Flúor | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
![]() Flúor no estado líquido a -196 ° C . | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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Posição na tabela periódica | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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Símbolo | F | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Sobrenome | Flúor | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Número atômico | 9 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Grupo | 17 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Período | 2 e período | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Quadra | Bloco p | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Família de elementos | Halogênio | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Configuração eletronica | [ He ] 2 s 2 2 p 5 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Elétrons por nível de energia | 2, 7 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Propriedades atômicas do elemento | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Massa atômica | 18,998403163 ± 0,6 × 10 −9 u | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Raio atômico (calc) | 50 pm ( 42 pm ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Raio covalente | 57 ± 15h | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Raio de Van der Waals | 135 pm | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Estado de oxidação | -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Eletronegatividade ( Pauling ) | 3,98 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Óxido | Ácido forte | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Energias de ionização | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
1 re : 17,4228 eV | 2 e : 34,9708 eV | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
3 E : 62,7084 eV | 4 th : 87,1398 eV | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
5 e : 114,2428 eV | 6 e : 157,1651 eV | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
7 e : 185,186 eV | 8 e : 953,9112 eV | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
9 e : 1 103,1176 eV | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Isótopos mais estáveis | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
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Propriedades físicas simples do corpo | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Estado normal | Gás diamagnético | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Alótropo no estado padrão | Difluor F 2 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Massa volumica |
1,696 g · l -1 ( 0 ° C , 1 atm ), 1,50 g · cm -3 (líquido, -188,12 ° C ) |
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Sistema de cristal | Cúbico | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Cor | amarelo esverdeado claro | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Ponto de fusão | -219,67 ° C ( 1 atm ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Ponto de ebulição | −188,12 ° C ( 1 atm ) | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Energia de fusão | 0,2552 kJ · mol -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Energia de vaporização | 3,2698 kJ · mol -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Temperatura critica | -129,02 ° C | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Volume molar | 22,404 × 10 -3 m 3 · mol -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Calor maciço | 824 J · kg -1 · K -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Condutividade térmica | 0,0279 W · m -1 · K -1 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Vários | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
N o CAS | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Precauções | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
SGH | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Difluor F 2 :
![]() ![]() ![]() ![]() Perigo H270, H280, H314, H330, EUH071, P220, P244, P260, P280, P315, P303 + P361 + P353, P304 + P340, P305 + P351 + P338, P370 + P376, P403, P405, H270 : Pode causar ou agravar incêndios; oxidante H280 : Contém gás sob pressão; pode explodir se aquecido H314 : Provoca queimaduras na pele e lesões oculares graves H330 : Fatal se inalado EUH071 : Corrosivo para o sistema respiratório P220 : Mantenha / armazene longe de roupas /… / materiais combustíveis P244 : Certifique-se de que não há graxa ou óleo na redução válvulas. P260 : Não respire as poeiras / fumos / gases / névoas / vapores / aerossóis. P280 : Use luvas de proteção / roupas de proteção / proteção ocular / proteção facial. P315 : Procure atendimento médico imediatamente. P303 + P361 + P353 : Se entrar em contato com a pele (ou cabelo): Tirar imediatamente toda a roupa contaminada. Enxaguar a pele com água / tomar banho. P304 + P340 : Se inalado: transportar a vítima para o ar fresco e mantê-la em repouso em posição confortável para respirar. P305 + P351 + P338 : Se entrar em contato com os olhos: enxágue cuidadosamente com água por vários minutos. Remova as lentes de contato se a vítima as estiver usando e elas podem ser removidas facilmente. Continue a enxaguar. P370 + P376 : Em caso de incêndio: Parar o vazamento se puder ser feito sem riscos. P403 : Armazenar em local bem ventilado. P405 : Armazene trancado. |
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Transporte | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Difluor F 2 :
1045 : FLUORO COMPRIMIDO Classe: 2.3 Código de classificação: 1TOC : Gás comprimido, tóxico, oxidante, corrosivo. Rótulos: 2.3 : Gases tóxicos (corresponde aos grupos designados por um T maiúsculo, ou seja, T, TF, TC, TO, TFC e TOC). 5.1 : Substâncias oxidantes 8 : Substâncias corrosivas Embalagem: - ![]() ![]() ![]() |
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Unidades de SI e STP, salvo indicação em contrário. | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
O flúor é o elemento químico do número atômico 9 elevado ao símbolo F. Este é o primeiro elemento do grupo dos halogênios . O corpo único correspondente é o difluor (composto de moléculas F 2 ), freqüentemente referido simplesmente como flúor.
O único isótopo estável é 19 F. O radioisótopo menos instável é 18 F , cuja meia-vida é pouco menos de 2 he que se transmuta em oxigênio 18 (em 97% dos casos por decaimento β + e de outra forma por captura eletrônica ).
O flúor é o mais reativo dos elementos químicos, geralmente também está ligado a outros elementos. Ele tem a eletronegatividade mais forte , com um valor de 3,98. É o 13 º elemento mais abundante na crosta terrestre . Algumas plantas e algumas bactérias podem sintetizar compostos fluorados, mas o flúor não tem papel metabólico em mamíferos .
Sob condições normais de temperatura e pressão , o único corpo de flúor está na forma de difluor F 2, um gás diatômico amarelo claro, muito tóxico e extremamente corrosivo. O ponto de fusão do difluor é −219 ° C e seu ponto de ebulição −188 ° C , temperaturas entre as quais o difluor é líquido, com densidade de 1.500 kg · m -3 . O flúor causa queimaduras muito graves em contato com a pele, membranas mucosas e ossos. Georgius Agricola já descrevia a existência do flúor em 1530 mas este elemento não foi isolado até 1886 , por Henri Moissan .
Flúor (Latina flúor significa fluxo ou corrente ) é mencionado pela primeira vez na XVI th século por Basil Valentine como o Flußspat em seguida descrito por Georgius Agricola em 1530 , na sua forma de fluorite como uma substância usada para promover a fusão de metais ou minerais.
Foi dito que Heinrich Schwanhard usou ácido fluorídrico para gravar vidro. As primeiras explicações sobre o processo de formação do ácido fluorídrico foram publicadas em 1725 por George Weygand, que as obteve de Matthäus Pauli, que ele mesmo as obteve de um vidreiro inglês. Em 1768, Andreas Marggraf descreveu a primeira observação dessa reação química.
Inspirado nas publicações de Andreas Marggraf, Carl Scheele começou em 1771 a pesquisar a natureza química do flúor, bem como os detalhes de suas reações com ácidos. Ele observou que o flúor atacava o vidro com vapores obtidos pelo aquecimento lento de uma mistura de fluorita e ácido sulfúrico. Os resíduos sólidos que se encontravam na mistura foram extraídos com água e revelaram a presença de cal por adição de amoníaco. Os fumos combinados com a água formaram uma massa branca, identificada como sílica. Assim, a solução resultante exibiu uma reação ácida, que Carl Scheele chamou de ácido fluorídrico (HF) Scheele reuniu todos os resultados de seus experimentos e mostrou como identificar esse ácido. O fato de o flúor ser capaz de gravar o vidro permitiu que Jacob Berzelius o encontrasse na água em 1822 .
Alguns pesquisadores contestaram que o ácido fluorídrico fosse realmente um ácido. Foi somente depois que o ácido clorídrico foi identificado como um composto de hidrogênio e a descoberta de um novo elemento chamado cloro que alguns pesquisadores pensaram que o ácido fluorídrico era também um composto de hidrogênio e outro elemento com propriedades próximas ao cloro. Eles propuseram chamar esse elemento desconhecido de flúor , depois phtor (após a raiz grega φθερ- / φθορ- marcando a ideia de "destruição"), por causa das propriedades destrutivas de seus compostos. Este termo phtor só foi aceito em grego , russo e algumas outras línguas sob a influência do russo.
O flúor demorou muitos anos para ser isolado porque, mal se separou, ataca imediatamente os restos de seu composto. Gay-Lussac e Thénard foram os primeiros a tentar isolar esse elemento. Sua preparação de ácido fluorídrico fumegava fortemente no ar, dissolvia rapidamente o vidro e causava queimaduras graves ao entrar em contato com a pele. Esses experimentos, e outros, com manuseio imprudente, freqüentemente resultavam em envenenamento ou morte.
Antoine Lavoisier também fez experiências com ácido fluorídrico (solução de fluoreto de hidrogênio HF em água). Algumas dessas experiências realizadas para isolar o flúor terminaram tragicamente, devido ao perigo inerente desta substância.
Humphry Davy procurou mostrar que o ácido fluorídrico não continha oxigênio. Ele neutralizou o ácido com amônia pura. A solução obtida não exibia água e, portanto, não apresentava oxigênio. Seus experimentos subsequentes com eletrólise falharam. Em seguida, ele reagiu o cloro com flúor , sem mais sucesso. Ele concluiu que o flúor tinha uma atividade química maior do que os outros elementos.
Em 1833 , Aimé colocou na presença de fluoreto de prata (AgF) com cloro em um vaso de vidro. Essas experiências não foram mais satisfatórias do que as de Davy. Os irmãos Knox repetiram este teste em um aparelho de fluoreto de cálcio (CaF 2) Mas o fluoreto de prata é muito difícil de desidratar e seu experimento falhou. Em 1848 , Louyet retomou experimentos semelhantes, substituindo o fluoreto de prata pelo fluoreto de mercúrio. Nenhum desses experimentos tornou possível isolar o flúor. Edmond Frémy então demonstrou que a ação do cloro sobre o flúor não o isola. Ele também demonstrou a existência de vários fluoretos.
Em 1869 , Georges Core produziu uma pequena quantidade de flúor por eletrólise . Mas em seu experimento, o gás flúor e o gás hidrogênio se formaram em ambos os eletrodos, embora ele não soubesse que o flúor e o gás hidrogênio combinavam-se de forma explosiva.
Embora ainda não totalmente isolado, Mendeleev colocou o flúor em sua tabela periódica em 1869.
Só em 26 de junho de 1886 é que Henri Moissan conseguiu prepará-lo por eletrólise de fluoreto de potássio em fluoreto de hidrogênio, com eletrodos de platina de irídio , a uma voltagem de 50 volts. Todo o experimento foi realizado em um tubo de platina em U coberto com tampas de fluorita. O difluor puro apareceu no ânodo e o dihidrogênio no cátodo. Moissan teve de levar esta experiência baixa temperatura porque fluoreto de hidrogénio (HF) entra em ebulição a 19 ° C . Essa descoberta, relatada à Academia de Ciências dois dias depois, rendeu-lhe o Prêmio Nobel de Química em 1906. Foi a ocasião para o desenvolvimento de um instrumento revolucionário: o forno elétrico a arco . Moissan teve sucesso onde alguns dos maiores químicos falharam, conforme descrito na seção anterior: H. Davy (1813-14), G. Aimé (1833), M. Faraday (1834), CJ e T Knox (1836) , P. Louyet (1846), E. Frémy (1854), H. Kammerer (1862) e G. Gore (1870).
O flúor é o primeiro elemento da coluna de halogênio . É um elemento muito ativo quimicamente.
O átomo de flúor tem 9 elétrons , 2 na camada K e 7 na camada L. Sua configuração eletrônica é 1s 2 2s 2 2p 5 , que podemos escrever [He] 2s 2 2p 5 para destacar a camada de valência . Para cumprir a regra do byte (8 elétrons na camada de valência), o flúor neutro pode ganhar um décimo elétron e assim formar o íon fluoreto F - .
O flúor tem um total de dezoito isótopos, mas apenas o flúor 19 ( 19 F) é estável, tornando o flúor um elemento monoisotópico . Os outros isótopos mais estáveis são o flúor 18 ( 18 F) com meia-vida de 1,8293 h, ou seja, aproximadamente 110 min e o flúor 20 ( 20 F) com meia-vida de 11,163 s. Na Terra , não existe flúor-18 natural porque nenhum processo natural leva à sua formação e, portanto, a abundância de flúor-19 é de 100%, tornando o flúor também um elemento mononucleídico ; Como o 19 F é o único isótopo natural, isso permite que sua massa molar seja conhecida com grande precisão. Todos os seus isótopos instáveis se convertem em isótopos de oxigênio ou isótopos de néon .
O isótopo mais abundante, o flúor 19 vem da nucleossíntese estelar ( ciclo CNO III ou IV).
Às vezes é produzido na Terra por decaimento beta do oxigênio 19 ( 19 O) ou por captura eletrônica do néon 19 ( 19 Ne). No caso da captura de elétrons, um próton do néon captura um elétron que o transforma em nêutron . No caso de β - decaimento , um neutrão do oxigénio átomo é convertido num protão:
O flúor 19 tem 19 nucleons incluindo 10 nêutrons e 9 prótons, átomo de massa atômica de 18,998 403 2 g / mol . É caracterizado por um excesso de massa de -1 487,405 ± 0,070 keV / c² e uma energia de ligação nuclear de 147 801,358 ± 74 eV .
Podemos fazer outros isótopos por reações nucleares , instáveis, que se desintegram rapidamente, poucos ultrapassam um minuto. O isótopo com a meia-vida mais curta é o flúor 16, que decai pela emissão de um próton de 40 keV . O flúor-17 decai por captura eletrônica em 64,49 s . Flúor 20, 21 flúor, flúor de 22, 23 flúor, flúor de 24 e flúor 25 decaimento por β-decaimento - em 11 s , 4.158 s , 4,23 s , 2,23 s , 0,34 s e 0,059 s , respectivamente.
O flúor-18 é o radioisótopo mais estável que pode ser produzido. Sua meia-vida é de aproximadamente 110 min . Este átomo tem 9 prótons e 9 nêutrons para uma massa atômica de 18.000 937 7 g / mol . É caracterizado por um excesso de massa de 873,431 ± 593 eV / c 2 e uma energia de ligação nuclear de 137 369 199 ± 593 eV .
Em XIX th século, pouco antes do isolamento do elemento, o aprendido Georges Salet determinado algumas linhas de flúor, comparando o espectro de emissão de cloreto e fluoreto de silício. O Fα tem linhas em aproximadamente 692, 686 e 678 nm cada. O Fβ mostra uma linha em 640 nm e o Fγ em 623 nm . Moissan assumiu as experiências de Salet e usou eletrodos de platina e eletrodos de ouro . Ele foi capaz de comparar o espectro de Salet com aqueles fornecidos por certos fluoretos . Com os eletrodos de platina, obtemos várias linhas de comprimento de onda 744, 740, 734, 714, 704, 691, 687,5, 685,5, 683,5, 677, 640,5, 634 e 623 nm, então os eletrodos de ouro não permitem ter os comprimentos de onda 744 e 740 nm .
O corpo de flúor simples é geralmente diatômico ( difluor F 2 ), mas pode ser monoatômico . Difluor é um gás amarelo esverdeado com um odor pungente e irritante, venenoso, não combustível, mas capaz de oxidar ( oxidar ) perigosamente rapidamente qualquer coisa que possa queimar no ar e até mesmo água comum, vidro ou areia. Reage em uma atmosfera de flúor.
A primeira densidade do flúor foi calculada por Henri Moissan a partir de um experimento em que ele coletou flúor e ar em um frasco de platina. Henri Moissan obteve uma densidade de 1,264 a 0 ° C e 760 mmHg . Ele então calculou a densidade teórica multiplicando a densidade do hidrogênio pelo peso atômico do flúor, ele encontrou 1,316.
O difluor puro é um gás corrosivo amarelo claro: é um forte oxidante .
O flúor é um gás não inflamável, mas pode produzir uma chama ao reagir com muitos produtos químicos. Ele pode reagir violentamente com um grande número de compostos químicos . Com a água , mesmo em baixas temperaturas, forma ozônio e ácido fluorídrico :
3 F 2 + 3 H 2 O→ O 3 + 6 HFMesmo sob condições de baixa temperatura e sem luz, o difluório reage explosivamente com o hidrogênio , mesmo abaixo de -250 ° C quando o flúor é sólido e o hidrogênio é líquido. Em um jato de gás difluor, vidros , metais , água e outras substâncias queimam com uma chama luminosa.
O flúor tem tal afinidade com a maioria dos elementos, especialmente com o silício (Si), que o difluor não pode ser preparado ou armazenado em recipientes de vidro (feitos principalmente de sílica SiO 2) Portanto, é manuseado em Teflon , um polímero chamado KelF, ou em recipientes de níquel . Neste último caso, a superfície do recipiente é inicialmente (e definitivamente) passivada por um primeiro contato com o difluoreto.
O difluoro , F 2, ainda hoje é produzido industrialmente graças ao processo de eletrólise introduzido por Henri Moissan em 1886. O banho eletrolítico consiste em uma mistura KF-2HF fundida a aproximadamente 90 ° C - 100 ° C. HF anidro não é condutor porque não é muito dissociado e é a adição de KHF 2 que permite a condução iônica por um mecanismo complexo.
Durante a reação de eletrólise, o difluoreto é produzido em um ânodo de carbono de acordo com:
2 horasF 2- → F 2(g) + 2 HF + 2 e -
No cátodo (metal), o hidrogênio é produzido:
4 HF + 2 e - → H 2(g) + 2HF 2-
Na célula de eletrólise, o potencial aplicado está entre 8 e 10 V , e a densidade de corrente é da ordem de 12 A dm −2 . A eficiência atual é boa (95%), mas a eficiência energética geral é de apenas 30%.
Em 1986, por ocasião do centésimo aniversário da descoberta da preparação eletroquímica do flúor, Karl Christe descobriu um método original e puramente químico de preparação pela reação de ácido fluorídrico anidro HF a 150 ° C com K 2 MnF 6 e SbF 5. A reação é:
K 2 MnF 6 + 2 SbF 5 → 2 KSbF 6 + MnF 3+ 1/2 F 2
Este processo é anedótico porque não pode ser usado industrialmente.
O elemento mais reativo e eletronegativo, o flúor forma compostos com a maioria dos outros elementos, incluindo os gases raros xenônio e radônio com os quais o difluor reage diretamente.
Os óxidos de flúor são compostos de O e F, mas podem formar ligações com outros halogênios e formar F n XO m (onde X = Cl, I ou Br). Esses compostos se assemelham aos fluoretos de halogênio estrutural e quimicamente. Eles se comportam em particular como ácidos ou bases de Lewis.
→ Seis fluoretos de oxigênio e cloro são possíveis, mas apenas 5 foram caracterizados: FCl III O, FCl VII O 3 , FCl V O 2 , F 3 Cl V O e F 3 Cl VII O 2 . O sexto componente é F 5 Cl VII O
FClO pode ser obtido pela reacção: ClF 3 + H 2 O → FClO + 2 HF; mas este composto é muito instável (sua meia-vida é de 25 s à temperatura ambiente) e se decompõe em FClO 2 e ClF.
F 3 ClO é um composto estável à temperatura ambiente e é um bom agente oxidante. Reage com vários compostos (como a alta temperatura ou radiação UV. Pode ser hidrolisado em FClO 2 e HF. Frequentemente reage como uma base de Lewis . A sua produção é feita de acordo com a reação na presença de NaF:
Cl 2 O + 2 F 2 → F 3 ClO + ClF
Esta reação é relativamente perigosa em vista da explosividade do Cl 2 O e pode, portanto, ser preparada da mesma forma com o ClONO 2 .
O FClO 2 também é um oxidante muito bom, que pode explodir com o SO 2 mesmo em temperaturas muito baixas. É produzido pela reação:
6 NaClO 3 + 4 ClF 3 → 6 FClO 2 + 6 NaF + 2 Cl 2 + 3 O 2
→ Apenas três fluoretos de oxigênio e bromo são possíveis: FBrO 2 , F 3 BrO e FBrO 3 . Esses compostos são menos estáveis do que seus equivalentes clorados e mais reativos.
→ Para o iodo , existem: FIO 2 e F 3 IO onde I possui grau de oxidação + V; FIO 3 , F 3 IO 2 e F 5 IO onde I está no grau + VII.
Destes, o flúor é o flúor de composição de cálcio CaF 2 .
O Difluor é muito reativo para uso direto em seu estado puro. Seus muitos compostos químicos, por outro lado, têm uma infinidade de aplicações.
Alguns exemplos :
A primeira produção industrial de difluor ocorreu durante a fabricação da bomba atômica , como parte do Projeto Manhattan na Segunda Guerra Mundial , onde hexafluoreto de urânio UF 6, que é um composto molecular volátil, foi usado para separar os diferentes isótopos de urânio por difusão de gás. Esse processo ainda é usado durante a fabricação de combustível nuclear usado nas atuais usinas nucleares .
O flúor é conhecido por seu efeito cariostático. Atua ligando-se ao esmalte dos dentes : o íon hidróxido de hidroxiapatita Ca 5 (PO 4 ) 3 (OH) que constitui o esmalte dos dentes é parcialmente substituído por íons de flúor para dar fluro apatita Ca 5 (PO 4 ) 3 (F). Sendo o íon fluoreto uma base mais fraca que o hidróxido, o esmalte torna-se mais resistente ao ácido que é liberado localmente no meio bucal após uma refeição.
O flúor pode ser levado aos dentes de duas maneiras:
Por rota local . Esta é a via preferida, que tem mais benefícios e menos efeitos colaterais. O intermediário é a pasta de dente . A concentração de flúor em creme dental para adultos é relativamente constante: 1000 a 1500 ppm . O flúor contido na pasta de dente se ligará aos dentes durante a escovação. O tempo de escovagem deve, portanto, ser suficiente (três minutos de manhã e à noite).
Systemically . Esta via só pode ser utilizada durante a formação dos dentes, do nascimento aos 12 anos. O intermediário é o flúor em comprimidos (prescrito pelo dentista) ou uma fonte alimentar: água ou sal de cozinha. Nesse caso, é necessário estar atento à quantidade total de flúor ingerida, e não multiplicar as fontes.
As crianças sempre engolem parte da pasta de dente, principalmente desde que são pequenas. A ingestão de creme dental diminui com a idade: de 2 a 4 anos, 50% do creme dental é engolido; dos 4 aos 6 anos, 30% do dentifrício é engolido; aos 6 anos e mais, 10% do dentifrício é engolido. Portanto, é muito importante adaptar a concentração de flúor à idade da criança.
Recomendações sobre concentração e quantidade de dentifrício: a partir dos 3 anos, dentifrício com vestígios de flúor (250 ppm ); então, gradualmente, até 6 anos, a quantidade é aumentada, 500 a 1000 ppm . Após 6 anos 1000 a 1500 ppm , continuando a aumentar a dose.
Bebidas ácidas como a Coca-Cola dissolvem o fluoreto de cálcio depositado na superfície dos dentes. O fluoreto de cálcio, portanto, tem uma vida útil curta na boca, freqüentemente acompanhado de refrigerantes . A aplicação local de flúor com vistas à prevenção ou remineralização das lesões dentais causadas pelos refrigerantes (quando seu consumo é mantido) carece, portanto, de base teórica. Em condições normais (sem presença regular de líquido ácido na boca), uma redução na incidência de cáries foi observada após vários meses de aplicação de fluoreto de cálcio.
O flúor gasoso e / ou particulado é emitido para a atmosfera por certas fábricas (no início da década de 1970, por exemplo, em Martigny uma fábrica operando "continuamente" produzia aproximadamente 10.000 t de alumínio por ano, liberando 160 a 200 toneladas de flúor por ano no ar, dos quais aproximadamente 25% na forma gasosa de acordo com ADENU (1976), juntamente com outras emissões gasosas acidificantes. O flúor é emitido em várias formas (por exemplo: produção de alumínio, uma fonte de flúor gasoso incluindo tetrafluoreto de sílica (SiF4 ) e ácido fluorídrico (HF), facilmente combinado com o vapor de água atmosférico e , em seguida, depositado no solo e nas plantas ou inalado por organismos vivos).
O flúor em partículas é mais estável, mas em condições úmidas e / ou ácidas se hidrolisará gradualmente e poderá penetrar nas plantas (incluindo líquenes, musgos e algas epifíticas ou cobrindo o solo.
Os fluoretos não persistem muito no ar, explicando que a poluição do flúor tem efeitos "localizados em torno das fontes emissoras" , mas em vales ou certos tipos de relevo devido aos ventos, depósitos significativos podem ser observados a distâncias de 1 a 2 km ou ainda mais do ponto de emissão. Em áreas onde o ar está cronicamente ou fortemente poluído por flúor, necrose é observada no líquen X. parietina (com mudança de cor, o líquen muda de amarelo para preto), mas esses efeitos também podem ser induzidos por outros poluentes, como óxidos de enxofre )
Os solos (e / ou o lençol freático subjacente) também podem ser poluídos por fontes industriais de flúor
As culturas agrícolas e frutíferas ou a viticultura podem, assim, ser contaminadas por fontes industriais relativamente distantes, como foi demonstrado na década de 1970 em Valais (vinha) .
Mapa de risco para flúor em águas subterrâneas
Cerca de um terço da população mundial consome água potável subterrânea. Aproximadamente 300 milhões de pessoas retiram sua água de lençóis freáticos altamente poluídos com arsênio e flúor. Esses oligoelementos são geralmente de origem natural e vêm de rochas e sedimentos lixiviados pela água. Em 2008, o Swiss Water Research Institute Eawag apresentou um novo método para estabelecer mapas de risco para substâncias tóxicas geogênicas em águas subterrâneas. Isso torna mais fácil determinar quais fontes devem ser controladas. Em 2016, o grupo de pesquisa tornou seu conhecimento gratuitamente acessível na plataforma GAP (Groundwater Assessment Platform / www.gapmaps.org). Isso permite que especialistas em todo o mundo carreguem seus próprios dados de medição, visualizem-nos e criem mapas de risco para regiões de sua escolha. A plataforma também serve como um fórum de troca de conhecimento para ajudar a desenvolver métodos para remover substâncias tóxicas da água.
Existem vários padrões e regulamentações, dependendo do país e do uso de certos produtos.
Na França : a fluoretação da água está autorizada na forma de hexafluorossilicato de sódio e ácido hexafluorossilicico, porém há pouca informação disponível sobre seu uso real na produção de água encanada . Por outro lado, a fluoretação do sal é autorizada e incentivada. Este deve então ser rotulado como sal fluorado ou sal iodado e fluorado , o que significa que é suplementado com flúor a uma taxa de 250 mg / kg na forma de fluoreto de potássio (úmido). Essa fluoretação foi incentivada em 1986 pela Direção Geral de Saúde para a prevenção de cáries em massa na população. A embalagem também deve alertar o consumidor com a afirmação: “ não consuma se a água potável contiver mais de 0,5 mg / litro de flúor ”. Desde 1993, a lei autoriza o uso de sal fluorado nas cantinas escolares, desde que as operadoras garantam que a água distribuída não tenha um teor de flúor superior a 0,5 mg / l.
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