10 interessante feiten over fluor

Fluor (F) is een element dat u dagelijks tegenkomt, meestal als fluoride in water en tandpasta. Hier zijn 10 interessante feiten over dit belangrijke element. U kunt meer gedetailleerde informatie over chemische en fysische eigenschappen krijgen op de pagina met fluorfeiten.

Snelle feiten: fluor

• Elementnaam: Fluor
• Elementensymbool: F
• Atoomnummer: 9
• Atoomgewicht: 18.9984
• Groep: Groep 17 (Halogenen)
• Categorie: Niet-metalen
• Elektronconfiguratie: [He] 2s2sp5

1. Fluor is het meest reactieve en meest elektronegatieve van alle chemische elementen. De enige elementen waarmee het niet krachtig reageert, zijn zuurstof, helium, neon en argon. Het is een van de weinige elementen die verbindingen met edelgassen xenon, krypton en radon vormen.
2. Fluor is het lichtste halogeen, met atoomnummer 9. Het standaard atoomgewicht is 18.9984 en is gebaseerd op zijn enkele natuurlijke isotoop, fluor-19.
3. George Gore slaagde erin om fluor te isoleren met behulp van een elektrolytisch proces in 1869, maar het experiment eindigde in een ramp toen fluor explosief reageerde met waterstofgas. Henri Moisson ontving in 1886 de Nobelprijs voor de chemie in 1906 voor het isoleren van fluor. Hij gebruikte ook elektrolyse om het element te verkrijgen, maar hield het fluorgas gescheiden van het waterstofgas. Hoewel hij de eerste was die met succes zuivere fluor kreeg, werd het werk van Moisson meerdere keren onderbroken toen hij werd vergiftigd door het reactieve element. Moisson was ook de eerste persoon die kunstmatige diamanten maakte door houtskool samen te drukken.
4. Het 13e meest voorkomende element in de aardkorst is fluor. Het is zo reactief dat het niet van nature in pure vorm wordt gevonden, maar alleen in verbindingen. Het element zit in mineralen, waaronder fluoriet, topaas en veldspaat.
5. Fluor heeft veel toepassingen. Het wordt gevonden als fluoride in tandpasta en drinkwater, in Teflon (polytetrafluorethyleen), medicijnen waaronder het chemotherapeutische medicijn 5-fluorouracil en etswaterstoffluoridezuur. Het wordt gebruikt in koelmiddelen (chloorfluorkoolwaterstoffen of CFK's), drijfgassen en voor de verrijking van uranium door UF₆ gas. Fluor is niet een essentieel element in voeding voor mens of dier. Er werd ooit aangenomen dat topicale fluoridetoepassing, zoals tandpasta of mondwater, effectief was voor de omzetting van tandemailhydroxyapatiet in sterker fluorapatiet, maar recentere studies wijzen op fluoride-hulpmiddelen voor glazuurhergroei. Traceer fluorwaarden in het dieet kunnen de botsterkte beïnvloeden. Hoewel fluorverbindingen niet bij dieren worden gevonden, zijn er natuurlijke organofluorines in planten, die meestal als afweer tegen herbivoren werken.
6. Omdat het zo reactief is, is fluor moeilijk op te slaan. Waterstoffluoride (HF) is bijvoorbeeld zo corrosief dat het glas oplost. Toch is HF veiliger en gemakkelijker te transporteren en te hanteren dan pure fluor. Waterstoffluoride wordt beschouwd als een zwak zuur bij lage concentraties, maar het werkt als een sterk zuur bij hoge concentraties.
7. Hoewel fluor op aarde relatief veel voorkomt, is het zeldzaam in het universum, waarvan wordt aangenomen dat het wordt aangetroffen in concentraties van ongeveer 400 delen per miljard. Terwijl fluor zich in sterren vormt, produceert nucleaire fusie met waterstof helium en zuurstof, of fusie met helium maakt neon en waterstof.
8. Fluor is een van de weinige elementen die diamant kunnen aanvallen.
9. Het pure niet-metalen element is een gas bij kamertemperatuur en druk. Fluor verandert van een extreem lichtgeel diatomeeëngas (F₂) in een heldergele vloeistof bij -188 graden Celsius (-307 Fahrenheit). Fluor lijkt op een ander halogeen, chloor. De vaste stof heeft twee allotropen. De alfavorm is zacht en transparant, terwijl de bètavorm hard en ondoorzichtig is. Fluor heeft een karakteristieke penetrante geur die kan worden geroken met een concentratie van slechts 20 delen per miljard.
10. Er is slechts één stabiele isotoop van fluor, F-19. Fluor-19 is zeer gevoelig voor magnetische velden en wordt daarom gebruikt bij beeldvorming met magnetische resonantie. Nog eens 17 radio-isotopen van fluor zijn gesynthetiseerd, variërend in massagetal van 14 tot 31. De meest stabiele is fluor-17, die een halfwaardetijd heeft van iets minder dan 110 minuten. Twee metastabiele isomeren zijn ook bekend. Het isomeer ^18mF heeft een halfwaardetijd van ongeveer 1600 nanoseconden, terwijl ^26mF heeft een halfwaardetijd van 2,2 milliseconden.

bronnen

• Banks, R. E. (1986). "Isolatie van fluor door Moissan: de toon zetten." Journal of Fluorine Chemistry. 33 (1-4): 3-26.
• Bégué, Jean-Pierre; Bonnet-Delpon, Danièle (2008). Bioorganische en medicinale chemie van fluor. Hoboken: John Wiley & Sons. ISBN 978-0-470-27830-7.
• Lide, David R. (2004). Handbook of Chemistry and Physics (84e editie). Boca Raton: CRC Press. ISBN 0-8493-0566-7.