500 kg · m -3 . Fluor forårsaker veldig alvorlige forbrenninger ved kontakt med hud, slimhinner og bein. Georgius Agricola beskrev allerede eksistensen av fluor i 1530, men dette elementet ble ikke isolert før 1886 av Henri Moissan .
Fluorine (latinsk fluor betyr strømning eller strøm ) blir først nevnt i det XVI th -tallet ved Basil Valentine som Flußspat deretter beskrevet av Georgius Agricola i 1530 , i sin form av fluoritt som en substans brukt for å fremme fusjons metaller eller mineraler.
Det har blitt sagt at Heinrich Schwanhard brukte flussyre til å etse glass. De første forklaringene på flussyredannelsesprosessen ble publisert i 1725 av George Weygand, som fikk dem fra Matthäus Pauli, som selv fikk dem fra en engelsk glassprodusent. I 1768 beskrev Andreas Marggraf den første observasjonen av denne kjemiske reaksjonen.
Inspirert av publikasjonene til Andreas Marggraf, begynte Carl Scheele i 1771 å undersøke den kjemiske naturen til fluor, samt detaljene i reaksjonene med syrer. Han observerte at fluor angrep glasset med røyk oppnådd ved langsom oppvarming av en blanding av fluoritt og svovelsyre. De faste restene som var i blandingen ble ekstrahert med vann og avslørte tilstedeværelsen av kalk ved tilsetning av ammoniakk. Dampene kombinert med vann dannet en hvit masse, identifisert som silisiumdioksyd. Dermed utviste den resulterende løsningen en syrereaksjon, som Carl Scheele kalte flussyre (HF). Scheele samlet alle resultatene av eksperimentene sine og viste hvordan han kunne identifisere denne syren. Det faktum at fluor klarte å etse glass, gjorde det mulig for Jacob Berzelius å finne det i vann i 1822 .
Noen forskere bestred at flussyre virkelig var en syre. Det var først etter at saltsyre ble identifisert som en forbindelse av hydrogen , og oppdagelsen av et nytt grunnstoff som ble kalt klor, at noen forskere trodde at flussyre også var en forbindelse av hydrogen, og et annet element med egenskaper nær klor. De foreslo å navngi dette ukjente elementet fluor , deretter phtor (etter den greske roten φθερ- / φθορ- som markerte ideen om "ødeleggelse"), på grunn av dets destruktive egenskaper. Dette begrepet phtor ble bare akseptert på gresk , russisk og noen få andre språk under påvirkning av russisk.
Fluor kunne ikke isoleres i mange år, fordi den knapt atskilt, angriper umiddelbart restene av forbindelsen. Gay-Lussac og Thénard var de første som prøvde å isolere dette elementet. Fluorsyrepreparatet deres røyket tungt i luften, løste raskt opp glass og forårsaket alvorlige forbrenninger ved hudkontakt. Disse eksperimentene, og andre, med hensynsløs håndtering, resulterte ofte i forgiftning eller død.
Antoine Lavoisier eksperimenterte også med flussyre (løsning av HF hydrogenfluorid i vann). Noen av disse eksperimentene som ble utført for å isolere fluor, endte tragisk på grunn av den iboende faren med dette stoffet.
Humphry Davy forsøkte å vise at flussyre ikke inneholdt oksygen. Han nøytraliserte syren med ren ammoniakk . Den oppnådde løsningen utviste ikke vann, og derfor ingen oksygen. Hans påfølgende eksperimenter med elektrolyse mislyktes. Så reagerte han kloren med fluorider , uten mer suksess. Han konkluderte med at fluor hadde større kjemisk aktivitet enn de andre elementene.
I 1833 satte Aimé nærvær av sølvfluorid (AgF) med klor i en glassvase. Disse opplevelsene var ikke mer tilfredsstillende enn Davys. Knox-brødrene gjentok denne testen i et kalsiumfluoridapparat (CaF 2). Men sølvfluorid er veldig vanskelig å dehydrere, og eksperimentet deres mislyktes. I 1848 gjenopptok Louyet lignende eksperimenter, og erstattet sølvfluorid med kvikksølvfluorid. Ingen av disse eksperimentene gjorde det mulig å isolere fluor. Edmond Frémy demonstrerte deretter at klorens virkning på fluor ikke isolerer det. Han demonstrerte også eksistensen av flere fluorider.
I 1869 produserte Georges Core en liten mengde fluor gjennom elektrolyse . Men i eksperimentet hans dannet fluorgass og hydrogengass på begge elektrodene, selv om han ikke visste at fluor og hydrogengass kombinerte eksplosivt.
Selv om Mendeleev ennå ikke var helt isolert, plasserte han fluor i sitt periodiske system i 1869.
Det var ikke før 26 juni, av 1886 at Henri Moissan lykkes i å fremstille den ved elektrolyse av kaliumfluorid i hydrogenfluorid, med platina iridium elektroder , ved en spenning på 50 volt. Hele eksperimentet ble utført i et U-rør av platina med fluorittlokk. Ren difluor dukket opp ved anoden og dihydrogen ved katoden. Moissan hadde til å lede denne lave temperatur erfaring fordi hydrogenfluorid (HF) koker ved 19 ° C . Denne oppdagelsen, rapportert til Academy of Sciences to dager senere, vant ham Nobelprisen for kjemi i 1906. Det var anledningen til utviklingen av et revolusjonerende instrument: lysbueovnen . Moissan hadde således lyktes der noen av de største kjemikerne hadde mislyktes, som beskrevet i forrige avsnitt: H. Davy (1813-14), G. Aimé (1833), M. Faraday (1834), CJ og T Knox (1836) , P. Louyet (1846), E. Frémy (1854), H. Kammerer (1862) og G. Gore (1870).
Fluor er det første elementet i halogensøylen . Det er et veldig kjemisk aktivt element.
Fluoratomet har 9 elektroner , 2 på K-skallet og 7 på L-skallet. Den elektroniske konfigurasjonen er 1s 2 2s 2 2p 5 , slik at vi kan skrive [He] 2s 2 2p 5 for å markere valenslaget . For å respektere byte-regelen (8 elektroner på valensskallet), kan nøytral fluor få et tiende elektron og dermed danne fluoridionen F - .
Fluor har totalt atten isotoper, men bare fluor 19 ( 19 F) er stabil, noe som gjør fluor til et monoisotopisk element . De andre mest stabile isotoper er fluor 18 ( 18 F) med en halveringstid på 1,8293 t, dvs. ca. 110 min og fluor 20 ( 20 F) med en halveringstid på 11,163 s. På jorden er det ingen naturlig fluor-18 fordi ingen naturlig prosess fører til dens dannelse, og overflod av fluor-19 er derfor 100%, noe som gjør fluor til et mononukleid element ; Siden 19 F er den eneste naturlige isotopen, gjør dette at dens molare masse blir kjent med stor presisjon. Alle dets ustabile isotoper konverterer til isotoper av oksygen eller isotoper av neon .
Den vanligste isotopen, fluor 19, kommer fra stjernenukleosyntese ( CNO III- eller IV- syklus ).
Det produseres noen ganger på jorden ved beta-forfall av oksygen 19 ( 19 O) eller ved elektronisk fangst av neon 19 ( 19 Ne). Når det gjelder elektroninnfanging, fanger et proton av neon et elektron som forvandler det til nøytron . I tilfelle av β - forfall omdannes et nøytron av oksygenatomet til en proton:
19F har 19 nukleoner inkludert 10 nøytroner og 9 protoner, atommasse av 18,998 403 2 g / mol . Den er preget av en overskytende masse på -1 487,405 ± 0,070 keV / c² og en kjernefysisk bindingsenergi på 147 801,358 ± 74 eV .
Vi kan lage andre isotoper ved kjernefysiske reaksjoner , ustabile, som forfaller raskt, få overskrider et minutt. Isotopen med den korteste halveringstiden er fluor 16, som forfaller ved utslipp av et 40 keV proton . Fluor-17 forfaller ved elektronisk fangst på 64,49 s . Fluor 20, Fluorine 21, Fluorine 22, Fluorine 23, Fluorine 24 og Fluorine 25 henfall ved β-forfall - i henholdsvis 11 s , 4,158 s , 4,23 s , 2,23 s , 0,34 s og 0,059 s .
Fluor-18 er den mest stabile radioisotopen som kan lages. Halveringstiden er ca. 110 min . Dette atomet har 9 protoner og 9 nøytroner for en atommasse på 18.000 937 7 g / mol . Den er preget av en overskytende masse på 873.431 ± 593 eV / c 2 og en kjernebindende energi på 137 369 199 ± 593 eV .
I XIX th århundre, kort tid før isolering av elementet, den lærte Georges Salet fastslått noen linjer fra fluor ved å sammenligne emisjonsspekteret kloridet og siliciumfluorid. Fα har linjer på omtrent 692, 686 og 678 nm hver. Fβ viser en linje ved 640 nm og Fy ved 623 nm . Moissan tok over erfaringene til Salet og brukte elektroder av platina og elektroder av gull . Han var i stand til å sammenligne Salet-spekteret med de som ble gitt av visse fluorider . Med platinaelektrodene får vi flere bølgelengdelinjer 744, 740, 734, 714, 704, 691, 687.5, 685.5, 683.5, 677, 640.5, 634 og 623 nm, så at gullelektrodene ikke tillater å ha bølgelengdene 744 og 740 nm .
Den enkle fluor legeme er vanligvis diatomisk ( difluor F 2 ), men kan være monoatomic . Difluorid er en grønn gul gass med en skarp, irriterende lukt, giftig, ikke-brennbar, men i stand til å oksidere ( oksiderer ) farlig raskt alt som kan brenne seg i luft og til og med vanlig vann, glass eller sand. Reagerer i en atmosfære av fluor.
Den første tettheten av fluor ble beregnet av Henri Moissan fra et eksperiment hvor han samlet fluor og luft i et hetteglass med platina. Henri Moissan oppnådde en tetthet på 1,264 ved 0 ° C og 760 mmHg . Deretter beregnet han den teoretiske tettheten ved å multiplisere tettheten av hydrogen og atomvekten til fluor, han fant 1.316.
Ren difluor er en etsende lysegul gass: den er en sterk oksidasjonsmiddel .
Fluor er en ikke-brennbar gass, men den kan produsere en flamme ved å reagere med mange kjemikalier. Det kan reagere voldsomt med et stort antall kjemiske forbindelser . Med vann , selv ved lave temperaturer, danner det ozon og flussyre :
3 F 2 + 3 H 2 O→ O 3 + 6 HFSelv under lave temperaturforhold og uten lys reagerer difluor eksplosivt med hydrogen , selv under -250 ° C når fluor er fast og hydrogenvæske. I en stråle med difluorgass brenner glass , metaller , vann og andre stoffer med en lysende flamme.
Fluor har en slik affinitet for de fleste grunnstoffer, spesielt for silisium (Si), at difluor ikke kan tilberedes eller lagres i glassbeholdere (hovedsakelig laget av silika SiO 2). Det håndteres derfor i Teflon , en polymer som kalles KelF, eller i nikkelbeholdere . I sistnevnte tilfelle blir overflaten av beholderen initialt (og en gang for alle) passivert av en første kontakt med difluoridet.
Den difluor , F 2, produseres fortsatt industrielt i dag takket være elektrolyseprosessen introdusert av Henri Moissan i 1886. Det elektrolytiske badet består av en KF-2HF-blanding smeltet ved omtrent 90 ° C - 100 ° C. Vannfri HF er ikke ledende fordi den ikke er veldig dissosiert og det er tilsetningen av KHF 2 som tillater ioneledning ved en kompleks mekanisme.
Under elektrolysereaksjonen produseres difluorid på en karbonanode i henhold til:
2 timerF 2- → F 2(g) + 2 HF + 2 e -
Ved katoden (metall) produseres hydrogen :
4 HF + 2 e - → H 2(g) + 2HF 2-
I elektrolysecellen er det påførte potensialet mellom 8 og 10 V , og strømtettheten er i størrelsesorden 12 A dm −2 . Nåværende effektivitet er god (95%), men den samlede energieffektiviteten er bare 30%.
I 1986, i anledning hundreårsdagen for oppdagelsen av det elektrokjemiske preparatet av fluor, oppdaget Karl Christe en original og rent kjemisk fremstillingsmetode ved å reagere ved 150 ° C vannfri flussyre HF med K 2 MnF 6 og SbF 5. Reaksjonen er:
K 2 MnF 6 + 2 SbF 5 → 2 KSbF 6 + MnF 3+ 1/2 F 2
Denne prosessen er anekdotisk fordi den ikke kan brukes industrielt.
Det mest reaktive og elektronegative elementet, fluor, danner forbindelser med de fleste andre grunnstoffer, inkludert de sjeldne gassene xenon og radon som difluor reagerer direkte med.
Fluoroksider består av O og F, men kan danne bindinger med andre halogener og danne F n XO m (hvor X = Cl, I eller Br). Disse forbindelsene ligner strukturelt og kjemisk på halogenfluorider. De oppfører seg spesielt som Lewis-syrer eller baser.
→ Seks oksygen og klor fluorider er mulig, men bare 5 er blitt karakterisert: FCL III O, FCL VII O 3 , FCL V O 2 , F 3- Cl V O og F- 3- Cl VII O 2 . Den sjette komponenten er F 5 Cl VII O
FClO kan oppnås ved reaksjonen: ClF 3 + H 2 O → FClO + 2 HF; men denne forbindelse er meget ustabil (dens halveringstid er 25 s ved værelsestemperatur) og spaltes til FClO 2 og ClF.
F 3 ClO er en stabil forbindelse ved romtemperatur og er en god oksidasjonsmiddel. Den reagerer med forskjellige forbindelser (for eksempel ved høy temperatur eller UV-stråling. Den kan hydrolyseres i FClO 2 og HF. Den reagerer ofte som en Lewis-base . Produksjonen gjøres i henhold til reaksjonen i nærvær av NaF:
Cl 2 O + 2 F 2 → F 3 ClO + ClF
Denne reaksjonen er forholdsvis farlig på grunn av den eksplosive Cl 2 O, og kan derfor fremstilles på samme måte med ClONO 2 .
FClO 2 er også en veldig god oksidant som kan eksplodere med SO 2 selv ved svært lave temperaturer. Det er produsert av reaksjonen:
6 NaClO 3 + 4 ClF 3 → 6 FClO 2 + 6 NaF + 2 Cl 2 + 3 O 2
→ Bare tre fluorider av oksygen og brom er mulig: FBrO 2 , F 3 BrO og FBrO 3 . Disse forbindelsene er mindre stabile enn klorerte ekvivalenter og mer reaktive.
→ For jod er det: FIO 2 og F 3 IO hvor jeg har en oksidasjonsgrad på + V; FIO 3 , F 3 IO 2 og F 5 IO hvor jeg er på grad + VII.
Av disse er fluor er fluorid av kalsium sammensetning CaF 2 .
Difluorid er for reaktivt til direkte bruk i ren tilstand. Dens mange kjemiske forbindelser har derimot mange bruksområder.
Noen eksempler :
Den første industrielle produksjonen av difluor fant sted under fremstillingen av atombomben , som en del av Manhattan-prosjektet i andre verdenskrig , der uranhexafluorid UF 6, som er en flyktig molekylær forbindelse, ble brukt til å skille de forskjellige isotopene av uran ved gassdiffusjon. Denne prosessen brukes også fremdeles under produksjon av kjernefysisk drivstoff som brukes i nåværende kjernekraftverk .
Fluor er kjent for sin kariostatiske effekt. Det virker ved å feste seg til emaljen på tennene : hydroksidion av hydroksyapatitt Ca 5 (PO 4 ) 3 (OH) som utgjør emaljen av tennene er delvis erstattet av fluorioner for å gi fluro apatitt Ca 5 (PO 4 ) 3 (F). Da fluorionet er en svakere base enn hydroksidet, blir emaljen mer motstandsdyktig mot syren som frigjøres lokalt i det orale miljøet etter et måltid.
Fluor kan bringes til tennene på to måter:
Etter lokal rute . Dette er den foretrukne ruten, som har flest fordeler og færrest bivirkninger. Mellommannen er tannkrem . Fluoridkonsentrasjonen i tannkrem for voksne er relativt konstant: 1000 til 1500 ppm . Fluorid i tannkremen vil binde seg til tennene under børsting. Børstetiden må derfor være tilstrekkelig (tre minutter morgen og kveld).
Systemisk . Denne ruten kan bare brukes under tanndannelse, fra fødsel til 12 år. Mellomproduktet er enten fluor i tabletter (foreskrevet av tannlegen) eller en matkilde: vann eller kjøkkensalt. I dette tilfellet er det nødvendig å være på vakt over den totale mengden fluor som inntas, og ikke multiplisere kildene.
Barn svelger alltid deler av tannkremen, spesielt siden de er små. Inntak av tannkrem avtar med alderen: fra 2 til 4 år svelges 50% av tannkremen; fra 4 til 6 år svelges 30% av tannkremen, ved 6 år og over svelges 10% av tannkremen. Det er derfor veldig viktig å tilpasse fluorkonsentrasjonen til barnets alder.
Anbefalinger om konsentrasjonen og mengden av tannkrem: fra 3 år, tannkrem med spor av fluor (250 ppm ); deretter gradvis opp til 6 år økes mengden, 500 til 1000 ppm . Etter 6 år 1000 til 1500 ppm , fortsetter å øke dosen.
Syreholdige drikker som Coca-Cola løser opp kalsiumfluorid avsatt på overflaten av tennene. Kalsiumfluorid har derfor en kort levetid i en munn som ofte skylles ned av brus . Den lokale påføringen av fluor med tanke på å forebygge eller remineralisere tannlesjoner forårsaket av brus (når forbruket opprettholdes) er derfor uten teoretisk grunnlag. Under normale forhold (uten regelmessig tilstedeværelse av sur væske i munnen), har det blitt observert en reduksjon i forekomsten av hulrom etter flere måneders påføring av kalsiumfluorid.
Gassformet og / eller partikkelformet fluor slippes ut i luften av visse fabrikker (På begynnelsen av 1970-tallet produserte for eksempel i Martigny en fabrikk som "kontinuerlig" produserte omtrent 10 000 t aluminium per år for å frigjøre 160 til 200 tonn fluor per år ut i luften, hvorav omtrent 25% i gassform i henhold til ADENU (1976), sammen med andre forsurende gassutslipp. Fluor slippes ut i forskjellige former (f.eks: aluminiumsproduksjon, en kilde til gassformig fluor inkludert silika tetrafluorid (SiF4 ) og hydrofluorsyre (HF), enkelt kombineres med atmosfærisk vanndampen,
Partikelfluor er mer stabil, men vil under fuktige og / eller sure forhold gradvis hydrolysere og kan deretter trenge gjennom planter (inkludert lav, mose og epifytiske alger eller dekker jorden.
Fluorider vedvarer ikke mye i luften, og forklarer at fluorforurensning har effekter "lokalisert rundt utslippskildene" , men i daler eller visse typer lettelser på grunn av vind kan det observeres betydelige avleiringer på avstander fra 1 til 2 km eller enda mer fra utslippspunktet. I områder der luften er kronisk eller sterkt forurenset av fluor, observeres nekrose på lav X. parietina (med fargeendring, laven skifter fra gul til svart), men disse effektene kan også induseres av andre forurensende stoffer som svoveloksider) .
Jord (og / eller underliggende vanntabell) kan også forurenses av industrielle kilder til fluor
Jordbruks- og fruktavlinger eller vindyrking kan således forurenses av relativt fjerne industrielle kilder, som det ble vist på 1970-tallet i Valais (vingård) .
Risikokart for fluor i grunnvann
Omtrent en tredjedel av verdens befolkning bruker drikkevann fra grunnvann. Omtrent 300 millioner mennesker henter vannet fra grunnvannet som er sterkt forurenset med arsen og fluor. Disse sporelementene er oftest av naturlig opprinnelse og kommer fra bergarter og sedimenter som utvaskes av vann. I 2008 presenterte det sveitsiske vannforskningsinstituttet Eawag en ny metode for å etablere risikokart for geogene giftige stoffer i grunnvann. Dette gjør det lettere å bestemme hvilke kilder som skal kontrolleres. I 2016 gjorde forskergruppen sin kunnskap fritt tilgjengelig på GAP-plattformen (Groundwater Assessment Platform / www.gapmaps.org). Dette gjør at spesialister over hele verden kan laste inn sine egne måledata, se dem og lage risikokart for regioner du ønsker. Plattformen fungerer også som et kunnskapsutvekslingsforum for å hjelpe med å utvikle metoder for å fjerne giftige stoffer fra vann.
Ulike standarder og forskrifter eksisterer, avhengig av land og bruken av visse produkter.
I Frankrike : Vannfluorisering er tillatt i form av natriumheksafluorsilikat og heksafluorosilinsyre, men lite informasjon er tilgjengelig om dens faktiske bruk ved produksjon av vann fra springen . På den annen side er saltfluoridering autorisert og oppmuntret. Dette må da merkes med fluorsalt eller jodisert og fluorisert salt , noe som betyr at det tilføres fluor med en hastighet på 250 mg / kg i form av kaliumfluorid (vått). Denne fluoriseringen ble oppmuntret i 1986 av Generaldirektoratet for helse for å forebygge masse karies i befolkningen. Emballasjen må da også varsle forbrukeren med utsagnet: " ikke bruk hvis drikkevannet inneholder mer enn 0,5 mg / liter fluor ". Siden 1993 har loven tillatt bruk av fluorinert salt i skolekantiner hvis operatørene har sørget for at tilført vann ikke har et fluorinnhold som er større enn 0,5 mg / l.
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 1. 3 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||||||||||||||||
1 | H | Hei | |||||||||||||||||||||||||||||||
2 | Li | Være | B | VS | IKKE | O | F | Født | |||||||||||||||||||||||||
3 | Ikke relevant | Mg | Al | Ja | P | S | Cl | Ar | |||||||||||||||||||||||||
4 | K | Den | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Eller | Cu | Zn | Ga | Ge | Ess | Se | Br | Kr | |||||||||||||||
5 | Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | CD | I | Sn | Sb | Du | Jeg | Xe | |||||||||||||||
6 | Cs | Ba | De | Dette | Pr | Nd | Pm | Sm | Hadde | Gd | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Lese | Hf | Din | W | Re | Bein | Ir | Pt | På | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | På | Rn | |
7 | Fr | Ra | Ac | Th | Pa | U | Np | Kunne | Er | Cm | Bk | Jf | Er | Fm | Md | Nei | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og | |
8 | 119 | 120 | * | ||||||||||||||||||||||||||||||
* | 121 | 122 | 123 | 124 | 125 | 126 | 127 | 128 | 129 | 130 | 131 | 132 | 133 | 134 | 135 | 136 | 137 | 138 | 139 | 140 | 141 | 142 |
Alkali- metaller |
Alkalisk jord |
Lanthanides |
Overgangs metaller |
Dårlige metaller |
metall loids |
Ikke- metaller |
halogen gener |
Noble gasser |
Varer uklassifisert |
Actinides | |||||||||
Superaktinider |