Fluor

Fluor
9 F
- ↑ Fa ↓ Cl Tableau périodique l'oxygène ← → fluor néon
Apparence
gaz: jaune très pâle liquide: jaune vif solide: transparent (beta), opaque (alpha) Fluor liquide à des températures cryogéniques
Propriétés générales
Nom, symbole, nombre	fluor, F, 9
Prononciation	/ fa l ʊər Je n /, / fa l ʊər ɪ n /, / fa l ɔər Je n /
Élément Catégorie	halogène
Groupe, période, bloc	(17) les halogènes , 2, p
Poids atomique standard	18.9984032 (5)
Configuration électronique	[Il] 2s 2 2p 5 2, 7
Histoire
Découverte	André-Marie Ampère (1810)
Premier isolement	Henri Moissan (26 Juin, 1886)
Nommé par	Humphry Davy
Propriétés physiques
Phase	gaz
Densité	(0 ° C, 101,325 kPa) 1,696 g / L
Liquid densité à BP	1,505 g · cm -3
Point de fusion	53,53 K , -219,62 ° C, -363,32 ° F
Point d'ébullition	85,03 K, -188,12 ° C, -306,62 ° F
Point critique	144,4 K, 5,215 MPa
Chaleur de vaporisation	6,51 kJ · mol -1
Capacité thermique molaire	(C p) (21,1 ° C) 825 J · mol -1 · K -1 (C v) (21,1 ° C) 610 J · mol -1 · K -1
La pression de vapeur
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k à T (K) 38 44 50 58 69 85
Propriétés atomiques
États d'oxydation	-1 (Oxyde oxygène)
Électronégativité	3,98 (échelle de Pauling)
énergies d'ionisation ( plus)	1er: 1681 kJ · mol -1
	2ème: 3374 kJ · mol -1
	3ème: 6147 kJ · mol -1
Rayon covalente	64 h
Rayon de Van der Waals	135 h
Miscellanées
Crystal structure	cubique la structure désigne le fluor solide, juste en dessous du point de fusion, 1 atm
Ordre magnétique	diamagnétique
Conductivité thermique	0,02591 W · m -1 · K -1
Numéro de registre CAS	7782-41-4
La plupart des isotopes stables
Article détaillé: Isotopes de fluor
iso N / A demi-vie DM DE ( MeV) DP 18 Fa trace 109,77 min β + (96,9%) 0,634 18 O ε (3,1%) 1,656 18 O 19 Fa 100% 19 F est stable avec 10 neutrons référence

Fluor (symbole F) est l' élément chimique avec numéro atomique 9. Il est le plus léger halogène . À pression et température standard, le fluor est un gaz jaune pâle composé de molécules diatomiques, F _2. Le fluor est le plus élément électronégatif et est extrêmement réactif, exigeant beaucoup de soin dans la manipulation. Il a une seule stable isotope , le fluor-19.

Dans les étoiles, le fluor est rare par rapport à d'autres éléments légers. Dans la croûte terrestre, le fluor est l'élément le plus abondant treizième. Minéral le plus important de fluor, fluorite, a d'abord été décrit formellement en 1530, dans le cadre de fusion. Le nom du minéral dérive du verbe latin fluo, ce qui signifie «flux», parce fluorite a été ajouté à minerais métalliques pour abaisser leur point de fusion. Suggéré comme un élément chimique en 1811, le fluor a été nommé d'après le minéral de source, mais résisté à plusieurs tentatives pour isoler l'élément. En 1886, le chimiste français Henri Moissan réussi. Sa méthode de l'électrolyse reste la méthode de la production industrielle pour le gaz de fluor. La principale utilisation de fluor élémentaire, l'enrichissement d'uranium, a été développé au cours de la Projet Manhattan.

En raison de la difficulté à faire le fluor élémentaire, la plus utilisée dans le commerce de fluor ne est jamais transformée en fluor libre. Au lieu de cela, l'acide fluorhydrique est la clé intermédiaire pour les 16 milliards de dollars par l'industrie fluorée mondiale de l'année. Le fluorures de métaux bas pratiqués sont composés ioniques (sels); ceux des métaux élevés pratiqués sont volatils composés moléculaires . Les plus grandes utilisations de fluorures inorganiques fabrication de l'acier et raffinage d'aluminium.

Composés fluorés organiques ont tendance à avoir une grande stabilité thermique et chimique. Le plus grand usage commercial est en des gaz réfrigérants (les nombreux types de "fréons"). Bien que traditionnelle chlorofluorocarbones sont largement interdits, les gaz de remplacement contiennent encore du fluor. Le polytétrafluoroéthylène (Teflon) est le plus important fluoropolymère et est utilisé dans l'isolation électrique, des pièces résistant aux produits chimiques, les toits du stade, et ustensiles de cuisine. Une fraction croissante de produits pharmaceutiques modernes contiennent du fluor; Lipitor et Prozac sont des exemples frappants. Bien que quelques plantes et les bactéries synthétisent poisons organofluorés, le fluor ne joue aucun rôle métabolique chez les mammifères. L'ion fluorure, lorsqu'il est directement appliqué sur les dents, réduit la décomposition et pour cette raison on utilise dans la pâte dentifrice et municipal fluoration de l'eau.

Caractéristiques

Propriétés physiques

formes de fluor molécules diatomiques qui sont gazeux à température ambiante. La densité est d'environ 1,3 fois celle de l'air. Bien que parfois cité comme jaune-vert, le gaz de fluor est en fait un jaune très pâle. Sa couleur ne peut être observé dans le gaz de fluor concentré quand on regarde vers le bas l'axe de longs tubes. Il semble transparente lorsqu'elle est observée depuis le côté dans des tubes de verre normal ou si on les laisse se échapper dans l'atmosphère. L'élément a une odeur caractéristique "piquant" qui est sensible à des concentrations aussi faibles que 20 ppb.

Le fluor se condense en un liquide jaune clair à -188 ° C (-307 ° F), à proximité de la température de condensation de l'oxygène et de l'azote. Fluor se solidifie à -220 ° C (-363 ° F) dans un structure cubique, appelé bêta-fluor. Cette étape est transparent et souple, avec un trouble significatif de molécules. A -228 ° C (-378 ° F) de fluor subit une solide-solide transition de phase dans un appelée structure monoclinique alpha-fluor. Cette phase est opaque et difficile avec des couches de serrée de molécules. Le changement de phase à l'état solide nécessite plus d'énergie que la transition de point de fusion et peut être violent, brisant échantillons et souffler les fenêtres de porte-échantillons. En général, l'état solide de fluor est plus semblable à l'oxygène de que les autres halogènes ».

Phases de fluor basse température	Structure cristalline alpha-fluor

Structure atomique

Un atome de fluor possède neuf protons et neuf électrons , un de moins que le néon , disposés dans le configuration électronique [He] 2s ² 2p ^5. Électrons externes de fluor sont relativement séparés les uns des autres, et donc ils ne protègent pas les uns les autres à partir du noyau. Par conséquent, ils éprouvent une forte charge nucléaire effective. Fluor a une relativement faible rayon covalente, un peu moins de 60 picomètres, qui est inférieure à son voisinage, l'oxygène et le néon.

Structure de l'atome de fluor

Le fluor est réticent pour ioniser et a une attirance pour un électron plus pour atteindre l'arrangement de néon comme extrêmement stable à la place. Fluor de première énergie d'ionisation (énergie nécessaire pour arracher un électron pour former F ⁺⁾ est 1681 kilojoules par mole, qui est plus élevé que pour tout autre élément, sauf néon et l'hélium. Fluor de affinité d'électrons (énergie libérée par addition d'un électron pour former F ^-) est de 328 kilojoules par mole, ce qui est supérieur à celui de tout autre élément à l'exception du chlore.

Structure moléculaire

Orbitales moléculaires de la molécule de fluor: tous les électrons sont appariés.

Bien qu'un atome de fluor individu a un électron non apparié, au fluor moléculaire tous les électrons sont appariés. De ce fait, le fluor élémentaire est diamagnétique (légèrement repoussé par des aimants). En revanche, les molécules de l'élément voisin de l'oxygène, avec deux électrons non appariés par molécule, sont paramagnétique (attirés vers des aimants). La valeur mesurée de fluor de susceptibilité magnétique est -9,6 × 10 ^-6 (CGS), qui est proche de prédictions théoriques. Le résultat expérimental n'a pas été accompli jusqu'en 1999 en raison des difficultés de manipulation du fluor gazeux ainsi que la nécessité de purifier spécialement le fluor de toute trace d'oxygène paramagnétique.

La liaison du fluor fluor de la molécule d'difluorine est relativement faible par rapport à la liaison des autres halogènes. L'énergie de liaison est significativement plus faible que celles des molécules de dichlorine ou Dibrome et semblables aux obligations facilement clivés oxygène-oxygène de peroxydes ou des liaisons azote-azote hydrazines. Le rayon covalent de fluor dans les molécules difluorine, environ 71 picomètres, est nettement plus grande que celle des autres composés en raison de la faible liaison entre des atomes de fluor. Cela arrive parce que l'électron et répulsions internucléaires sont relativement grande, et le chevauchement orbitale collage est diminué en raison de la petite taille des atomes.

Électrons 2p de fluor sont purement 2p, et la molécule de difluorine a exactement une obligation (un ordre de liaison d'exactement 1). En revanche, p électrons les niveaux des halogènes plus lourds hybrident partie avec ceux des électrons d. Cela les rend se comportent en partie comme des électrons d, et ce caractère partielle d permet de montrer la liaison partielle entre électrons d. Par conséquent, les halogènes plus lourds ont un Afin efficace supérieure à 1 liaison; par exemple, le chlore a un ordre de liaison de 1,12. Les électrons de fluor ne peuvent pas afficher ce caractère d parce qu'il n'y a pas d électrons proches de l'énergie au fluor de 2p.

Réactivité chimique

La chimie du fluor est dominé par sa tendance à gagner un électron. Il est le plus élément électronégatif et un oxydant puissant. L'élimination d'un électron d'un atome de fluor nécessite autant d'énergie que ne oxydant connue peut oxyder l'une quelconque fluor positif état d'oxydation .

Réactions avec du fluor sont souvent soudaine ou explosive. De nombreuses substances généralement non réactifs tels que l'acier en poudre, des fragments de verre et les fibres d'amiante sont facilement consommés par du fluor gazeux froid. Du bois et de l'eau, même avec des flammes brûlent lorsqu'ils sont soumis à un jet de fluor, sans la nécessité d'une étincelle.

Vidéo externe

Gaz froid empiéter sur plusieurs substances provoque flammes vives: vidéo de l'Université de Nottingham. Séquences supplémentaires. Fluor réagir avec le césium, la vidéo par la Royal Institution. (Les deux vidéos filmés dans un laboratoire de fluor de l'Université de Leicester.)

forme des composés de fluor, fluorures, avec tous les éléments sauf le néon et l'hélium . Tous les éléments jusqu'à einsteinium , élément 99, ont été vérifiées, sauf pour astate et le francium . Le fluor est également connu de former des composés avec rutherfordium , l'élément 104, et seaborgium , élément 106. Plusieurs éléments radioactifs lourds ne ont pas été fluorée en raison de leur extrême rareté, mais de telles réactions sont théoriquement possibles.

Tous les métaux réagissent avec le fluor, mais les conditions varient avec le métal. Souvent, le métal doit être parce que de nombreux métaux sous forme de poudre passiver (former des couches protectrices de fluorure de métal qui résiste davantage fluoration). Les métaux alcalins réagissent avec du fluor avec un bang (petite explosion), tandis que les métaux alcalino-terreux réagissent à la température ambiante ainsi, mais pas de manière aussi agressive. Le des métaux nobles ruthénium, le rhodium, le palladium, le platine, l'or et réagissent moins facilement, ce qui nécessite du fluor gazeux pur à 300-450 ° C (575-850 ° F).

Le fluor réagit de façon explosive avec l'hydrogène d'une manière similaire à celle des métaux alcalins. Les halogènes réagissent facilement avec le gaz de fluor comme la lourde gaz noble radon . Les gaz nobles légers xénon et le krypton peuvent être amenés à réagir avec du fluor dans des conditions particulières et l'argon se combinera avec fluorure d'hydrogène. Azote, avec son très stable triples liaisons, nécessite décharge électrique et des températures élevées de combiner directement avec le fluor.

Isotopes

Fluor se produit naturellement sur Terre exclusivement sous la forme de son seul stable isotope , le fluor-19, ce qui rend l'élément monoisotopique et mononuclidic. Dix-sept radio-isotopes ont été synthétisés: nombres de masse 14-18 et 20-31. Le fluor-18 est le plus stable du radio-isotope de fluor, avec une demi-vie de 109,77 minutes. Ce est aussi le plus léger instable nucléide avec des nombres impairs égaux de protons et de neutrons .

Les plus légers isotopes de fluor, ceux qui nombres de masse de 14-16, la pourriture via capture électronique. ¹⁷ F et ¹⁸ F subir carie et des bêta (par émission de positons). Tous les isotopes plus lourds que l'écurie du fluor-19 désintégration par le mode moins beta (d'émission d'électrons). Certains d'entre eux Decay aussi par émission de neutrons.

Un seul isomère nucléaire (Etat nucléaire excité à long vécu), le fluor-18m, a été caractérisé. Sa demi-vie avant émission de rayons gamma est 160 nanosecondes. Ce est moins que la demi-vie de l'un des radio-isotopes fluor états fondamentaux de désintégration nucléaire, sauf les numéros 14 à 16, 28 et 31.

Origine et présence

Dans l'univers

Du point de vue de la cosmologie, le fluor est relativement rare avec 400 ppb dans l'univers. Dans étoiles, qui est ne importe quel atome de fluor créé est éliminée rapidement par la fusion nucléaire: soit avec l'hydrogène pour former de l'oxygène et de l'hélium, ou avec de l'hélium pour faire néon et d'hydrogène. La présence de fluor du tout-en dehors de l'existence temporaire étoiles-est un peu un mystère en raison de la nécessité d'échapper à ces réactions de fluor-détruire.

Trois solutions théoriques au mystère existent. En supernovae de type II, les atomes de néon sont frappés par neutrinos lors de l'explosion et converti en fluor. En Étoiles Wolf-Rayet (étoiles bleues plus de 40 fois plus lourd que le Soleil), un vent solaire souffle fort du fluor sur l'étoile avant que l'hydrogène ou l'hélium peut détruire. En Branche géante asymptotique (un type de géante rouge) étoiles, les réactions de fusion se produisent dans impulsions et convection soulève fluor sur l'étoile intérieure. Seule l'hypothèse de géante rouge a preuves à l'appui des observations.

Dans l'espace, le fluor associe couramment avec de l'hydrogène pour former du fluorure d'hydrogène. (Ce composé a été suggérée comme un proxy pour permettre le suivi des réservoirs d'hydrogène dans l'univers.) En plus de HF, le fluor monoatomique a été observé dans le milieu interstellaire. Fluor cations ont été observés dans les nébuleuses planétaires et dans les étoiles, y compris notre Soleil

Sur Terre

Le fluor est l'élément le plus commun treizième dans la croûte terrestre, comprenant entre 600 et 700 ppm de la croûte en masse. En raison de sa réactivité, ce est essentiellement seulement trouvé dans les composés. Trois minéraux exister qui sont des sources pertinentes pour l'industrie: fluorite, fluorapatite, et cryolithe.

• Fluorite (CaF _2), également appelé le spath fluor ou de Blue John, est la principale source de fluor commerciale. La fluorite est un minéral coloré associée à des dépôts hydrothermaux. Il est courant et a trouvé dans le monde entier. La Chine fournit plus de la moitié de la demande mondiale; Le Mexique est le deuxième plus grand producteur. Les États-Unis a produit la plupart de la fluorite dans le monde au début du 20e siècle, mais la dernière mine, dans l'Illinois, fermé en 1995.
• Fluorapatite (Ca ₅ (PO _{4) 3} F) est extrait en même temps que les autres apatites pour son la teneur en phosphate et est principalement utilisé pour la production d'engrais. La plupart du fluor de la Terre est lié en ce minéral, mais parce que le pourcentage dans le minéral est faible (3,5%), le fluor est jeté comme un déchet. Seulement aux États-Unis est-il reprise significative. Il le hexafluorosilicates produits comme sous-produits sont utilisés pour fournir la fluoration de l'eau municipale.
• Cryolite (Na ₃ AlF ₆₎ est le moins abondant des trois, mais est une source concentrée de fluor. Il était autrefois utilisé directement dans la production d'aluminium. Cependant, la principale mine commerciale, sur la côte ouest du Groenland, fermé en 1987.

Principaux minéraux contenant du fluor
Fluorine	Fluorapatite	Cryolite

Plusieurs autres minéraux, tels que la pierre précieuse topaze, contiennent du fluorure. Fluorure ne est pas significatif dans l'eau de mer ou de saumures, contrairement à l'autre halogénures, comme les fluorures alcalino-terreux précipitent hors de l'eau.

Organofluorines ont été observées dans les éruptions volcaniques et les sources géothermiques. Leur origine ultime est dit varier de formation physique dans des conditions géologiques de parapher la production biologique et dépôt dans les sédiments. Cependant, la provenance est encore à l'étude, comme ce est la distribution organofluoré naturel. Ils ne sont pas trouvés dans de grandes quantites (comparez aussi le nombre de organofluorines naturels connus, 30, à celle de composés organochlorés, 2150), de sorte qu'ils ne sont pas commercialement importante source de fluor.

La possibilité de petites quantités de fluor gazeux dans les cristaux a été débattue depuis de nombreuses années. Une forme de fluorite, antozonite, a une odeur suggestive de fluor quand on les écrase. Le minéral a aussi une couleur noir foncé, peut-être de calcium libre (non lié au fluorure). En 2012, une étude a rapporté la détection de traces (0,04% en poids) de fluor diatomique antozonite. Il a été suggéré que le rayonnement des petites quantités d'uranium dans les cristaux avaient causé le fluor libre défauts.

Histoire

Smelting illustration du Agricola de De re metallica, où fluorite a été décrite pour la première

Le mot "fluor" dérive de la tige latine de la principale source minérale, fluorite, qui a été d'abord mentionné en 1529 par Georgius Agricola, qui l'a décrit comme un flux-un additif qui permet de minerais à l'état fondu et les scories pendant la fusion. Fluorite pierres ont été appelés dans les schone Flusse allemande de l'époque. Agricola, écrit en latin, mais décrivant l'industrie du 16ème siècle, a inventé plusieurs centaines de nouveaux termes latins. Pour les pierres schone de Flüsse, il a utilisé les fluo nominaux latine, "flux", parce qu'ils ont fait minerais métalliques flux Lorsque dans un incendie. Après Agricola, le nom pour le minéral a évolué pour spath fluor (encore couramment utilisée), puis à la fluorite.

Certaines sources affirment que la première production d'acide fluorhydrique était par Heinrich Schwanhard, un coupeur de verre allemand, en 1670. Une étude révisée par des pairs des écrits de Schwanhard, cependant, ne ont montré aucune mention spécifique de la discussion fluorite et seulement d'un acide très fort. Il a été émis l'hypothèse qu'il se agissait probablement de l'acide nitrique ou l'eau régale, tous deux capables de gravure sur verre doux. Andreas Sigismund Marggraf a enregistré la première préparation de l'acide fluorhydrique en 1764 quand il a chauffé la fluorine avec de l'acide sulfurique en verre, qui a été fortement corrodé par le produit. En 1771, le chimiste suédois Carl Wilhelm Scheele répété cette réaction. Scheele a reconnu le produit de la réaction comme un acide, qu'il a appelé "Fluss-guêtres-Syran" (spath fluor à l'acide); en anglais, il était connu comme "l'acide fluorhydrique". En 1810, le physicien français André-Marie Ampère a suggéré que l'acide était un composé d'hydrogène, avec un élément inconnu, analogue au chlore. Fluorine a ensuite été montré pour être essentiellement composé de fluorure de calcium.

Sir Humphry Davy origine a suggéré le nom de fluor, prenant la racine du nom de "l'acide fluorhydrique» et le suffixe -ine, similaire à d'autres halogènes. Ce nom, avec des modifications, est venu à la plupart des langues européennes. (Grec, russe, et plusieurs autres langues utilisent le nom ftor ou des dérivés, qui a été suggéré par Ampère et provient de la φθόριος grec (de phthorios), ce qui signifie «destructrice».) Le nom New latine (de fluorum) a donné l'élément son symbole actuel , F, bien que le symbole Fl est vu au début de papiers. Le symbole Fl est maintenant utilisé pour la super-lourds élément Flérovium .

En raison de son extrême réactivité, fluor élémentaire n'a pas été isolé que de nombreuses années après la caractérisation de la fluorite. Progrès à isoler le fluor élémentaire a été lente parce que son électrolytique préparation a été difficile à faire, et parce que le gaz réagit avec la plupart des matériaux. La génération de fluor élémentaire se est avérée exceptionnellement dangereuse, tuant ou aveuglante plusieurs premiers expérimentateurs. Jean Dussaud référence à ces hommes comme des «martyrs de fluor», un terme encore utilisé.

Edmond Frémy pensait que passer un courant électrique à travers l'acide fluorhydrique pur pourrait fonctionner. Auparavant, le fluorure d'hydrogène ne était disponible dans une solution aqueuse. Frémy donc mis au point un procédé de production de fluorure d'hydrogène anhydre en acidifiant bifluorure de potassium (KHF _2). Malheureusement, le fluorure d'hydrogène pur ne est pas passé un courant électrique.

Henri Moissan, le fluor découvrir

Chimiste français Henri Moissan, autrefois l'un des élèves de Frémy, a continué la recherche. Après avoir essayé de nombreuses approches différentes, il a construit la tentative antérieure de Frémy en combinant bifluorure de potassium et de fluorure d'hydrogène. La solution résultante menée électricité. Moissan également construit équipements spécialement résistant à la corrosion: récipients fabriqués à partir d'un mélange de platine et d'iridium (plus chimiquement résistant que le platine pur) avec des bouchons de fluorine. Après 74 années d'efforts déployés par de nombreux chimistes, le 26 Juin 1886, Moissan rapporté l'isolement du fluor élémentaire. Le rapport de Moissan à l'Académie française de faire le fluor a montré appréciation pour l'exploit:

On peut en effet faire diverses hypothèses sur la nature du gaz libéré; le plus simple serait que nous sommes en présence de fluor

Moissan tard conçu un appareil moins coûteux pour la fabrication de fluor: équipements de cuivre revêtu de fluorure de cuivre. En 1906, deux mois avant sa mort, Moissan a reçu le prix Nobel de chimie pour son isolement de fluor ainsi que l'invention de la Four à arc électrique.

Pendant les années 1930 et 1940, les Société DuPont commercialisé composés organofluorés à grande échelle. Après des essais de chlorofluorocarbures que les réfrigérants par des chercheurs General Motors, DuPont a développé la production à grande échelle de Fréon-12. DuPont et GM ont formé une coentreprise en 1930 pour commercialiser le nouveau produit; en 1949 DuPont a repris l'entreprise. Fréon se est avéré être un succès de marché, rapidement remplacer plus tôt, plus toxique, réfrigérants et croissante du marché global pour les réfrigérateurs de cuisine.

En 1938, le polytétrafluoroéthylène (téflon) a été découvert par hasard par un doctorat DuPont récemment embauché, Roy Plunkett. En travaillant avec un cylindre de tétrafluoroéthylène, il était incapable de libérer le gaz, bien que le poids ne avait pas changé. Raclant le conteneur, il a trouvé flocons blancs d'un un polymère, nouveau dans le monde. Les tests ont montré la substance était résistant à la corrosion de la plupart des substances et avait une meilleure stabilité de la température élevée que tout autre plastique. Au début de 1941, un programme d'urgence faisait quantités commerciales.

Le Projet de Manhattan K-25 usine de diffusion gazeuse à Oak Ridge, Tennessee

Productions à grande échelle de fluor élémentaire ont commencé pendant la Seconde Guerre mondiale. Allemagne a utilisé l'électrolyse à haute température pour produire des tonnes de le trifluorure de chlore, d'un composé prévu pour être utilisé comme un incendiaire. Le Projet Manhattan aux Etats-Unis ont produit encore plus de fluor pour une utilisation dans séparation de l'uranium. Gazeux l'hexafluorure d'uranium a été utilisé pour séparer l'uranium-235, une importante nucléaire explosive, de la plus lourde l'uranium-238 en centrifugeuses et usines de diffusion. Parce que l'hexafluorure d'uranium libère de petites quantités de fluor corrosifs, les usines de séparation ont été construites avec des matériaux spéciaux. Tous les tuyaux ont été revêtus de nickel; les articulations et les parties flexibles sont fabriqués à partir de Teflon.

En 1958, un gestionnaire de la recherche dans l'entreprise DuPont Teflon, Bill Gore, a quitté la société en raison de son unwillingess de développer l'isolation téflon fil revêtement. Le fils de Gore Robert trouvé un procédé permettant de résoudre le problème fil de revêtement et la société WL Gore and Associates est né. En 1969, Robert Gore a développé une membrane PTFE expansé qui a conduit à la grande Gore-tex affaires en vêtements imperméables respirant. La société a développé de nombreuses autres utilisations de PTFE.

Dans les années 1970 et 1980, les préoccupations développés sur le rôle chlorofluorocarbones jouent dans l'endommager couche d'ozone. En 1996, presque toutes les nations avaient interdit réfrigérants chlorofluorocarbones et la production commerciale cessé. Fluor a continué à jouer un rôle dans la réfrigération si: hydrochlorofluorocarbones (HCFC) et hydrofluorocarbones (HFC) ont été développés comme réfrigérants de remplacement.

Industrie et applications

Le marché mondial des produits chimiques fluorés était d'environ 16 milliards de dollars par année à compter de 2006. Historiquement, l'industrie a connu une croissance de quelques pour cent par an et est prévu de le faire dans l'avenir. Bien que la demande fluoré contractée pendant la récession mondiale de 2008-2009, l'industrie a été prédit pour atteindre 2,6 millions de tonnes par an d'ici 2015.

Le plus grand marché est aux États-Unis. Europe de l'Ouest est le deuxième plus grand. Asie-Pacifique est la région la plus forte croissance de la production. La Chine en particulier a connu une croissance importante en tant que marché fluoré et devenir un producteur d'eux ainsi.

Minière fluorite (la principale source de fluor) a été estimé en 2003 à être une industrie $ 550,000,000, extraire 4,5 millions de tonnes par an. La plupart des minerais doivent être traitées de concentrer la fluorite des autres minéraux par divers procédés de séparation par flottation. Cependant, seulement environ 1% de la fluorite extrait est jamais converti en fluor élémentaire.

la chaîne d'approvisionnement de l'industrie de fluor: sources majeures, intermédiaires et applications. Cliquez ici pour des liens vers des articles relatifs.

Les fluorures inorganiques

Fluorite extrait est séparé en deux catégories principales, avec une production à peu près égale de chaque Acidspar est au moins 97% CaF _2;. Metspar est la pureté beaucoup plus faible, de 60 à 85%. (Une petite quantité de l'intermédiaire, la céramique, la qualité est également faite.)

Metspar est utilisé presque exclusivement pour la fonte du fer. Acidspar est principalement converti en acide fluorhydrique (par réaction avec de l'acide sulfurique). Le HF résultante est principalement utilisé pour produire organofluorides et cryolithe synthétique.

Environ 3 kg (6,5 lb) de fluorine de qualité metspar, ajoutés directement au lot, sont utilisés pour chaque tonne d'acier fait. Les ions fluorure de CaF ₂ inférieure de la température de la masse fondue et viscosité (faire le runnier liquide). La teneur en calcium a un avantage tangentiel pour éliminer le soufre et le phosphore, mais d'autres additifs tels que la chaux sont encore nécessaires. Metspar est similaire utilisé dans la production de fonte et d'autres alliages contenant du fer.

Fluorine de la note acidspar est utilisé directement comme additif pour des céramiques et des émaux, des fibres de verre et verre opacifié et le ciment, ainsi que dans le revêtement extérieur de baguettes de soudage. Acidspar est principalement utilisé pour la fabrication de l'acide fluorhydrique, qui est un produit chimique intermédiaire pour la plupart des composés contenant du fluor. Usages directs importants de HF comprennent décapage (nettoyage) de l'acier, craquage des alcanes dans l'industrie pétrochimique, et la gravure du verre.

Aluminium processus de fusion: cryolithe (un fluorure) est nécessaire pour dissoudre l'oxyde de alumnium.

Un tiers des HF (un sixième de fluor extrait) est utilisé pour faire cryolithe synthétique ( hexafluoroaluminate de sodium) et le trifluorure d'aluminium. Ces composés sont utilisés dans l'électrolyse de l'aluminium. Environ 23 kg (51 lb) sont nécessaires pour chaque tonne d'aluminium. Ces composés sont également utilisés comme un flux de verre.

Fluorosilicates sont les prochaines fluorures inorganiques les plus importants formés à partir de HF. La plus courante, celle du sodium, est utilisé pour la fluoruration de l'eau, comme intermédiaire pour la synthèse de la cryolite et du tétrafluorure de silicium, et pour le traitement des effluents dans les blanchisseries.

MgF ₂ et, dans une moindre mesure, d'autres difluorures alcalino-terreux sont des matériaux optiques spécialisés. Difluorure de magnésium est largement utilisé comme un revêtement antireflet pour les lunettes et l'équipement optique. Le composé est également un composant nouvellement élaborés dans les constructions ( métamatériaux d'index négatives) qui font l'objet de la recherche "d'invisibilité". Les structures en couches peut courbe de lumière autour des objets.

D'autres fluorures inorganiques faites en grandes quantités comprennent difluorure de cobalt (pour la synthèse de organofluoré), le nickel difluorure (électronique), le fluorure de lithium (un flux), le fluorure de sodium (la fluoration de l'eau), le fluorure de potassium (flux), et du fluorure d'ammonium (divers). Le sodium et le potassium bifluorures sont importants pour l'industrie chimique.

Fluorocarbones

Faire fluorures organiques est la principale utilisation de l'acide fluorhydrique, consommant plus de 40% de celui-ci (plus de 20% de tous fluorite extrait). Dans organofluorides, gaz réfrigérants sont encore le segment dominant, consommant environ 80% de HF. Même si les chlorofluorocarbures sont largement interdits, les réfrigérants de remplacement sont souvent d'autres molécules fluorées. Les fluoropolymères sont moins d'un quart de la taille des gaz réfrigérants en termes d'utilisation de fluor, mais se développent plus rapidement. Fluorés sont un petit segment de la masse, mais sont importants sur le plan économique en raison des prix très élevés.

Les gaz frigorigènes

Traditionnellement, les chlorofluorocarbures (CFC) étaient le produit chimique organique fluoré prédominante. Les CFC sont identifiés par un système de numérotation qui explique la quantité de fluor, de chlore, de carbone et de l'hydrogène dans les molécules. Le terme Fréon a été familièrement utilisé pour les CFC et les molécules halogènes similaires, bien que strictement parlant ce est juste un nom de marque DuPont, et de nombreux autres producteurs existe. Marque une terminologie neutre est d'utiliser "R" comme préfixe. CFC éminents inclus R-11 ( trichlorofluorométhane), le R-12 ( dichlorodifluorométhane), et le R-114 ( 1,2-dichlorotétrafluoroéthane).

Un système d'extinction au halon dans la salle des machines d'un navire

La production de CFC a fortement augmenté dans les années 1980, principalement pour la réfrigération et la climatisation, mais aussi pour les propulseurs et solvants. Depuis l'utilisation finale de ces matériaux est interdit dans la plupart des pays, cette industrie a diminué de façon spectaculaire. En ce début de 21e siècle, la production de CFC était inférieure à 10% du milieu des années 1980 de pointe, avec le reste de l'utilisation principalement comme intermédiaire pour d'autres produits chimiques. L'interdiction des CFC initialement déprimé la demande globale de fluorite mais 21e siècle la production de la source minérale a retrouvé son niveau des années 1980.

Hydrochlorofluorocarbones (HCFC) et les hydrofluorocarbures (HFC) servent désormais de remplacements pour les réfrigérants CFC; quelques-uns ont été fabriquées commercialement avant 1990. Actuellement, plus de 90% de fluor utilisé pour les produits biologiques va dans ces deux classes (en quantités à peu près égales). HCFC importants incluent R-22 ( chlorodifluorométhane) et le R-141b ( 1,1-dichloro-1-fluoroéthane). Le HFC principal est le R-134a ( Le 1,1,1,2-tétrafluoroéthane).

Un bromofluoroalkane, "halon" ( bromotrifluorométhane) est encore largement utilisé dans navires et des aéronefs gazeux systèmes d'extinction d'incendie. Parce que la production Halon a été interdite depuis 1994, les systèmes sont tributaires des magasins avant l'interdiction et sur le recyclage.

Fluoropolymères

Les polymères fluorés sont à moins de 0,1% de tous les polymères produits en terme de poids. Ils sont plus chers et ont des taux de croissance supérieurs à la moyenne des polymères. Comme d'environ 2006-2007, les estimations de la production mondiale de fluoropolymère variaient de plus de 100 000 à 180 000 tonnes métriques par année. Les estimations annuelles de revenus allaient de plus de 2,5 milliards de dollars à plus de 3,5 milliards de dollars.

PTFE (polytétrafluoroéthylène) est de 60-80% de la production de polymère fluoré dans le monde sur une base de poids. Le terme est parfois utilisé Teflon générique de la substance, mais est une marque DuPont producteurs de PTFE nom-autre existent et DuPont utilise parfois la marque Téflon pour les autres matériaux. PTFE tire son fluor sans qu'il soit nécessaire pour le gaz de fluor: chloroforme (trichlorométhane) est traitée avec HF pour faire chlorodifluorométhane (R-22, HFC); ce produit chimique lors marques chauffées tétrafluoroéthylène (TFE abrégé), le point de départ de PTFE.

La plus grande demande de PTFE est en l'isolation électrique. Ce est un excellent diélectrique et chimiquement très stable. Il est également largement utilisée dans l'industrie des procédés chimiques où la résistance à la corrosion est nécessaire: dans les tuyaux de revêtement, dans des tubes, et joints. Une autre utilisation majeure est tissu architectural (fibre de verre de tissu recouvert de PTFE utilisé pour les toits des stades et autres). La principale application du consommateur est ustensiles antiadhésifs.

Les principales applications de PTFE
PTFE diélectrique séparant base et métallique extérieure dans un câble coaxial spécialité	Première marque Teflon poêle, 1961	L'intérieur de la Tokyo Dome. Le toit est en fibre de verre revêtus de PTFE et gonflable.

Lorsque étiré avec une secousse, films de PTFE rend une amende pores Membrane: PTFE expansé ( ePTFE). Le terme «Gore-tex» est parfois utilisé de manière générique pour ce matériau, mais ce est un nom de marque spécifique. WL Gore ne est pas le seul producteur de ePTFE et en outre "Gore-tex" se réfère souvent à plus compliquée membranes multicouches ou tissus laminés. ePTFE est utilisé dans les vêtements de pluie, vêtements de protection et de liquides et des filtres à gaz. PTFE peut également être formé en des fibres qui sont utilisés dans pomper l'emballage (phoques) etfiltres sac des maisons pour les industries avec les échappements corrosifs.

Autres polymères fluorés ont tendance à avoir des propriétés similaires à résistance chimique PTFE-élevée et de bonnes propriétés diélectriques, qui conduit à utiliser dans l'industrie des procédés chimiques et de l'isolation électrique. Ils sont plus faciles à travailler avec (pour former dans des formes complexes), mais sont plus chers que PTFE et avoir une stabilité thermique plus faible. éthylène propylène fluoré (FEP) est la deuxième fluoropolymère le plus produit. Films de deux polymères fluorés différents servent de verre-remplacements dans les cellules solaires.

Structure microscopique de ePTFE ("Gore-Tex")

Fluorés ionomères sont des matériaux coûteux, résistants aux produits chimiques utilisés comme membranes dans certaines cellules électrochimiques. Nafion, développés dans les années 1960, a été le premier exemple et demeure le matériau le plus important dans la classe. La demande initiale était Nafion comme un matériau de pile à combustible dans les vaisseaux spatiaux. Depuis lors, le matériau a été de transformer les 55 millions de tonnes par an industrie du chlore-alcali; il remplace les cellules à base de mercure dangereux avec des cellules membranaires qui sont aussi plus économes en énergie. Alors que les centrales plus anciennes de la technologie continuent de courir, de nouvelles usines utilisent typiquement des cellules membranaires. En 2002, plus d'un tiers de la capacité mondiale de l'industrie était à la membrane cellulaire en fonction. Récemment, la demande de pile à combustible a réapparu; recherche important est en cours et les investissements effectués liés à l'obtention des cellules à membrane échangeuse de protons (PEM) de carburant dans les véhicules.

Elastomères fluorés sont des substances de type caoutchouc qui sont composés de mélanges de polymères fluorés réticulés. Viton est un exemple bien connu. Résistant aux produits chimiques joints toriques sont la principale application. Fluoroélastomères ont tendance à être plus rigides que des élastomères conventionnels, mais avec une résistance chimique et thermique supérieure.

Tensioactifs

Goutte d'eau sur un tissu traité avec un agent tensioactif fluoré

Tensioactifs fluorés sont de petites molécules organiques fluorés, utilisés principalement dans DWR (déperlant durable). Fluorés forment un grand marché, plus de 1 milliard de dollars par an à partir de 2006. Scotchgard est une marque de premier plan, avec plus de 300 millions de dollars de recettes en 2000. Les tensioactifs fluorés sont des produits chimiques coûteux, comparables à des produits chimiques pharmaceutiques: 200-2000 $ par kilogramme (90 à 900 $ la livre ).

Fluorés font une très petite partie de l' ensemble du marché de surfactant, la plupart de ce qui est à base d'hydrocarbure et beaucoup moins cher. Certaines applications potentielles (par exemple des peintures à faible coût) sont incapables d'utiliser fluorés en raison de l'impact de prix de compoundage même de petites quantités de fluoré. Utilisation dans les peintures était seulement d'environ 100 millions de dollars de 2006.

DWR est une finition (revêtement très mince) mis sur les tissus qui les rend légèrement la pluie résistant, qui fait eau perle. D'abord développé dans les années 1950, fluorés étaient de 90% de l'industrie en 1990. DWR DWR est utilisé avec des tissus de vêtements, tapis, et les emballages alimentaires. DWR est appliquée aux tissus par "immersion-compression-dry" (immersion dans un bain DWR-eau, l'eau sous pression sur, puis séchage).

Le gaz fluoré

Pour les pays ayant des données disponibles (les pays de marché libre), environ 17.000 tonnes de fluor sont produites par an par 11 entreprises, toutes G7-résident. Le fluor est relativement peu coûteux, coûtant environ US $ 5-8 par kilogramme (2-4 $ la livre) lorsqu'il est vendu sous forme d'hexafluorure d'uranium ou de l'hexafluorure de soufre. En raison des difficultés de stockage et de manutention, le prix du gaz de fluor pur est beaucoup plus élevé. Processus exigeant de grandes quantités de gaz de fluor généralement intégrer verticalement et produisent du gaz sur place pour une utilisation directe.

La plus grande demande de fluor élémentaire est la préparation d'hexafluorure d'uranium, qui est utilisé dans la production de combustibles nucléaires. Pour obtenir le composé, de dioxyde d'uranium est d'abord traité avec de l'acide fluorhydrique pour produire le tétrafluorure d'uranium. Ce composé est ensuite fluoré par exposition directe au fluor gaz pour faire l'hexafluorure. Phénomène naturel monoisotopique de fluor rend utile dans l'enrichissement d'uranium, car les molécules d'hexafluorure d'uranium seront une différence de masse seulement à cause de différences de masse entre l'uranium 235 et l'uranium-238. Ces différences de masse sont utilisés pour séparer l'uranium 235 et de l'uranium 238 par l'intermédiaire de la diffusion et la centrifugation. Jusqu'à 7000 tonnes par an de fluor gazeux sont utilisés pour cette application.

SF₆transformateurs à un chemin de fer de Russie

La deuxième plus grande demande pour le gaz de fluor est l'hexafluorure de soufre, qui est utilisé comme milieu diélectrique dans les stations de commutation à haute tension. SF ₆ gaz a une rigidité diélectrique beaucoup plus élevé que l'air. Il est extrêmement inerte et, par rapport à l'appareillage rempli d'huile, n'a pas de PCB (un produit chimique dangereux). L'hexafluorure de soufre est également utilisé dans des fenêtres insonorisées, dans le secteur de l'électronique, ainsi que les applications médicales et militaires niche. Le composé peut être faite sans l'aide de gaz de fluor, mais la réaction entre le soufre pur et du fluor gazeux pur, d'abord développé par Moissan, reste la pratique commerciale. Environ 6.000 tonnes par an de gaz de fluor sont consommés.

Plusieurs composés à base de fluor élémentaire servent l'industrie de l'électronique. Rhénium et de tungstène hexafluorures sont utilisés pour le dépôt chimique en phase vapeur de films minces métalliques sur les semi-conducteurs. Tétrafluorométhane, est utilisé pour la gravure par plasma à semi-conducteurs de fabrication, plat production de panneau d'affichage, et les systèmes microélectromécaniques fabrication. trifluorure d'azote est de plus en plus utilisés pour le nettoyage du matériel à des usines de fabrication d'affichage . Fluor élémentaire, elle-même, est parfois utilisé pour le nettoyage du matériel.

Pour faire organofluorines de niche et de produits pharmaceutiques contenant du fluor, fluoration directe est généralement trop difficile à contrôler. Préparation de fluorinators de résistance intermédiaires à partir du gaz de fluor résout ce problème. L'halogène fluorures ClF ₃ , BrF ₃ et SI ₅ fournir fluoration doux, avec une série de points forts. Ils sont également plus faciles à manipuler. Le tétrafluorure de soufre est utilisé notamment pour la fabrication Pharmacueticals fluorés.

États-Unis et scientifiques de l'espace soviétique au début des années 1960 ont étudié fluor élémentaire comme un possible propulseur de fusée en raison de la plus élevée impulsion spécifique générée lorsque le fluor remplacé l'oxygène dans la combustion. Les expériences ont échoué parce que le fluor avéré difficile à manipuler, et de son produit de combustion (typiquement de fluorure d'hydrogène) était extrêmement toxique et corrosif.

La production de gaz de fluor

salle de cellule de fluor à F2 Chemicals, Preston, en Angleterre.

Les producteurs commerciaux de fluor gazeux continuent à utiliser la méthode de l'électrolyse au point par Moissan, avec quelques modifications dans la conception de la cellule. En raison de la corrosivité du gaz, matériaux de confinement spéciales et précautions d'emploi sont nécessaires. Voies chimiques à la forme élémentaire ont été publiés en 1986.

Synthèse électrolytique

Plusieurs milliers de tonnes de fluor élémentaire sont produites annuellement par électrolyse de bifluorure de potassium dans du fluorure d'hydrogène. Formes de bifluorure de potassium spontanément à partir de fluorure de potassium et le fluorure d'hydrogène:

HF + KF → KHF₂

Un mélange ayant la composition approximative KF • 2HF fondant à 70 ° C (158 ° F) et est électrolysée entre 70 ° C et 130 ° C (160-265 ° F). Bifluorure de potassium augmente la conductivité électrique de la solution et fournit l'anion bifluorure, ce qui libère du fluor à l'anode (la partie négative de la cellule). Si HF seul est électrolysée, des formes d'hydrogène à la cathode (partie positive de la cellule) et les ions fluorures restent en solution. Après l'électrolyse, le fluorure de potassium reste en solution.

2 HF₂ ^-→ H₂+ F ↑₂↑ + 2 F^-

Plusieurs autres aspects biologiques de fluor existent. Le fluorure est largement utilisé pour la prévention des caries dentaires. Dans le secteur pharmaceutique et l'agrochimie, le fluor voit utilisation croissante dans les nouvelles molécules. Poisons contenant du fluor sont bien connues pour tuer les insectes et les rongeurs et les très rares organismes qui intègrent fluor dans leur biochimie faire pour faire en sorte poisons naturels. Les deux isotopes radioactifs de fluor et naturels sont importants dans les applications de numérisation respectifs. perfluorocarbures porteurs d'oxygène présentent une possibilité pour l'homme de la respiration liquide.

Soins dentaires

Ions fluorures dans le contact avec les dents ont été longtemps pensé pour limiter cavités en tournant la formation de la hydroxyapatite de dents en moins fluorapatite soluble. Les études les plus up-to-date de ne montrent aucune différence dans les niveaux de caries entre les dents avec l'émail fluorée à des degrés divers, tandis que les faibles niveaux de fluorure dans le liquide plaque et la salive font certainement aider à combattre les caries précoces. Le processus d'absorption de fluorure ne fonctionne que par contact direct ( de traitement topique). Ions fluorure qui sont avalés ne bénéficient pas les dents.

Le traitement topique de fluorure au Panama

La fluoration de l'eau est la plus contrôlée de fluorure à un approvisionnement public en eau pour réduire la carie dentaire. Son utilisation a commencé dans les années 1940, après des études d'enfants dans une région où l'eau est fluorée naturellement. Il est maintenant utilisé pour environ les deux tiers de la population des États-Unis sur les systèmes publics de l'eau et pour environ 5,7% de la population mondiale. Bien que la meilleure preuve disponible montre pas d'association avec des effets indésirables autres que la fluorose (dentaire et, dans le pire des cas, squelettiques), dont la plupart est doux, la fluoration de l'eau a été controversée pour l'éthique, la sécurité, et des raisons d'efficacité, et de l'opposition à la fluoration de l'eau existe en dépit de son soutien par les organismes de santé publique. Les avantages de la fluoration de l'eau ont diminué récemment, probablement en raison de la disponibilité de fluorure dans d'autres formes, mais sont encore mesurables, en particulier pour les groupes à faible revenu. Les revues systématiques en 2000 et 2007 a ​​montré une réduction significative de cavités dans les enfants associés à la fluoration de l'eau.

Le fluorure de sodium, de l'étain difluorure, et, le plus souvent, le monofluorophosphate de sodium, sont utilisés dans dentifrice. En 1955, le premier dentifrice au fluorure a été introduit, aux États-Unis. Maintenant, presque tous dentifrice dans les pays développés est fluorée. Par exemple, 95% de pâte dentifrice contenant du fluorure européen. Gels et mousses sont souvent conseillés pour les groupes de patients particuliers, en particulier ceux qui subissent une radiothérapie à la tête (de patients atteints de cancer). Le patient reçoit une demande de quatre minutes d'une grande quantité de fluorure. Vernis existent qui remplissent une fonction similaire, mais plus rapidement appliquée. Le fluorure est également contenue dans ordonnance et sans ordonnance et les bains de bouche est un composant de trace d'aliments fabriqués à partir de fluoration de l'eau.

Médicaments

Prozac: une de plusieurs médicaments contenant du fluor notables

Plusieurs produits pharmaceutiques importants contiennent du fluor. Parmi les médicaments commercialisés, déjà 20% contient un atome de fluor, comme un seul atome de celui-ci améliore la réactivité chimique de la molécule de médicament utilisé.

En raison de la grande stabilité de la liaison carbone-fluor, de nombreux médicaments sont fluoré à retarder leur métabolisme (en tournant dans une autre molécule, le procédé chimique sous-jacente est la façon dont les médicaments agissent). Cela prolonge leurs demi-vies et permet des temps plus longs entre le dosage et l'activation. Par exemple, un cycle aromatique peut ajouter à éviter le métabolisme d'un médicament, mais cela pose un problème de sécurité, car certains composés aromatiques sont métabolisés dans l'organisme en toxiques époxydes par l'organisme de natif enzymes. substituant un atome de fluor dans un para la position, cependant, protège le noyau aromatique et empêche l'époxyde de se produire.

Ajout de fluor organiques biologiquement actives augmente leur caractère lipophile (capacité à se dissoudre dans les graisses), parce que la liaison carbone-fluor est encore plus hydrophobe que la liaison carbone-hydrogène. Cet effet augmente souvent d'un médicament en raison de la biodisponibilité accrue pénétration de la membrane cellulaire. Bien que le potentiel du fluor à libérer un fluorure en tant que groupe partant dépend de sa position dans la molécule, organofluorides sont généralement très stables, étant donné que la liaison carbone-fluor est forte.

Fluor trouvent aussi leurs utilisations dans communs minéralocorticoïdes, une classe de médicaments qui augmentent la pression sanguine . Ajout d'un fluor augmente à la fois son pouvoir médical et les effets anti-inflammatoires. Contenant du fluor fludrocortisone est l'un de ces médicaments les plus communs. dexaméthasone et la triamcinolone, qui sont parmi les plus puissants de la synthèse liées corticostéroïdes classe de médicaments, contiennent du fluor ainsi.

Plusieurs généraux inhalésagents anesthésiques inhalés, y compris les agents les plus couramment utilisés, contiennent également du fluor. Des exemples comprennent sévoflurane,desflurane etl'isoflurane, qui sontdérivés hydrofluorocarbures.

Beaucoup Antidépresseurs ISRS sont organiques fluorés, y comprisle citalopram,l'escitalopram etla fluoxétine.fluoroquinolones sont une famille couramment utilisée deantibiotiques à large spectre.

Plusieurs structures moléculaires des produits pharmaceutiques contenant du fluor

Lipitor (atorvastatine)	5-FU (fluorouracile)	Florinef (Fludrocortisone)	Isoflurane

L'agrochimie et poisons naturels

Afrique du Sud de gifblaar est l'un des rares organismes qui rend les composés de fluor.

On estime que 30% des composés agrochimiques contiennent du fluor. La plupart d'entre eux sont des poisons, mais quelques-uns de stimuler la croissance à la place. La poursuite de l'utilisation de produits agrochimiques de fluor est dit compter sur l'amélioration de la réaction de synthèse (en abaissant les coûts soulevées par teneur en fluor) et le niveau de la chimie verte compte (fluorés sont plus respectueux de l'environnement).

Synthétique fluoroacétate de sodium a été utilisé comme insecticide, mais est particulièrement efficace contre les parasites de mammifères. Le nom de «1080» se réfère au nombre de catalogue de poison, qui est devenu son nom de marque. Fluoracétate est similaire à l'acétate, qui a un rôle central dans le cycle de Krebs (un élément clé du métabolisme cellulaire). Fluoracétate stoppe le cycle et provoque des cellules d'être privé de l'énergie. Plusieurs autres insecticides contiennent du fluorure de sodium, qui est beaucoup moins toxique que le fluoroacétate. Actuellement, le composé est interdite. Un autre agrichemcial important est trifluraline. Il était une fois très important (par exemple, en 1998, plus de la moitié de la superficie des États-Unis de champ de coton a été revêtu avec les substances chimiques); cependant, ses propriétés cancérogènes suspectés causé certains pays d'Europe du Nord pour l'interdire en 1993. Actuellement, l'ensemble de l'Union européenne a elle interdit, mais il y avait un cas destiné à annuler la décision.

Les produits agrochimiques utilisés actuellement utilisent une autre tactique: au lieu d'être toxiques eux-mêmes, ils pénètrent dans le métabolisme de ne pas affecter directement, mais se transformer en composés toxiques effectivement. Par exemple, les insectes nourris de 29 fluorostigmasterol produire fluoroacétates d'elle. Si un atome de fluor est transférée vers une cellule du corps, il bloque le métabolisme à la position occupée.

Organofluorines biologiquement synthétisés ont été trouvés dans des micro-organismes et les plantes, mais pas chez les animaux. L'exemple le plus courant est fluoroacétate, avec une molécule de poison actif commerciale identique à "1080". Il est utilisé en tant que défense contre les herbivores par au moins 40 plantes vertes en Australie, le Brésil et l'Afrique; d'autres organofluorines biologiquement synthétisés comprennent ω-fluoro acides gras , et la fluoro- 2-fluorocitrate. Chez les bactéries, l'enzyme adénosyl-synthase fluorure, ce qui rend la liaison carbone-fluor, a été isolé. La découverte a été présenté comme pouvant conduire à des itinéraires biologiques pour la synthèse organique fluoré.

Balayage

L'ensemble du corps PET scan utilisant le fluor-18

Composés contenant du fluor-18, un isotope radioactif qui émet des positons, sont souvent utilisés dans la tomographie par émission de positons (TEP), car la demi-vie de l'isotope de l'ordre de 110 minutes est longue par rapport aux normes positron-émetteur. Un tel produit radiopharmaceutique est le 2-désoxy-2- ( ¹⁸ F) fluoro-D-glucose (génériquement dénommés fludésoxyglucose), généralement abrégé en tant que ¹⁸ F-FDG, ou simplement FDG. Dans l'imagerie par TEP, FDG peut être utilisé pour asessing métabolisme du glucose dans le cerveau et pour l'imagerie de tumeurs cancéreuses. Après injection dans le sang, le FDG est absorbé par les tissus "FDG-avides" avec un besoin élevé de glucose, comme le cerveau et la plupart des types de tumeurs malignes. tomographie, souvent assisté par un ordinateur pour former un PET / CT (CT signifie) machine "de tomographie par ordinateur", peut alors être utilisée pour diagnostiquer ou surveiller le traitement de cancers, notamment la maladie de Hodgkin, cancer du poumon et le cancer du sein.

Fluor naturel est monoisotopique, composé uniquement de fluor-19. Les composés fluorés sont extrêmement sensibles à la résonance magnétique nucléaire (RMN), parce que le fluor-19 a un spin nucléaire de ½, un haut moment magnétique nucléaire, et un haut rapport gyromagnétique. Les composés fluorés ont typiquement une RMN rapide relaxation, ce qui permet l'utilisation d'étalement rapide pour obtenir un rapport signal-sur-bruit similaire à un atome d'hydrogène spectres RMN-1. Le fluor-19 est couramment utilisé dans l'étude RMN du métabolisme, les structures des protéines et des changements conformationnels. En outre, les gaz fluorés inertes ont le potentiel d'être un outil pas cher et efficace pour la ventilation imagerie du poumon.

recherche sur les transports de l'oxygène

Fluorocarbones liquides ont une très grande capacité pour la tenue de gaz en solution. Ils peuvent contenir plus d'oxygène ou de dioxyde de carbone que le sang fait. Pour cette raison, ils ont suscité l'intérêt en cours liée à la possibilité de sang artificiel ou de la respiration liquide.

modèle générée par ordinateur de nanocristal de perflubron (rouge) et de la gentamicine (blanc, un antibiotique)

substituts sanguins sont l'objet de recherches parce que la demande pour les transfusions sanguines croît plus vite que les dons. Dans certains scénarios, le sang artificiel peut être plus commode ou sécuritaire. Parce que les fluorocarbones ne se mélangent normalement pas avec de l'eau, ils doivent être mélangés dans des émulsions (petites gouttelettes d'hydrocarbure perfluoré en suspension dans l'eau) pour être utilisés comme du sang. Un tel produit, Oxycyte, a été à travers les premiers essais cliniques.

Utilisations médicales possibles de la respiration liquide (qui utilise un liquide de perflurocarbon pur, pas une émulsion d'eau) impliquent une assistance pour les bébés prématurés ou pour les victimes de brûlures (parce que la fonction pulmonaire normale est compromise). Les deux remplissage partiel des poumons et le remplissage complet des poumons ont été envisagées, bien que seul le premier a des tests significatifs chez les humains. Plusieurs tests sur les animaux ont été réalisées et certaines partielles essais de ventilation liquides humains. Un effort, par Alliance Pharmaceuticals, a atteint les essais cliniques, mais a été abandonné en raison de l'avantage insuffisant par rapport à d'autres thérapies.

Nanocristaux représentent une méthode possible de délivrer des médicaments solubles dans l'eau ou de graisse dans un fluide perfluoré. L'utilisation de particules est en cours d'élaboration pour aider les bébés traiter avec des poumons endommagés.

Autres applications postulées incluent plongée sous-marine et Voyage espace, les applications qui permettrait à la fois besoin d'une ventilation liquide totale, pas de ventilation partielle. Le film 1989 The Abyss a montré une utilisation fictive de perfluorocarbone pour la plongée humaine mais aussi filmé un vrai rat survivre tout refroidi et immergé dans perfluorocarbone. (Voir aussi liste des traitements fictifs de la respiration perfluorocarbone.)

Risques

fluor gazeux et ion fluorure

Signes de danger États-Unis pour le fluor transporté commerce

Fluor élémentaire est hautement toxique. Delà d'une concentration de 25 ppm, le fluor provoque une irritation importante tout en attaquant les yeux, les voies respiratoires, les poumons, le foie et les reins. A une concentration de 100 ppm, les yeux et le nez humains sont gravement endommagés.

Fluorures solubles sont modérément toxique. Pour fluorure de sodium, la dose létale pour les adultes est de 5 à 10 g, ce qui équivaut à 32 à 64 mg de fluorure élémentaire par kg de poids corporel. La dose qui peut conduire à des effets néfastes sur la santé est d'environ un cinquième de la dose létale. Consommation excessive chronique de fluorure peut conduire à la fluorose squelettique, une maladie des os qui affecte des millions en Asie et en Afrique.

L'ion fluorure est facilement absorbé par l'estomac et les intestins. Ingéré formes fluorure acide fluorhydrique dans l'estomac. Sous cette forme, le fluorure traverse les membranes cellulaires et se lie alors avec le calcium et interférer avec différentes enzymes. Le fluorure est excrété par l'urine. Les limites d'exposition au fluorure sont basées sur des tests d'urine qui a déterminé la capacité du corps humain pour se débarrasser de fluorure.

Historiquement, la plupart des cas d'empoisonnement au fluorure ont été causés par l'ingestion accidentelle d' insecticides contenant du fluorure inorganique, Actuellement, la plupart des appels aux centres antipoison pour possible empoisonnement au fluorure proviennent de l'ingestion de dentifrice contenant du fluorure. Dysfonctionnement des équipements de fluoration de l'eau a eu lieu à plusieurs reprises, y compris un incident de l'Alaska, qui a touché près de 300 personnes et tué un.

Acide hydrofluorique

brûlures de HF, pas évidents jusqu'à un jour après

L'acide fluorhydrique est un poison de contact et doit être manipulé avec un soin extrême, bien au-delà qui est accordé à d'autres acides minéraux. En raison de sa moindre dissociation chimique dans l'eau (reste d'une molécule neutre), le fluorure d'hydrogène pénètre dans le tissu plus rapidement que les acides typiques. L'intoxication peut se produire facilement à travers l'exposition de la peau ou des yeux, ou en cas d'inhalation ou d'ingestion. Les symptômes de l'exposition à l'acide fluorhydrique peuvent ne pas être immédiatement évident, avec un retard de 8 heures, 50% de HF et jusqu'à 24 heures si la concentration est plus faible. Le fluorure d'hydrogène interfère avec la fonction nerveuse, ce qui signifie que les brûlures peuvent pas initialement être douloureux. Expositions accidentelles peuvent passer inaperçues, retarder le traitement et l'augmentation de l'étendue et de la gravité de la blessure. Si la brûlure a été initialement remarqué, puis HF doivent être lavés avec un puissant jet d'eau pour les dix à quinze minutes, pour empêcher sa pénétration dans le corps. Les vêtements utilisés par la personne brûlée peuvent aussi présenter un danger.

Une fois dans le sang, le fluorure d'hydrogène réagit avec le calcium et le magnésium, ce qui entraîne un déséquilibre électrolytique, l'arythmie cardiaque, et potentiellement, la mort. Formation de insoluble fluorure de calcium provoque éventuellement les deux une baisse de calcium sérique et la douleur associée à la forte toxicité tissulaire. Dans certains cas, les expositions peuvent conduire à une hypocalcémie. Burns, avec des zones de plus de 160 cm ² (25 à ² ) peuvent provoquer une toxicité systémique grave de toute interférence avec des niveaux sanguins de calcium et de tissus.

Exposition à l'acide fluorhydrique est souvent traitée avec du gluconate de calcium, une source de Ca ²⁺ qui se lie aux ions fluorure. brûlures de la peau peuvent être traitées avec un lavage à l'eau et du gel de gluconate de calcium à 2,5% ou solutions de rinçage spéciaux. Cependant, parce que HF est absorbé, le traitement médical est nécessaire; parfois l'amputation peut être nécessaire.

Les préoccupations environnementales

Atmosphère

Projection de la NASA de l'ozone stratosphérique au-dessus de l'Amérique du Nord, si les CFC avaient pas été interdits

Les chlorofluorocarbures (CFC) et bromofluorocarbones (BFC) ont été strictement réglementée par une série d'accords internationaux, le Protocole de Montréal, car ils appauvrissent la couche d'ozone. Il est le chlore et le brome à partir de ces molécules qui causent un préjudice, pas de fluor. En raison de la stabilité inhérente de ces molécules entièrement halogénés (qui les rend si ininflammable et utile), ils sont en mesure d'atteindre la partie supérieure de l'atmosphère, avant de se décomposer, puis relâchez le chlore et le brome pour attaquer la couche d'ozone à ces altitudes. Les prédictions sont que les générations seront tenus, même après l'interdiction des CFC, pour ces molécules à quitter l'atmosphère et de la couche d'ozone pour récupérer. Les premières indications sont que l'interdiction des CFC travaille-couche d'ozone a cessé et la récupération est en cours.

Hydrochlorofluorocarbones (HCFC) sont des remplacements actuels des CFC; HCFC ont environ un dixième de l'ozone endommager potentiel (ODP) des CFC. Ils ont été initialement prévues pour l'élimination d'ici 2030 dans les pays développés (2040 en sous-développée). En 2007, un nouveau traité a été signé par presque toutes les nations à se déplacer jusqu'à ce que l'élimination progressive de dix ans parce que les HFC, qui ont pas de chlore et donc zéro ODP, sont disponibles. Pendant ce temps, les HCFC individuelles avec le plus fort potentiel de appauvrissant anti-ozone sont progressivement supprimées en premier. Par exemple, en 2003, le HCFC-141b a été supprimée aux Etats-Unis par la réglementation Environmental Protection Agency. Beaucoup d'autres HCFC sont maintenant produites à une fraction de leur taux de production antérieurs.

gaz de fluorocarbone de toutes sortes (CFC, HFC, etc.) sont à effet de serre d'environ 4000 à 10 000 fois plus puissant que le dioxyde de carbone. L'hexafluorure de soufre présente un effet encore plus forte, environ 20 000 fois le potentiel de réchauffement planétaire de dioxyde de carbone.

Biopersistance

Grands dauphins ont élevés SPFO.

En raison de la force de la liaison carbone-fluor, organofluorines endurent dans l'environnement. L'acide perfluorooctanoïque (PFOA) et l'acide perfluorooctane (SPFO), utilisé dans les sprays imperméabilisants, sont des contaminants mondiaux persistants. Des traces de ces substances ont été détectées dans le monde entier, des ours polaires de l'Arctique à la population humaine mondiale. Une étude indique que les niveaux de SPFO dans la faune commencent à descendre en raison de la récente réduction de la production de ce produit chimique.

La distribution tissulaire de l'APFO chez l'homme est inconnue, mais des études chez les rats suggèrent qu'il est susceptible d'être présent principalement dans le foie, les reins et le sang. Dans l'organisme, l'APFO se lie à une protéine, l'albumine de sérum; il a été détecté dans le lait maternel et le sang de nouveau-nés. PFOA est pas métabolisé par le corps, mais est excrété par les reins.

Les effets potentiels sur la santé de PFOA ne sont pas claires. Contrairement hydrocarbures chlorés, le PFOA est pas lipophile (stockées dans la graisse), ni (gènes nuisibles) génotoxiques. Bien que les deux PFOA et le PFOS causer le cancer en grandes quantités chez les animaux, des études sur les humains exposés ont pas été en mesure de prouver un impact à des expositions actuelles. Les grands dauphins sont parmi les concentrations de SPFO les plus élevées de toute la faune étudiée; une étude suggère un impact sur ​​leurs systèmes immunitaires.

Parce que les systèmes biologiques ne métabolisent pas facilement molécules fluorées, les produits pharmaceutiques fluorés (souvent des antibiotiques et antidépresseurs) sont parmi les principaux organiques fluorés présents dans les eaux usées traitées de la ville et des eaux usées. Agrochimiques contenant du fluor sont mesurables dans les terres agricoles et le ruissellement des rivières à proximité.

Composés

Fluor droites ligands (a) ou plié (b) de pontage.

Seule commune de fluor état ​​d'oxydation est de -1. Avec d'autres atomes, des formes de fluor soit liaisons covalentes polaires ou des liaisons ioniques. Le plus souvent, des liaisons covalentes impliquant des atomes de fluor sont des liaisons simples, bien qu'il existe au moins deux exemples d'une obligation d'ordre supérieur. Le fluor peut agir comme un ligand de pontage entre les deux métaux dans certaines molécules complexes. Molécules contenant du fluor peuvent également présenter une liaison hydrogène. fluor a une chimie riche comprenant des composés inorganiques formés avec de l'hydrogène, les métaux, non-métaux, et même gaz nobles; ainsi que d'un ensemble diversifié de composés organiques.

Inorganique

Le fluorure d'hydrogène

HF et H2similitudes S
Points d'ébullition des halogénures d'hydrogène (en bleu) et chalcogénures d'hydrogène (en rouge): HF et H2O tendances de pause.	Point de HF / H de congélation2des mélanges O: les flèches indiquent composés à l'état solide.

Le fluor se combine avec l'hydrogène pour effectuer un composé (HF) appelé fluorure d'hydrogène ou, en particulier dans le contexte des solutions aqueuses, de l'acide fluorhydrique. Le type de liaison HF est l'un des rares capable de liaison hydrogène (créant des associations de clustering supplémentaires avec des molécules similaires). Cela influe sur divers aspects particuliers des propriétés de fluorure d'hydrogène. À certains égards, la substance se comporte plus comme de l'eau, également très sujettes à liaison hydrogène, que l'une des autres halogénures d'hydrogène tels que HCl.

Liaison hydrogène entre les molécules HF donne lieu à haute viscosité en phase liquide et inférieure à la pression prévue dans la phase gazeuse. Le fluorure d'hydrogène ne bout pas jusqu'à 20 ° C contrairement aux halogénures d'hydrogène les plus lourds qui bouillent entre -85 ° C et -35 ° C (-120 à 30 ° F). HF est complètement miscible avec l'eau (se dissout en toutes proportions), tandis que les autres halogénures d'hydrogène ont de grands écarts de solubilité à l'eau. Le fluorure d'hydrogène et l'eau forment également plusieurs composés à l'état solide, et plus particulièrement un mélange 1: 1 composé qui ne fond pas jusqu'à -40 ° C (-40 ° F), qui est de 44 degrés Celsius (79 degrés Fahrenheit) au-dessus du point de fusion de HF pur.

Contrairement à d'autres acides halohydriques, tels que l'acide chlorhydrique , l'acide fluorhydrique est seulement un acide faible en solution aqueuse, avec la constante de dissociation acide (pKa _une ) est égale à 3,19. La faiblesse de HF comme un acide aqueuse est paradoxal envisage comment polaire la liaison HF est, beaucoup plus que le lien dans HCl, HBr ou HI. L'explication pour le comportement est compliqué, ayant à voir avec diverses tendances de la grappe de formation de HF, l'eau et l'ion fluorure, ainsi que les questions thermodynamiques. Au grandes concentrations, une propriété appelée homoconjugaison est révélé. HF commence à accepter des ions fluorure, en formant des ions polyatomiques (par exemple le bifluorure, HF -
2 ) et des protons, ce qui augmente considérablement l'acidité du composé. L'acide fluorhydrique est également le plus fort des acides halohydriques dans de l'acide acétique et des solvants similaires. Son potentiel d'acidité caché est également révélé par le fait qu'il protone acides tels que l'acide chlorhydrique, sulfurique, nitrique ou. Malgré sa faiblesse, l'acide fluorhydrique est très corrosif, attaquant même verre (hydraté seulement).

Fluorure d'hydrogène se dissout à sec à faible valence fluorures métalliques facilement. Plusieurs fluorures moléculaires se dissolvent également dans HF. De nombreuses protéines et de glucides peuvent être dissous dans HF sec et peuvent être récupérés à partir de cela. La plupart des produits chimiques inorganiques non-fluorure réagissent avec HF plutôt que de se dissoudre.

fluorures de métal

fluorures métalliques ont des similitudes avec d'autres halogénures de métaux, mais sont plus ionique. A bien des égards, les fluorures de métaux se distinguent des autres halogénures métalliques (chlorures, bromures, iodures), très semblables les uns aux autres. Au lieu de cela, les fluorures sont plus semblables aux oxydes, ayant souvent collage et cristal structures similaires.

Les fluorures métalliques montrent les grandes tendances sur la base de la charge du métal. Métaux dans un état ​​d'oxydation +3 ou plus bas ont tendance à former des fluorures ioniques réfractaires. Métaux facturés 5 ou plus ont tendance à former des fluorures liés de façon covalente, des polymères ou molécules discrètes, et sont plus volatile. (Les tetrafluorides sont une zone de transition). Les variations de collage font que les fluorures métalliques peuvent être des solides, des liquides ou des gaz à température ambiante.

La solubilité des fluorures varie considérablement, mais a tendance à diminuer à mesure que la charge de l'ion de métal augmente. Fluorures dissous produisent des solutions de base. (F ^- est une base faible parce HF est un acide faible.) Comme hydroxydes, les fluorures peuvent être considérés comme de base, amphotère, et acide, avec la propriété d'acidité augmentant généralement avec l'état de d'oxydation du métal; un fluorure est une base beaucoup plus faible que un hydroxyde, cependant.

États d'oxydation faibles

Le fluorure de sodium: sodium (violet) et de fluorure (jaune) sontisoélectronique, mais le fluorure est plus grand parce que sa charge nucléaire est inférieur.

Les métaux alcalins forment monofluorides. Tous sont solubles et ont la structure de chlorure de sodium (le sel gemme), qui est également adopté par certains oxydes d'alcalino-terreux tels que CaO. Parce que l'anion fluorure est fortement basique, de nombreux fluorures de métaux alcalins forment des bifluorures de formule MHF ₂ . Ils donnent également hors du fluorure facilement lors de la réaction avec un acide. Entre autres monofluorides, seulement argent (I) et de thallium (I) les fluorures sont bien caractérisés. Les deux sont très solubles, contrairement aux autres halogénures de ces métaux. Un autre fluorure d'argent est de ce point une «demi-fluorure" (un subfluoride, composé contenant moins de saturation normale avec du fluor), formulé comme Ag ₂ F . Ce composé a été décrit comme ayant F ^- et inhabituels "Ag ^{½ +} centres ".

Contrairement aux monofluorides, les difluorures peuvent être soit soluble ou insoluble. Plusieurs difluorures de métaux de transition, tels que ceux de cuivre (II) et nickel (II), sont solubles. Les métaux alcalino-terreux forment difluorures qui sont insolubles. En revanche, les chlorures d'alcalino-terreux sont facilement solubles. L'insolubilité de fluorures alcalino-terreux provient de l'énergie haute treillis négatif de la commune dans la structure de la chimie de fluorite (adoptée par plusieurs dioxydes métalliques tels que CeO ₂ , UO ₂ , ThO ₂ , etc.), de sorte qu'il est plus favorable pour le solide pour rester solide plutôt que de se dissolvent, de sorte qu'ils sont insolubles (voir le tableau, notez les signes moins ignorés). Cependant, le fluorure de béryllium montre des différences frappantes d'autres fluorures d'alcalino-terreux, il suffit de béryllium est différente de celle d'autres métaux alcalino-terreux (qui tend à lier de manière covalente, de sorte BeF ₂ montre un caractère significatif covalente). Les composés a de nombreuses similitudes avec SiO ₂ (quartz): a principalement lié de façon covalente solide réseau, la formation de verres (sont difficiles à cristalliser), la même chambre structure cristalline de température lorsque cristallin, etc. Il est très soluble dans l'eau, à la différence des autres terres alcalines .

De nombreux métaux forment trifluorures, tels que le fer, le bismuth, les éléments de terres rares et les métaux de la colonne d'aluminium de la classification périodique. À ce stade, l'ionicité des fluorures commence à réduire, et l'acidité commence à croître, même si les composés sont encore solides ioniques, principalement faiblement basiques. Dans de nombreux cas, tandis que les trifluorures sont encore ionique, d'autres peuvent être trihalogénures volatile (par exemple, de l'aluminium ou de l'or). N est le trifluorure soluble dans l'eau, mais sont solubles dans plusieurs autres solvants.

Le tetrafluorides montrent un mélange de liaison ionique et covalente: zirconium, le hafnium, plus beaucoup des actinides former carrés-antiprismatique tetrafluorides ionique, haute-fusion. Le titane, le niobium et le vanadium sont tetrafluorides polymère, avec des points de fusion ou de décomposition inférieures à 400 ° C (de vanadium peut également disproportionnée à 100-120 ° C et à la trifluorure le pentafluorure). Beaucoup tetrafluorides des métaux de transition montrent structures inhabituelles intermédiaires entre covalente ionique et monomère (notamment tétrafluorure iridium avec les deux atomes de fluor partagées et non partagées). Ils ont généralement des points de fusion bas (osmium tétrafluorure de est, par exemple, 230 ° C) ou sont de faible stabilité (manganèse tétrafluorure décompose même à température ambiante). formes Germanium tétrafluorure molécules tétraédriques et est un gaz à température ambiante.

États d'oxydation élevés

penta métalliques et des fluorures supérieures sont tous liés de manière covalente et volatile. Ce comportement contraste avec les oxydes correspondants. L'oxygène est un oxydant plus faible et intrinsèquement plus susceptibles de former des liaisons covalentes, mais il ne se forme avec cinq molécules métaux ( heptoxyde manganèse, technétium heptoxyde, le tétroxyde de ruthénium, le tétroxyde d'osmium, iridium et tétroxyde). formes de fluor molécules parce que sa petite taille et la charge unique comme un ion permet entourant atomes de métal avec plusieurs atomes de fluor que l'oxygène boîte avec quinze métaux.

Structure de BiF₅(α-UF₅), une structure à une seule chaîne et l'emballage des chaînes.

Le plus élevé de fluorure de bismuth est un pentafluorure volatile qui est un agent de fluoration puissant. Dans l'état solide, il est polymère, composé de chaînes linéaires d'octaèdres partageant fluorures axiales. de bismuth pentavalent se comporte comme un acide et hexafluorobismuthate de formes, [BiF ₆ ] ^- , par réaction avec un donneur de fluorure, soit une forte (comme NaF) ou non (tels que XeF ₄ ), étant ainsi un acide. Niobium et de tantale pentafluorures, tandis thermiquement stable, sont également des acides forts et donc hydrolysent facilement. Ils sont vraiment moléculaire, en formant des molécules tétramères. Beaucoup de métaux qui forment fluorures plus élevés peuvent également former pentafluorures, mais ils peuvent être instables. Par exemple, osmium et ruthénium pentafluorures, tout en polymère, avoir une structure différente, et sont de faible stabilité (hydrolyser facilement, ne sont pas de l'état d'oxydation le plus élevé, ni l'un stable).

Les métaux qui font bien caractérisés hexafluorure comprennent neuf métaux dans le centre de la table périodique et trois actinides . A température ambiante, l'hexafluorure de tungstène est un gaz, l'hexafluorure de molybdène et le rhénium hexafluorure sont des liquides, et le reste sont des solides volatils. Métal hexafluorures sont oxydants en raison de leur tendance à se réduire: par exemple, l'hexafluorure de platine était le premier composé pour oxyder l'oxygène moléculaire et xénon. L'hexafluorure moins instable est celle d'osmium. Polonium forme également un hexafluorure, mais il est peu étudié.

Rhénium heptafluorure

Rhénium est le seul métal connu pour se lier avec sept fluorures dans le composé de métal à charge neutre, qui est le chargé-ligands nombre record. Rhenium heptafluorure peuvent être synthétisés à partir des éléments, et est relativement stable contre la chaleur. Chimiquement, il peut servir comme un acide non oxydant pour former l'anion correspondant, ref -
8 , ou avec des acides forts comme une base pour former un cation, ref +
6 . La molécule adopte une géométrie moléculaire de bipyramide pentagonale (qui devrait être partagée avec le heptafluorure actuellement inconnue mais peut-être possible d'iridium (rapport de synthèse est en cours de préparation), le technétium heptafluorure, et l'osmium heptafluorure).

Fluorures non métalliques

Le fluorures binaires non métalliques sont des composés volatils. Ils montrent une grande différence entre la période 2 et d'autres fluorures. Par exemple, éléments période de 2 éléments fluorures ne dépassent jamais l' octet de leurs atomes. ( Boron est une exception en raison de sa position spécifique dans le tableau périodique.) éléments Basse-période, cependant, peuvent former des molécules hypervalentes, comme le pentafluorure de phosphore ou l'hexafluorure de soufre. La réactivité de ces espèces varie grandement l'hexafluorure de soufre est inerte, tandis que le trifluorure de chlore est extrêmement réactif, mais il ya des tendances basées sur les emplacements de la table périodique.

Le trifluorure de bore est une molécule plane. Il ne comporte que six électrons autour de l'atome de bore central (et donc un octet incomplet), mais il accepte facilement une base de Lewis, en formant des produits d'addition avec des mono- paire contenant des molécules ou des ions tels que l'ammoniac ou un autre ion fluorure qui peut donner deux électrons pour compléter l'octet. Boron monofluorure est une molécule instable avec un (plus élevé que seule) liaison inhabituelle au fluor. L'ordre de liaison a été décrit comme 1.4 (intermédiaire entre une liaison simple et double). Il est isoélectronique avec N ₂ .

Lewis structures de diagramme dot montrent trois variantes formelles pour décrire la liaison en bore monofluorure.

Tétrafluorure de silicium, semblable à du tétrafluorure de carbone et de tétrafluorure de germanium, adopte une moléculaire tétraédrique structure. SiF ₄ est stable contre un échauffement ou une étincelle électrique, mais réagit avec l'eau (même de l'air humide), les métaux et alcalis, démontrant ainsi un faible caractère acide. Les réactions avec des composés organomagnésiens, les alcools, les amines et les composés d'adduction de l'apport en ammoniac. acide fluorosilicique, un dérivé de SiF ₄ , est un acide fort en solution aqueuse (ne pas exister sous forme anhydre).

Pnictogens (colonne de table périodique de l'azote) montrent des tendances très similaires dans la réactivité et de l'acidité des plus hauts fluorures (pentafluorures) et les plus communs (trifluorures), avec ladite propriété croissante sur le groupe: NF ₃ est stable contre l'hydrolyse, PF ₃ hydrolyse très lentement air humide, tandis que AsF ₃ hydrolyse complètement. SbF ₃ hydrolyse partiellement en raison du caractère ionique croissante de la liaison à un atome de fluor. Les composés sont faibles bases de Lewis, avec NF ₃ étant à nouveau une exception. Les pentafluorures de phosphore et d'arsenic sont beaucoup plus réactifs que les trifluorures; le pentafluorure d'antimoine est un acide fort tel qu'il détient le titre de l'acide de Lewis fort. L'azote est pas connue pour former un pentafluorure, bien que le cation tetrafluoroammonium ( NF +
4 ) dispose d'azote dans l'état d'oxydation formel de +5. monofluorure azote est une espèce métastables qui a été observé dans les études de laser. Il est isoélectronique avec O ₂ et comme BF, inhabituellement, a un ordre de liaison plus élevée que le fluor unique lié.

SF₄: L'insoliteforme en dents de scie est prédite parla théorie VSEPR.

Le chalcogènes (colonne de table périodique de l'oxygène) sont assez semblables: Les tetafluorides sont thermiquement instables et hydrolysent, et sont également prêts à utiliser leur seule paire pour former des adduits à d'autres fluorures (acides). Soufre et de sélénium sont tetrafluorides moléculaire tandis que TeF ₄ est un polymère. Les hexafluorures sont le résultat de fluoration directe des éléments (comparer: ne existent même d'autres hexahalides des éléments). Ils augmentent la réactivité avec le nombre atomique: SF ₆ est extrêmement inerte, SeF ₆ est moins noble (par exemple, réagit avec l'ammoniac à 200 ° C (400 ° F)), et TeF ₆ facilement hydrolyse pour donner un oxacide. Le plus élevé de fluorure de l'oxygène est le difluorure d'oxygène, le fluor, mais peut théoriquement (à partir de 2012) oxyder à un état ​​d'oxydation exceptionnellement élevé de +4 dans le fluorocation: DE +
3 .

Les halogènes bien caractérisés lourds (chlore, brome, et d'iode) toute forme mono-, tri- et pentafluorures: XF, XF ₃ et XF ₅ . Parmi les sept espèces neutres, ne heptafluorure d'iode est connu. Alors que chlore et de brome heptafluorides ne sont pas connus, les cations correspondants CLF +
6 et BRF +
6 , extrêmement oxydants puissants, sont. Astatine est pas bien étudié, et bien qu'il y ait un rapport d'un astatine monofluorure non-volatile, son existence est débattue. Beaucoup de fluorures d'halogènes sont fluorinators puissants. Trifluorure de chlore est particulièrement remarquable facilement fluoration-amiante et oxydes réfractaires et peut être encore plus réactif que le pentafluorure de chlore. Utilisé industriellement, ClF ₃ nécessite des précautions particulières similaires à ceux pour le gaz de fluor en raison de son agressivité et les risques pour les humains.

Superacides

Plusieurs acides minéraux importants contiennent du fluor. Ils sont généralement très forte en raison de la forte électronégativité du fluor. Un acide tel, acide fluoroantimonique (HSbF ₆ ), est l'acide le plus fort de charge neutre connu. La dispersion de la charge sur l'anion affecte l'acidité du proton solvaté (en forme de H ₂ F ⁺ ): Le composé a un très faible pK _une de -28 et 10 quadrillions (10 ¹⁶ ) fois plus fort que l'acide sulfurique pur. Acide fluoroantimonique est si forte qu'elle protone composés autrement inertes comme les hydrocarbures. Chimiste américano-hongrois George Olah a reçu le prix Nobel 1994 de chimie pour enquêter sur ces réactions.

Des composés de gaz rares

Les gaz rares sont généralement non réactif parce qu'ils ont entièrement rempli couches électroniques, qui sont extrêmement stables. Jusque dans les années 1960, aucune liaison chimique avec un gaz noble était connu. En 1962, Neil Bartlett utilisé hexafluorure de platine contenant du fluor à réagir avec du xénon. Il a appelé le composé il a préparé hexafluoroplatinate xénon, mais depuis lors, le produit a été révélé être un mélange de différents produits chimiques. Bartlett probablement synthétisé un mélange de monofluoroxenyl (II) pentafluoroplatinate, [XeF] ⁺ [PtF ₅ ] ^- , monofluoroxenyl (II) undecafluorodiplatinate, [XeF] ⁺ [Pt ₂ F ₁₁ ] ^- , et trifluorodixenyl (II) hexafluoroplatinate, [Xe ₂ F ₃ ] ⁺ [PtF ₆ ] ^- . La fluoration de Bartlett de xénon a été appelé une des dix plus belles expériences de l'histoire de la chimie. Plus tard en 1962, le xénon a été signalé à réagir directement avec du fluor pour former le di- et tetrafluorides. Depuis lors, les chimistes ont fait des efforts considérables pour former d'autres fluorures de gaz noble.

Xenon cristaux de tétrafluorure

Ayant commencé la classe noble des composés de fluor-gaz, le xénon est aussi le gaz noble d'avoir de tels composés les plus connus. Les composés binaires comprennent difluorure de xénon, le tétrafluorure de xénon et de l'hexafluorure de xénon, ainsi que leurs dérivés. Xenon forme plusieurs oxyfluorures, tels que le xénon oxydifluoride, XeOF ₂ , par réaction de tétrafluorure de xénon avec de l'eau. Son voisin supérieure, le krypton, est le seul autre pour former un composé bien établie: difluorure de krypton. Krypton tétrafluorure a été signalé en 1963, mais il a été démontré par la suite d'être une identification erronée; le composé semble être très difficile de synthétiser aujourd'hui (bien que même l'hexafluorure peut exister).

En forte selon les tendances périodiques, le radon est notamment plus réactif aux oxydants, y compris le fluor. Il a été montré à réagir aisément avec du fluor pour former un composé solide, ce qui est généralement considéré comme le difluorure de radon. La composition exacte est incertaine tant que le composé est sujette à la décomposition. Les calculs indiquent que le radon difluorure peut être ionique, contrairement à tous les autres fluorures de gaz nobles binaires.

Les gaz nobles légers (hélium d'argon) ne font pas de fluorures binaires stables. Formes de fluorure d'argon aucun binaire, mais réagit dans des conditions extrêmes avec du fluorure d'hydrogène pour former de l'argon fluorohydride; il est le seul composé d'argon "stable". L'hélium et le néon ne forment pas de composés chimiques stables du tout. Helium forme hélium fluorohydride; il a été montré à être instables en phase gazeuse, mais il existe des conditions particulières pour lesquelles il peut être stable. Enseigne lumineuse, l'élément le moins réactif, ne devrait maintenant pour former un composé stable capable de synthèse.

Ununoctium , le dernier connu actuellement groupe 18 élément , est prévu pour former difluorure ununoctium, UuoF ₂ et tétrafluorure ununoctium, UuoF ₄ , qui est susceptible d'avoir la géométrie moléculaire tétraédrique. Cependant, seulement quelques atomes de ununoctium ont été synthétisés, et ses propriétés chimiques ont pas été examinés.

Les plus hauts états d'oxydation: le fluor par rapport à l'oxygène

Le plus élevé de fluorure et d'oxyde de ruthénium

Pour groupes 1-5, 10, 13-16, les états d'oxydation plus élevés d'oxydes et de fluorures sont toujours égales. Les seules différences sont visibles dans le chrome, les groupes 7-9, le cuivre, le mercure et les gaz nobles. La fluoration permet éléments pour atteindre des états d'oxydation relativement faibles qui sont, cependant, difficile à réaliser. Par exemple, aucun oxyde binaire est connu pour le krypton, mais Difluorure de krypton est bien étudié. Dans le même temps, des états d'oxydation très élevées sont connues pour des espèces à base d'oxygène seulement. Pour les oxydes volatils mentionnés précédemment, il n'y a pas octafluorides hepta- ou correspondantes. (Par exemple, le ruthénium octafluoride est peu probable que jamais synthétisé, tandis que le tétroxyde de ruthénium a même trouvé une utilisation industrielle.) Le principal problème qui empêche la formation de fluor états les plus élevés dans covalente hepta et octafluorides est qu'il est difficile de fixer un tel grand nombre de ligands autour d'un seul atome; le nombre de ligands est divisée par deux en oxydes analogues. Cependant, les anions octafluoride, tels que le octafluoroiodate ( SI - 8 ), octafluorozirconate ( ZrF 4 8 ), et octafluoroxenate ( XeF 2- 8 ) des anions sont bien connues. Les états d'oxydation plus élevés peuvent être rare de la vie quotidienne, ou même l'utilisation industrielle. Par exemple, la synthèse de mercure tétrafluorure, le premier composé de parvenir à un état ​​d'oxydation supérieur à +2 pour un élément du groupe 12, brisant le 5d-shell rempli, montrant à nouveau l'importance des effets relativistes sur les éléments lourds, et d'alimenter le débat quant à savoir si le mercure , le cadmium et le zinc sont des métaux de transition, est produite à des températures cryogéniques et le composé se décompose aux températures de l'azote solide. Plus instable encore, la seule cobalt (V) espèces, l' CoF + 4 cation, n'a été observé que dans la phase de gaz (sans interactions avec d'autres atomes, donc pas de stabilité montré dans tout environnement chimique). La raison pour laquelle ces espèces instables existent est compliqué, mais peut être résumée comme suit sur ​​l'exemple de l'hypothétique NF 5 molécule: Selon les calculs modernes, cinq atomes de fluor et d'un des atomes d'azote peuvent théoriquement se disposer de différentes manières, comme NF 3 et F 2 , NF • 4 et F • , NF 5 , etc. Le NF 3 + F 2 système est de la plus petite de l'énergie (plus stable). Toutefois, si un NF 5 molécule a été synthétisée, elle devra passer par un état ​​transitoire à haute énergie, à partir de laquelle il pourrait se désintégrer en deux molécules. Mais puisque l'état de transition est plus élevé en énergie que la molécule hexatomique, la différence d'énergie aurait besoin d'être ajoutée pour atteindre l'état de transition et permettre ainsi la décadence. Cette énergie est appelée réaction barrière d'activation. (Le second mode de décroissance a une position analogique.) Ainsi, si on a ajouté peu d'énergie (basse température), puis le composé pourrait exister; cependant, la synthèse est un problème grave (non encore résolu). Organique Carbone-fluor liaison chimique des composés organofluorés est le lien le plus fort dans la chimie organique. Avec la faible polarisabilité des molécules, ce sont les facteurs les plus importants contribuant à la grande stabilité des organofluorines. La liaison carbone-fluor des molécules plus petites est formée de trois façons principales: fluor remplace un atome d'halogène ou un atome d'hydrogène, ou ajoute sur une liaison multiple. La réaction directe d'hydrocarbures avec du gaz de fluor peut être dangereusement réactive, de sorte que la température peut avoir besoin d'être abaissé, même à -150 ° C (-240 ° F). «porteurs de fluor sous forme solide", les composés pouvant libérer du fluor lors du chauffage, notamment le trifluorure de cobalt, peuvent être utilisés à la place, ou le fluorure d'hydrogène. Après la réaction, la taille de la molécule ne soit pas modifié de manière significative, que les éléments ont van der Waals très similaire rayons. Fluoration directe devient encore moins important quand il vient à organohalogènes ou composés insaturés réactions, ou quand un prefluorocarbon est souhaitée (puis électrolyse à base de HF est généralement utilisé). En revanche, les polymères fluorés sont formés par la polymérisation de radicaux libres; d'autres techniques utilisées pour les polymères d'hydrocarbures ne fonctionnent pas de cette façon avec du fluor. La gamme de composés organiques fluorés est diverse, reflétant la complexité inhérente de la chimie organique . Un grand nombre de petites molécules existent avec des quantités variables de substitution de fluor, ainsi que de nombreux polymères-recherche dans des domaines particuliers est entraîné par la valeur commerciale des applications. Certains fluorocarbones importants Perfluorodécaline (le trans isomère est représenté), un hydrocarbure perfluoré qui est liquide à la température ambiante. Son point d'ébullition à une température inférieure à sa analogique d'hydrocarbures, la décaline.