Fluor: Het element

Fluor is moeilijk te isoleren van zijn verbindingen. In 1886 isoleert de Franse chemicus Henri Moissan elementaire fluor met behulp van lage-temperatuur elektrolyse. Vanwege de kosten van pure fluor worden bij commerciële toepassingen fluorverbindingen gebruikt. Organische fluoriden hebben een hoge chemische stabiliteit. Fluor heeft geen biologische functie in dier en mens. Enkele planten werken met organofluorine vergiften om planteneters af te schrikken.

Reactiviteit fluor verbindingen

Fluor heeft een rijke chemie, omvat organische en anorganische verbindingen. Het verbindt zich met metalen, niet-metalen, metalloïden en de meeste edelgassen. Meestal is oxidatietoestand -1 de uitgangstoestand. De relatief lage bindingsenergie van difluorine, gecombineerd met een hoge elektronegativiteit, is de oorzaak van gemakkelijke dissociatie van fluor en van de hoge reactiviteit en sterke banden met niet-fluor atomen.

Broompentafluoride BrF5 is zo reactief dat het de zuurstof uit silicaten(zand) vrijmaakt. De grote reactiviteit wordt veroorzaakt door het feit dat fluor de grootste elektronegativiteit heeft van alle elementen. Het wordt in nikkelcontainers bewaard omdat nikkel een beschermende fluoridehuid vormt.

De fasen van fluor

Zuiver fluor gas heeft een bleekgele kleur en een kenmerkende scherpe geur. Fluor condenseert tot een heldere gele vloeistof bij -188 ° C. Fluor kan in vaste toestand twee structuren aannemen namelijk α- en β-fluor. Laatstgenoemde kristalliseert bij -220 ° C en is transparant. Bij verdere afkoeling tot -228 ° C vindt er een faseovergang naar hard α-fluor plaats. Bij de exotherme overgang van β- naar α-fluor komt veel energie vrij.

Isotopen van fluor

Slechts één isotoop van fluor komt van nature voor, namelijk de stabiele 19F dat tien neutronen heeft. Zeventien radio-isotopen met massa getallen van 14 tot 31 zijn gesynthetiseerd, waarvan 18 F de stabielste is met een halfwaardetijd van 109,77 minuten. Andere radio-isotopen hebben een halveringstijd van minder dan 70 seconden, de meeste vervallen zelfs in minder dan een halve seconde. De isotopen 17F en 18F ondergaan β + verval, lichtere isotopen vervallen via electron vangst en de isotopen zwaarder dan 19F ondergaan β-verval of neutronemissie.

Voorkomen van fluor op aarde

Fluor is het dertiende meest voorkomende element op aarde 600-700 ppm (parts per million) In de atmosfeer bevindt zich een te verwaarlozen hoeveelheid elementaire fluor, het zou immers reageren met atmosferisch waterdamp. Het is te vinden als verbinding in mineralen, waarvan fluoriet, fluorapatiet en kryoliet rendabel zijn. Fluoriet (CaF2), is fluors belangrijkste bron. Fluorapatiet (Ca5 (PO4) 3F) bevat meeste fluor.

Isolatie van elementair fluor

Isolatie van elementair fluor werd belemmerd door de agressiviteit van fluor en het ontbreken van een geschikte elektrolyt.
Henri Moissan ontdekte na een reeks proeven dat een mengsel van kaliumbifluoride en droog waterstoffluoride elektrolyse mogelijk maakt. Om corrosie van platina elektroden in elektrochemische cel te voorkomen, wordt het systeem gekoeld tot zeer lage temperaturen en de cellen gemaakt van een resistente legering van platina en iridium.

In de organische chemie kunnen fluoratomen waterstofatomen vervangen. Het aantal mogelijke fluorverbindingen is daarom groot. Als alle waterstofatomen van een molecuul vervangen worden (fluoridering) ontstaat een inerte verbinding. Een voorbeeld is teflon.

Fluor en water

Het gemiddelde fluorgehalte in zeewater 1-1,5 ppm, rivierwater 0,1 ppm. Fluor is het meest reactieve stof van alle elementen. Met water reageert het tot vloeizuur en zuurstof of ozon. De reactievergelijkingen zijn:

• 2F2(g) + 2H2O(l) -> O2(g) + 4HF(aq)
• 3F2(g) + 3H2O(l) -> O3(g) + 6HF(aq)

Ook fluorverbindingen kunnen, deels heftig, met water reageren. Voorbeelden hiervoor zijn volgende reacties:

• BrF5 + 3H2O -> HBrO3 + 5HF
• IF5 + 3H2O -> HIO3 + 5HF

Oplosbaarheid van fluor en/of zijn verbindingen in water

Fluor is niet in water oplosbaar, maar het reageert ermee. Fluor is in verschillende mineralen aanwezig waaruit het bij verwering vrij en in het water terecht komt. Belangrijke mineralen zijn apatiet, mica, fluoriet en cryoliet.
Fluorverbindingen worden in de glasindustrie, bij de productie van staal, aluminium, cement, keramiek, baksteen en in de gieterijen gebruikt. Zij komen via deze weg in afvalwater terecht. Vaak komt het als gas en stof in het milieu, bijvoorbeeld door op steenkool draaiende krachtcentrales. Andere fluorverbindingen worden in koelmiddel, smeerstoffen, en reinigingsmiddelen gebruikt.

Fluor in het milieu

• Fluor is essentieel voor vele, maar niet voor alle organismen. Fluoriden kunnen sterke giften zijn. Normale droge grond bevat ongeveer 10-1000 ppm fluor, waarvan het grootste gedeelte aan silicaat- en fosfaat mineralen gebonden en onoplosbaar in water is. Het oplosbare en dus voor planten beschikbare aandeel is 0,3-0,5 ppm. Door fluoriden emissie stijgt deze waarde, met ongeveer 100 ppm. Lage pH-waardes verhogen de oplosbaarheid en maken meer fluoride voor planten beschikbaar. Het fluorgehalte in planten ligt bij rond de 2-20 ppm.
• In hoge concentraties kan fluor planten beschadigen. Maximale toelaatbare fluorgehalte van de grond is 200 ppm. Overschrijding veroorzaakt groeistoornis, verkleuring van de bladeren en necrose. De gevoeligheid van planten tegenover fluor of fluoride verschilt per soort. Planten kunnen concentraties van 5-10 mg/L zonder schade overleven, als de belasting niet continue is. De stoffen werken giftig, omdat zij een aantal enzymen afremmen. Ook de fotosynthese-activiteit vermindert.
• Wat betreft de werking van fluor en fluorverbindingen op warmbloedige organismen is het element voor veel organismen essentieel, maar kan ook giftig worden. Een groot aantal verbindingen is verboden.
• De verhoogde opname van fluoriden kan tot fluorose leiden, waarbij het skelet vervormd, omdat fluor een affiniteit tot calcium heeft en het calcium kan vervangen. Dit werd ook bij vee geconstateerd dat op grasland met een hoge fluorconcentratie veroorzaakt door vulkanisch stof graasde. Bij koeien daalde de melkproductie bij te grote fluorinname.
• Fluor en zijn verbindingen zijn voor insecten toxisch. Op deze manier werken een aantal insecticiden die dus niet voor bepaalde soorten gebruikt kunnen worden, maar alle insecten vergiftigen.
• Fluorverbindingen gelden over het algemeen als waterbedreigende stoffen. Bijvoorbeeld vloeizuur die al in lage concentratie verminderde plantengroei veroorzaakt. Vloeizuur of waterstoffluoride (HF) is een matig zuur dat uiterst reactief is. Het tast zelfs glas aan.
• De toepassing van Chloorfluorkoolwaterstoffen (CFK's) en broomfluorkoolwaterstoffen wordt beperkt, de op grote hoogte bevrijde chloor- en broom atomen tasten het ozon molecuul aan. CFK’s (chloorfluorkoolstofverbindingen) beschadigen de ozonlaag, welke leidt tot een sterkere UV-straling. Deze stoffen worden vaak door andere halogeenalkanen vervangen, maar die verergeren weer het broeikaseffect.
• Fluor ondersteunt de botvorming en versterkt de tanden. Dit geldt echter alleen voor geringe hoeveelheden. In een aantal landen wordt fluoride aan drinkwater toegevoegd om cariës te voorkomen.
• De mens neemt via de voeding dagelijks ongeveer 0,2-3 mg fluor op. Het fluorgehalte in het lichaam ligt bij circa 27 ppm, botten bestaan voor 0,2-1,2% uit fluor. De stabiliserende werking op botten en tanden wordt veroorzaakt door de vervanging van calciumfosfaat in de sterkere fluorapatiet.
• Fluortekort leidt tot verstoring van de stofwisseling, te veel fluor veroorzaakt fluorose. In regio’s met een relatief laag fluoridegehalte in de grond, in het voedsel en in het drinkwater is een verhoogde kans op verandering in de chromosomen.
• Een vergiftiging treedt op vanaf circa 0,25 gram fluoride en inname van 5 g kan dodelijk zijn. De giftigheid berust op de blokkering van de enzymactiviteit. Als tegengif bij fluoridevergiftiging wordt calciumthiosulfaat gebruikt.
• Bij inhalatie veroorzaakt fluorgas longoedeem en irritatie van luchtwegen. Fluorverbindingen kunnen de huid aantasten.
• Fluorwaterstof irriteert huid, ogen en luchtwegen.

Toepassing van fluor en fluorverbindingen

• Toevoeging aan leidingwater tegen tandbederf. Als toevoeging aan tandpasta. Het hydroxyapatiet van de tand wordt door fluor omgezet in zuurbestendige harde fluorapatiet.
• Als oxidatiemiddel in de aandrijving van raketten.
• Fluoride wordt toegevoegd aan oxiden voor een lager smeltpunt.
• Anti-aanbaklaag in pannen bestaat uit polytetrafluoretheen (teflon). Dit materiaal is bestand tegen hoge temperaturen en voedsel hecht niet aan de laag. Teflon wordt ook gebruikt voor kabelisolaties, slangen en pijpen.
• Fluorverbindingen in medicijnen om infectieziekten te genezen en osteoporose te voorkomen.
• Voor glasfabricage en het etsen van glas.
• In verbinding met zwavel als isolatie van hoogspanningsleidingen.
• Fluoriden worden gebruikt als katalysatoren in chemische reacties.
• Fluor wordt gebruikt bij het verrijken van uranium.
• Fluor-koolstof verbinding wordt gebruikt als als blusmiddel.
• Voor versterken van beton, veredelen van papier.