فلوئور

فلوئور، ₉F
فلوئور
تلفظ	‎/ˈflʊəriːn, -ɪn, -aɪn/‎; (FLOOR-een, -in, --yn); ‎/ˈflɔːriːn, -ɪn, -aɪn/‎; (FLOR-een, -in, -yn);
ظاهر	گاز زرد یا قهوه‌ای
جرم اتمی استاندارد (Ar، استاندارد)	۱۸٫۹۹۸۴۰۳۱۶۳(۶)
فلوئور در جدول تناوبی
	اکسیژن ← فلوئور → نئون
عدد اتمی (Z)	9
گروه	گروه ۱۷ (هالوژن)
دوره	دوره 2
بلوک	بلوک-p
دسته	نافلز
آرایش الکترونی	[He] 2s 2p
لایه الکترونی	2, 7
ویژگی‌های فیزیکی
فاز در STP	گاز
نقطه ذوب	53.53 K (−219.62 °C, −363.32 °F)
نقطه جوش	85.03 K (−188.12 °C, −306.62 °F)
چگالی (در STP)	1.7 g/L
در حالت مایع (در نقطه جوش)	1.505 g/cm
نقطه بحرانی	144.13 K, 5.172 MPa
حرارت همجوشی	(F2) 0.510 kJ/mol
آنتالپی تبخیر	(F2) 6.62 kJ/mol
ظرفیت حرارتی مولی	(F2); 31.304 J/(mol·K)
ویژگی‌های اتمی
عدد اکسایش	−1 (oxidizes oxygen)
الکترونگاتیوی	مقیاس پائولینگ: 3.98
انرژی یونش	1st: 1681.0 kJ/mol ; 2nd: 3374.2 kJ/mol ; 3rd: 6050.4 kJ/mol ; (بیشتر);
شعاع کووالانسی	pm 57±3
شعاع واندروالسی	147 pm
	خط طیف نوری فلوئور
دیگر ویژگی ها
ساختار بلوری	مکعبی
رسانندگی گرمایی	27.7 m W/(m·K)
رسانش مغناطیسی	nonmagnetic
شماره ثبت سی‌ای‌اس	7782-41-4
ایزوتوپ‌های فلوئور
	\| منابع

فلوئور (به انگلیسی: Fluorine) عنصر شیمیایی است که در جدول تناوبی با نشان شیمیایی F و عدد اتمی ۹ یافت می‌شود. فلوئور یک عنصر یک ظرفیتی، هالوژن و زرد رنگ (زرد کم رنگ) است و از تمامی عناصر، الکترونگاتیو تر و واکنش‌پذیرتر است. نوع خالص آن بسیار خطرناک است و درصورت تماس با پوست، سوختگی‌های شیمیایی شدید ایجاد می‌کند.

ویژگی‌ها

فلوئور خالص (گاز) زردرنگ و فرسایشگری است که عامل اکسیدکننده‌ای قوی می‌باشد. این گاز از تمامی عناصر الکترونگاتیوتر (الکترون دوست) و واکنش پذیرتر است و با بیشتر عناصر دیگر از جمله گازهای بی‌اثر، زنون و رادون تولید ترکیب ایجاد می‌کند. فلوئور حتی در تاریکی و شرایط سرد با هیدروژن به صورت انفجاری واکنش می‌کند. در فوران گاز فلوئور، شیشه، فلزات، آب و مواد دیگر به صورت شعله‌های درخشان می‌سوزند. این گاز همیشه به صورت ترکیب وجود داشته و چنین تمایلی را با سایر عناصر مخصوصاً سیلیسیوم دارد که نه می‌توان آن را در ظروف شیشه‌ای تهیه و نه در آن‌ها نگهداری کرد. فلوئور در محلولهای آبی عموماً به شکل یون فلورید F- دیده می‌شود. حالتهای دیگر آن کمپلکسهای فلوئور، مانند -[FeF۴] یا +H2F هستند. فلورایدها ترکیباتی هستند که در آن‌ها فلوئور با بعضی از بقایای مثبت بار شده، ترکیب می‌شود و اغلب آن‌ها یون دار می‌باشند.

کاربردها

فلوئور در تولید پلاستیک‌های کم اصطکاک از قبیل تفلون و نیز در هالونها مانند فریون کاربرد دارد. سایر کاربردهای آن عبارت‌اند از:

اسید هیدروفلوریک (فرمول شیمیایی HF) برای حکاکی روی شیشه در لامپ و محصولات دیگر بکار می‌رود.
از فلوئور تک اتمی در تولید نیمه هادی به منظور Plasma ashing استفاده می‌گردد.
فلوئور به همراه ترکیباتش در تولید اورانیوم (از هگزا فلوراید) و بیش از صد نوع ماده شیمیایی فلوئوردار تجاری از جمله تعداد زیادی از پلاستیکهای مقاوم در برابر گرما، کاربرد دارد.
فلوئوروکلروهیدروکربن (Fluorochlorohydrocarbons) در تهویه و در سردسازی کاربرد وسیعی دارند. استفاده از کلروفلوئوروکربنها

(Chlorofluorocarbons) در این موارد ممنوع شده چون آن‌ها مشکوک به بزرگ کردن سوراخ اوزون می‌باشند. هگزافلوئورید گوگرد (Sulfurhexafluoride) گازی بسیار راکد و غیر سمی است. این گروه از ترکیبات گازهای گلخانه‌ای قوی هستند.

آلومینیات هگزافلوئورید پتاسیم، – اصطلاحاً Cryolite یا یخسنگ نامیده می‌شود- در الکترولیز آلومینیوم مورد استفاده قرار می‌گیرد.
از فلوئورید سدیم به‌عنوان یک حشره کش بخصوص علیه سوسکها استفاده می‌شود.
بعضی دیگر از فلوئوریدها برای جلوگیری از پوسیدگی دندان به خمیر دندان و (تا حدی بحث‌انگیز) به منابع آب شهری افزوده می‌شود. در دندانپزشکی ترکیبات حاوی فلوراید به صورت دهانشویه یا وارنیش به کار می‌رود. فلوراید به دو طریق از پوسیدگی دندانها جلوگیری می‌کند: فلوراید در استخوان‌ها و دندانهای در حال رشد کودکان تجمع می‌کند و به سفت شدن مینای دندانها قبل از پیدایش آن‌ها کمک می‌نماید. همچنین در سفت شدن مینای دندان بزرگسالان مؤثر است.

بعضی از محققین امکان استفاده از گاز فلوئور خالص را به‌عنوان سوخت موشک بررسی کرده‌اند، چون این گاز دارای ضربه مخصوص بالائی می‌باشد.

تاریخچه

Georigius Agricola در سال۱۵۲۹ فلوئور را (از واژه لاتین fluere به معنی روانی و شارش یا دگرگونی پیاپی) به شکل فلورسپار و به خاطر کاربرد آن به‌عنوان یک گدازآور (ماده‌ای که برای بهبود جوشکاری فلزات یا کانیها بکار می‌رود) شناسایی کرد. Schwandhard در سال ۱۶۷۰ متوجه شد سطح شیشه در صورتی‌که در معرض فلورسپار همراه با اسید قرار گیرد نقشهایی حک می‌گردد.. کارل ویلهلم شیله و بسیاری از محققان بعد از او از جمله هامفری دیوی، ژوزف لویی گیلوساک، آنتوان لاووازیه و Louis Thenard همگی با اسید هیدروفلوئوریک به آزمایش پرداختند. (بعضی از آزمایشها به یک فاجعه ختم شد).

این عنصر سالهای زیادی بعد از آن بدست نیامد چون هنگامیکه آن را از یکی از ترکیباتش جدا می‌کردند، فوراً به مواد باقی‌مانده آن ترکیب حمله می‌کرد. سرانجام بعد از تقریباً ۷۴ سال تلاش مداوم، هانری مواسان در سال ۱۸۸۶ موفق به تهیه فلورین شد.

اولین تولید تجاری فلوئور در پروژه بمب اتمی منهتن در جنگ جهانی دوم بود که از ترکیب هگزا فلوئورید اورانیم (UF۶) برای جداسازی ایزوتوپهای اورانیوم استفاده شد. از این فرایند هنوز هم در تجهیزات نیروی هسته‌ای کاربرد دارد.

ترکیبات

فلوئور اغلب می‌تواند در ترکیبات آلی جایگزین هیدروژن شود. با این مکانیسم فلوئور می‌تواند ترکیبات بسیار زیادی داشته باشد. ترکیبات فلوئور که شامل گازهای نادر هستند با فلوئوریدهای کریپتون، رادون و زنون تأیید شده‌اند. این عنصر ازfluorite

، کریولیت و fluorapatite بازیافت می‌شود.

به فلوئوروکربن هم مراجعه شود.

هشدارها

با فلوئور و HF باید با دقت زیادی رفتار شود و از هرگونه تماس آن‌ها با پوست و چشم جداً اجتناب گردد. یونهای فلوئوراید و فلوئور خالص هردو بسیار سمی هستند. فلوئور وقتی عنصر آزاد است دارای بوی تندی است که با غلظتی به کمی ۲۰ppM قابل شناسائی می‌باشد. بیشینه غلظت مجاز برای تماس ۸ ساعته روزانه با آن PPM ۱ پیشنهاد می‌شود (کمتر از مثلاً اسید پروسیک).

با این‌همه، روش‌های ایمن جابجایی این عنصر امکان ترابری فلوئور مایع را به صورت مقادیر تنی امکان‌پذیر می‌کند.

جستارهای وابسته

افزودن فلوراید به آب آشامیدنی

منابع

↑ Meija, J.; et al. (2016). "Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)". شیمی محض و کاربردی(نشریه). 88 (3): 265–91. doi:10.1515/pac-2015-0305.
↑ Jaccaud et al. 2000, p. 381.
↑ Jarry, Roger L.; Miller, Henry C. (1956). Journal of the آمریکاn Chemical Society. 78: 1552. doi:10.1021/ja01589a012.
↑ see covalent radius of fluorine

پیوند به بیرون

[CIAAW2016-1] Meija, J.; et al. (2016). "Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)". شیمی محض و کاربردی(نشریه). 88 (3): 265–91. doi:10.1515/pac-2015-0305.

[FOOTNOTEJaccaud_et_al.2000381-2] Jaccaud et al. 2000, p. 381.

[3] Jarry, Roger L.; Miller, Henry C. (1956). Journal of the آمریکاn Chemical Society. 78: 1552. doi:10.1021/ja01589a012.

[f-4] see covalent radius of fluorine