Fluor

În zilele noastre, Fluor a devenit un subiect relevant în diverse domenii ale societății. Impactul său a fost resimțit în politică, economie, cultură și viața de zi cu zi a oamenilor. De la apariția sa, Fluor a stârnit un mare interes și a generat dezbateri și discuții în jurul sferei și consecințelor sale. Acest articol încearcă să exploreze multiplele fațete ale Fluor, analizând influența acestuia în diferite contexte și oferind o viziune cuprinzătoare asupra importanței sale în peisajul actual. Printr-o abordare multidisciplinară, ne propunem să abordăm Fluor din perspective diferite, contribuind astfel la o înțelegere mai largă și îmbogățitoare a acestui fenomen.

Fluor

Oxigen ← Fluor → Neon
—
 

9		 F
  
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
F
Cl
Tabelul complet • Tabelul extins
Informații generale
Nume, Simbol, Număr Fluor, F, 9
Serie chimică halogene
Grupă, Perioadă, Bloc 7, 2, 9
Densitate 1,696 kg/m³
Culoare galben-verzui
Număr CAS
Număr EINECS
Proprietăți atomice
Masă atomică 18,9984 u
Rază atomică 50 (42) pm
Rază de covalență 64 pm
Rază van der Waals 135 pm
Configurație electronică 2s2 2p5
Electroni pe nivelul de energie 2, 7
Număr de oxidare -1
Oxid acid tare
Structură cristalină cubică
Proprietăți fizice
Fază ordinară gaz
Punct de topire -219,67°C ; 53,48 K
Punct de fierbere -188,11°C ; 85,04 K
Energie de fuziune 0,2552 kJ/mol
Energie de evaporare 3,2698 kJ/mol
Temperatură critică  K
Presiune critică  Pa
Volum molar 11,20×10-3 m³/kmol
Presiune de vapori —
Viteza sunetului ? m/s la 20 °C
Forță magnetică
Informații diverse
Electronegativitate (Pauling) 3,98
Capacitate termică masică 824 J/(kg·K)
Conductivitate electrică — S/m
Conductivitate termică 0,0279 W/(m·K)
Prima energie de ionizare 1681,0 kJ/mol
A 2-a energie de ionizare 3374,2 kJ/mol
A 3-a energie de ionizare 6050,4 kJ/mol
A 4-a energie de ionizare 8407,7 kJ/mol
A 5-a energie de ionizare 11.022,7 kJ/mol
A 6-a energie de ionizare 15.164,1 kJ/mol
A 7-a energie de ionizare 17.868 kJ/mol
A 8-a energie de ionizare 92.038,1 kJ/mol
A 9-a energie de ionizare 106.434,3 kJ/mol
A 10-a energie de ionizare {{{potențial_de_ionizare_10}}} kJ/mol
Cei mai stabili izotopi
Simbol AN T1/2 MD Ed PD
MeV
18Fsintetic1,8293 hβ+ ; ε0,63518O
19F100%stabil cu 10 neutroni
20Fsintetic11,163 sβ-5,39820Ne
Precauții
NFPA 704
Unitățile SI și condiții de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.
Modifică text Consultați documentația formatului

Fluorul este un element chimic din grupa a 7-a a sistemului periodic (grupa halogenilor), cu simbolul F și cu numărul atomic 9. Este cel mai ușor halogen și există sub forma unui gaz diatomic extrem de toxic, de culoare galben-pal în condiții standard. Este cel mai electronegativ element, fiind astfel extrem de reactiv: aproape toate elementele, chiar și unele gaze nobile, formează compuși cu fluorul.

Istoric

Fluorul a fost descoperit de Moissan (Franța) în 1886.

Timp îndelungat fluorul nu a fost studiat deloc din cauza marii sale reactivități și toxicități.

În 1907, chimistul belgian Frédéric Swarts (1866-1940) a preparat diclorodifluorometanul, cercetările asupra fluorului fiind stimulate de folosirea acestui compus ca amestec răcitor.

În 1986, la aniversarea a 100 de ani de la descoperirea sa, Karl Christe a pus la punct o metodă pur chimică de preparare prin reacția în mediu de HF anhidru, la 150 °C dintre K2MnF6 și SbF5. Are loc următoarea reacție:

2K2MnF6+4SbF6 → 4KSbF6 + MnF2 + F2

Izotopi

Proprietăți

Proprietăți fizice

Modelul atomic al fluorului

Proprietăți chimice

Compuși

Minereurile cu conținut de fluor sunt:

Răspândire

Fiind un element foarte reactiv nu se găsește în natură decât sub formă de compuși.

Producere

Preparare în laborator

Producere la scară industrială

Singura metodă industrială de obținere a fluorului elementar, este electroliza unei soluții de KF în acid fluorhidric anhidru. Operația se desfășoară în recipiente de cupru sau nichel, care reprezintă catodul, unde se formează hidrogen H2 iar la anodul din grafit se degajă fluorul F2

Utilizare

Faptul că diverși compuși organici, în care hidrogenul este înlocuit cu fluor, sunt deosebit de inactivi a condus la variate aplicații industriale: izolatori electrici, mase plastice cu inerție mare, lubrifianți. Fluorul se mai utilizează la prevenirea apariției cariilor dentare dar și în industria atomică. Fluoridizarea apei este benefica dentiției însă poate avea efecte negative serioase precum calcifierea glandei pineale și boli neurodegenerative [1].

Rolul elementului în biologie

Măsuri de protecție chimică

Note

  1. ^ Grandjean, Philippe (decembrie 2019), „Developmental fluoride neurotoxicity: an updated review”, Environmental Health (în engleză), 18 (1), doi:10.1186/s12940-019-0551-x, ISSN 1476-069X, PMC 6923889 Accesibil gratuit, PMID 31856837, accesat în  

Vezi și

Legături externe

Bibliografie

  • C. D. Nenițescu, Chimie generală, Editura Didactică și pedagogică, București, 1972
  • Mică enciclopedie de chimie Editura Enciclopedică română, București, 1974