Fluor

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca
Fluor
9F
OxigenFluorNeó
-

F

Cl
Aspecte
Gas: groc molt pàl·lid
Líquid: groc brillant

Fluor líquid a temperatures criògenes
Propietats generals
Nom, símbol, nombre Fluor, F, 9
Categoria d'elements Halògens
Grup, període, bloc 172, p
Pes atòmic estàndard 18,9984032(5)[1]
Configuració electrònica 1s2 2s2 2p5[2]
2, 7
Configuració electrònica de Fluor
Propietats físiques
Fase Gas
Densitat (0 °C, 101.325 kPa)
1,696[3] g/L
Densitat del
líquid en el p. e.
1,505[4] g·cm−3
Punt de fusió 53,53 K, −219,62 °C
Punt d'ebullició 85,03 K, −188,12 °C
Punt crític 144,4 K, 5,215[4] MPa
Entalpia de vaporització 6,51[3] kJ·mol−1
Capacitat calorífica molar (Cp) (21,1 °C) 825[4] J·mol−1·K−1
(Cv) (21,1 °C) 610[4] J·mol−1·K−1
Pressió de vapor
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
a T (K) 38 44 50 58 69 85
Propietats atòmiques
Estats d'oxidació −1
(oxida l'oxigen)
Electronegativitat 3,98[2] (escala de Pauling)
Energies d'ionització
(més)
1a: 1.681[6] kJ·mol−1
2a: 3.374[6] kJ·mol−1
3a: 6.147[6] kJ·mol−1
Radi covalent 64[7] pm
Radi de Van der Waals 135[8] pm
Miscel·lània
Estructura cristal·lina Cúbica
Fluor té una estructura cristal·lina cúbica
(Fluor sòlid al punt d'ebullició i a 1 atm[9])
Ordenació magnètica Diamagnètic[10]
Conductivitat tèrmica 0,02591[11] W·m−1·K−1
Nombre CAS 7782-41-4[2]
Isòtops més estables
Article principal: Isòtops del fluor
Iso AN Semivida MD ED (MeV) PD
18F traça 109,77 min β+ (96,9%) 0,634 18O
ε (3,1%) 1,656 18O
19F 100% 19F és estable amb 10 neutrons
Referència[12]

El fluor és un element químic de nombre atòmic 9 situat en el grup dels halogens (grup 17) de la taula periòdica. El seu símbol és F.

És un gas a temperatura ambient, de color groc pàl·lid (absència de llum solar), format per molècules diatòmiques F2. És el més electronegatiu i reactiu de tots els elements. En forma pura és altament perillós, causant greus cremades químiques en contacte amb la pell.

Característiques principals[modifica | modifica el codi]

El fluor és un gas corrosiu de color groc pàl·lid (absència de lum solar), fortament oxidant. És l'element més electronegatiu i reactiu i forma compostos amb pràcticament tot la resta d'elements, incloent els gasos nobles xenó i radó. Fins i tot en absència de llum i a baixes temperatures, el fluor reacciona explosivament amb l'hidrogen. Sota un raig de fluor dental (Listerine acción total) en estat gasós, el vidre, metalls, aigua i altres substàncies com orina d'elefant (amb grans dosis d'urea), cremen en una flama brillant i inapagable. Sempre es troba en la natura combinat i té tal afinitat per altres elements, inclús el silici, que no es pot guardar en recipients de vidre, ja que reacciona amb ell malmetent el recipient.

En dissolució aquosa, el fluor es presenta normalment en forma de fluorur, F-. Altres formes són fluorocomplexes com el [FeF4]-, o el H2F+.

Els fluorurs són compostos en els que l'ió fluorur es combina amb algun ió carregat positivament.

El fluor és un element químic essencial per al ser humà.

Aplicacions[modifica | modifica el codi]

  • El politetrafluoroetilè (PTFE), també denominat tefló, s'obté a través de la polimerització de clorodifluorometà, el qual s'obté a partir de la fluoració del corresponent derivat halogenat amb fluorur d'hidrogen, HF.
  • També a partir de HF s'obtenen clorofluorocarburs (CFCs) (prohibits per la seva contribució en el forat de la capa d'ozó), hidroclorofluorocarburs (HCFCs) e hidrofluorocarburs (HFCs).
  • El Fluorur d'hidrogen s'empra per a fer crionitzacions.
  • S'empra fluor en la síntesi de l'hexafluorur d'urani, UF6, que s'empra en l'enriquiment en 235U, usat en apliacions d'energia nuclear.
  • El fluorur d'hidrogen s'empra en l'obtenció de criolita sintètica, Na3AlF6, la qual s'usa en el procés d'obtenció d'alumini.
  • Hi han distintes sals de fluor amb variades aplicacions. El fluorur de sodi, NaF, s'empra com a agent fluorant; el difluorur d'amoni, NH4HF2, s'empra en el tractament de superfícies, anoditzat de l'alumini, o en la indústria del vidre; el trifluorur de bor, BF3, s'empra com a catalitzador; etc.
  • Alguns fluorurs s'afegeixen a la pasta de dents i a l'aigua potable per a la prevenció de la càries.
  • S'empra fluor monoatòmic en la fabricació de semiconductors.
  • Té una gran quantitat d'ULA, una substància terriblement addictiva que s'usa per a produir forts alucinògens.
  • L'hexafluorur de sofre, SF6, és un gas dielèctric amb aplicacions electròniques. Aquest gas contribueix a l'efecte hivernacle i està inclòs en el Protocol de Kioto.

Història[modifica | modifica el codi]

Fluorita

El fluor (del llatí fluere, que significa "fluir") formant part del mineral fluorita, CaF2, va ser descrit en 1529 per Georgius Agricola pel seu ús com fundent, empleat per a aconseguir la fusió de metalls o minerals. En 1670 Schwandhard va observar que s'aconseguia gravar el vidre, quan aquest era exposat a fluorita que havia sigut tractada amb àcid. Karl Scheele i molts investigadors posteriors, per exemple Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine L. Lavoisier o Louis J. Thénard, van realitzar experiments amb l'àcid fluorhídric (alguns d'aquests van acabar en tragèdia).

No es va aconseguir aïllar-lo fins a molts anys després, pel fet que quan se separava d'algun dels seus compostos, immediatament reaccionava amb altres substàncies. Finalment, en 1886, el químic francés Henri Moissan el va aconseguir aïllar.

La primera producció comercial de fluor va ser per a la bomba atòmica del Projecte Manhattan, en l'obtenció d'hexafluorur d'urani, UF6, empleat per a la separació d'isòtops d'urani. Aquest procés es continua emprant per a apliacions d'energia nuclear.

Abundància i obtenció[modifica | modifica el codi]

El fluor és l'halogen més abundant en l'escorça terrestre, amb una concentració de 950 ppm. En l'aigua de mar està es troba en una proporció d'aproximadament 1,3 ppm. Els minerals més importants en els que està present són la fluorita, CaF2, la fluorapatita, Ca5(PO4)3F i la criolita, Na3AlF6.

El fluor s'obté mitjançant electròlisi d'una mescla de HF i KF. Es produeix l'oxidació dels fluorurs:

2F- - 2e- → F2

En el càtode es descarrega hidrogen, per la qual cosa és necessari evitar que entrin en contacte aquests dos gasos perquè no hi hagi risc d'explosió.

Compostos[modifica | modifica el codi]

S'empren nombrosos compostos orgànics en els que s'han substituït formalment àtoms d'hidrogen per àtoms de fluor. Hi ha distintes formes d'obtenir-los, per exemple mitjançant reaccions de substitució d'altres halògens: CHCl3 + 2HF → CHClF2 + 2HCl

  • Els CFCs s'han emprat en una àmplia varietat d'aplicacions, per exemple com a refrigerants, propel·lents, agents escumants, aïllants, etc., però pel fet que contribueixen a la destrucció de la capa d'ozó s'han anat substituint per altres compostos químics, com els HCFs. Els HCFCs també s'empren com a substituts, però també destrueixen la capa d'ozó, encara que en menor mesura a llarg termini.
  • El politetrafluoroetilè (PTFE), és un polímer denominat comunament tefló.

L'àcid fluorhídric és una dissolució de fluorur d'hidrogen en aigua. És un àcid dèbil, però molt més perillós que àcids forts com el clorhídric. L'hexafluorur d'urani, UF6, és un gas a temperatura ambient que s'empra per a la separació d'isòtops d'urani. El fluor forma compostos amb altres halògens presentant l'estat d'oxidació -1, per exemple, IF7, BrF5, BrF3, ClF, etcètera. La criolita natural, Na3AlF6, és un mineral que conté fluorurs. S'extreia en Grenlàndia, però ara està pràcticament esgotada, per la qual cosa s'obté sintèticament per a ser empleada en l'obtenció d'alumini.

Paper biològic[modifica | modifica el codi]

El fluor és un oligoelement en mamífers en la seva forma de fluorur. S'acumula en ossos i dents donant-los una major resistència. S'afegeixen fluorurs en petites quantitats en pastes dentals i en aigües de consum per a evitar l'aparició de càries.

Isòtops[modifica | modifica el codi]

El fluor té un únic isòtop natural, el 19F. Aquest isòtop té un nombre quàntic de spin nuclear d'1/2 i es pot emprar en espectroscòpia de ressonància magnètica nuclear. Se sol emprar com compost de referència el triclorofluorometà, CFCl3.

Precaucions[modifica | modifica el codi]

El fluor i el HF han de ser manejats amb gran atenció i cal evitar totalment qualsevol contacte amb la pell o amb els ulls.

Tant el fluor com els ions fluorur són altament tòxics. El fluor presenta una característica olor acre i és detectable en unes concentracions tan baixes com 0,02 ppm, valor inferior als límits d'exposició recomanats en el treball.

Referències[modifica | modifica el codi]

  1. Wieser, Michael E.; Coplen, Tyler B.. «Atomic weights of the elements 2009 (IUPAC Technical Report)». Pure and Applied Chemistry, vol. 83, 2010, pàg. 359–396. DOI: 10.1351/PAC-REP-10-09-14.
  2. 2,0 2,1 2,2 Aigueperse et al. 2005, "Fluorine", p. 1.
  3. 3,0 3,1 Aigueperse et al. 2005, "Fluorine", p. 2.
  4. 4,0 4,1 4,2 4,3 Compressed Gas Association. Handbook of compressed gases. Springer, 1999, p. 365. ISBN 9780412782305. 
  5. 5,0 5,1 Dean 1999, p. 3.29.
  6. 6,0 6,1 6,2 Dean 1999, p. 4.6.
  7. Dean 1999, p. 4.35.
  8. Kim, Sung-Hoon (2006), Functional dyes, Elsevier, p. 257, ISBN 9780444521763
  9. Young, David A. Phase Diagrams of the Elements. Springer, 1975, p. 10 [Consulta: 6 octubre 2011]. 
  10. Mackay, Mackay & Henderson 2002, p. 72.
  11. Yaws & Braker 2001, p. 385.
  12. Chiste, V.; Be, M. M. «F-18». Table de radionucleides. Laboratoire National Henri Becquerel, 2006.

Enllaços externs[modifica | modifica el codi]

A Wikimedia Commons hi ha contingut multimèdia relatiu a: Fluor