El flúor es un gas de color amarillo pálido. Reacciona químicamente con casi todas las sustancias, incluido el vidrio.
Flúor: Fluorita - Ca-F2
El fluoruro se usa para fabricar medicamentos. Las tabletas que contienen fluoruro de sodio se recetan a las personas para prevenir el desarrollo de caries dentales. El fluoruro de sodio también se encuentra en las pastas dentales.
El teflón se utiliza para fabricar utensilios de cocina antiadherentes. Esto es algo asombroso. Puramente duro, resbaladizo como el hielo. El teflón es muy pesado, a diferencia de la mayoría de los plásticos, que generalmente son más livianos que el agua, el teflón tiene más del doble de densidad que el agua. El teflón es muy útil porque casi nada se adhiere a él y es impermeable a la mayoría de los productos químicos. El principal valor del teflón es que tiene un porcentaje sorprendentemente alto de flúor en un espacio pequeño. En peso, el teflón (politetrafluoroetileno) está compuesto por casi un 76% de flúor, siendo el 24% restante carbono. Hay dos átomos de flúor por cada átomo de carbono y cada átomo de flúor pesa más que un átomo de carbono.
El freón, o C-H-Cl-F2, es un refrigerante o sustancia que se usa en máquinas de refrigeración (refrigeradores y acondicionadores de aire).
Flúor, propiedades y parámetros del flúor
Flúor, Introducción |
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| Símbolo | F |
| Nombre latino | Flúor |
| Tipo de sustancia | elemento químico simple |
| Descubridor | A. Moissan |
| Año de apertura | 1886 |
Los principales parámetros del flúor según la tabla periódica. |
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| Número atómico Z | 9 |
| Masa atomica | 18.9984032 |
| Grupo | 17 |
| Período | 2 |
| Membresía de grupo | halógenos |
Propiedades mecánicas del flúor |
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| Densidad de sustancias gaseosas (a 0 ° C y 760 mm Hg) | 1.696 (kilogramo / metro 3) |
Propiedades termodinámicas del flúor |
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| Estado de agregación en condiciones normales | gas |
| Punto de fusión Kelvin | 53,55 (Kelvin) |
| Punto de fusión Celsius | -219,6 (° C) |
| Punto de ebullición Kelvin | 85,03 (Kelvin) |
| Punto de ebullición Celsius | -188,12 (° C) |
Propiedades del átomo de flúor |
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| Configuración de nube electrónica | 1s 2 2s 2 2p 5 |
| Radio del átomo | 42 10-12 (metros) |
| El número de protones p | 9 |
| Número de neutrones n | 10 |
| Número de electrones e | 9 |
| Número de masa A | 19 |
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Propiedades químicas del flúor |
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| Valencia | 1 |
Prevalencia de fluoruro |
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| 0.00004% | |
| El sol está compuesto de flúor en | 0.00005% |
| Los océanos están compuestos de flúor en | 0.00013% |
| El cuerpo humano está compuesto de fluoruro en | 0.0037% |
Universo |
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| El universo está compuesto de flúor en | 0.00004% |
Flúor
FLÚOR-a; metro.[del griego. phthoros - muerte, destrucción] Elemento químico (F), gas amarillo claro con un olor acre. Agregar al agua potable f.
flúor(lat. Fluorum), un elemento químico del grupo VII del sistema periódico, se refiere a los halógenos. El flúor libre se compone de moléculas diatómicas (F 2); gas amarillo pálido con un olor acre, t pl –219,699 ° C, t paca –188.200 ° C, densidad 1,7 g / l. No metal más reactivo: reacciona con todos los elementos excepto helio, neón y argón. La interacción del flúor con muchas sustancias se convierte fácilmente en combustión y explosión. El flúor destruye muchos materiales (de ahí el nombre: griego phthóros - destrucción). Los principales minerales son fluorita, criolita, fluorapatita. El flúor se utiliza para obtener compuestos organofluorados y fluoruros; El flúor forma parte de los tejidos de los organismos vivos (huesos, esmalte de los dientes).
FLÚORFLÚOR (lat. Flúor), F (se lee "flúor"), un elemento químico con número atómico 9, masa atómica 18,998403. El flúor natural consiste en un nucleido estable (cm. NÚCLEO) 19 F.Configuración de la capa externa de electrones 2 s 2
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... En los compuestos, presenta solo el estado de oxidación –1 (valencia I). El flúor se encuentra en el segundo período en el grupo VIIA de la tabla periódica de elementos de Mendeleev, pertenece a los halógenos. (cm. HALÓGENOS).
El radio del átomo de flúor neutro es 0.064 nm, el radio del ion F es 0.115 (2), 0.116 (3), 0.117 (4) y 0.119 (6) nm (el número de coordinación se indica entre paréntesis). Las energías de ionización secuenciales de un átomo de flúor neutro son 17.422, 34.987, 62.66, 87.2 y 114.2 eV, respectivamente. La afinidad electrónica es de 3.448 eV (la más alta entre los átomos de todos los elementos). En la escala de Pauling, la electronegatividad del flúor es 4 (el valor más alto entre todos los elementos). El flúor es el no metálico más activo.
El flúor libre es un gas incoloro con un olor acre sofocante.
Historia de descubrimiento
La historia del descubrimiento del flúor está asociada con el mineral fluorita. (cm. FLUORITA) o espato flúor. Ahora se sabe que la composición de este mineral corresponde a la fórmula CaF 2, y es la primera sustancia que contiene flúor utilizada por humanos. En la antigüedad, se observó que si se agrega fluorita al mineral durante la fundición del metal, el punto de fusión del mineral y las escorias disminuye, lo que facilita enormemente el proceso (de ahí el nombre del mineral - del latín fluo - teku).
En 1771, el químico sueco K. Scheele trató fluorita con ácido sulfúrico (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) preparó un ácido, al que llamó "fluorhídrico". Científico francés A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) sugirió que este ácido contiene un nuevo elemento químico, que propuso llamar "fluorem" (Lavoisier creía que el ácido fluorhídrico es una combinación de flúor con oxígeno, porque, según Lavoisier, todos los ácidos deben contener oxígeno). Sin embargo, no pudo resaltar el nuevo elemento.
Detrás del nuevo elemento, se consolidó el nombre "fluor", que se refleja en su nombre latino. Pero los intentos a largo plazo de aislar este elemento de forma libre no tuvieron éxito. Muchos científicos que intentaron obtenerlo en forma libre murieron durante tales experimentos o quedaron discapacitados. Estos son los químicos ingleses hermanos T. y G. Knox, y el francés J.-L. Gay lussac (cm. GAY-LUSSAC Joseph Louis) y L. J. Thénard (cm. TENAR Louis Jacques), y muchos otros. El propio G. Davy (cm. DEVI Humphrey), quien fue el primero en recibir sodio, potasio, calcio y otros elementos gratis, fue envenenado como resultado de experimentos para obtener flúor por electrólisis y enfermó gravemente. Probablemente, bajo la impresión de todos estos fracasos, en 1816 para el nuevo elemento, aunque similar en el sonido, pero completamente diferente en el significado, se propuso el nombre - flúor (del griego phtoros - destrucción, muerte). Este nombre del elemento se acepta solo en ruso, los franceses y los alemanes continúan llamando al flúor "flúor", los británicos - "flúor".
Incluso un científico tan destacado como M. Faraday no pudo obtener flúor en forma libre. (cm. FARADAY Michael)... Solo en 1886 el químico francés A. Moissant (cm. Moissant Henri) Utilizando la electrólisis de fluoruro de hidrógeno líquido HF, enfriado a una temperatura de -23 ° C (el líquido debe contener un poco de fluoruro de potasio KF, que asegura su conductividad eléctrica), pude obtener la primera porción de un nuevo, extremadamente reactivo gas en el ánodo. En los primeros experimentos para obtener flúor, Moissan utilizó un electrolizador muy caro hecho de platino e iridio. Además, cada gramo del flúor obtenido "comía" hasta 6 g de platino. Más tarde, Moissan comenzó a utilizar un electrolizador de cobre mucho más económico. El flúor reacciona con el cobre, pero la reacción forma una fina película de flúor que evita una mayor destrucción del metal.
Estar en la naturaleza
El contenido de flúor en la corteza terrestre es bastante alto y asciende al 0,095% en masa (mucho más que el análogo más cercano del flúor en el grupo: el cloro (cm. CLORO)). Por supuesto, debido a su alta actividad química, no se encuentra flúor libre. Los minerales más importantes del flúor son la fluorita (espato flúor), así como la fluorapatita 3Ca 3 (PO 4) 2 · CaF 2 y la criolita (cm. CRIOLITA) Na 3 AlF 6. El flúor como impureza es parte de muchos minerales y se encuentra en las aguas subterráneas; en agua de mar 1,3 · 10 -4% de flúor.
Recepción
En la primera etapa de obtención de flúor, se aísla el fluoruro de hidrógeno HF. Preparación de fluoruro e hidrofluoruro de hidrógeno (cm.ÁCIDO HIDROFLUÓRICO) El ácido (fluorhídrico) se produce, por regla general, durante el procesamiento de la fluorapatita en fertilizantes fosfóricos. El fluoruro de hidrógeno gaseoso formado durante el tratamiento con ácido sulfúrico de la fluorapatita se recoge, licúa y utiliza para la electrólisis. La electrólisis se puede realizar como una mezcla líquida de HF y KF (el proceso se lleva a cabo a una temperatura de 15-20 ° C), y KH 2 F 3 fundido (a 70-120 ° C) o KHF 2 fundido (a 245-310 ° C) ...
En el laboratorio, para preparar pequeñas cantidades de flúor libre, puede utilizar tanto calentando MnF 4, en el que se elimina el flúor, como calentando una mezcla de K 2 MnF 6 y SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Propiedades físicas y químicas
En condiciones normales, el flúor es un gas (densidad 1,693 kg / m 3) con un olor acre. Punto de ebullición –188,14 ° C, punto de fusión –219,62 ° C. En estado sólido, forma dos modificaciones: la forma a, que existe desde el punto de fusión hasta –227,60 ° C, y la forma b, que es estable a temperaturas inferiores a –227,60 ° C.
Como otros halógenos, el flúor existe como moléculas diatómicas F 2. La distancia internuclear en una molécula es 0.14165 nm. La molécula de F 2 se caracteriza por una energía de disociación en átomos anómalamente baja (158 kJ / mol), lo que, en particular, determina la alta reactividad del flúor.
La actividad química del flúor es extremadamente alta. De todos los elementos con flúor, solo tres gases inertes ligeros no forman fluoruros: helio, neón y argón. En todos los compuestos, el flúor presenta un solo estado de oxidación, –1.
El flúor reacciona directamente con muchas sustancias simples y complejas. Entonces, al entrar en contacto con el agua, el flúor reacciona con él (a menudo se dice que "el agua se quema en flúor"):
2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2.
El flúor reacciona de forma explosiva con el simple contacto con el hidrógeno:
H2 + F2 = 2HF.
En este caso, se forma el gas fluoruro de hidrógeno HF, que es infinitamente soluble en agua con la formación de un ácido fluorhídrico relativamente débil.
El flúor interactúa con la mayoría de los no metales. Entonces, cuando el flúor reacciona con el grafito, se forman compuestos de fórmula general CF x, cuando el flúor reacciona con el fluoruro de silicio SiF 4, con el trifluoruro de boro BF 3. Cuando el flúor interactúa con el azufre, se forman los compuestos SF 6 y SF 4, etc. (ver. Fluoruros (cm. FLUORURO)).
Se conoce una gran cantidad de compuestos de flúor con otros halógenos, por ejemplo, BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 y otros, el bromo y el yodo se encienden en una atmósfera de flúor a temperaturas ordinarias y el cloro interactúa con el flúor cuando se calienta a 200- 250 ° C.
No reaccione directamente con el flúor, a excepción de los gases inertes indicados, también los gases nitrógeno, oxígeno, diamante, dióxido de carbono y monóxido de carbono.
Trifluoruro de nitrógeno NF 3 obtenido indirectamente y fluoruros de oxígeno O 2 F 2 y OF 2, en los que el oxígeno tiene estados de oxidación inusuales +1 y +2.
Cuando el flúor interactúa con los hidrocarburos, se produce su destrucción, acompañada de la producción de hidrofluorocarbonos de diversas composiciones.
Cuando se calienta ligeramente (100-250 ° C), el flúor reacciona con plata, vanadio, renio y osmio. Con oro, titanio, niobio, cromo y algunos otros metales, la reacción con la participación de flúor comienza a producirse a temperaturas superiores a 300-350 ° C. Con aquellos metales cuyos fluoruros no son volátiles (aluminio, hierro, cobre, etc.), el flúor reacciona con notable rapidez a temperaturas superiores a 400-500 ° C.
Algunos fluoruros de metales superiores, por ejemplo, el hexafluoruro de uranio UF 6, se obtienen actuando con flúor o un agente fluorante como el BrF 3 sobre los haluros inferiores, por ejemplo:
UF 4 + F 2 = UF 6
Cabe señalar que el ácido fluorhídrico HF ya mencionado corresponde no solo a fluoruros medios como NaF o CaF 2, sino también a fluoruros de ácido - hidrofluoruros como NaHF 2 y KHF 2.
También se han sintetizado una gran cantidad de compuestos organofluorados diferentes. (cm. Compuestos organofluorados), incluido el famoso teflón (cm. TEFLÓN)- material que es un polímero de tetrafluoroetileno (cm. TETRAFLUOROETILENO) .
Solicitud
El flúor se utiliza ampliamente como agente fluorante en la producción de varios fluoruros (SF 6, BF 3, WF 6 y otros), incluidos compuestos de gases inertes. (cm. GASES NOBLES) xenón y criptón (ver. Fluoración (cm. FLUORACIÓN)). El hexafluoruro de uranio UF 6 se utiliza para separar isótopos de uranio. El flúor se utiliza en la producción de teflón y otros fluoroplásticos. (cm. Fluoroplásticos), fluoroelastómeros (cm. FLUOROSAUCHUKI), sustancias orgánicas que contienen flúor y materiales muy utilizados en tecnología, especialmente en los casos en los que se requiera resistencia a ambientes agresivos, altas temperaturas, etc.
Papel biológico
Como oligoelemento (cm. MICROELEMENTOS) el flúor se encuentra en todos los organismos. En los animales y los seres humanos, el flúor está presente en el tejido óseo (en los seres humanos - 0,2-1,2%) y, especialmente, en la dentina y el esmalte dental. El cuerpo de una persona promedio (peso corporal 70 kg) contiene 2.6 g de flúor; el requerimiento diario es de 2-3 mg y se satisface principalmente con agua potable. La falta de flúor conduce a la caries dental. Por lo tanto, los compuestos de fluoruro se agregan a las pastas dentales, a veces se agregan al agua potable. Sin embargo, el exceso de fluoruro en el agua tampoco es saludable. Conduce a la fluorosis (cm. FLUOROSIS)- cambios en la estructura del esmalte y tejido óseo, deformación ósea. La concentración máxima permitida para el contenido de iones de fluoruro en el agua es de 0,7 mg / l. El límite máximo de concentración de flúor gaseoso en el aire es de 0,03 mg / m 3. El papel del fluoruro en las plantas no está claro.
diccionario enciclopédico. 2009 .
Sinónimos:Vea qué es "flúor" en otros diccionarios:
flúor- flúor y ... Diccionario ortográfico ruso
flúor- flúor / ... Diccionario morfemico-ortográfico
- (lat. Fluorum) F, elemento químico VII del grupo del sistema periódico de Mendeleev, número atómico 9, masa atómica 18.998403, se refiere a halógenos. Gas amarillo pálido con olor acre, p.f. Diccionario enciclopédico grande
F (del griego phthoros muerte, destrucción, latín Fluorum * a. Flúor; N. Flúor; F. flúor; y. Flúor), quím. elemento del grupo VII periódico. Sistema de Mendeleev, se refiere a halógenos, en. norte. 9, en. m. 18,998403. En la naturaleza, 1 isótopo estable 19F ... Enciclopedia geológica
- (Fluorum), F, elemento químico del grupo VII del sistema periódico, número atómico 9, masa atómica 18.9984; se refiere a halógenos; gas, pe 188,2 ° C. El flúor se utiliza en la producción de uranio, freones, medicinas y otros, así como en ... ... Enciclopedia moderna
El elemento más reactivo de la tabla periódica es el flúor. A pesar de las propiedades explosivas del flúor, es un elemento vital para los seres humanos y los animales, y se encuentra en el agua potable y en la pasta de dientes.
Solo hechos
- Número atómico (el número de protones en el núcleo) 9
- Símbolo atómico (en la tabla periódica de los elementos) F
- Peso atómico (masa media de un átomo) 18,998
- Densidad 0,001696 g / cm3
- A temperatura ambiente - gas
- Punto de fusión menos 363,32 grados Fahrenheit (- 219,62 ° C)
- Punto de ebullición menos 306,62 grados F (- 188,12 ° C)
- Número de isótopos (átomos del mismo elemento con diferente número de neutrones) 18
- Isótopos más comunes F-19 (abundancia 100% natural)
Cristal de fluorita
Los químicos han intentado durante muchos años liberar el elemento flúor de varios fluoruros. Sin embargo, el flúor no tiene una naturaleza libre: ninguna sustancia química es capaz de liberar el flúor de sus compuestos, debido a su naturaleza reactiva.
El espato flúor mineral se ha utilizado durante siglos para procesar metales. Se usó fluoruro de calcio (CaF 2) para separar el metal puro de los minerales no deseados en el mineral. "Fluor" (de la palabra latina "fluere") significa "fluir": la fluidez de la fluorita hizo posible la fabricación de metales. El mineral también se llamó esmeralda checa porque se usó en el grabado de vidrio.
Durante muchos años, las sales de fluoruro o los fluoruros se han utilizado para soldar y para vidrio vidriado. Por ejemplo, el ácido fluorhídrico se ha utilizado para grabar vidrio en bombillas.
Al experimentar con espato flúor, los científicos han estudiado sus propiedades y composición durante décadas. Los químicos a menudo han producido ácido fluorhídrico (ácido fluorhídrico, HF), un ácido increíblemente reactivo y peligroso. Incluso pequeñas salpicaduras de este ácido en la piel pueden ser fatales. Muchos científicos resultaron heridos, cegados, envenenados o asesinados durante los experimentos.
- A principios del siglo XIX, André-Marie Ampère de Francia y Humphrey Davy de Inglaterra en 1813 anunciaron el descubrimiento de un nuevo elemento y lo llamaron flúor, por sugerencia de Ampère.
- Henry Moisan, un químico francés, finalmente aisló el flúor en 1886 mediante la electrólisis de fluoruro de potasio seco (KHF 2) y ácido fluorhídrico seco, por lo que fue galardonado con el Premio Nobel en 1906.
A partir de ahora, el flúor es un elemento vital en la industria de la energía nuclear. Se utiliza para producir hexafluoruro de uranio, necesario para la separación de isótopos de uranio. El hexafluoruro de azufre es un gas que se utiliza para aislar transformadores de alta potencia.
Los clorofluorocarbonos (CFC) alguna vez se usaron en aerosoles, refrigeradores, acondicionadores de aire, empaques de espuma y extintores de incendios. Estos usos están prohibidos desde 1996 porque contribuyen al agotamiento de la capa de ozono. Hasta 2009, los CFC se usaban en inhaladores para combatir el asma, pero este tipo de inhaladores también se prohibieron en 2013.
El flúor se utiliza en muchos materiales que contienen flúor, incluidos disolventes y plásticos de alta temperatura como el teflón (politetrafluoroetileno, PTFE). El teflón es bien conocido por sus propiedades antiadherentes y se utiliza en sartenes. El flúor también se utiliza para aislar cables, para cinta de fontanero y como base para botas y ropa impermeable.
Según el laboratorio de Jefferson, el fluoruro se agrega a los suministros de agua de la ciudad a una tasa de una parte por millón para prevenir la caries dental. Se agregan varios compuestos de fluoruro a la pasta de dientes, también para prevenir las caries.
Aunque todos los seres humanos y animales están expuestos y necesitan fluoruro, el elemento fluoruro en una dosis suficientemente grande es extremadamente tóxico y peligroso. El flúor puede entrar naturalmente en el agua, el aire y la vegetación, así como en la base animal en pequeñas cantidades. Se encuentran altas cantidades de fluoruro en algunos alimentos como el té y los mariscos.
Si bien el flúor es esencial para mantener la fuerza de nuestros huesos y dientes, una cantidad excesiva puede tener el efecto contrario de causar osteoporosis y caries, y también puede dañar los riñones, los nervios y los músculos.
En su forma gaseosa, el flúor es increíblemente peligroso. Pequeñas cantidades de gas fluorado son irritantes para los ojos y la nariz, mientras que grandes cantidades pueden ser fatales. El ácido fluorhídrico también es fatal, incluso con un pequeño contacto con la piel.
Flúor, el decimotercer elemento más abundante en la corteza terrestre; generalmente se asienta en el suelo y se combina fácilmente con arena, guijarros, carbón y arcilla. Las plantas pueden absorber el flúor del suelo, aunque sus altas concentraciones provocan la muerte de las plantas. Por ejemplo, el maíz y el albaricoque se encuentran entre las plantas que son más susceptibles al daño cuando se exponen a concentraciones elevadas de fluoruro.
¿Quien sabe? Datos curiosos sobre el flúor
- El fluoruro de sodio es un veneno para ratas.
- El flúor es el elemento químicamente más reactivo de nuestro planeta; puede explotar en contacto con cualquier elemento excepto oxígeno, helio, neón y criptón.
- El flúor es también el elemento más electronegativo; atrae electrones más fácilmente que cualquier otro elemento.
- La cantidad promedio de fluoruro en el cuerpo humano es de tres miligramos.
- El fluoruro se extrae principalmente en China, Mongolia, Rusia, México y Sudáfrica.
- El flúor se forma en las estrellas solares al final de su vida (Astrophysical Journal in Letters 2014). El elemento se forma a las presiones y temperaturas más altas dentro de una estrella a medida que se expande para convertirse en una gigante roja. Cuando se desechan las capas externas de una estrella, creando una nebulosa planetaria, el flúor se mueve con otros gases hacia el medio interestelar, y eventualmente se forman nuevas estrellas y planetas.
- Aproximadamente el 25% de los fármacos y medicamentos, incluidos los para el cáncer, el sistema nervioso central y el sistema cardiovascular, contienen alguna forma de flúor.
Según un estudio (informe en el Journal of Fluorine Chemistry) en ingredientes de fármacos activos, la sustitución de enlaces carbono-hidrógeno o carbono-oxígeno por enlaces carbono-flúor suele mostrar una eficacia farmacológica mejorada, incluida una mayor estabilidad metabólica, una mayor unión a moléculas. Objetivos y mejorar la permeabilidad de la membrana.
Según este estudio, una nueva generación de medicamentos contra el cáncer, así como sondas de administración de medicamentos con flúor, se han probado contra las células madre cancerosas y se han mostrado prometedoras en la lucha contra las células cancerosas. Los investigadores encontraron que los medicamentos que incluían flúor eran varias veces más activos y mostraban una mejor estabilidad que los medicamentos tradicionales contra el cáncer.
Flúor(lat.fluorum), f, elemento químico vii del grupo de la tabla periódica de Mendeleev, pertenece a halógenos, número atómico 9, masa atómica 18,998403; en condiciones normales (0 ° C; 0,1 Mn / m 2, o 1 kgf / cm 2) es un gas de color amarillo pálido con un olor acre.
El fósforo natural consta de un isótopo estable, 19 f. Cinco isótopos radiactivos obtenidos artificialmente: 16 f con una vida media T 1/2 < 1 segundo, 17 f ( t 1/2 = 70 segundo), 18 f ( t 1/2 = 111 min), 20 f ( t 1/2 = 11,4 segundo), 21 f ( t 1/2 = 5 segundo).
Referencia histórica. El primer compuesto de fósforo, la fluorita (espato flúor) caf 2, se describió a finales del siglo XV. bajo el nombre "fluor" (del lat. fluo - flow, por la propiedad de cafa 2 para hacer fluidas las escorias viscosas de las industrias metalúrgicas). En 1771 K. Scheele recibió ácido fluorhídrico. Free F. señaló a A. Moissan en 1886 por electrólisis de fluoruro de hidrógeno anhidro líquido que contiene una mezcla de fluoruro de potasio ácido khf 3.
La química filosófica comenzó a desarrollarse en la década de 1930, especialmente rápidamente durante los años de la Segunda Guerra Mundial (1939-1945) y después de ella en relación con las necesidades de la industria atómica y la tecnología de cohetes. El nombre "F." (del griego phth o ros - destrucción, muerte), propuesto por A. Amperio en 1810, utilizado solo en ruso. idioma; en muchos países se acepta el nombre "fluor".
Distribución en la naturaleza. El contenido medio de fósforo en la corteza terrestre (clarke) es 6,25 · 10 -2% en peso; en rocas ígneas ácidas (granitos) es 8 · 10 -2%, en básico - 3,7 · 10 -2%, en ultrabásico - 1 · 10 -2%. F. está presente en gases volcánicos y aguas termales. El F. fluorita, criolita y topacio (ver. Fluoruros naturales). Se conocen un total de 86 minerales fluorados. F. compuestos también están en apatitas, fosforitas etc. F. - importante nutritivo... En la historia de la Tierra, los productos de las erupciones volcánicas (gases, etc.) fueron la fuente de entrada de fósforo a la biosfera.
Propiedades físicas y químicas ... Gaseoso F. tiene una densidad de 1.693 g / l(0 ° C y 0,1 Mn / m 2, o 1 kgf / cm 2), líquido - 1,5127 g / cm 3(en el punto de ebullición); t pl - 219,61 ° C; t kip - 188,13 ° C. La molécula F. consta de dos átomos (f 2); a 1000 ° C el 50% de las moléculas se disocian, la energía de disociación es de aproximadamente 155 ± 4 kJ / mol(37 ± 1 kcal / mol). F. es poco soluble en fluoruro de hidrógeno líquido; solubilidad 2,5 · 10-3 GRAMO a los 100 GRAMO hf a -70 ° C y 0,4 · 10 -3 a -20 ° C; en forma líquida, nos disolvemos indefinidamente en oxígeno líquido y ozono. La configuración de los electrones externos del átomo F.2 s 2 2 p 2... En los compuestos, exhibe un estado de oxidación de 1. El radio covalente del átomo es 0.72 a, el radio iónico es 1.33 a. Afinidad electrónica 3,62 ev, energía de ionización (f ® f +) 17.418 ev... Los altos valores de la afinidad electrónica y la energía de ionización explican la fuerte electronegatividad del átomo de fósforo, que es el más alto entre todos los demás elementos. La alta reactividad del fósforo provoca la exotermicidad de la fluoración, que, a su vez, está determinada por el valor anormalmente bajo de la energía de disociación de la molécula de ácido fosfórico y los grandes valores de las energías de enlace del átomo fosfórico con otros átomos. La fluoración directa tiene un mecanismo de cadena y puede convertirse fácilmente en combustión y explosión. F. reacciona con todos los elementos excepto helio, neón y argón. Interactúa con el oxígeno en una descarga luminiscente, formándose a bajas temperaturas. fluoruros de oxígeno o 2 f 2, o 3 f 2, etc. Las reacciones del fósforo con otros halógenos son exotérmicas, dando como resultado la formación compuestos interhalógenos... El cloro reacciona con el fósforo cuando se calienta a 200-250 ° C, dando monofluoruro de cloro cif y trifluoruro de cloro clf 3. También conocido cif 5, obtenido por fluoración de clf 3 a alta temperatura y presión 25 Mn / m 2 (250 kgf / cm 2). El bromo y el yodo se encienden en una atmósfera de F. a temperaturas ordinarias, y se pueden obtener brf 3, brf 5, si 5, si 7. F. reacciona directamente con criptón, xenón y radón, formando los correspondientes fluoruros (por ejemplo, xef 4, xef 6, krf 2). También se conocen oxifluoruros de xenón.
La interacción del fósforo con el azufre se acompaña de la liberación de calor y conduce a la formación de numerosos fluoruros de azufre... El selenio y el telurio forman fluoruros superiores sef 6 tef 6. F. reacciona con hidrógeno con ignición; así formado fluoruro de hidrógeno... Esta es una reacción de ramificación de cadena de radicales: hf * + h 2 = hf + h 2 *; h 2 * + f 2 = hf + H + f (donde hf * y h 2 * son moléculas en un estado vibracionalmente excitado); la reacción se utiliza en láseres químicos. F. reacciona con nitrógeno solo en una descarga eléctrica. Cuando el carbón interactúa con el fósforo, se enciende a temperaturas normales; el grafito reacciona con él bajo un fuerte calentamiento, y es posible la formación de flúor grafito sólido (cf) xo perfluorocarbonos gaseosos cf 4, c 2 f 6, etc. Con boro, silicio, fósforo, arsénico, fósforo reacciona en el frío, formando los correspondientes fluoruros. F. combina vigorosamente con la mayoría de los metales; los metales alcalinos y alcalinotérreos se encienden en una atmósfera de fosfato en el frío, bi, sn, ti, mo, w - con un ligero calentamiento, hg, pb, u, v reaccionan con fosfato a temperatura ambiente, pt - a una temperatura de oscuridad calor rojo. Como regla general, cuando los metales interactúan con el fósforo, se forman fluoruros más altos, por ejemplo, uf 6, mof 6, hgf 2. Algunos metales (fe, cu, al, ni, mg, zn) reaccionan con el fósforo para formar una película protectora de fluoruros, que evita una reacción posterior.
En la interacción del fósforo con óxidos metálicos en frío, se forman fluoruros metálicos y oxígeno; también es posible la formación de oxifluoruros metálicos (p. ej. moo 2 f 2). Los óxidos de no metales se agregan a F., por ejemplo, por lo que 2 + f 2 = así 2 f 2, o el oxígeno en ellos se reemplaza por F., por ejemplo, sio 2 + 2f 2 = sif 4 + o 2. El vidrio reacciona muy lentamente con F .; en presencia de agua, la reacción avanza rápidamente. El agua interactúa con F .: 2h 2 o + 2f 2 = 4hf + o 2; así formado también por 2 y peróxido de hidrógeno h 2 o 2. Los óxidos de nitrógeno no y 2 se añaden fácilmente al fósforo para formar fluoruro de nitrosilo fno y fluoruro de nitrilo fno 2, respectivamente. El monóxido de carbono agrega fósforo cuando se calienta para formar fluoruro de carbonilo: co + f 2 = cof 2.
Los hidróxidos metálicos reaccionan con el fósforo, formando fluoruro metálico y oxígeno, por ejemplo, 2ba (oh) 2 + 2f 2 = 2baf 2 + 2h 2 o + o 2. Las soluciones acuosas de naoh y koh reaccionan con F. a 0 ° C para formar 2.
Los haluros metálicos o no metálicos interactúan con el fósforo en el frío y el fósforo reemplaza a todos los halógenos. Los sulfuros, nitruros y carburos se fluoran fácilmente. Los hidruros metálicos forman fluoruro metálico y hf; amoniaco (en vapores) - n 2 y hf. F. reemplaza el hidrógeno en ácidos o metales en sus sales, por ejemplo, hno 3 (o nano 3) + f 2 ® fno 3 + hf (o naf); En condiciones más severas, el fósforo desplaza el oxígeno de estos compuestos, formando fluoruro de sulfurilo, por ejemplo, na 2 so 4 + 2f 2 = 2naf + so 2 f 2 + o 2. Los carbonatos de metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan con el fósforo a temperaturas normales; esto da el correspondiente fluoruro, co 2 y o 2.
F. reacciona vigorosamente con sustancias orgánicas.
Recepción. El fluoruro de hidrógeno es una fuente para la producción de fósforo, que se obtiene principalmente por la acción del ácido sulfúrico h 2 so 4 sobre la fluorita caf 2, o por el procesamiento de apatitas y fosforitas. La producción de fósforo se lleva a cabo por electrólisis de una masa fundida de fluoruro de potasio ácido kf · (1.8-2.0) hf, que se forma cuando la masa fundida kf · hf se satura con fluoruro de hidrógeno a un contenido de 40-41% hf. El electrolizador suele estar hecho de acero; electrodos: ánodo de carbono y cátodo de acero. La electrólisis se realiza a 95-100 ° C y voltaje 9-11 v; La salida actual de F. alcanza el 90-95%. La F. resultante contiene hasta un 5% de hf, que se elimina por congelación, seguido de absorción por fluoruro de sodio. F. se almacena en estado gaseoso (bajo presión) y en forma líquida (cuando se enfría con nitrógeno líquido) en aparatos hechos de níquel y aleaciones a base de níquel ( monel de metal), de cobre, aluminio y sus aleaciones, latón, acero inoxidable.
Solicitud. El fósforo gaseoso sirve para la fluoración de uf 4, en uf 6, que se utiliza para separación de isótopos uranio, así como para la producción de trifluoruro de cloro clf 3 (agente fluorante), hexafluoruro de azufre sf 6 (aislante gaseoso en la industria eléctrica), fluoruros metálicos (por ejemplo, wyv). Liquid F. es un oxidante para combustibles de cohetes.
Numerosos compuestos de F.- fluoruro de hidrógeno, fluoruro de aluminio, silicofluoruros, ácido fluorosulfónico (disolvente, catalizador, reactivo para producir compuestos orgánicos que contienen un grupo - so 2 f), bf 3 (catalizador), compuestos organofluorados, etc.
Ingeniería de Seguridad ... F. es tóxico, la concentración máxima permitida en el aire es de aproximadamente 2 · 10 -4 mg / l, y la concentración máxima permitida durante la exposición no es más de 1 h es 1,5 · 10-3 mg / l.
A. V. Pankratov.
Fluoruro en el cuerpo. F. forma parte constantemente de los tejidos animales y vegetales; microelemento. En forma de compuestos inorgánicos, se encuentra principalmente en los huesos de animales y humanos: 100-300 mg / kg; especialmente mucha F. en los dientes. Los huesos de los animales marinos son más ricos que los huesos de los animales terrestres. Ingresa al cuerpo de animales y humanos principalmente con agua potable, la concentración óptima de F. en la cual es 1-1.5 mg / l... Con una falta de F., una persona desarrolla caries dental, con mayor ingesta - fluorosis... Las altas concentraciones de iones de fósforo son peligrosas debido a su capacidad para inhibir una serie de reacciones enzimáticas, así como para unirse a elementos biológicamente importantes (P, ca, mg, etc.), lo que altera su equilibrio en el cuerpo. Los derivados orgánicos de F. se encuentran solo en algunas plantas (por ejemplo, en la dichapetalum cymosum sudafricana). Los principales son los derivados del ácido fluoroacético, que son tóxicos tanto para otras plantas como para los animales. El papel biológico de F. no se ha estudiado lo suficiente. Se estableció una conexión entre el metabolismo de F. y la formación de tejido óseo del esqueleto, y especialmente de los dientes. No se ha probado la necesidad de F. para las plantas.
V.R. Polishchuk.
F. El envenenamiento es posible en trabajadores de la industria química, durante la síntesis de compuestos que contienen flúor y la producción de fertilizantes de fósforo. F. irrita el tracto respiratorio y provoca quemaduras en la piel. En intoxicación aguda, se produce irritación de las membranas mucosas de la laringe y los bronquios, ojos, salivación, hemorragias nasales; en casos graves: edema pulmonar, daño al sistema nervioso central, etc .; con crónica - conjuntivitis, bronquitis, neumonía, neumosclerosis, fluorosis. Caracterizado por lesiones cutáneas como el eccema. Primeros auxilios: enjuagar los ojos con agua, para quemaduras de la piel - irrigación con alcohol al 70%; en caso de intoxicación por inhalación - inhalación de oxígeno. Prevención: cumplimiento de las normas de seguridad, uso de ropa especial, reconocimientos médicos periódicos, inclusión de calcio y vitaminas en la dieta. Las preparaciones que contienen F. se utilizan en la práctica médica como fondos antineoplásicos (5-fluorouracilo, fluoroafur, fluorobenzotef), neurolépticos (trifluperidol o trisedil, fluorofenazina, triftazina, etc.), antidepresivos (fluoroacizina), narcóticos (fluorotano).
Iluminado .: Ryss I. G., Química del flúor y sus compuestos inorgánicos, M., 1956; Flúor y sus compuestos, trans. del inglés, t.1-2, M., 1953-56; Enfermedades profesionales, 3a ed., M., 1973.
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(primer electrón)
(según Pauling)
| F | 9 |
| 18,9984 | |
| 2s 2 2p 5 | |
| Flúor | |
Propiedades químicas
El no metálico más activo, interactúa violentamente con casi todas las sustancias (raras excepciones son los fluoroplásticos) y, con la mayoría de ellos, con la combustión y la explosión. El contacto del flúor con el hidrógeno provoca incendios y explosiones incluso a temperaturas muy bajas (hasta -252 ° C). Incluso el agua y el platino arden en una atmósfera de flúor: uranio para la industria nuclear.
trifluoruro de cloro ClF 3: un agente fluorante y un poderoso agente oxidante para el combustible de cohetes
hexafluoruro de azufre SF 6 - aislante gaseoso en la industria eléctrica
fluoruros metálicos (por ejemplo, W y V), que tienen algunas propiedades útiles
freones - buenos refrigerantes
Teflones: polímeros químicamente inertes
hexafluoroaluminato de sodio: para la posterior producción de aluminio por electrólisis
varios compuestos de flúor
Tecnología de cohetes
Los compuestos de flúor se utilizan ampliamente en la tecnología de cohetes como agente oxidante para el combustible de cohetes.Aplicación en medicina
Los compuestos de flúor se utilizan ampliamente en medicina como sustitutos de la sangre.
Papel biológico y fisiológico
El flúor es un elemento vital para el organismo. En el cuerpo humano, el flúor se encuentra principalmente en el esmalte de los dientes en la composición de fluorapatita - Ca 5 F (PO 4) 3. Con un consumo de flúor insuficiente (menos de 0,5 mg / litro de agua potable) o excesivo (más de 1 mg / litro) por parte del cuerpo, se pueden desarrollar enfermedades dentales: caries y fluorosis (moteado del esmalte) y osteosarcoma, respectivamente.
Para la prevención de la caries, se recomienda utilizar pastas dentales con aditivos de flúor o utilizar agua fluorada (hasta una concentración de 1 mg / l), o aplicar aplicaciones locales con una solución al 1-2% de fluoruro de sodio o fluoruro estannoso. Tales acciones pueden reducir la probabilidad de caries en un 30-50%.
La concentración máxima permitida de fluoruro ligado en el aire industrial es de 0,0005 mg / litro.
información adicional
Flúor, flúor, F (9)
El flúor (flúor, francés y alemán. Flúor) se obtuvo en estado libre en 1886, pero sus compuestos se conocen desde hace mucho tiempo y se utilizan ampliamente en la metalurgia y la producción de vidrio. Las primeras menciones a la fluorita (CaP) llamada espato flúor (Fliisspat) se remontan al siglo XVI. Una de las obras atribuidas al legendario Vasily Valentin menciona piedras pintadas en varios colores - fundente (Fliisse del latín fluere - fluir, verter), que se usaban como fundente en la fundición de metales. Agricola y Libavius también escriben sobre esto. Este último introduce nombres especiales para este fundente: espato flúor (Flusspat) y fundente mineral. Numerosos autores de trabajos químicos y técnicos de los siglos XVII y XVIII. describir diferentes tipos de espato flúor. En Rusia, estas piedras se llamaron fluvik, spalt, escupió; Lomonosov atribuyó estas piedras a la categoría de selenitas y las llamó spar o flus (crystal flus). Los artesanos rusos, así como los coleccionistas de colecciones de minerales (por ejemplo, el príncipe P.F. Golitsyn en el siglo XVIII) sabían que ciertos tipos de palos cuando se calientan (por ejemplo, en agua caliente) brillan en la oscuridad. Sin embargo, incluso Leibniz en su Historia del fósforo (1710) menciona al termofósforo (Thermophosphorus) a este respecto.
Aparentemente, los químicos y los químicos artesanales se familiarizaron con el ácido fluorhídrico a más tardar en el siglo XVII. En 1670, el artesano de Nuremberg Schwanhard usó espato flúor mezclado con ácido sulfúrico para grabar patrones en copas de vidrio. Sin embargo, en ese momento se desconocía por completo la naturaleza del espato flúor y el ácido fluorhídrico. Se creía, por ejemplo, que el ácido silícico tiene un efecto de grabado en el proceso de Schwanhard. Scheele eliminó esta opinión errónea al demostrar que cuando el espato flúor interactúa con el ácido sulfúrico, el ácido silícico se obtiene al corroer la retorta de vidrio con el ácido fluorhídrico resultante. Además, Scheele estableció (1771) que el espato flúor es una combinación de tierra caliza con un ácido especial, que se llamó "ácido sueco".
Lavoisier reconoció el fluorique radical como un cuerpo simple y lo incluyó en su tabla de cuerpos simples. En forma más o menos pura, el ácido fluorhídrico se obtuvo en 1809. Gay Lussac y Thénard destilando espato flúor con ácido sulfúrico en una retorta de plomo o plata. Durante esta operación, ambos investigadores fueron envenenados. La verdadera naturaleza del ácido fluorhídrico fue establecida en 1810 por Ampere. Rechazó la opinión de Lavoisier de que el ácido fluorhídrico debería contener oxígeno y demostró la analogía de este ácido con el ácido clorhídrico. Ampere informó sus hallazgos a Davy, quien recientemente había establecido la naturaleza elemental del cloro. Davy estuvo totalmente de acuerdo con los argumentos de Ampere y dedicó mucho esfuerzo a obtener flúor libre mediante electrólisis del ácido fluorhídrico y de otras formas. Teniendo en cuenta el fuerte efecto corrosivo del ácido fluorhídrico sobre el vidrio, así como sobre los tejidos vegetales y animales, Ampere propuso nombrar el elemento contenido en él flúor (griego: destrucción, muerte, pestilencia, peste, etc.). Sin embargo, Davy no aceptó este nombre y sugirió otro: flúor (flúor) por analogía con el entonces nombre de cloro; cloro (cloro), ambos nombres todavía se utilizan en inglés. En ruso, se ha conservado el nombre dado por Ampere.
Numerosos intentos de aislar el flúor libre en el siglo XIX. no condujo a resultados satisfactorios. Solo en 1886 Moissan pudo hacer esto y obtener flúor libre en forma de gas amarillo verdoso. Dado que el flúor es un gas inusualmente corrosivo, Moissan tuvo que superar muchas dificultades antes de encontrar un material adecuado para la instrumentación en experimentos con flúor. Se fabricó un tubo en U para la electrólisis de ácido fluorhídrico a 55 ° C (enfriado con cloruro de metilo líquido) de platino con tapones de espato flúor. Después de que se investigaron las propiedades químicas y físicas del flúor libre, encontró una amplia aplicación. Ahora el flúor es uno de los componentes más importantes de la síntesis de sustancias organofluoradas de una amplia gama. En la literatura rusa de principios del siglo XIX. el flúor se llamaba de otra manera: la base del ácido fluorhídrico, flúor (Dvigubsky, 1824), flúor (Iovskii), flúor (Shcheglov, 1830), flúor, flúor, flúor. Hess introdujo el nombre de flúor en 1831.
