Fluoor

in Wikipedia, die vrye ensiklopedie
Spring na: navigasie, soek
suurstoffluoorneon
 
F
Cl  
 
 
Fluoor in die periodieke tabel
General
Naam, Simbool, Getal Fluoor, F, 9
Chemiese reeks Halogene
Groep, Periode, Blok 17 (VIIA), 2 , p
Digtheid, Hardheid 1.696 kg/m3 (273K), NVT
Voorkoms bleek geel gas met groenerige tint
F,9.jpg
Atoomeienskappe
Atoomgewig 18.9984 ame
Atoomradius (ber.) 50 (42) pm
Kovalente radius 71 pm
van der Waals radius 147 pm
Elektronkonfigurasie [He]2s2 2p5
e e per energievlak 2, 7
Oksidasietoestande (Oksied) -1 (sterk suur)
Kristalstruktuur kubies
Fisiese eienskappe
Toestand van materie Gas (nie-magneties)
Smeltpunt 53.53 K (−-219.62 °C)
Kookpunt 85.03 K (−-188.12 °C)
Molêre volume 11.20 ×10−6 m3/mol
Verdampingswarmte 3.2698 kJ/mol
Smeltingswarmte 0.2552 kJ/mol
Dampdruk Geen Data
Spoed van klank Geen Data
Algemeen
Elektronegatiwiteit 3.98 (Pauling skaal)
Spesifieke warmtekapasiteit 824 J/(kg*K)
Elektriese geleidingsvermoë Geen Data
Termiese geleidingsvermoë 0.0279 W/(m*K)
1ste ionisasie potensiaal 1681.0 kJ/mol
2de ionisasie potensiaal 3374.2 kJ/mol
3de ionisasie potensiaal 6050.4 kJ/mol
4de ionisasie potensiaal 8407.7 kJ/mol
5de ionisasie potensiaal 11022.7 kJ/mol
6de ionisasie potensiaal 15164.1 kJ/mol
7de ionisasie potensiaal 17868 kJ/mol
8ste ionisasie potensiaal 92038.1 kJ/mol
9de ionisasie potensiaal 106434.3 kJ/mol
Mees stabiele isotope
iso NV halfleeftyd VM VE MeV VP
19F 100% F is 'n stabiel met 10 neutrone
SI eenhede & STD word gebruik tensy anders vermeld.

Fluoor (Latyn: Fluere, wat om te vloei beteken), is 'n chemiese element in die periodieke tabel met die simbool F en atoomgetal van 9.

Dit is 'n giftige bleek geelgroen, univalente halogeengas. In sy suiwer vorm is dit hoogs gevaarlik en kan ernstige chemiese brande met velkontak veroorsaak.

Kenmerkende eienskappe[wysig]

Suiwer fluoor is 'n korrosiewe gas en 'n kragtige oksideermiddel. Dit is die chemies mees reaktiewe en elektronegatiewe element en vorm geredelik verbindings met die meeste ander elemente. Fluoor kombineer selfs met die edelgasse xenon en radon. Selfs in donker, koue toestande kan fluoor plofbaar met waterstof reageer. In 'n stroom fluoorgas brand glas, metale, water en ander stowwe met 'n helder vlam. Dit is veels te reaktief om in elementêre vorm in die natuur aangetref te word en dit toon 'n affiniteit vir die meeste elemente, veral silikon, wat beteken dat dit nie voorberei of gestoor kan word in glashouers nie. In vogtige lug reageer dit met die water om ewe gevaarlike fluoorsuur te vorm.

In waterige oplossings, kom fluoor algemeen voor as die fluoriedioon F-. Ander vorms is die fluoro-komplekse, byvoorbeeld [ FeF4 ] of H2F+.

Fluoriede is verbindings waar fluoor kombineer met 'n positiefgelaaide molekule. Hulle bestaan dikwels uit ione. Fluoorverbindings met metale is van die mees stabiele soute wat bestaan.

Aanwendings[wysig]

Fluoor word gebruik in die vervaardiging van lae wrywing plastieke soos Teflon en in halone soos Freon. Ander gebruike sluit in:

  • Fluoorsuur (chemiese vergelyking HF) word gebruik om glas in gloeilampe en soortgelyke produkte te ets.
  • Mono-atomiese Fluoor word gebruik vir plasmaverassing in die vervaardiging van halfgeleiers.
  • Saam met sy verbindings word Fluoor gebruik in die verryking van uraan (vanaf die heksafloried) en in meer as 100 verskillende kommersiële fluoro-chemikalieë, insluitend baie hoëtemperatuur plastieke.
  • Fluorochloro-koolwaterstowwe word op groot skaal gebruik vir lugversorging en verkoeling. Chlorofluorokoolstowwe is verbied vir hierdie aanwendings omdat daar vermoed word dat hulle 'n bydra lewer tot die vergroting van die osoongat. Swaelheksafluoried is 'n uiters inerte (buitengewoon vir 'n fluoor verbinding) nie-toksiese gas. Hierdie klas verbindings is kragtige kweekhuisgasse.
  • Kaliumheksafluoroaluminaat, die sogenaamdie krioliet, word gebruik vir die elektrolise van aluminium.
  • Natriumfluoried is al gebruik as 'n insekdoder, veral teen kakkerlakke.
  • Ander fluoriede word dikwels by tandepasta bygevoeg en (ietwas omstrede) tot munisipale water om tandbederf te voorkom.
  • Dit is in die verlede gebruik om gesmelte metaal meer vloeibaar te maak, vandaar die naam.

Sommige navorsers – insluitend V.S.A. ruimtewetenskaplikes het elementêre fluoorgas ondersoek as 'n moontlike vuurpylbrandstof vanweë sy buitengewoon hoë spesifieke impuls. Eksperimente het egter misluk aangesien fluoor uiters moeilik is om te hanteer.

Geskiedenis[wysig]

Fluoor (Latyn: fluere wat beteken vloei of fluks) in die vorm van vloeispaat (kalsiumfluoried) is in 1529 deur Georigius Agricola beskrywe vir gebruik as 'n smeltmiddel (metalurgie) wat 'n stof is wat gebruik word om die smelt van metale te bevorder. In 1670 het Schwandhard ontdek dat glas geëts word wanneer dit aan vloeispaat, wat met suur behandel is, blootgestel word. Karl Scheele en baie ander latere navorsers, wat onder andere Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier en Louis Thenard insluit het met fluoorsuur geëksperimenteer wat maklik verkry kan word deur kalsiumfluoried (vloeispaat) met gekonsentreerde swaelsuur te behandel.

Daar is uiteindelik tot die besef gekom dat fluoorsuur 'n voorheen onbekende element bevat het. Hierdie element kon vir baie jare nie geïsoleer word nie vanweë sy uiters hoë reaktiwiteit. Dit kan baie moeilik van sy verbindings geskei word en val dan onmiddellik enige oorblywende materiale aan. Fluoor is uiteindelik in 1886 deur Henri Moissan geïsoleer na byna 74 jaar se deurlopende inspanning. Die poging het verskeie navorsers hulle gesondheid of selfs hul lewens gekos. Dit het egter gesorg dat Moissan die Nobelprys vir chemie in 1906 gewen het.

Die eerste kommersiële produksie van fluoor het nodig geword met die ontwikkeling van die atoombom deur die Manhattan projek in die Tweede Wêreldoorlog waar die verbinding uraanheksafluoried (UF6) gebruik is om die isotope van uraan U-235 en U-238 van mekaar te skei.

Vandag gebruik beide die gasdiffusie proses en die gas sentrifuge proses (UF6) om verrykte uraan vir kernkragtoepassings te produseer.

Verbindings[wysig]

Fluoor kan dikwels waterstof verplaas soos dit in organiese verbindings voorkom. Deur hierdie meganisme is dit moontlik vir fluoor om 'n baie groot aantal verbindings te vorm. Fluoorverbindings van die edelgasse is vir die eerste keer deur Howard Claassen, Henry Selig en John Malm in 1962 gesintetiseer – waarvan xenontetrafluoried die eerste was. Fluoriede van kripton en radon is ook al berei. Die element word ontgin vanuit flouriet, krioliet en fluoro-apatiet.

Sien ook: Fluorokoolstof

Voorsorgmaatreëls[wysig]

Beide fluoor en fluoorsuur (HF) moet met groot sorg gehanteer word en enige kontak met die vel en moet vermy word.

Beide elementêre fluoor en fluoriedione is hoogs toksies. Wanneer fluoor 'n vry element is het dit 'n karakteristieke skerp reuk wat bespeurbaar is teen konsentrasies so laag as 20 dpb. Die maksimum toelaatbare konsentrasie wat aanbeveel word vir 'n daaglikse tyd-geweegde 8 uur blootstelling is 1 dpm (laer as vir bv. waterstofsianied).

Veilige hanteringsprosedures maak dit egter moontlik om vloeibare fluoor in tonnemaat te vervoer.

Verwysings[wysig]

Eksterne skakels[wysig]

Commons-logo.svg
Wikimedia Commons het meer media verwant aan:
Fluoor (kategorie)