Fluor

Fluor
Oxigen ← Fluor → Neon —   Fișier:Lattic simple cubic.svg 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	[He] 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 18F sintetic 1,8293 h β+ ; ε 0,635 18O 19F 100% stabil cu 10 neutroni 20F sintetic 11,163 s β- 5,398 20Ne
Precauții
NFPA 704
Unitățile SI și condiții de temperatură și presiune normale dacă nu s-a specificat altfel.

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

Proprietăți

Proprietăți fizice

Fișier:Electron shell 009 Fluorine.svg

Modelul atomic al fluorului

• Simbol chimic: F
• Număr atomic: 9
• Masă atomică: 18,9984 g/mol
• Densitate, (la 20 °C): 1,696 kg/m³
• Electronegativitate (pe scala Pauling): 3,98
• Punct de topire: -220  °C
• Punct de fierbere: -188  °C
• Stare: gazoasă

Proprietăți chimice

Datorită electronegativității sale foarte ridicate, fluorul este deosebit de reactiv.

Cu hidrogenul se combină la întuneric și temperatură joasă. Reacția este puternic exotermă.

F₂ + H₂ -> 2HF(aq)

Cu bromul, sulful, fosforul, iodul, siliciul și carbonul, fluorul poate reacționa la rece, formând fluoruri covalente(SF₆, CF₄, SiF₄). Numai cu oxigenul și azotul, fluorul nu se combină direct, iar cu clorul reacționează numai la cald.

Fluorul se combină energic cu metale alcaline și alcalino-pământoase. La temperatură, fluorul poate reacționa însă cu toate metalele.

Fluorul reacționează violent și cu substanțe compuse: cu H₂O și NH₃ formează acid fluorhidric(HF) și O₂, respectiv N₂, iar cu halogenurile metalelor fluorul pune în liberatate halogenul și formează halogenuri cu metalul respectiv. Cu hidrocarburile, flouroul formează HF și C, însă în condiții speciale de reacție pot apărea fluorocarburi.

Compuși

Minereurile cu conținut de fluor sunt:

• fluorita CaF₂ (fluorură de calciu),
• criolita Na₃[AlF₆],
• apatitul 3Ca₃(PO₄)₂.Ca(F,Cl)₂.

Răspândire

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

Producere

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 .

Vezi și

• Fluorură de sodiu
• Fluorocarbură
• Lista elementelor chimice după nume
• Tabelul periodic al elementelor

Legături externe

• ro Fluorul pe sistemul-periodic.go.ro Arhivat în 4 februarie 2009, la Wayback Machine.
• ro Fluor Arhivat în 9 martie 2007, la Wayback Machine.
• Impactul asupra sănătății
• Grandjean P. Developmental fluoride neurotoxicity: an updated review

Bibliografie

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