FLUOR: GESCHICHTE, EIGENSCHAFTEN, STRUKTUR, GEWINNUNG, RISIKEN, VERWENDUNGEN - CHEMIE - 2025

Das Fluor ist ein chemisches Element mit dem Symbol F und 17 führt die Gruppe an, zu der die Halogene gehören. Es unterscheidet sich über den anderen Elementen des Periodensystems als das reaktivste und elektronegativste; Es reagiert mit fast allen Atomen und bildet so unendlich viele Salze und organofluorierte Verbindungen.

Unter normalen Bedingungen ist es ein blassgelbes Gas, das mit gelblichgrün verwechselt werden kann. Im flüssigen Zustand, wie im Bild unten gezeigt, verstärkt sich seine gelbe Farbe etwas mehr, die vollständig verschwindet, wenn sie sich an ihrem Gefrierpunkt verfestigt.

Flüssiges Fluor in einem Reagenzglas. Quelle: Fulvio314

Trotz der Flüchtigkeit seines Gases ist seine Reaktivität so groß, dass es in der Erdkruste eingeschlossen bleibt. insbesondere in Form des Minerals Fluorit, bekannt für seine violetten Kristalle. Auch seine Reaktivität macht es zu einer potenziell gefährlichen Substanz; es reagiert heftig auf alles, was es berührt und in Flammen aufbrennt.

Viele seiner Nebenprodukte können jedoch je nach Anwendung harmlos und sogar vorteilhaft sein. Die beliebteste Verwendung von Fluorid, das in ionischer oder mineralischer Form (wie Fluoridsalze) zugesetzt wird, ist beispielsweise die Herstellung von Fluorid-Zahnpasten, die zum Schutz des Zahnschmelzes beitragen.

Fluor hat die Besonderheit, dass es die hohen Zahlen oder Oxidationsstufen für viele andere Elemente stabilisieren kann. Je höher die Anzahl der Fluoratome ist, desto reaktiver ist die Verbindung (es sei denn, es handelt sich um ein Polymer). Ebenso werden seine Wirkungen mit molekularen Matrizen zunehmen; wohl oder übel.

Geschichte

Verwendung von Fluorit

1530 entdeckte der deutsche Mineralogist Georgius Agricola, dass das Mineral Flussspat zur Reinigung von Metallen verwendet werden kann. Flussspat ist ein anderer Name für Fluorit, ein Fluormineral, das aus Calciumfluorid (CaF ₂ ) bestand.

Das Element Fluor war bis dahin noch nicht entdeckt worden, und das "Fluoir" in Fluorit kam vom lateinischen Wort "Fluere", was "fließen" bedeutet. denn genau das tat Flussspat oder Fluorit mit Metallen: Es half ihnen, die Probe zu verlassen.

Herstellung von Flusssäure

1764 gelang es Andreas Sigismud Margraff, Flusssäure herzustellen und Fluorit mit Schwefelsäure zu erhitzen. Die Glasretorten wurden durch die Einwirkung der Säure geschmolzen, so dass das Glas durch Metalle ersetzt wurde.

Es wird auch Carl Scheele im Jahre 1771 zugeschrieben, der Herstellung der Säure nach der gleichen Methode, gefolgt von Margraff. 1809 schlug der französische Wissenschaftler Andre-Marie Ampere vor, dass Fluor- oder Flusssäure eine Verbindung aus Wasserstoff und einem neuen chlorähnlichen Element sei.

Wissenschaftler versuchten lange Zeit, Fluorid unter Verwendung von Flusssäure zu isolieren; aber seine Gefährlichkeit machte Fortschritte in diesem Sinne schwierig.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac und Jacques Thénard hatten starke Schmerzen beim Einatmen von Fluorwasserstoff (Flusssäure ohne Wasser und in gasförmiger Form). Die Wissenschaftler Paulin Louyet und Jerome Nickles starben unter ähnlichen Umständen an einer Vergiftung.

Edmond Frémy, ein französischer Forscher, versuchte, durch Ansäuern von Kaliumbifluorid (KHF ₂ ) trockene Flusssäure zu erzeugen, um eine Fluorwasserstofftoxizität zu vermeiden. Während der Elektrolyse gab es jedoch keine elektrische Stromleitung.

Isolation

1860 versuchte der englische Chemiker George Gore, trockene Flusssäure zu elektrolysieren, und es gelang ihm, eine kleine Menge des Fluorgases zu isolieren. Es kam jedoch zu einer Explosion, als Wasserstoff und Fluor heftig rekombinierten. Gore führte die Explosion auf ein Sauerstoffleck zurück.

1886 gelang es dem französischen Chemiker Henri Moisson erstmals, Fluor zu isolieren. Zuvor wurde Moissons Arbeit viermal durch eine schwere Fluorwasserstoffvergiftung unterbrochen, als versucht wurde, das Element zu isolieren.

Moisson war ein Schüler von Frémy und verließ sich auf seine Experimente, um Fluor zu isolieren. Moisson verwendete bei der Elektrolyse eine Mischung aus Kaliumfluorid und Flusssäure. Die resultierende Lösung leitete Elektrizität und Fluorgas, die an der Anode gesammelt wurden; das heißt, an der positiv geladenen Elektrode.

Moisson verwendete korrosionsbeständige Geräte, bei denen die Elektroden aus einer Legierung aus Platin und Iridium hergestellt waren. Bei der Elektrolyse verwendete er einen Platinbehälter und kühlte die Elektrolytlösung auf eine Temperatur von -31ºC ab.

Am 26. Juni 1886 gelang es Henri Moissson schließlich, Fluor zu isolieren, was ihm 1906 den Nobelpreis ermöglichte.

Interesse an Fluorid

Das Interesse an der Fluoridforschung ging zeitweise verloren. Die Entwicklung des Manhattan-Projekts zur Herstellung der Atombombe hat es jedoch erneut angekurbelt.

Das amerikanische Unternehmen Dupont entwickelte zwischen 1930 und 1940 fluorierte Produkte wie Fluorchlorkohlenwasserstoffe (Freon-12), die als Kältemittel verwendet werden. und Polytetrafluorethylen-Kunststoff, besser bekannt unter dem Namen Teflon. Dies führte zu einer Erhöhung der Produktion und des Verbrauchs von Fluor.

1986 stellte der amerikanische Chemiker Karl O. Christe auf einer Konferenz etwa ein Jahrhundert nach der Isolierung von Fluor eine chemische Methode zur Herstellung von Fluor durch die Reaktion zwischen K ₂ MnF ₆ und SbF _{5 vor} .

Physikalische und chemische Eigenschaften

Aussehen

Fluor ist ein hellgelbes Gas. Im flüssigen Zustand ist es hellgelb. In der Zwischenzeit kann der Feststoff undurchsichtig (Alpha) oder transparent (Beta) sein.

Ordnungszahl (Z)

9.

Atomares Gewicht

18.998 u.

Schmelzpunkt

-219,67 ° C.

Siedepunkt

-188,11 ° C.

Dichte

Bei Raumtemperatur: 1,696 g / l.

Am Schmelzpunkt (flüssig): 1,505 g / ml.

Verdampfungswärme

6,51 kJ / mol.

Molare Kalorienkapazität

31 J / (mol K).

Dampfdruck

Bei einer Temperatur von 58 K hat es einen Dampfdruck von 986,92 atm.

Wärmeleitfähigkeit

0,0277 W / (m K)

Magnetische Ordnung

Diamagnetisch

Geruch

Charakteristischer stechender und stechender Geruch, der bereits bei 20 ppb nachweisbar ist.

Oxidationszahlen

-1, was dem Fluoridanion F ^{- entspricht} .

Ionisationsenergie

- Zuerst: 1.681 kJ / mol

- Sekunde: 3.374 kJ / mol

- Drittens: 6,147 KJ / mol

Elektronegativität

3,98 auf der Pauling-Skala.

Es ist das chemische Element mit den höchsten Elektronegativitäten; das heißt, es hat eine hohe Affinität zu den Elektronen der Atome, an die es bindet. Aus diesem Grund erzeugen Fluoratome in bestimmten Regionen eines Moleküls große Dipolmomente.

Seine Elektronegativität hat noch einen weiteren Effekt: Die daran gebundenen Atome verlieren so viel Elektronendichte, dass sie beginnen, eine positive Ladung zu erhalten; Dies ist eine positive Oxidationszahl. Je mehr Fluoratome sich in einer Verbindung befinden, desto positiver ist die Oxidationszahl des Zentralatoms.

Zum Beispiel hat Sauerstoff in OF ₂ eine Oxidationszahl von +2 (O ²⁺ F ₂ ^- ); in UF ₆ hat Uran eine Oxidationszahl von +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^- ); das gleiche passiert mit Schwefel in SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^- ); und schließlich gibt es AgF ₂ , wo Silber sogar eine Oxidationszahl von +2 hat, was selten vorkommt.

Daher können die Elemente mit ihren positivsten Oxidationszahlen teilnehmen, wenn sie mit Fluor Verbindungen bilden.

Oxidationsmittel

Fluor ist das stärkste oxidierende Element, daher kann es keine Substanz oxidieren. und aus diesem Grund ist es nicht frei in der Natur.

Reaktivität

Fluor kann sich mit allen anderen Elementen außer Helium, Neon und Argon verbinden. Es greift auch Weichstahl oder Kupfer bei normalen Temperaturen nicht an. Reagiert heftig mit organischen Materialien wie Gummi, Holz und Stoff.

Fluor kann mit dem Edelgas Xenon unter Bildung des starken Oxidationsmittels Xenondifluorid XeF ₂ reagieren . Es reagiert auch mit Wasserstoff unter Bildung eines Halogenids, Fluorwasserstoffs, HF. Fluorwasserstoff löst sich wiederum in Wasser unter Bildung der berühmten Flusssäure (als Glas).

Der Säuregehalt der sauren Säuren, in aufsteigender Reihenfolge klassifiziert, ist:

HF <HCl <HBr <HI

Salpetersäure reagiert mit Fluor unter Bildung von Fluornitrat, FNO ₃ . Währenddessen reagiert Salzsäure heftig mit Fluor unter Bildung von HF, OF ₂ und ClF ₃ .

Struktur und elektronische Konfiguration

Zweiatomiges Molekül

Fluormolekül mit räumlichem Füllmodell dargestellt. Quelle: Gabriel Bolívar.

Das Fluoratom im Grundzustand hat sieben Valenzelektronen, die sich je nach elektronischer Konfiguration in den 2s- und 2p-Orbitalen befinden:

2s ² 2p ⁵

Die Valenzbindungstheorie (TEV) besagt, dass zwei Fluoratome, F, kovalent an jedes gebunden sind, um sein Valenzoktett zu vervollständigen.

Dies geschieht schnell, da nur ein Elektron benötigt wird, um für das Neon-Edelgas isoelektronisch zu werden. und seine Atome sind sehr klein, mit einer sehr starken effektiven Kernladung, die leicht Elektronen aus der Umwelt benötigt.

Das Molekül F ₂ (oberes Bild) hat eine einfache kovalente Bindung, FF. Trotz seiner Stabilität im Vergleich zu freien F-Atomen ist es ein hochreaktives Molekül; homonuklear, unpolar und begierig auf Elektronen. Deshalb ist Fluor wie F ₂ eine sehr giftige und gefährliche Spezies.

Da F ₂ unpolar ist, hängen seine Wechselwirkungen von seiner Molekülmasse und den Londoner Streukräften ab. Irgendwann muss sich die elektronische Wolke um beide F-Atome verformen und einen sofortigen Dipol erzeugen, der einen anderen in einem benachbarten Molekül induziert. so dass sie sich langsam und schwach anziehen.

Flüssig und fest

Das F ₂ -Molekül ist sehr klein und diffundiert relativ schnell im Raum. In seiner Gasphase zeigt es eine hellgelbe Farbe (die mit einem Limonengrün verwechselt werden kann). Wenn die Temperatur auf -188 ° C abfällt, werden die Dispersionskräfte wirksamer, wodurch die F ₂ -Moleküle genug zusammenwachsen, um eine Flüssigkeit zu definieren.

Flüssiges Fluor (erstes Bild) sieht noch gelber aus als das jeweilige Gas. Darin sind die F ₂ -Moleküle näher und interagieren stärker mit Licht. Interessanterweise verblasst die Farbe und bleibt als transparenter Feststoff erhalten, sobald sich der verzerrte kubische Fluorkristall bei -220 ° C gebildet hat.

Jetzt, da die F ₂ -Moleküle so nahe beieinander liegen (aber ohne dass ihre molekularen Rotationen aufhören), scheinen ihre Elektronen eine gewisse Stabilität zu erlangen, und daher ist ihr elektronischer Sprung zu groß, als dass Licht überhaupt mit dem Kristall interagieren könnte.

Kristalline Phasen

Dieser kubische Kristall entspricht der β-Phase (es ist kein Allotrop, da es das gleiche F ₂ bleibt ). Wenn die Temperatur noch weiter auf -228 ºC abfällt, durchläuft das feste Fluor einen Phasenübergang; Der kubische Kristall wird monoklin, die α-Phase:

Kristallstruktur der Alpha-Phase von Fluor. Quelle: Benjah-bmm27.

Im Gegensatz zu β-F ₂ ist α-F ₂ undurchsichtig und hart. Vielleicht liegt es daran, dass die F ₂ -Moleküle nicht mehr so ​​viel Freiheit haben, sich in monoklinen Kristallen in ihren festen Positionen zu drehen; wo sie in größerem Maße mit Licht interagieren, ohne jedoch ihre Elektronen anzuregen (was ihre Opazität oberflächlich erklären würde).

Die Kristallstruktur von α-F ₂ war mit herkömmlichen Röntgenbeugungsverfahren schwer zu untersuchen. Dies liegt daran, dass der Übergang von der β- zur α-Phase stark exotherm ist; Grund, warum der Kristall praktisch explodierte, während er wenig mit der Strahlung wechselwirkte.

Es dauerte ungefähr fünfzig Jahre, bis deutsche Wissenschaftler (Florian Kraus et al.) Die Struktur von α-F ₂ dank Neutronenbeugungstechniken genauer entschlüsselten .

Wo zu finden und zu erhalten

Fluor belegt den 24. Platz unter den häufigsten Elementen im Universum. In der Erde beträgt die Masse jedoch 13 ^vo Element mit einer Konzentration von 950 ppm in der Kruste und einer Konzentration von 1,3 ppm im Meerwasser.

Böden haben eine Fluoridkonzentration zwischen 150 und 400 ppm, und in einigen Böden kann die Konzentration 1.000 ppm erreichen. In atmosphärischer Luft liegt es in einer Konzentration von 0,6 ppb vor; In einigen Städten wurden jedoch bis zu 50 ppb registriert.

Fluor wird hauptsächlich aus drei Mineralien gewonnen: Fluorit oder Fluorspar (CaF ₂ ), Fluorapatit und Kryolith (Na ₃ AlF ₆ ).

Fluoritverarbeitung

Nach dem Sammeln der Gesteine ​​mit dem Mineral Fluorit werden sie primär und sekundär zerkleinert. Beim sekundären Zerkleinern werden sehr kleine Gesteinsfragmente erhalten.

Die Gesteinsfragmente werden dann zur Reduktion zu Pulver in eine Kugelmühle gebracht. Wasser und Reagenzien werden zu einer Paste hinzugefügt, die in einen Flotationstank gegeben wird. Luft wird unter Druck eingespritzt, um Blasen zu bilden, und somit schwimmt der Fluorit auf der wässrigen Oberfläche.

Die Silikate und Carbonate setzen sich ab, während der Fluorit gesammelt und zu den Trockenöfen gebracht wird.

Sobald der Fluorit erhalten ist, wird er mit Schwefelsäure umgesetzt, um Fluorwasserstoff zu erzeugen:

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

Elektrolyse von Fluorwasserstoff

Bei der Herstellung von Fluor wird das von Moisson 1886 verwendete Verfahren mit einigen Modifikationen angewendet.

Eine Elektrolyse wird aus einer Mischung von geschmolzenem Kaliumfluorid und Flusssäure mit einem Molverhältnis von 1: 2,0 bis 1: 2,2 durchgeführt. Die Temperatur der Salzschmelze beträgt 70-130 ° C.

Die Kathode besteht aus einer Monel-Legierung oder einem Stahl, und die Anode besteht aus Degraphit-Kohlenstoff. Der Fluorproduktionsprozess während der Elektrolyse kann wie folgt beschrieben werden:

2HF => H ₂ + F ₂

Zur Kühlung der Elektrolysekammer wird Wasser verwendet, die Temperatur muss jedoch über dem Schmelzpunkt des Elektrolyten liegen, um eine Verfestigung zu vermeiden. Bei der Elektrolyse erzeugter Wasserstoff wird an der Kathode und Fluor an der Anode gesammelt.

Isotope

Fluor hat 18 Isotope, wobei ¹⁹ F das einzige stabile Isotop mit 100% iger Häufigkeit ist. Das ¹⁸ F hat eine Halbwertszeit von 109,77 Minuten und ist das radioaktive Isotop von Fluor mit der längeren Halbwertszeit. Das ¹⁸ F wird als Quelle für Positronen verwendet.

Biologische Rolle

Es ist keine metabolische Aktivität von Fluor bei Säugetieren oder höheren Pflanzen bekannt. Einige Pflanzen und Meeresschwämme synthetisieren jedoch Monofluoracetat, eine giftige Verbindung, die sie als Schutz verwenden, um ihre Zerstörung zu verhindern.

Risiken

Übermäßiger Konsum von Fluorid wurde mit Knochenfluorose bei Erwachsenen und Zahnfluorose bei Kindern sowie mit Veränderungen der Nierenfunktion in Verbindung gebracht. Aus diesem Grund schlug der United States Public Health Service (PHS) vor, dass die Fluoridkonzentration im Trinkwasser nicht höher als 0,7 mg / l sein sollte.

In der Zwischenzeit hat die US-Umweltschutzbehörde (EPA) festgelegt, dass die Fluoridkonzentration im Trinkwasser nicht höher als 4 mg / l sein sollte, um eine Skelettfluorose zu vermeiden, bei der sich Fluorid in den Knochen ansammelt. Dies kann zu Knochenschwächungen und Knochenbrüchen führen.

Fluorid wurde mit einer Schädigung der Nebenschilddrüse in Verbindung gebracht, mit einer Abnahme des Kalziums in den Knochenstrukturen und hohen Konzentrationen von Kalzium im Plasma.

Zu den Veränderungen, die auf überschüssiges Fluorid zurückzuführen sind, gehören: Zahnfluorose, Skelettfluorose und Schädigung der Nebenschilddrüse.

Zahnfluorose

Zahnfluorose tritt mit kleinen Streifen oder Flecken im Zahnschmelz auf. Kinder unter 6 Jahren sollten keine fluoridhaltigen Mundwässer verwenden.

Skelettfluorose

Bei der Skelettfluorose können Schmerzen und Schäden an den Knochen sowie an den Gelenken diagnostiziert werden. Der Knochen kann hart werden und an Elastizität verlieren, was das Risiko von Frakturen erhöht.

Anwendungen

Zahnpasta

Einige anorganische Fluoridsalze werden als Additiv bei der Formulierung von Zahnpasten verwendet, von denen gezeigt wurde, dass sie zum Schutz des Zahnschmelzes beitragen. Quelle: Pxhere.

Wir beginnen mit dem Abschnitt über die Verwendung von Fluorid mit dem bekanntesten: dem, als Bestandteil vieler Zahnpasten zu dienen. Dies ist nicht die einzige Verwendung, bei der der Kontrast zwischen seinem hochgiftigen und gefährlichen Molekül F ₂ und dem Anion F ^- erkannt werden kann , was je nach Umgebung vorteilhaft sein kann (wenn auch manchmal nicht).

Wenn wir Lebensmittel essen, insbesondere Süßigkeiten, bauen Bakterien diese ab, indem sie den Säuregehalt unseres Speichels erhöhen. Dann kommt ein Punkt, an dem der pH-Wert sauer genug ist, um den Zahnschmelz abzubauen und zu demineralisieren. Hydroxylapatit wird abgebaut.

Bei diesem Prozess interagieren die F ^- Ionen jedoch mit dem Ca ²⁺ und bilden eine Fluorapatitmatrix. stabiler und haltbarer als Hydroxylapatit. Zumindest ist dies der vorgeschlagene Mechanismus, um die Wirkung des Fluoridanions auf die Zähne zu erklären. Es ist wahrscheinlich komplexer und weist ein pH-abhängiges Hydroxylapatit-Fluorapatit-Gleichgewicht auf.

Diese F ^- Anionen sind in Zahnzähnen in Form von Salzen erhältlich; wie zum Beispiel: NaF, SnF ₂ (das berühmte Zinn (II) -fluorid) und NaPOF. Die Konzentration von F ^- muss jedoch niedrig sein (weniger als 0,2%), da dies sonst negative Auswirkungen auf den Körper hat.

Wasserfluoridierung

Ähnlich wie Zahnpasta wurden Trinkwasserquellen Fluoridsalze zugesetzt, um Hohlräume bei denjenigen zu bekämpfen, die sie trinken. Die Konzentration sollte noch viel niedriger sein (0,7 ppm). Diese Praxis ist jedoch häufig Gegenstand von Misstrauen und Kontroversen, da ihr mögliche krebserzeugende Wirkungen zugeschrieben wurden.

Oxidationsmittel

Das F ₂ -Gas verhält sich wie ein sehr starkes Oxidationsmittel. Dies führt dazu, dass viele Verbindungen schneller verbrennen als wenn sie Sauerstoff und einer Wärmequelle ausgesetzt werden. Deshalb wurde es in Raketentreibstoffgemischen verwendet, in denen es sogar Ozon ersetzen kann.

Polymere

In vielen Anwendungen sind die Beiträge von Fluor nicht auf F ₂ oder F ^{- zurückzuführen} , sondern direkt auf ihre elektronegativen Atome als Teil einer organischen Verbindung. Im Wesentlichen handelt es sich um eine CF-Verbindung.

Polymere oder Fasern mit CF-Bindungen sind je nach Struktur in der Regel hydrophob, so dass sie nicht nass werden oder dem Angriff von Flusssäure widerstehen. Oder noch besser, sie können ausgezeichnete elektrische Isolatoren und nützliche Materialien sein, aus denen Gegenstände wie Rohre und Dichtungen hergestellt werden. Teflon und Naphion sind Beispiele für diese fluorierten Polymere.

Apotheker

Die Reaktivität von Fluor macht seine Verwendung für die Synthese mehrerer anorganischer oder organischer Fluorverbindungen fraglich. In organischen Stoffen, insbesondere solchen mit pharmakologischen Wirkungen, erhöht das Ersetzen eines ihrer Heteroatome durch F-Atome (positiv oder negativ) ihre Wirkung auf ihr biologisches Ziel.

Deshalb steht in der Pharmaindustrie die Modifikation einiger Medikamente durch Zugabe von Fluoratomen immer auf dem Tisch.

Sehr ähnlich ist bei Herbiziden und Fungiziden. Das Fluorid in ihnen kann ihre Wirkung und Wirksamkeit bei Insekten- und Pilzschädlingen erhöhen.

Glasgravur

Flusssäure wurde aufgrund ihrer Aggressivität gegenüber Glas und Keramik verwendet, um dünne und empfindliche Stücke dieser Materialien zu gravieren. normalerweise für die Herstellung von Mikrokomponenten von Computern oder für Glühbirnen bestimmt.

Urananreicherung

Eine der wichtigsten Anwendungen von elementarem Fluor ist die Anreicherung von Uran mit ²³⁵ U. Hierzu werden Uranmineralien in Flusssäure gelöst, wodurch UF _{4 entsteht} . Dieses anorganische Fluorid reagiert dann mit F ₂ und wandelt sich so in UF _{6 um} ( ²³⁵ UF ₆ und ²³⁸ UF ₆ ).

Anschließend wird mittels einer Gaszentrifugation der ²³⁵ UF ₆ vom ²³⁸ UF _{6 getrennt,} um später oxidiert und als Kernbrennstoff gelagert zu werden.

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