Fluor is een scheikundig element (symbool F, atoomnummer 9), een niet-metaal dat behoort tot de groep van halogenen. Het is de meest actieve en elektronegatieve stof. Bij normale temperatuur en druk is het fluormolecuul een lichtgeel giftig gas met de formule F2. Net als andere halogeniden is moleculair fluor zeer gevaarlijk en veroorzaakt het ernstige chemische brandwonden bij contact met de huid.
Gebruik
Fluor en zijn verbindingen worden veel gebruikt, onder meer voor de productie van farmaceutische producten, landbouwchemicaliën, brandstoffen en smeermiddelen en textiel. Fluorwaterstofzuur wordt gebruikt om glas te etsen, terwijl fluorplasma wordt gebruikt om halfgeleiders en andere materialen te produceren. Lage concentraties F-ionen in tandpasta en drinkwater kunnen tandcariës helpen voorkomen, terwijl hogere concentraties worden aangetroffen in sommige insecticiden. Veel algemene anesthetica zijn derivaten van fluorkoolwaterstoffen. De isotoop 18F is een bron van positronen voor het verkrijgen van medischebeeldvorming met positronemissietomografie en uraniumhexafluoride wordt gebruikt om uraniumisotopen te scheiden en verrijkt uranium te produceren voor kerncentrales.
Ontdekkingsgeschiedenis
Mineralen die fluorverbindingen bevatten, waren vele jaren vóór de isolatie van dit chemische element bekend. Zo werd het mineraal vloeispaat (of fluoriet), bestaande uit calciumfluoride, in 1530 beschreven door George Agricola. Hij merkte op dat het kan worden gebruikt als een vloeimiddel, een stof die helpt het smeltpunt van een metaal of erts te verlagen en helpt het gewenste metaal te zuiveren. Daarom heeft fluor zijn Latijnse naam gekregen van het woord fluere ("vloeien").
In 1670 ontdekte glasblazer Heinrich Schwanhard dat glas werd geëtst door de werking van calciumfluoride (vloeispaat) behandeld met zuur. Carl Scheele en vele latere onderzoekers, waaronder Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, experimenteerden met fluorwaterstofzuur (HF), dat gemakkelijk werd verkregen door CaF te behandelen met geconcentreerd zwavelzuur.
Uiteindelijk werd duidelijk dat HF een voorheen onbekend element bevatte. Door zijn overmatige reactiviteit kon deze stof echter jarenlang niet worden geïsoleerd. Het is niet alleen moeilijk te scheiden van verbindingen, maar het reageert onmiddellijk met hun andere componenten. De isolatie van elementair fluor uit fluorwaterstofzuur is buitengewoon gevaarlijk en vroege pogingen hebben verschillende wetenschappers verblind en gedood. Deze mensen werden bekend als de "martelaren"fluor."
Ontdekking en productie
Eindelijk, in 1886, slaagde de Franse chemicus Henri Moissan erin fluor te isoleren door elektrolyse van een mengsel van gesmolten kaliumfluoriden en fluorwaterstofzuur. Hiervoor kreeg hij in 1906 de Nobelprijs voor de Scheikunde. Zijn elektrolytische benadering wordt vandaag de dag nog steeds gebruikt voor de industriële productie van dit chemische element.
De eerste grootschalige productie van fluor begon tijdens de Tweede Wereldoorlog. Het was nodig voor een van de fasen van het maken van een atoombom als onderdeel van het Manhattan-project. Fluor werd gebruikt om uraniumhexafluoride (UF6) te produceren, dat op zijn beurt werd gebruikt om de twee isotopen 235U envan elkaar te scheiden 238U. Tegenwoordig is gasvormig UF6 nodig om verrijkt uranium te produceren voor kernenergie.
De belangrijkste eigenschappen van fluor
In het periodiek systeem staat het element bovenaan groep 17 (voorheen groep 7A), die halogeen wordt genoemd. Andere halogenen omvatten chloor, broom, jodium en astatine. Bovendien bevindt F zich in de tweede periode tussen zuurstof en neon.
Pure fluor is een corrosief gas (chemische formule F2) met een kenmerkende scherpe geur die wordt aangetroffen bij een concentratie van 20 nl per liter volume. Als de meest reactieve en elektronegatieve van alle elementen, vormt het gemakkelijk verbindingen met de meeste van hen. Fluor is te reactief om in elementaire vorm te bestaan en heeft dergelijkeaffiniteit met de meeste materialen, waaronder silicium, dat het niet kan worden bereid of bewaard in glazen containers. In vochtige lucht reageert het met water om het even gevaarlijke fluorwaterstofzuur te vormen.
Fluor, dat in wisselwerking staat met waterstof, explodeert zelfs bij lage temperaturen en in het donker. Het reageert heftig met water om fluorwaterstofzuur en zuurstofgas te vormen. Verschillende materialen, waaronder fijn verdeelde metalen en glazen, branden met een felle vlam in een straal gasvormig fluor. Bovendien vormt dit chemische element verbindingen met de edelgassen krypton, xenon en radon. Het reageert echter niet direct met stikstof en zuurstof.
Ondanks de extreme activiteit van fluor, zijn er nu methoden beschikbaar voor veilige hantering en transport. Het element kan worden bewaard in containers van staal of monel (nikkelrijke legering), aangezien zich fluoriden vormen op het oppervlak van deze materialen, die verdere reactie voorkomen.
Fluoriden zijn stoffen waarin fluor aanwezig is als negatief geladen ion (F-) in combinatie met enkele positief geladen elementen. Fluorverbindingen met metalen behoren tot de meest stabiele zouten. Wanneer opgelost in water, worden ze verdeeld in ionen. Andere vormen van fluor zijn complexen, bijvoorbeeld [FeF4]- en H2F+.
Isotopen
Er zijn veel isotopen van dit halogeen, variërend van 14F tot 31F. Maar de isotopensamenstelling van fluor omvat er slechts één,19F, die 10 neutronen bevat, omdat het de enige is die stabiel is. De radioactieve isotoop 18F is een waardevolle bron van positronen.
Biologische impact
Fluor in het lichaam komt voornamelijk voor in botten en tanden in de vorm van ionen. Fluoridering van drinkwater in een concentratie van minder dan één deel per miljoen vermindert de incidentie van cariës aanzienlijk - volgens de National Research Council van de National Academy of Sciences van de Verenigde Staten. Aan de andere kant kan overmatige ophoping van fluoride leiden tot fluorose, wat zich uit in gevlekte tanden. Dit effect wordt meestal waargenomen in gebieden waar het geh alte aan dit chemische element in drinkwater een concentratie van 10 ppm overschrijdt.
Elementaire fluor- en fluoridezouten zijn giftig en moeten met grote zorg worden behandeld. Contact met huid of ogen moet zorgvuldig worden vermeden. De reactie met de huid produceert fluorwaterstofzuur, dat snel de weefsels binnendringt en reageert met het calcium in de botten, waardoor ze permanent worden beschadigd.
Milieu-fluor
De jaarlijkse wereldproductie van het mineraal fluoriet is ongeveer 4 miljoen ton en de totale capaciteit van onderzochte afzettingen ligt binnen 120 miljoen ton. De belangrijkste mijngebieden voor dit mineraal zijn Mexico, China en West-Europa.
Fluor komt van nature voor in de aardkorst, waar het kan worden gevonden in rotsen, steenkool en klei. Fluoriden komen vrij in de lucht door winderosie van de bodem. Fluor is het 13e meest voorkomende chemische element in de aardkorst - de inhoud ervangelijk aan 950 ppm. In bodems is de gemiddelde concentratie ongeveer 330 ppm. Bij industriële verbrandingsprocessen kan waterstoffluoride in de lucht vrijkomen. Fluoriden die in de lucht zitten, vallen uiteindelijk op de grond of in het water. Wanneer fluor zich bindt met zeer kleine deeltjes, kan het lange tijd in de lucht blijven.
In de atmosfeer is 0,6 miljardste van dit chemische element aanwezig in de vorm van zoute mist en organische chloorverbindingen. In stedelijke gebieden bereikt de concentratie 50 delen per miljard.
Verbindingen
Fluor is een chemisch element dat een breed scala aan organische en anorganische verbindingen vormt. Chemici kunnen er waterstofatomen mee vervangen, waardoor veel nieuwe stoffen ontstaan. Zeer reactief halogeen vormt verbindingen met edelgassen. In 1962 synthetiseerde Neil Bartlett xenonhexafluorplatinaat (XePtF6). Krypton- en radonfluoriden zijn ook verkregen. Een andere verbinding is argonfluorhydride, dat alleen stabiel is bij extreem lage temperaturen.
Industriële toepassingen
In zijn atomaire en moleculaire toestand wordt fluor gebruikt voor plasma-etsen bij de productie van halfgeleiders, platte beeldschermen en micro-elektromechanische systemen. Fluorwaterstofzuur wordt gebruikt om glas in lampen en andere producten te etsen.
Samen met enkele van zijn verbindingen is fluor een belangrijk onderdeel bij de productie van farmaceutische producten, landbouwchemicaliën, brandstoffen en smeermiddelenmaterialen en textiel. Het chemische element is nodig om gehalogeneerde alkanen (halonen) te produceren, die op hun beurt veel werden gebruikt in airconditioning- en koelsystemen. Later werd dergelijk gebruik van chloorfluorkoolwaterstoffen verboden omdat ze bijdragen aan de vernietiging van de ozonlaag in de bovenste atmosfeer.
Zwavelhexafluoride is een extreem inert, niet-toxisch gas dat is geclassificeerd als een broeikasgas. Zonder fluor is de productie van wrijvingsarme kunststoffen zoals teflon niet mogelijk. Veel anesthetica (bijv. sevofluraan, desfluraan en isofluraan) zijn CFK-derivaten. Natriumhexafluoraluminaat (cryoliet) wordt gebruikt bij aluminiumelektrolyse.
Fluorideverbindingen, waaronder NaF, worden in tandpasta's gebruikt om tandbederf te voorkomen. Deze stoffen worden toegevoegd aan gemeentelijke watervoorzieningen om waterfluoridering te bieden, maar de praktijk wordt als controversieel beschouwd vanwege de impact op de menselijke gezondheid. Bij hogere concentraties wordt NaF gebruikt als insecticide, vooral voor de bestrijding van kakkerlakken.
In het verleden werden fluoriden gebruikt om het smeltpunt van metalen en ertsen te verlagen en hun vloeibaarheid te vergroten. Fluor is een belangrijk bestanddeel bij de productie van uraniumhexafluoride, dat wordt gebruikt om zijn isotopen te scheiden. 18F, een radioactieve isotoop met een halfwaardetijd van 110 minuten, zendt positronen uit en wordt vaak gebruikt in medische positronemissietomografie.
Fysieke eigenschappen van fluor
Basiskenmerkenchemisch element als volgt:
- Atoommassa 18.9984032 g/mol.
- Elektronische configuratie 1s22s22p5.
- Oxidatietoestand -1.
- Dichtheid 1,7 g/L.
- Smeltpunt 53,53 K.
- Kookpunt 85,03 K.
- Warmtecapaciteit 31,34 J/(K mol).
