Fluor | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Fluor i flydende tilstand ved -196 ° C . | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Position i det periodiske system | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Symbol | F | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Efternavn | Fluor | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Atom nummer | 9 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Gruppe | 17 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Periode | 2 e periode | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Blok | Bloker s | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elementfamilie | Halogen | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elektronisk konfiguration | [ He ] 2 s 2 2 p 5 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elektroner efter energiniveau | 2, 7 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elementets atomare egenskaber | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Atommasse | 18.998403163 ± 0,6 × 10 −9 u | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Atomisk radius (calc) | 50 pm ( 42 pm ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Kovalent radius | 57 ± 3 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Van der Waals-radius | 135 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Oxidationstilstand | -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elektronegativitet ( Pauling ) | 3.98 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Oxid | Stærk syre | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Ioniseringsenergier | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
1 gen : 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 kropsfysiske egenskaber | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Almindelig tilstand | Diamagnetisk gas | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Allotrope i standardtilstand | Difluor F 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Volumenmasse |
1.696 g · l -1 ( 0 ° C , 1 atm ), 1,50 g · cm -3 (flydende, -188,12 ° C ) |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Krystal system | Kubisk | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Farve | lysegrøn gul | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Fusionspunkt | −219,67 ° C ( 1 atm ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Kogepunkt | −188,12 ° C ( 1 atm ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Fusionsenergi | 0,2552 kJ · mol -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Fordampningsenergi | 3,2698 kJ · mol -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Kritisk temperatur | −129,02 ° C | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Molært volumen | 22,404 × 10 -3 m 3 · mol -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Massiv varme | 824 J · kg -1 · K- 1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Varmeledningsevne | 0,0279 W · m- 1 · K- 1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Forskellige | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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 forårsage eller intensivere brand; oxidator H280 : Indeholder gas under tryk; kan eksplodere ved opvarmning H314 : Forårsager svær forbrænding af huden og øjenskader H330 : Dødelig ved indånding EUH071 : Ætsende for åndedrætsorganerne P220 : Hold / opbevares væk fra tøj / ... / brændbare materialer P244 : Sørg for, at der ikke er fedt eller olie på reduktionen ventiler. P260 : Indånd ikke støv / røg / gas / tåge / dampe / spray. P280 : Bær beskyttelseshandsker / beskyttelsestøj / øjenbeskyttelse / ansigtsbeskyttelse. P315 : Søg omgående lægehjælp. P303 + P361 + P353 : Ved hud (eller hår): Fjern straks alt forurenet tøj. Skyl huden med vand / brusebad. P304 + P340 : Ved indånding: Flyt offeret til frisk luft og hold det i ro i en åndedrætsposition. P305 + P351 + P338 : Ved øjnene: Skyl forsigtigt med vand i flere minutter. Fjern kontaktlinser, hvis offeret har dem på, og de let kan fjernes. Fortsæt med at skylle. P370 + P376 : I tilfælde af brand: Stop lækage, hvis det kan gøres uden risiko. P403 : Opbevares på et godt ventileret sted. P405 : Opbevares låst. |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Transportere | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Difluor F 2 :
1045 : KOMPRIMERET FLUORIN Klasse: 2.3 Klassificeringskode: 1TOC : Komprimeret gas, giftig, oxiderende, ætsende. Mærkater: 2.3 : Giftige gasser (svarer til de grupper, der er betegnet med et stort T, dvs. T, TF, TC, TO, TFC og TOC). 5.1 : Oxiderende stoffer 8 : Ætsende stoffer Emballage: - |
|||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Enheder af SI & STP, medmindre andet er angivet. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Den fluor er det grundstof af atomnummer 9 til symbolet F. Dette er det første element i den gruppe af halogener . Den tilsvarende enkelt organ er difluor (bestående af F 2 molekyler ), ofte blot kaldes fluor.
Den eneste stabile isotop er 19 F. Den mindst ustabile radioisotop er 18 F , hvis halveringstid er lige under 2 timer, og som transmitteres til ilt 18 (i 97% af tilfældene ved β + henfald og ellers ved elektronisk opsamling ).
Fluor er den mest reaktive af de kemiske grundstoffer, det er også generelt knyttet til andre grundstoffer. Den har den stærkeste elektronegativitet med en værdi på 3,98. Det er den 13 th mest udbredte grundstof i jordskorpen . Nogle planter og nogle bakterier kan syntetisere fluorerede forbindelser, men fluor har ingen metabolisk rolle i pattedyr .
Under normale temperatur- og trykforhold , enkelt fluor legeme er i form af difluor F 2En bleggul, meget giftige og yderst ætsende diatomisk gas . Den smeltepunkt difluor er -219 ° C og dens kogepunkt på -188 ° C , temperaturer mellem hvilke difluor er flydende, med en densitet på 1.500 kg · m -3 . Fluor forårsager meget alvorlige forbrændinger ved kontakt med huden, slimhinderne og knoglerne. Georgius Agricola beskrev allerede eksistensen af fluor i 1530, men dette element blev ikke isoleret før 1886 af Henri Moissan .
Fluor (latin fluor betyder strømning eller strøm ) først nævnt i XVI th århundrede af Basil Valentine som Flußspat derefter beskrevet af Georgius Agricola i 1530 , i sin form af fluorit som et stof, der anvendes til at fremme fusion metaller eller mineraler.
Det er blevet sagt, at Heinrich Schwanhard brugte flussyre til at ætse glas. De første forklaringer på dannelsen af flussyre dannedes i 1725 af George Weygand, der fik dem fra Matthäus Pauli, som selv fik dem fra en engelsk glasproducent. I 1768 beskrev Andreas Marggraf den første observation af denne kemiske reaktion.
Inspireret af Andreas Marggrafs publikationer begyndte Carl Scheele i 1771 at undersøge fluorens kemiske natur samt detaljerne i dets reaktioner med syrer. Han observerede, at fluor angreb glasset med dampe opnået ved langsom opvarmning af en blanding af fluorit og svovlsyre. De faste rester, der var i blandingen, blev ekstraheret med vand og afslørede tilstedeværelsen af kalk ved tilsætning af ammoniak. Dampene kombineret med vand dannede en hvid masse identificeret som silica. Den resulterende opløsning udviste således en syrereaktion, som Carl Scheele kaldte flussyre (HF). Scheele samlede alle resultaterne af sine eksperimenter og viste, hvordan man identificerede denne syre. Det faktum, at fluor var i stand til at ætse glas, gjorde det muligt for Jacob Berzelius at finde det i vand i 1822 .
Nogle forskere bestred, at flussyre virkelig var en syre. Det var først, efter at saltsyre blev identificeret som en forbindelse med brint og opdagelsen af et nyt element kaldet klor, at nogle forskere mente, at flussyre også var en forbindelse med brint og et andet element med egenskaber tæt på klor. De foreslog at navngive dette ukendte element fluor , derefter phtor (efter den græske rod φθερ- / φθορ- markering af ideen om "ødelæggelse") på grund af dets destruktive egenskaber. Dette udtryk phtor blev kun accepteret på græsk , russisk og et par andre sprog under indflydelse af russisk.
Fluor kunne ikke isoleres i mange år, fordi det næppe adskilt angriber det straks resterne af dets forbindelse. Gay-Lussac og Thénard var de første til at forsøge at isolere dette element. Deres flussyrepræparat røget kraftigt i luften, opløste hurtigt glas og forårsagede alvorlige forbrændinger ved kontakt med huden. Disse og andre eksperimenter med hensynsløs håndtering resulterede ofte i forgiftning eller død.
Antoine Lavoisier eksperimenterede også med flussyre (opløsning af HF-hydrogenfluorid i vand). Nogle af disse eksperimenter udført for at isolere fluor sluttede tragisk på grund af den iboende fare for dette stof.
Humphry Davy forsøgte at vise, at flussyre ikke indeholdt ilt. Han neutraliserede syren med ren ammoniak . Den opnåede opløsning udviste ikke vand og derfor ikke ilt. Hans efterfølgende eksperimenter med elektrolyse mislykkedes. Derefter reagerede han kloren med fluorider uden mere succes. Han konkluderede, at fluor havde en større kemisk aktivitet end de andre grundstoffer.
I 1833 satte Aimé i nærværelse af sølvfluorid (AgF) med klor i en glasvase. Disse oplevelser var ikke mere tilfredsstillende end Davys. Knox-brødrene gentog denne test i et calciumfluoridapparat (CaF 2). Men sølvfluorid er meget vanskeligt at dehydrere, og deres eksperiment mislykkedes. I 1848 genoptog Louyet lignende eksperimenter og erstattede sølvfluorid med kviksølvfluorid. Ingen af disse eksperimenter gjorde det muligt at isolere fluor. Edmond Frémy demonstrerede derefter, at klorens virkning på fluor ikke isolerer det. Han demonstrerede også eksistensen af flere fluorider.
I 1869 producerede Georges Core en lille mængde fluor gennem elektrolyse . Men i sit eksperiment dannedes fluorgas og brintgas på begge elektroder, skønt han ikke vidste, at fluor og brintgas kombinerede eksplosivt.
Selvom han endnu ikke var fuldt isoleret, placerede Mendeleev fluor i sit periodiske system i 1869.
Det var først 26. juni 1886, at Henri Moissan lykkedes at forberede den ved elektrolyse af kaliumfluorid i hydrogenfluorid med platiniridiumelektroder ved en spænding på 50 volt. Hele eksperimentet blev udført i et U-rør af platin med låg med fluorhætter. Ren difluor dukkede op ved anoden og dihydrogen ved katoden. Moissan måtte føre denne lave erfaring temperatur fordi hydrogenfluorid (HF) koger ved 19 ° C . Denne opdagelse, der blev rapporteret til Academy of Sciences to dage senere, vandt ham Nobelprisen for kemi i 1906. Det var anledningen til udviklingen af et revolutionerende instrument: den elektriske lysbueovn . Moissan var således lykkedes, hvor nogle af de største kemikere havde svigtet, som beskrevet i det foregående afsnit: 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 element i halogensøjlen . Det er et meget kemisk aktivt element.
Fluoratomet har 9 elektroner , 2 på K-skallen og 7 på L-skallen. Dens elektroniske konfiguration er 1s 2 2s 2 2p 5 , så vi kan skrive [He] 2s 2 2p 5 for at fremhæve valenslaget . For at overholde byte-reglen (8 elektroner på valensskallen) kan neutral fluor få en tiendedel elektron og således danne fluoridionen F - .
Fluor har i alt atten isotoper, men kun fluor 19 ( 19 F) er stabil, hvilket gør fluor til et monoisotopisk element . De andre mest stabile isotoper er fluor 18 ( 18 F) med en halveringstid på 1.8293 timer, dvs. ca. 110 minutter og fluor 20 ( 20 F) med en halveringstid på 11.163 s. På jorden er der ingen naturlig fluor-18, fordi ingen naturlig proces fører til dets dannelse, og derfor er overfloden af fluor-19 100%, hvilket gør fluor også til et mononukleid element ; Da 19 F er den eneste naturlige isotop, tillader det, at dets molære masse kendes med stor præcision. Alle dets ustabile isotoper konverteres til isotoper af ilt eller isotoper af neon .
Den mest rigelige isotop, fluor 19 kommer fra stjernenukleosyntese ( CNO III eller IV cyklus ).
Det produceres undertiden på Jorden ved beta-henfald af ilt 19 ( 19 O) eller ved elektronisk opsamling af neon 19 ( 19 Ne). I tilfælde af elektronindfangning fanger en proton af neon en elektron, der omdanner den til neutron . I tilfælde af β - henfald , en neutron af oxygen atom omdannes til en proton:
Fluor 19 har 19 nukleoner herunder 10 neutroner og 9 protoner, atomar masse atom af 18,998 403 2 g / mol . Det er kendetegnet ved en overskydende masse på -1 487,405 ± 0,070 keV / c² og en nuklear bindingsenergi på 147 801,358 ± 74 eV .
Vi kan fremstille andre isotoper ved atomreaktioner , ustabile, som hurtigt går i opløsning, få overstiger et minut. Isotopen med den korteste halveringstid er fluor 16, der henfalder ved emission af en 40 keV proton . Fluor-17 henfalder ved elektronisk opsamling på 64,49 s . Fluor 20, Fluor 21, Fluor 22, Fluor 23, Fluor 24 og Fluor 25 henfald ved β-henfald - henholdsvis i 11 s , 4,158 s , 4,23 s , 2,23 s , 0,34 s og 0,059 s .
Fluor-18 er den mest stabile radioisotop, der kan fremstilles. Dens halveringstid er ca. 110 min . Dette atom har 9 protoner og 9 neutroner til en atommasse på 18.000 937 7 g / mol . Det er kendetegnet ved en overskydende masse på 873.431 ± 593 eV / c 2 og en nuklear bindingsenergi på 137 369 199 ± 593 eV .
I XIX th århundrede, kort før isolering af elementet, den lærde Georges Salet bestemt par linjer fluor ved at sammenligne emissionsspektret chlorid og silicium fluor. Fa har linjer ved ca. 692, 686 og 678 nm hver. Fβ viser en linje ved 640 nm og Fy ved 623 nm . Moissan overtog Salets oplevelser og brugte elektroder af platin og elektroder af guld . Han var i stand til at sammenligne Salet-spektret med dem, der blev leveret af visse fluorider . Med platinelektroderne opnår vi flere linjer med bølgelængde 744, 740, 734, 714, 704, 691, 687.5, 685.5, 683.5, 677, 640.5, 634 og 623 nm, så at guldelektroderne ikke tillader at have bølgelængderne 744 og 740 nm .
Den enkle fluor organ er almindeligvis diatomisk ( difluor F 2 ), men kan være monoatomisk . Difluorid er en grønlig gul gas med en skarp, irriterende lugt, giftig, ikke-brændbar, men i stand til hurtigt at oxidere ( oxidere ) alt, hvad der kan brænde i luft og endda almindeligt vand, glas eller sand. Reagerer i en atmosfære af fluor.
Den første tæthed af fluor blev beregnet af Henri Moissan fra et eksperiment, hvor han opsamlede fluor og luft i et platinhætteglas. Henri Moissan opnåede en densitet på 1,264 ved 0 ° C og 760 mmHg . Han beregnede derefter den teoretiske tæthed ved at multiplicere densiteten af brint og atomvægten af fluor, han fandt 1.316.
Ren difluor er en ætsende lysegul gas: den er en stærk oxidator .
Fluor er en ikke-brændbar gas, men den kan producere en flamme ved at reagere med mange kemikalier. Det kan reagere voldsomt med et stort antal kemiske forbindelser . Med vand , selv ved lave temperaturer, danner det ozon og flussyre :
3 F 2 + 3 H 2 O→ O 3 + 6 HFSelv under lave temperaturforhold og uden lys reagerer difluorium eksplosivt med brint , selv under -250 ° C, når fluor er fast og brintvæske. I en stråle med difluorgas brænder glas , metaller , vand og andre stoffer med en lysende flamme.
Fluor har en sådan affinitet for de fleste grundstoffer, især for silicium (Si), at difluor ikke kan fremstilles eller opbevares i glasbeholdere (fremstillet hovedsageligt af silica SiO 2). Det håndteres derfor i Teflon , en polymer kaldet KelF eller i nikkelbeholdere . I sidstnævnte tilfælde passiveres overfladen af beholderen oprindeligt (og en gang for alle) ved en første kontakt med difluoridet.
Den difluor , F 2, produceres stadig industrielt i dag takket være elektrolyseprocessen, der blev introduceret af Henri Moissan i 1886. Det elektrolytiske bad består af en KF-2HF-blanding smeltet ved ca. 90 ° C - 100 ° C. Vandfri HF er ikke ledende, fordi den er lidt adskilt, og det er tilføjelsen af KHF 2 som tillader ionisk ledning ved hjælp af en kompleks mekanisme.
Under elektrolysereaktionen produceres difluorid på en carbonanode ifølge:
2 timerF 2- → F 2(g) + 2 HF + 2 e -
Ved katoden (metal) produceres brint :
4 HF + 2 e - → H 2(g) + 2HF 2-
I elektrolysecellen er det anvendte potentiale mellem 8 og 10 V , og strømtætheden er i størrelsesordenen 12 A dm -2 . Den nuværende effektivitet er god (95%), men den samlede energieffektivitet er kun 30%.
I 1986 i anledning af hundredeårsdagen for opdagelsen af det elektrokemiske præparat af fluor opdagede Karl Christe en original og rent kemisk fremstillingsmetode ved at reagere ved 150 ° C vandfri flussyre HF med K 2 MnF 6 og SbF 5. Reaktionen er:
K 2 MnF 6 + 2 SbF 5 → 2 KSbF 6 + MnF 3+ 1/2 F 2
Denne proces er anekdotisk, fordi den ikke kan bruges industrielt.
Det mest reaktive og elektronegative element, fluor, danner forbindelser med de fleste andre grundstoffer, herunder de sjældne gasser xenon og radon, som difluor reagerer direkte med.
Fluoroxider er sammensat af O og F, men kan danne bindinger med andre halogener og danne F n XO m (hvor X = Cl, I eller Br). Disse forbindelser ligner strukturelt og kemisk halogenfluorider. De opfører sig især som Lewis-syrer eller baser.
→ Seks oxygen- og klor fluorider er mulige, men kun 5 er blevet karakteriseret: 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 komponent er F 5 Cl VII O
FClO kan opnås ved reaktionen: CIF 3 + H 2 O → FClO + 2 HF; men denne forbindelse er meget ustabil (dets halveringstid er 25 s ved stuetemperatur) og nedbrydes til FClO 2 og CIF.
F 3 ClO er en stabil forbindelse ved stuetemperatur og er en god oxidationsmiddel. Det reagerer med forskellige forbindelser (såsom ved høj temperatur eller UV-stråling. Det kan hydrolyseres i FClO 2 og HF. Det reagerer ofte som en Lewis-base . Dens produktion udføres i overensstemmelse med reaktionen i nærværelse af NaF:
Cl 2 O + 2 F 2 → F 3 ClO + CIF
Denne reaktion er relativt farlig på grund af den eksplosivitet Cl 2 O og kan derfor fremstilles på samme måde med ClONO 2 .
FClO 2 er også en meget god oxidant, som kan eksplodere med SO 2 selv ved meget lave temperaturer. Det produceres ved reaktionen:
6 NaClO 3 + 4 ClF 3 → 6 FClO 2 + 6 NaF + 2 Cl 2 + 3 O 2
→ Kun tre fluorider af ilt og brom er mulige: FBrO 2 , F 3 BrO og FBrO 3 . Disse forbindelser er mindre stabile end deres chlorerede modstykker og mere reaktive.
→ For jod er der: FIO 2 og F 3 IO, hvor jeg har en oxidationsgrad på + V; FIO 3 , F 3 IO 2 og F 5 IO hvor I er på graden + VII.
Af disse er fluor er fluorid af calcium sammensætning CaF 2 .
Difluor er for reaktiv til direkte brug i sin rene tilstand. Dens mange kemiske forbindelser har på den anden side en lang række anvendelser.
Nogle eksempler:
Den første industrielle produktion af difluor fandt sted under fremstillingen af atombomben som en del af Manhattan-projektet i Anden Verdenskrig , hvor uranhexafluorid UF 6, som er en flygtig molekylær forbindelse, blev brugt til at adskille de forskellige isotoper af uran ved gasdiffusion. Denne proces bruges også stadig under fremstillingen af nukleart brændsel, der anvendes i nuværende kernekraftværker .
Fluor er kendt for sin cariostatiske virkning. Det virker ved at binde sig til emaljen af tænderne : den hydroxid ion af hydroxyapatit Ca 5 (PO 4 ) 3 (OH), som udgør emaljen af tænderne delvis erstattes af fluorid-ioner til opnåelse fluro apatit Ca 5 (PO 4 ) 3 (F). Eftersom fluorionen er en svagere base end hydroxidet, bliver emaljen mere modstandsdygtig over for syren, som frigives lokalt i det orale miljø efter et måltid.
Fluor kan bringes til tænderne på to måder:
Efter lokal rute . Dette er den foretrukne rute, som har de fleste fordele og færrest bivirkninger. Mellemhandleren er tandpasta . Fluoridkoncentrationen i tandpasta for voksne er relativt konstant: 1000 til 1500 ppm . Fluoridet i tandpastaen binder sig til tænderne under børstning. Børstningstiden skal derfor være tilstrækkelig (tre minutter morgen og aften).
Systemisk . Denne rute kan kun bruges under tanddannelse fra fødsel til 12 år. Mellemproduktet er enten fluor i tabletter (ordineret af tandlægen) eller en fødekilde: vand eller køkken salt. I dette tilfælde er det nødvendigt at være opmærksom på den samlede mængde fluor, der indtages, og ikke multiplicere kilderne.
Børn sluger altid noget af tandpastaen, især da de er unge. Indtagelse af tandpasta aftager med alderen: fra 2 til 4 år sluges 50% af tandpastaen; fra 4 til 6 år sluges 30% af tandpastaen, ved 6 år og derover sluges 10% af tandpastaen. Det er derfor meget vigtigt at tilpasse fluorkoncentrationen til barnets alder.
Anbefalinger om koncentrationen og mængden af tandpasta: fra 3 år gammel, tandpasta med et spor af fluor (250 ppm ); derefter gradvist op til 6 år øges mængden, 500 til 1000 ppm . Efter 6 år 1000 til 1500 ppm fortsætter med at øge dosis.
Sure drikkevarer såsom Coca-Cola opløser calciumfluorid, der er deponeret på overfladen af tænderne. Calciumfluorid har derfor en kort levetid i en mund, der ofte skylles ned med sodavand . Den lokale anvendelse af fluor med henblik på at forhindre eller remineralisere tandlæsioner forårsaget af sodavand (når deres forbrug opretholdes) er derfor uden teoretisk grundlag. Under normale forhold (uden regelmæssig tilstedeværelse af sur væske i munden) er der observeret en reduktion i forekomsten af hulrum efter flere måneders anvendelse af calciumfluorid.
Gas og / eller partikelformet fluor udsendes i luften af visse fabrikker (I begyndelsen af 1970'erne producerede f.eks. I Martigny en fabrik, der opererer "kontinuerligt" ca. 10.000 t aluminium om året, hvor 160 til 200 ton fluor frigives. pr. år ud i luften, hvoraf ca. 25% i gasform ifølge ADENU (1976) sammen med andre forsurende luftformige emissioner. Fluor udsendes i forskellige former (fx: aluminiumsproduktion, en kilde til gasformig fluor inklusive silica tetrafluorid (SiF4 ) og flussyre (HF), nemt kombineres med atmosfærisk vand damp, afsættes derefter på jord og planter, eller inhaleres af levende organismer).
Partikelfluor er mere stabil, men under fugtige og / eller sure forhold hydrolyseres gradvist og kan derefter trænge ind i planter (inklusive lav, mos og epifytiske alger eller dækker jorden.
Fluorider vedvarer ikke meget i luften, hvilket forklarer, at fluorforurening har virkninger "lokaliseret omkring emissionskilderne" , men i dale eller visse former for lindring på grund af vind kan der observeres betydelige aflejringer i afstande på 1 til 2 km eller endnu mere fra punktet for emission. I områder, hvor luften er kronisk eller stærkt forurenet af fluor, observeres nekrose på lav X. parietina (med farveændring, laven skifter fra gul til sort), men disse effekter kan også induceres af andre forurenende stoffer såsom svovloxider) .
Jord (og / eller det underliggende vandbord) kan også blive forurenet af industrielle kilder til fluor
Landbrugs- og frugtafgrøder eller vinavl kan således blive forurenet af relativt fjerne industrielle kilder, som det blev vist i 1970'erne i Valais (vingård) .
Risikokort for fluor i grundvand
Omkring en tredjedel af verdens befolkning bruger drikkevand fra grundvand. Ca. 300 millioner mennesker trækker deres vand fra grundvand stærkt forurenet med arsen og fluor. Disse sporstoffer er oftest af naturlig oprindelse og kommer fra klipper og sedimenter, der udvaskes af vand. I 2008 præsenterede det schweiziske vandforskningsinstitut Eawag en ny metode til etablering af risikokort for geogene toksiske stoffer i grundvand. Dette gør det lettere at bestemme, hvilke kilder der skal styres. I 2016 gjorde forskergruppen sin viden frit tilgængelig på GAP-platformen (Groundwater Assessment Platform / www.gapmaps.org). Dette giver specialister over hele verden mulighed for at indlæse deres egne måledata, se dem og oprette risikokort for regioner efter eget valg. Platformen fungerer også som et vidensudvekslingsforum til at udvikle metoder til at fjerne giftige stoffer fra vand.
Der findes forskellige standarder og forskrifter, afhængigt af landet og anvendelsen af visse produkter.
I Frankrig : Vandfluorisering er tilladt i form af natriumhexafluorosilicat og hexafluorosilsyre, men der er kun få oplysninger om dets faktiske anvendelse til fremstilling af ledningsvand . På den anden side er saltfluoridering tilladt og opmuntret. Dette skal derefter mærkes fluoreret salt eller iodiseret og fluoreret salt , hvilket betyder, at det suppleres med fluor i en hastighed på 250 mg / kg i form af kaliumfluorid (vådt). Denne fluorisering blev opmuntret i 1986 af Generaldirektoratet for Sundhed til forebyggelse af massekaries i befolkningen. Emballagen skal derefter også advare forbrugeren ved udsagnet: " Brug ikke, hvis drikkevandet indeholder mere end 0,5 mg / liter fluor ". Siden 1993 har loven tilladt anvendelse af fluoreret salt i skolekantiner, hvis operatørerne har sikret, at det leverede vand ikke har et fluorindhold, der er større end 0,5 mg / l.
1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | ||||||||||||||||
1 | H | Hej | |||||||||||||||||||||||||||||||
2 | Li | Være | B | VS | IKKE | O | F | Født | |||||||||||||||||||||||||
3 | Ikke relevant | Mg | Al | Ja | P | S | Cl | Ar | |||||||||||||||||||||||||
4 | K | Det | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Eller | Cu | Zn | Ga | Ge | Es | 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 | Det | Det her | Pr | Nd | Om eftermiddagen | Sm | Havde | Gd | TB | D y | Ho | Er | Tm | Yb | Læs | Hf | Dit | W | Re | Knogle | Ir | Pt | På | Hg | Tl | Pb | Bi | Po | På | Rn | |
7 | Fr | Ra | Ac | Th | Pa | U | Np | Kunne det | Er | Cm | Bk | Jf | Er | Fm | Md | Ingen | 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 |
Lanthanider |
overgangsmetaller metaller |
Dårlige metaller |
Metal- loids |
Ikke- metaller |
halo -gener |
Ædle gasser |
Varer uklassificeret |
Actinides | |||||||||
Superactinider |