Fluor

Wikipedia, Entziklopedia askea
Jump to navigation Jump to search
Fluorra
Liquid fluorine tighter crop.jpg

9

OxigenoaFluorraNeona
   
 
9
F
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
Ezaugarri orokorrak
Izena, ikurra, zenbakia Fluorra, F, 9
Serie kimikoa halogenoak
Taldea, periodoa, orbitala 17, 2, p
Masa atomikoa 18,9984032(5) g/mol
Konfigurazio elektronikoa 1s2 2s2 2p5
Elektroiak orbitaleko 2, 7
Propietate fisikoak
Egoera gasa
Dentsitatea (0 °C, 101,325 kPa) 1,7 g/L
Urtze-puntua 53,53 K
(-219,62 °C, -363,32 °F)
Irakite-puntua 85,03 K
(-188,12 °C, -306,62 °F)
Urtze-entalpia (F2) 0,510 kJ·mol−1
Irakite-entalpia (F2) 6,62 kJ·mol−1
Bero espezifikoa (25 °C) 31,304 J·mol−1·K−1

Lurrun-presioa

P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T/K 38 44 50 58 69 85
Propietate atomikoak
Kristal-egitura kubikoa
Oxidazio-zenbakia(k) -1
(oxido azido sendoa)
Elektronegatibotasuna 3,98 (Paulingen eskala)
Erradio atomikoa (batezbestekoa) 50 pm
Erradio atomikoa (kalkulatua) 42 pm
Erradio kobalentea 71 pm
Van der Waalsen erradioa 147 pm
Datu gehiago
Eroankortasun termikoa (300 K) 27,7
Isotopo egonkorrenak

Fluoraren isotopoak

iso UN Sd-P D DE (MeV) DP
18F sintetikoa 109,77 m ε 1,656 18O
19F %100 F egonkorra da 10 neutroirekin

Fluorra F ikurra eta 9 zenbaki atomikoa duen elementu kimikoa da. 17. taldean kokatzen den, halogeno arinena da eta baldintza estandarretan kolore horiko gas oso toxikoa da (F2). Taula periodikoan elementu elektronegatiboena da eta elementu elektronegatibo gehienak bezala, oso erreaktiboa da, ia beste elementu guztiekin erreakzionatzen baitu, helio eta neona salbuespen.

Elementuen artean, fluorra ugaritasun unibertsalaren 24. postuan kokatzen da, eta lurreko ugaritasunaren 13. postuan. Fluorita minerala da fluorraren iturri nagusiena. Fluor elementuaren existentzia 1810. urtean proposatu zen, elementu kimiko hau zuten mineraletatik banatzea saiatu baitzen, nahiz eta praktikan oso arriskutsua izan. 1886. urtean Henri Moissan kimikariak lehenengo aldiz fluorra isolatzea lortu zuen tenperatura baxuko elektrolisia burutuz.

Ezaugarri nagusiak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Fluor atomoak bederatzi elektroi ditu, neonak baino bat gutxiago. Bere konfigurazio elektronikoa 1s22s22p5 da: bi elektroi ditu barneko geruza bete batean eta zazpi betetzeko elektroi bakarra behar duen kanpoko geruzan.[1]

Fluorraren lehenengo ionizazio-energia elementu guztien artean hirugarren handiena da, fluor atomoetatik elektroien erauzketa zaila baita. Bere afinitate elektronikoa ere oso altua da, bigarrena kloroaren atzetik[2], elektroi bat hartzeko joera izanik, neon gas geldoarekin isoelektroniko bilakatuz; elementu guztietatik erreaktiboena da eta elektronegatibitate altuena du.[3]

F2-ren lotura energia Cl2 edo Br2-rena baino askoz txikiagoa da; honek eta bere elektronegatibitate altuak, fluorraren disoziazio erraza eta erreaktibitate altua azaltzen ditu.[4]

Giro tenperaturan fluorra hori koloreko gas diatomikoa da. -188ºC-tan kondentsatzen da likido hori argi batera. -220ºC-tan kristalizatzen da, kristal garden eta bigunak eratuz.

Ugaritasuna[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Unibertsoan elementu arinenen artean, fluorrak 400 ppb-ko ugaritasuna du, 24.a unibertsoko elementuen artean, oso urria, karbonotik magnesiorako beste elementuak gutxienez hogei aldiz ohikoagoak baitira.

Lurrazalean, fluorra hamahirugarren elementu ohikoena da. Lurreko atmosferan, fluor elementalak, ur-lurrun atmosferikoarekin erreakzionatuko luke erraztasunez, bere presentzia naturala eragotziz; ondorioz, mineral konbinatu gisa soilik aurkitzen da. Fluorita, fluorapatita eta kriolita dira fluor mineral garrantzitsuenak industria mailan.

Fluorita (CaF2), kolorge eta mundu mailan oso ugaria dena, fluorraren iturri nagusia da. Nahiz eta fluorapatitak (Ca5(PO4)3F) munduko fluor gehiena izan, bere masa frakzio baxuak (%3,5), gehiena fosfato bezala erabiltzea dakar.

Historia[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Fluor elementalaren isolatzea, azido fluorhidrikoaren korrosibotasun altua zela eta zaila izan zen.

Edmond Frémy-k, fluorra eratzeko hidrogeno fluoruro puruaren elektrolisia gauzatu zitekeela defendatu zuen, eta azidifikatutako potasio bifluorurotik (K[HF2]) abiatuz lagin anhidridoak lortzeko metodo bat asmatu zuen; baina eratutako hidrogeno fluoruroa eroale ez dela ohartu zen, eta honek elektrolisia eragozten zuen. Henri Moissan-ek aurreko saiakuntzekin jarraitu zuen, eta azkenean, eroale den potasio difluoruro (K[HF2]) eta azido fluorhidriko (HF) lehorran nahastura bat aurkitu zuen, non elektrolisia burutu zuen. 1886an, Moissan-ek fluor elementala isolatzea lortu zuen.

Henry Moissan kimikaria fluor elementua isolatzen.





Eratutako konposatuak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Fluorra kimika aberatsa duen elementua da, non metal, ez-metal, metaloide (erdi-metalak) eta oso arraroak diren gas nobleekin erreakzionatzen duen. Fluorraren konfigurazio elektronikoa 1s22s22p5 da, beraz, elektroi bakarra hartzea falta zaio zortzikotearen araua betetzeko, hau dela eta, -1 oxidazio-egoera hartzen du kasu gehienetan.

Metalekin:[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Metal alkalinoekin, monofluoruro ioniko oso disolbagarriak osatzen dituzte; hauek sodio kloruroa (NaCl) eta antzeko kloruroen antolamendu kubikoa osatzen dute. Metal lurralkalinoekin, aldiz, difluoruro ionikoak sortzen ditu, baina hauek ez dira uretan disolbagarriak (berilio fluoruroa (BeF2) izan ezik).

Beste aldetik, oxidazio-egoera altuetan dauden metalekin lotura kobalenteen bidez hainbat konposatu eratzen dira: tetrafluoruroak (zirkonio, hafmio eta zenbait aktinoidekin), urtze tenperatura altuak dituztenak; pentafluoruroak, polimero linealak eta konplexu oligomerikoak sortuz; hexafluoruroak (non 13 metalek egitura oktaedriko hauek osatzen dituzten, gas eran WF6 eta likido egoeran MoF6 eta ReF6 adibidez); eta heptafluoruroak, bipiramidal pentagonal molekula solidoak osatzen dituztenak, nahiko erreaktiboak.

Hidrogenoarekin:[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Fluorrak hidrogenoarekin, hidrogeno fluoruroa (HF) osatzen du, non fluorrak -1 oxidazio egoera hartzen du korrosiboa den gas kolorge bat sortuz. Konposatu honek uraren dentsitate antzekoa du (1,14 g/cm3),  bere masa molarra 20,0063 g/mol da eta bere fusio eta irakite tenperaturak, -83ºC  eta 20ºC dira, hurrenez hurren . Bukatzeko, esan behar da konposatu hau uretan disolbatuta azido ahula dela (pKa= 3,14) eta molekulen artean hidrogeno loturak eratzen dira.


Beste ez-metalekin:[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Metaloideen eta p-blokeko ez-metalen fluoruro binarioak, oro har, kobalenteak eta lurrunkorrak dira, erreaktibotasun desberdinak dituztenak; hauen artean:

  • Boro trifluoruroa (BF3): molekula laua da eta ez du zortzikotearen araua osatzen. Lewis azido gisa jokatzen du, eta amoniakoa bezalako baseekin konbinatzen da.
  • Karbono tetrafluoruro (CF4): molekula tetraedriko eta inertea da.
  • Azkenik, kalkogenoek hainbat fluoruro eratzen dituzte; non tetrafluoruro eta hexafluoruroak osatzen diren sufre (SF6), selenioa (SeF6) eta telurioekin (TeF6). Azken hauek fluor atomo gehiago dituzte, erdiko atomo arinagoak egonkortuz; hala, sufre hexafluoruroa batez ere inertea da.

Produkzioa[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Industria arloan, fluorra Moissan izeneko metodoa erabiliz ekoizten da; potasio fluoruro / hidrogeno fluorozko nahaste baten elektrolisi bidez.

Karl O. Christek ere, aberastasun handiko fluorra lortzen duen metodo bat asmatu zuen, hurrengo  erreakzio honetan oinarrituta:

2 KMnO4 + 2 KF + 10 HF + 3 H2O2 → 2 K2MnF6 + 8 H2O + 3 O2

2 K2MnF6 + 4 SbF5 → 4 KSbF6 + 2 MnF3 + F2

Bi erreakziotan oinarritzen den teknika da (erredox prozesu bat gertatuz).

Aplikazioak medikuntzan[aldatu | aldatu iturburu kodea]

XX. mendearen erdialdeko biztanleriaren azterketak fluoruroak hortzetako kariesa murrizten zuela zabaldu zuen. Hortz-esmalte hidroxiapatita iraunkorrago den fluotapatita bihurtzen da, baina pre-fluoredun hortzen ikerketek hipotesi horri uko egin zioten. Fluoruroa edateko ur naturalean presente zegoen tokietan, umeen gaineko ikerketak egin ostean, uraren hornikuntza kontrolatuaren fluorurazioa 1940ko hamarkadan hasi zen, hortzaren desintegrazioaren aurka borrokatzeko . Hala ere, hortzetako fluoruroa bereziki onuragarriak ez diren beste efektu kaltegarririk ez duten arren, oraindik  segurtasunaren inguruko oposizioak daude.

Toxikotasuna[aldatu | aldatu iturburu kodea]

Fluorra elementu oso toxikoa da organismo bizidunentzat. Gizakien gaineko efektuak hidrogeno zianuroa baino 50 ppm-ko txikiagoa da eta kloroaren antzekoak: begien eta arnas aparatuko narritadura esanguratsua eta gibeleko eta giltzurrunetako kalteak gertatzen dira. Beraz, fluorra bizitzarako eta osasunerako oso arriskutsua da. Begiak eta sudurrak larriki kaltetu daitezke eta 1.000 ppm-ko fluorreko inhalazioak heriotza ekarri dezake minutu gutxitan.

Erreferentziak[aldatu | aldatu iturburu kodea]

  1. CARLES, J.; JACCAUD, T.; JACCAUD, T. (1996) «Ecologie et économie : au coeur des ambiguïtés du débat sur la gestion durable des écosystèmes forestiers» Revue Forestière Française (S): 219 doi:10.4267/2042/26797 ISSN 1951-6827 . Noiz kontsultatua: 2019-04-01.
  2. «Contributors» European Journal of International Relations (1): 137–138 2004-03 doi:10.1177/1354066104041942 ISSN 1354-0661 . Noiz kontsultatua: 2019-04-01.
  3. Steehler, Jack K. (2001-12) «Chemistry: The Molecular Science (Moore, John W.; Stanitski, Conrad L.; Jurs, Peter C.)» Journal of Chemical Education (12): 1598 doi:10.1021/ed078p1598 ISSN 0021-9584 . Noiz kontsultatua: 2019-04-01.
  4. GREENWOOD, N.N.; EARNSHAW, A. (1984) «Preface» Chemistry of the Elements (Elsevier): v–vi ISBN 9780080307121 . Noiz kontsultatua: 2019-04-01.

Bibliografia[aldatu | aldatu iturburu kodea]

  • Banks, R. E.. "Journal of Fluorine Chemistry". Journal of Fluorine Chemistry,1986,33 (1–4): 3–26.
  • Atkins, Peter; Jones, Loretta, Chemical Principles: The Quest for Insight (4th ed.), 2007. Banks, R. E.. "Journal of Fluorine Chemistry".
  • Lide, David R., Handbook of Chemistry and Physics (84th ed.), 2004.
  • Greenwood, N. N.; Earnshaw, A. Chemistry of the Elements (2nd ed.). Oxford: Butterworth Heinemann, 1998.

Kanpo estekak[aldatu | aldatu iturburu kodea]