Historique du fluor, propriétés, structure, obtenant, risques, utilisations

Il fluor C'est un élément chimique qui est représenté avec le symbole F et le groupe 17, auquel appartiennent les halogènes. Il se distingue au-dessus des autres éléments du tableau périodique, pour être le plus réactif et le plus électronégatif; réagit presque avec tous les atomes, il forme donc d'innombrables sels et composés organisationnels.

Dans des conditions normales, c'est un gaz jaune pâle, qui peut être confondu avec le vert jaunâtre. À l'état liquide, illustré à l'image inférieure, sa couleur jaune s'intensifie un peu plus, ce qui disparaît complètement lorsqu'il se solidifie dans son point de congélation.

Fluor liquide dans un tube à essai. Source: Fulvio314 [CC BY-SA 3.0 (https: // CreativeCommons.Org / licences / by-sa / 3.0)]

C'est une telle réactivité, malgré le volatil de son gaz, qui reste pris dans la croûte terrestre; surtout sous la forme de minéraux de fluorite, connus pour ses cristaux violets. De même, sa réactivité en fait une substance potentiellement dangereuse; réagir vigoureusement avec tout ce qui touche et brûle en flammes.

Cependant, bon nombre de ses produits dérivés peuvent être inoffensifs et même bénéfiques, selon leurs applications. Par exemple, l'utilisation la plus populaire du fluorure, ajoutée sous sa forme ionique ou minérale (comme les sels de fluorure), consiste en la préparation de pâtes dentaires avec du fluorure, qui aident à protéger l'émail dentaire.

Fluorine présente la particularité selon laquelle des nombres élevés ou des états d'oxydation peuvent se stabiliser pour de nombreux autres éléments. Plus le nombre d'atomes de fluor est élevé, plus le composé sera réactif (sauf s'il s'agit d'un polymère). De même, ses effets avec des matrices moléculaires augmenteront; pour le meilleur ou pour le pire.

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Histoire

Utilisation de fluorite

En 1530, le minéralogiste allemand Georgius Agricola a découvert que le minéral fluors pourrait être utilisé dans la purification des métaux. Le fluor est un autre nom pour la fluorite, un minéral de fluor composé de fluorure de calcium (CAF₂).

L'élément de fluor n'avait pas été découvert d'ici là et le "fluoir" dans la fluorite provenait du mot latin "fluile" qui signifie "flux"; Depuis, c'est ce que le fluor ou la fluorite a fait avec les métaux: cela les a aidés à quitter l'échantillon.

Préparation de l'acide fluorhorique

En 1764, Andreas Sigismud Margraff a géré. Les retours de verre fondues par l'action de l'acide, de sorte que le verre a été remplacé par des métaux.

Il est également attribué à Carl Scheele en 1771, la préparation de l'acide par la même méthode suivie de Margraff. En 1809, le scientifique français Andre-Marie Ampère a proposé que l'acide fluorique ou fluorhorique était un composé formé par l'hydrogène et un nouvel élément similaire au chlore.

Les scientifiques ont essayé d'isoler le fluor par l'utilisation de l'acide fluorhorique pendant longtemps; Mais son danger a fait des progrès à cet égard.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac et Jacques Thénard ont eu une forte douleur lors de l'inhalation du fluorure d'hydrogène (fluorure d'acide sans eau et sous forme gazeuse))). Dans des circonstances similaires, les scientifiques Paulin Louyet et Jerome Nickles sont morts par empoisonnement.

Edmond Fréme, chercheur français, a tenté de créer de l'acide du fluorhoride sec pour éviter la toxicité du fluorure d'hydrogène par acidification du bifluorure de potassium (KHF₂), Mais pendant l'électrolyse, il n'y avait pas de conduction de courant électrique.

Isolement

En 1860, le chimiste anglais George Gore a essayé. Cependant, il y a eu une explosion par l'hydrogène recomblant violemment avec du fluorure. Gore a attribué l'explosion à une fuite d'oxygène.

En 1886, le chimiste français Henri Moisson a réussi à isoler le fluorure pour la première fois. Auparavant, le travail de Moisson a été interrompu quatre fois en raison d'un intoxication grave avec du fluorure d'hydrogène, tout en essayant d'isolation de l'élément.

Moisson était un étudiant fronde et était basé sur ses expériences pour isoler le fluorure. Moisson utilisé en électrolyse un mélange de fluorure de potassium et d'acide fluorhorhorique. La solution résultante a conduit l'électricité et le gaz fluor s'est accumulé dans l'anode; c'est-à-dire dans l'électrode chargée positivement.

Moisson a utilisé un équipement résistant à la corrosion, dans lequel les électrodes étaient faites d'un alliage de platine et d'iridium. En électrolyse, il a utilisé un récipient en platine et refroidi la solution électrolytique à une température de -23 ºF (-31 ºC).

Enfin, le 26 juin 1886, Henri Moisson a réussi à isoler le fluorure, une œuvre qui lui a permis de remporter le prix Nobel en 1906.

Intérêt pour le fluorure

Pendant un certain temps, l'intérêt pour l'enquête avec le fluor a été perdu. Cependant, le développement du projet Manhattan pour la production de la bombe atomique.

La société américaine Dupont a développé, entre 1930 et 1940, des produits fluorés tels que les chlorofluorocarbonates (Freon-12), utilisés comme réfrigérants; et le plastique polythetrafluoroéthylène, connu le mieux avec le nom teflon. Cela a produit une augmentation de la production et de la consommation de fluor.

En 1986, lors d'une conférence pour un siècle d'isolement du fluor, le chimiste américain Karl ou. Christe a présenté une méthode chimique pour la préparation du fluorure par réaction entre k₂MNF₆ Et le SBF₅.

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Proprietes physiques et chimiques

Apparence

Le fluor est un gaz jaune pâle. À l'état liquide, il est jaune vif. Pendant ce temps, le solide peut être opaque (alpha) ou transparent (bêta).

Numéro atomique (z)

9.

Poids atomique

18 998 U.

Point de fusion

-219.67 ºC.

Point d'ébullition

-188.11 ºC.

Densité

À température ambiante: 1 696 g / L.

Au point de fusion (liquide): 1 505 g / ml.

Chaleur de vaporisation

6,51 kJ / mol.

Capacité calorique molaire

31 J / (mol · k).

La pression de vapeur

À une température de 58 K, une pression de vapeur ATM de 986,92.

Conductivité thermique

0,0277 W / (M · K)

Ordre magnétique

Diamagnétique

Odeur

Odeur caractéristique épicée et pénétrante, détectable même à 20 ppb.

Nombres d'oxydation

-1, qui correspond à l'anion fluorure, f^-.

Énergie d'ionisation

-Premièrement: 1.681 kJ / mol

-Deuxième: 3.374 kJ / mol

-Troisième: 6.147 kJ / mol

Électronégativité

3,98 sur l'échelle Pauling.

C'est l'élément chimique avec la plus grande d'électronégativités; c'est-à-dire qu'il a une forte affinité pour les électrons des atomes avec lesquels il est lié. Pour cette raison, les atomes de fluor génèrent de grands moments dipolaires dans des régions spécifiques d'une molécule.

Son électronégativité a également un autre effet: les atomes liés à lui perdent tellement de densité électronique qu'ils commencent à acquérir une charge positive; Ceci est un numéro d'oxydation positif. Plus les atomes de fluor dans un composé, l'atome central aura un nombre d'oxydation plus positif.

Par exemple, dans le de₂ L'oxygène a un nombre d'oxydation de +2 (ou²⁺F₂^-)); Dans l'UF₆, L'uranium a un nombre d'oxydation de +6 (u⁶⁺F₆^-)); Il en va de même pour le soufre dans le SF₆ (S⁶⁺F₆^-)); Et enfin est l'AGF₂, où l'argent a même un nombre d'oxydation de +2, inhabituel.

Par conséquent, les éléments parviennent à participer à leurs nombres d'oxydation les plus positifs lorsqu'ils forment des composés avec du fluor.

Agent d'oxydation

Le fluor est l'élément oxydant le plus puissant, donc aucune substance n'est capable de l'oxyder; Et pour cette raison, il n'est pas libre de nature.

Réactivité

Le fluor est capable de se combiner avec tous les autres éléments, sauf avec l'hélium, le néon et l'argon. Il n'attaque pas non plus l'acier sucré ou le cuivre à des températures normales. Réagissez violemment avec des matériaux organiques, comme le caoutchouc, le bois et le tissu.

Le fluorure peut réagir avec le noble xénon à gaz pour former le fort oxydant difluoruro du xénon, XEF₂. Il réagit également avec l'hydrogène pour former un halogénure, un fluorure d'hydrogène, HF. À son tour, le fluorure d'hydrogène est dissous dans l'eau pour produire le célèbre acide fluorhorhorique (manger du verre).

L'acidité des acides hydrace, classifiée dans l'ordre croissant, est:

HF < HCl < HBr < HI

L'acide nitrique réagit avec le fluorure pour former du nitrate de fluor, FNO₃. Pendant ce temps, l'acide chlorhydrique réagit vigoureusement avec du fluorure pour former HF, de₂ et CLF₃.

Structure et configuration électroniques

Molécule diatomique

Molécule de fluorure représentée avec un modèle de remplissage d'espace. Source: Gabriel Bolívar.

L'atome de fluor dans son état basal a sept électrons de Valence, qui se trouvent dans les orbitales 2s et 2p selon la configuration électronique:

[Il] 2s² 2 P⁵

La théorie de la liaison Valencia (TEV) établit que deux atomes de fluor, F, sont liés de manière covalente pour pouvoir compléter leur octet à Valence chacun.

Cela se produit rapidement car il manque à peine d'un électron pour devenir isoléctronique au gaz néon noble; Et ses atomes sont très petits, avec une charge nucléaire efficace très forte qui exige facilement les électrons de l'environnement.

La molécule f₂ (Image supérieure), a une simple liaison covalente, F-F. Malgré sa stabilité par rapport aux atomes F libres, il s'agit d'une molécule extrêmement réactive; Homonucléaire, apolaire et désireux d'électrons. C'est pourquoi le fluor, comme f₂, C'est une espèce très toxique et dangereuse.

Parce que le f₂ Il est apolaire, ses interactions dépendent de sa masse moléculaire et des forces de dispersion de Londres. À un moment donné, le nuage électronique autour des deux atomes F doit se déformer et créer un dipôle instantané qui en induit un autre dans une molécule voisine; pour qu'ils soient lentement et faibles.

Liquide et solide

La molécule f₂ Il est très petit et se propage dans l'espace à une vitesse relative. Dans sa phase gazeuse, il présente une couleur jaune pâle (qui peut être confondue avec un vert lime). Lorsque la température tombe à -188 ºC, les forces de dispersion deviennent plus efficaces et rendent les molécules F₂ cohésion suffisante pour définir un liquide.

Le fluor liquide (première image), semble encore plus jaune que son gaz respectif. Dans ce document, les molécules F₂ Ils sont plus proches et interagissent avec la lumière dans une plus grande mesure. Fait intéressant, une fois le verre cube déformé formé de fluor à -220 ºC, la couleur s'estompe et reste un solide transparent.

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Maintenant que les molécules M₂ Ils sont si proches (mais sans l'arrêt de leurs rotations moléculaires), il semble que leurs électrons gagnent une certaine stabilité et, par conséquent, leur saut électronique est trop grand pour que la lumière interagisse même avec le verre.

Phases cristallines

Ce cristal cube correspond à la phase β (ce n'est pas un alotrope car il reste le même F₂). Lorsque la température baisse encore plus, jusqu'à -228 ºC, le fluor solide subit une transition de phase; Le verre cube est transformé en monoclinique, la phase α:

Structure cristalline de la phase alpha du fluor. Source: Benjah-Bmm27 [domaine public].

Contrairement à β-F₂, Le α-f₂ est opaque et dur. C'est peut-être parce que les molécules M₂ Ils n'ont plus une telle liberté de tourner dans leurs positions fixes dans des cristaux monocliniques; où ils interagissent dans une plus grande mesure avec la lumière, mais sans exciter leurs électrons (ce qui expliquerait superficiellement leur opacité).

La structure cristalline de α-F₂ Il était difficile d'étudier par le biais de méthodes de diffraction des rayons x conventionnels. En effet, la transition de la phase β à α est très exothermique; Donc le cristal a pratiquement exploité, tout en interagissant peu avec le rayonnement.

Ils ont passé environ cinquante ans avant les scientifiques allemands (Florian Kraus et collaborateurs), déchiffrent complètement la structure α-F₂ avec une plus grande précision grâce aux techniques de diffraction des neutrons.

Où est-il et obtenez

Le fluor occupe le 24e des éléments les plus courants de l'univers. Cependant, sur terre est en masse le 13^vo élément, avec une concentration de 950 ppm dans la croûte terrestre et une concentration de 1,3 ppm dans l'eau de mer.

Les sols ont une concentration en fluor entre 150 et 400 ppm, et sur certains sols, la concentration peut atteindre 1.000 ppm. Dans l'air atmosphérique, il est présent dans une concentration de 0,6 ppb; Mais il s'est inscrit dans certaines villes jusqu'à 50 ppb.

Le fluor est obtenu principalement à partir de trois minéraux: fluorite ou fluorospar (café₂), Le fluoroapatita [CA₅(Po₄)₃F] et le créole (na₃Alf₆).

Traitement de la fluorite

Après avoir collecté les rochers avec le minéral de fluorite, ceux-ci sont soumis à un écrasement primaire et secondaire. Avec l'écrasement secondaire de l'obtention de très petits fragments de roche.

Ensuite, les fragments de roche sont emmenés dans un moulin à boules pour la réduction de la poussière. De l'eau et des réactifs sont ajoutés pour former une pâte, qui est placée dans un réservoir de flottaison. Il est injecté avec une pression pour former des bulles, et donc la fluorite se retrouve sur la surface aqueuse.

Les silicates et les carbonates sont des sédiments tandis que la fluorite est collectée et conduit à des fours de séchage.

Une fois la fluorite obtenue, il est réagi avec de l'acide sulfurique pour produire du fluorure d'hydrogène:

Caf₂      +      H₂Swin₄     => 2 HF + cas₄

Electrolyse du fluor à hydrogène

Dans la production de fluor, certaines modifications sont suivies, avec la méthode utilisée par Moisson en 1886.

Une électrolyse d'un mélange de fluorure de potassium fondu et d'acide fluohydrique est fabriquée, avec un rayon molaire de 1: 2,0 à 1: 2,2. La température de sel en fusion est de 70 à 130 ºC.

La cathode est constituée d'un alliage monet ou d'acier, et l'anode réogère le charbon. Le processus de production de fluor pendant l'électrolyse peut être schématique comme suit:

2hf => h₂    +    F₂

L'eau est utilisée pour refroidir la chambre d'électrolyse, mais la température doit être au-dessus du point de fusion de l'électrolyte pour éviter la solidification. L'hydrogène produit dans l'électrolyse est collecté dans la cathode, tandis que le fluorure dans l'anode.

Isotopes

Le fluorure a 18 isotopes, étant le ¹⁹F Le seul isotope stable avec une abondance à 100%. Il ¹⁸F a une demi-vie de 109,77 minutes et est l'isotope radioactif du fluor avec la plus grande demi-vie. Il ¹⁸F Il est utilisé comme source de positron.

Papier biologique

Aucune activité métabolique du fluor chez les mammifères ou les plantes supérieures n'est connue. Cependant, certaines plantes marines et éponges synthétisent le monofluroacétate, un composé toxique, qui utilise comme protection pour éviter la destruction.

Des risques

Une consommation excessive de fluor a été associée à une fluorose osseuse chez l'adulte et à la fluorose dentaire chez les enfants, ainsi qu'aux altérations du fonctionnement rénal. Pour cette raison, le United States Public Health Service (PHS) a suggéré que la concentration de fluor dans l'eau potable ne devrait pas être supérieure à 0,7 mg / L.

Pendant ce temps, l'Agence américaine de protection de l'environnement (EPA) a établi que la concentration du fluorure dans l'eau potable ne devrait pas être supérieure à 4 mg / L, afin d'éviter le fluorose squelettique, dans laquelle le fluor se réalise dans les os. Cela peut provoquer un affaiblissement des os et des fractures.

Le fluor a été lié aux dommages à la glande parathyroïdienne, avec une diminution du calcium des structures osseuses et des concentrations élevées de calcium dans le plasma.

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Parmi les modifications attribuées à l'excès de fluor, figurent les suivants: fluorose dentaire, fluorose squelettique et dommages à la glande paratyroïdienne.

Fluorose dentaire

La fluorose dentaire est présentée avec de petites bandes ou motos dans l'émail des dents. Les enfants de moins de 6 ans ne doivent pas utiliser de rince-bouche contenant du fluorure.

Fluorose squelettique

Dans le fluorose squelettique, la douleur et les dommages peuvent être diagnostiqués, ainsi que dans les articulations. L'os peut durcir et perdre l'élasticité, ce qui augmente le risque de fractures.

Applications

Dentifrice

Certains sels inorganiques de fluorure sont utilisés comme additif dans la formulation des pâtes dentaires, qui ont montré qu'elles aident à protéger l'émail dentaire. Source: pxhere.

Nous commençons par la section des utilisations du fluorure avec celle la plus connue: servir de composante de nombreuses pâtes dentaires. Ce n'est pas la seule utilisation où le contraste entre sa molécule F peut être vu₂, extrêmement toxique et dangereux, et anion f^-, qui, selon son environnement, peut être bénéfique (mais parfois pas).

Lorsque nous mangeons de la nourriture, en particulier des bonbons, les bactéries les dégradent en augmentant l'acidité de notre salive. Ensuite, il y a un point où le pH est suffisant pour dégrader et déminéraliser l'émail dentaire; L'hydroxiapatite descend "vers le bas".

Cependant, dans ce processus, les ions f^- interagir avec Ca²⁺ pour former une matrice de fluorapatite; plus stable et durable que l'hydroxyapatite. Ou du moins, c'est le mécanisme proposé pour expliquer l'action de l'anion fluorure sur les dents. Il est probable qu'il soit plus complexe et qu'il existe une hydroxyapatite-fluorapatite dépendante du pH.

Ces anions f^- Ils sont disponibles dans des papas dentaires en sels; comme: NAF, SNF₂ (Le célèbre fluorure de stine) et le napof. Cependant, la concentration de f^- Il doit être faible (moins de 0,2%), car sinon il provoque des effets négatifs sur le corps.

Fluorisation de l'eau

Très similaire à la façon dont avec les pâtes dentaires, les sels de fluorure ont été ajoutés aux sources d'eau potable pour lutter contre l'apparence des caries chez ceux qui le boivent. La concentration doit encore être beaucoup plus faible (0,7 ppm). Cependant, cette pratique est généralement méfiante et controversée, car les effets cancérigènes possibles ont été attribués.

Agent d'oxydation

Le gaz f₂ Il se comporte comme un agent oxydant très fort. Cela fait que de nombreux composés organisent plus que lorsqu'ils sont exposés à l'oxygène et à une source de chaleur. C'est pourquoi il a été utilisé dans les mélanges de carburant de fusée, dans lesquels ils peuvent même remplacer l'ozone.

Polymères

Dans de nombreuses utilisations, les contributions au fluor ne sont pas dues à F₂ ou f^-, mais directement à ses atomes électronégatifs faisant partie d'un composé organique. Par conséquent, dans l'essence d'un lien C-F.

Selon la structure, les polymères ou les fibres avec des liaisons C-F sont généralement hydrophobes, de sorte qu'ils ne sont pas mouillés ou ne résistent pas à l'attaque de l'acide fluorhorique; Ou mieux encore, ils peuvent être d'excellents isolants électriques et des matériaux utiles avec lesquels des objets tels que des tuyaux et des articulations sont fabriqués. Le téflon et le navion sont des exemples de ces polymères fluorés.

Pharmaciens

La réactivité du fluorure est appelée son utilisation pour la synthèse de multiples composés fluorines, organiques ou inorganiques. Dans des effets organiques organiques, en particulier ceux qui ont des effets pharmacologiques, remplacent l'un de leurs hétéroátomos par des atomes F augmente (positivement ou négativement) son action sur leur objectif biologique.

C'est pourquoi dans l'industrie pharmaceutique, la modification de certains médicaments est toujours sur la table en ajoutant des atomes de fluor.

Très similaire se produit avec les herbicides et les fongicides. Le fluor peut augmenter leur action et leur efficacité sur les insectes et les champignons.

Gravure de verre

L'acide fluorhorique, en raison de son agressivité avec du verre et de la céramique, a été utilisé pour enregistrer des morceaux minces et délicats de ces matériaux; Habituellement destiné à la fabrication de microcomponentes d'ordinateurs, ou aux ampoules électriques.

Enrichissement de l'uranium

L'une des utilisations les plus pertinentes du fluorure élémentaire est d'aider à enrichir l'uranium comme ²³⁵OU. Pour ce faire, les minéraux d'uranium se dissolvent dans l'acide fluorhorique, produisant UF₄. Ce fluorure inorganique réagit puis réagit avec le F₂, Se transformer en uf₆ (²³⁵PHEW₆ et ²³⁸PHEW₆).

Par la suite, et par une centrifugation au gaz, le ²³⁵PHEW₆ Il se sépare de ²³⁸PHEW₆ puis oxydé et stocké comme combustible nucléaire.

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