Fluoor - Wikipedia

# Fluoor

### vanuit Wikipedia, die vrye ensiklopedie.

suurstof – fluoor – neon
F Cl
Volledige 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
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
Oksidasie toestande (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
5th ionisasie potensiaal | 11022.7 kJ/mol
6th ionisasie potensiaal | 15164.1 kJ/mol
7th ionisasie potensiaal | 17868 kJ/mol
8th ionisasie potensiaal | 92038.1 kJ/mol
9th 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 geel - groen, univalente halogene gas wat die mees chemies reaktiewe en elektronegatiewe elemente van almal is. In die suiwer vorm is dit hoogs gevaarlik en kan ernstige chemiese brande veroorsaak met velkontak.

## [wysig] Kenmerkende eienskappe

Suiwer fluoor is 'n korrosiewe bleek gelerige gas en is 'n kragtige oksideermiddel. Dit is die 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 in glashouers gestoor kan word nie. In vogtige lug reageer dit met die water om ewe gevaarlike fluoorsuur te vorm.

In waterige oplossings, kom fluoor algemeen voor as die fluoried ioon F-. Ander vorms is die fluoro-komplekse (soos [[[Fe]]F4]-) of H2F+

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

## [wysig] Aanwendings

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

- Fluoorsuur (chemiese vergelyking H F) word gebruik om glas in gloeilampe en soortgelyke produkte te ets.
- Mono-atomiese Fluoor word gebruik vir plasma verassing 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 flouro-chemikalieë, insluitend baie hoë-temperatuur 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 ozoongat. Swaelheksafluoried is 'n uiters inerte (buitengewoon vir 'n fluoor verbinding) nie-toksiese gas. Hierdie klas verbindings is kragtige kweekhuis gasse.
- Kaliumheksafluoro aluminaat, die sogenaamdie krioliet, word gebruik vir die elektrolise van aluminium.
- Natrium fluoried 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.

## [wysig] Geskiedenis

Fluoor (L fluere wat beteken vloei of fluks) in die vorm van vloeispaat (kalsiumfluoried) is in 1529 deur Georigius Agricola beskrywe vir gebruik as 'n smeltmiddel (mettalurgie) 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 geeksperimenteer 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 reaktiewiteit. Dit kan baie moeilik van sy verbindings geskei word en val dan onmiddelik 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.

## [wysig] Verbindings

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. Fluoor verbindings 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 voorberei. Die element word ontgin vanuit flouriet, krioliet en fluoro-apatiet.

Sien ook: Fluorokoolstof

## [wysig] Voorsorgmaatreëls

Beide Fluor en HF moet met groot sorg gehanteer word en enige kontak met die vel en oë moet vermy word.

Beide elementêre fluoor en fluoried ione 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 tonnemate te vervoer.

## [wysig] Verwysings

- Los Alamos National Laboratory – Fluorine

## [wysig] Eksterne skakels

- WebElements.com – Fluorine
- EnvironmentalChemistry.com – Fluorine
- It's Elemental – Fluorine
- Picture of liquid fluorine – chemie-master.de

Ontsluit van "http://af.wikipedia.org../../../f/l/u/Fluoor.html"

Kategorie: Chemiese elemente

##### Views

- Artikel
- Bespreking
- Huidige wysiging

##### Soek

##### Ander tale

- العربية
- Asturianu
- Azərbaycan
- বাংলা
- Bosanski
- Català
- Corsu
- Česky
- Cymraeg
- Dansk
- Deutsch
- Ελληνικά
- English
- Esperanto
- Español
- Eesti
- Euskara
- Suomi
- Français
- Galego
- עברית
- हिन्दी
- Hrvatski
- Krèyol ayisyen
- Magyar
- Հայերեն
- Bahasa Indonesia
- Ido
- Íslenska
- Italiano
- 日本語
- Lojban
- 한국어
- Latina
- Lëtzebuergesch
- Lietuvių
- Latviešu
- Māori
- Македонски
- മലയാളം
- Nederlands
- ‪Norsk (nynorsk)‬
- ‪Norsk (bokmål)‬
- Novial
- Occitan
- Polski
- Português
- Română
- Русский
- Srpskohrvatski / Српскохрватски
- Simple English
- Slovenčina
- Slovenščina
- Српски / Srpski
- Svenska
- Kiswahili
- தமிழ்
- Тоҷикӣ
- ไทย
- Türkçe
- Українська
- O'zbek
- Tiếng Việt
- 中文
- Bân-lâm-gú