9-Fluor

Català	Español		English	Français	Símbol: F	Nombre atòmic: 9
Fluor	Flúor		Fluorine	Fluor	Grup:17	Període:2
Família: halògens		Configuració electrònica: 1s² 2s² 2p⁵

Generalitats
Descobridor/s: Henri Moissan		Nacionalitat: França			Any: 1886
Origen del nom: del llatí “fluere” que vol dir fluir.		Una mica d’història: El fluor (del llatí fluere, que significa "fluir") formant part del mineral fluorita, CaF₂, va ser descrit en 1529 per Georigius Agricola pel seu ús com funden, empleat per a aconseguir la fusió de metalls o minerals. En 1670 Schwandhard va observar que s'aconseguia gravar el vidre, quan aquest era exposat a fluorita que havia estat tractada amb àcid. Karl Scheele en 1771 va reconèixer l’àcid fluorhídric i va intuir, per la semblança que tenia amb l’àcid clorhídric, que havia d’existir el fluor, però aquest no vapoder ser aïllat fins un segle despré. Molts investigadors posteriors, per exemple Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier o Louis Thenard, també van realitzar experiments amb l'àcid fluorhídric (alguns d'aquests van acabar en tragèdia). No es va aconseguir aïllar-lo fins a molts anys després, pel fet que quan se separava d'algun dels seus compostos, immediatament reaccionava amb altres substàncies. Finalment, en 1886, el químic francès Henri Moissan (1852-1907) el va aconseguir aïllar. La primera producció comercial de fluor va ser per a la bomba atòmica del Projecte Manhattan, en l'obtenció d'hexafluorur d'urani, UF₆, empleat per a la separació d'isòtops d'urani. Aquest procés es continua emprant per a aplicacions d'energia nuclear.
Estat natural: El fluor és l'halogen més abundant en l'escorça terrestre, amb una concentració de 950 ppm. En l'aigua de mar està es troba en una proporció d'aproximadament 1,3 ppm. Es presenta en la natura en forma combinada; els minerals més importants en els que està present són la fluorita, CaF₂, la fluorapatita, Ca₅(PO₄)₃F i la criolita, Na₂AlF₆. La fluorita, de la que deriven la majoria de compostos de fluor es troba en mines als Estats Units, en grans dipòsits al nord de Kentucky i al sud d’Illinois. El fluor també es presenta en fluorurs en l’aigua de mar, rius i en formes minerals en la tija de certes pastures i en els ossos i dents d’animals.		Estructura cristal·lina: Sistema cúbic		a = b = c tots els angles rectes
Abundància a l’ésser humà: 37000 ppb (parts per bilió) en pes	Abundància a la Terra: ocupa el lloc 17è en la classificació dels elements més abundants en l’escorça terrestre.		Abundància al Sistema Solar: 400 ppb (parts per bilió) en pes

Propietats
Físiques	Massa atòmica (u)	Densitat (kg/m³)		Duresa (escala de Mohs)		Volum atòmic (cm³/mol)
	18,9984	1516		--		17,1
Tèrmiques	Estat d’agregació a 298 K	Punt de fusió (K)		Punt d’ebullició (K)
	gas	53,58		85,1
Radis	Radi atòmic (Å)	Radi iònic (Å)		Radi covalent (Å)
	0,57	1,31 (F^-1) 0,07 (F⁺⁷)		0,72
Ionització	Afinitat electrònica (KJ/mol)	1a energia ionització (KJ/mol)	2a energia ionització (KJ/mol)		3a energia ionització (KJ/mol)		Estats d’oxidació
	328	1681	3374,1		6050,3		-1
Elèctriques	Conductivitat elèctrica (mOhm.cm)^-1	Electròniques	Electronegativitat (Pauling)		Polaritzabilitat (Å³)
	0,00		3,98		0,6
Termodinàmiques	Calor d’atomització (KJ/mol d’àtoms)	Calor de fusió (KJ/mol)	Calor de vaporització (KJ/mol)		Calor específica (J/kg K)		Conductivitat tèrmica (J/m s ºC)
	79,0	1,0	6,5		752,40		0,03
Altres	Potencial normal de reducció (v)	Caràcter metàl·lic	Precaucions: El fluor i el HF han de ser manejats amb gran atenció i cal evitar totalment qualsevol contacte amb la pell o amb els ulls. Tant el fluor com els ions fluorur són altament tòxics i corrosius. El fluor presenta una característica olor acre i es pot detectar en unes concentracions tan baixes com 0,02 ppm, valor inferior als límits d'exposició recomanats en el treball. Exposició al gas pot causar irritació dels ulls i pulmons. Els fluorurs de metall són molt tòxics, el fluorurs orgànics són generalment menys tòxics i són sovint bastant inofensius. El ió fluorur és un component molt útil en l’aigua de beure (en concentracions molt baixes) ja que protegeix l’esmalt de les dents perquè és relativament immune a l’atac bacteriològic.
	+ 2,87 1/2F₂/F^-	No metall
	Característiques:
	És un gas de color groc pàl·lid, lleugerament més pesat que l’aire, corrosiu i d’olor penetrant i irritant. És molt tòxic (el fluor elemental i el ió fluorur en quantitat, són altament tòxics) i és el no metall més reactiu i el més electronegatiu. Reacciona amb pràcticament totes les substàncies orgàniques i inorgàniques. Els metalls finament dividits, el vidre, ceràmica, carboni i fins i tot l’aigua, cremen amb fluor amb una flama brillant. Fins la 2a Guerra Mundial, no hi havia cap producció comercial de fluor elemental. Els projectes sobre la bomba atòmica i les aplicacions de l’energia nuclear, van fer necessari produir grans quantitats de fluor ja que els isòtops d’urani poden ser separats durant la difusió del gas UF₆.

Isòtops
Isòtop	Protons	Neutrons	Símbol	Vida mitjana	Abundància	Altres
Fluor - 17	9	8	¹⁷F	64,5 segons	0,00	Radioactiu
Fluor - 18	9	9	¹⁸F	1,83 hores	0,00	Radioactiu
Fluor - 19	9	10	¹⁹F	Estable	100
Fluor - 20	9	11	²⁰F	11 segons	0,00	Radioactiu
Fluor - 21	9	12	²¹F	4,16 segons	0,00	Radioactiu
Fluor - 22	9	13	²²F	4,23 segons	0,00	Radioactiu
Fluor - 23	9	14	²³F	2,2 segons	0,00	Radioactiu

Reactivitat
Descripció	És molt oxidant i forma fluorurs, que figuren entre els més estables de tots els compostos químics, directament amb quasi tots els elements i indirectament amb el nitrogen, el clor i l'oxigen. Degut a la seva gran activitat molts metalls, la fusta i el vidre cremen quan estan en contacte amb ell. A temperatura ordinària, sense necessitat d'aportar cap energia, quan entra en contacte amb l'hidrogen produeix una reacció explosiva. El fluor s'ha de manejar amb molta precaució. L'àcid fluorhídric (fluorur d'hidrògen, HF o H₂F₂), és un dels compostos de fluor més importants, es prepara escalfant fluorur de calci amb àcid sulfúric. La solució aquosa d'aquest àcid, d'ús comercial generalment, s'obté passant dels vapors anhidrids de fluorur d'hidrogen a través d'un recipient de plom que conté aigua destil·lada, quedant així l'àcid en forma diluïda. L'àcid fluorhídric és sumament corrosiu i s'ha de conservar en plom, acer o recipients plàstics. L'àcid fluorhídric dissol el vidre, raó per la qual s'utilitza per diverses formes de gravat del mateix, tal com marcar les divisions per als termòmetres i dissenys de cristalleria i ceràmiques. El fluor reacciona amb l’aigua per a produir oxigen, O₂, i ozó, O₃: 2F₂ (g) + 2H₂O (l) à O₂ (g) + 4HF (aq) 3F₂ (g) + 6H₂O (l) à 2O₃ (g) + 6HF (aq) El fluor reacciona amb el clor, Cl₂, a 225ºC per a formar l’espècie interhalogenada ClF, també es forma el ClF₃: Cl₂ (g) + F₂ (g) à 2ClF (g) Cl₂ (g) + 3F₂ (g) à 2ClF₃ (g) Sota condicions forçades, un excés de fluor reacciona amb el clor a 350ºC i 225 atm de pressió per a formar ClF₅: Cl₂ (g) + 5F₂ (g) à 2ClF₅ (g) També reacciona amb el brom, Br₂, en fase gas per a formar l’espècie interhalogenada BrF; el producte és difícil d’obtenir perquè a temperatura ordinària el BrF deriva a altres formes: Br₂ (g) + F₂ (g) à 2BrF (g) 3BrF (g) à Br₂ (l) + BrF₃ (l) 5BrF (g) à 2Br₂ (l) + BrF₅ (l) Sota condicions molt forçades, un excés de fluor reacciona amb el brom, Br₂, a 150ºC i forma BrF₅: Br₂ (l) + 5F₂ (g) à 2BrF₅ (l) El fluor reacciona amb el iode, I₂, a -45ºC en CCl₃F com a solvent, per a donar l’espècie interhalogenada IF, que també és difícil d’obtenir perquè deriva, a temperatura ordinària, a altres formes: I₂ (g) + F₂ (g) à 2IF (g) 5IF (g) à 2I₂ (s) + IF₅ (l) El fluor reacciona amb hidròxid aquós i diluït per a donar: 2F₂ (g) + 2OH^- (aq) à OF₂ (g) + 2F^- (aq) + H₂O (l)
Amb aire	No reacciona
Amb H₂O	Vigorosa à HF; OF₂
*Amb HCL* 6M**	Vigorosa à HF; OF₂ ; ClF₃
*Amb NaOH* 6M**	Vigorosa à O₂ ; NaF

Obtenció

La preparació de fluor com element lliure és difícil i rarament es fa ja que el fluor lliure és molt reactiu. L’obtenció a partir dels seus compostos és també molt difícil degut a la gran estabilitat que tenen.

El fluor s'obté industrialment mitjançant electròlisi d'una mescla fosa que conté el 40% d’àcid fluorhídric, HF i el 60% de fluoru àcid de potassi, KHF₂. Es produeix l'oxidació dels fluorurs:

Fluorine