Fluoro

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ossigeno – fluoro – neon F Cl Tavola periodica Configurazione elettronica
Generale
Nome, Simbolo, N° Atomico			fluoro, F, 9
Serie chimica			alogeni
Gruppo, Periodo, Blocco			17 (VIIA), 2, p
Densità, Durezza			1,696 kg/m3 a 273K, nd
Colore			gas quasi incolore
Proprietà atomiche
Peso atomico			18,9984 uma
Raggio atomico			50 pm
Raggio covalente			71 pm
Raggio di van der Waals			147 pm
Configurazione elettronica			He2s22p5
e- per livello energetico			2, 7
Stato di ossidazione			-1 (acido forte) (+1 [1])
Struttura cristallina			Cubica
Proprietà fisiche
Stato di aggregazione			gas (non magnetico)
Punto di fusione			53,53 K, (-219,62 °C)
Punto di ebollizione			85,03 K, (-188,12 °C)
Volume molare			11,2 · 10-3  m3/mol
Calore di vaporizzazione			3,2698 kJ/mol
Calore di fusione			0,2552 kJ/mol
Pressione del vapore			nd
Velocità del suono			nd
Varie
Elettronegatività			3,98 (Scala di Pauling)
Capacità calorica specifica			824 J/(kg*K)
Conducibilità elettrica			nd
Conducibilità termica			0,0279 W/(m*K)
Energia di prima ionizzazione			1681,0 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione			3374,2 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione			6050,4 kJ/mol
Energia di quarta ionizzazione			8407,7 kJ/mol
Energia di quinta ionizzazione			11022,7 kJ/mol
Energia di sesta ionizzazione			15164,1 kJ/mol
Energia di settima ionizzazione			17868,0 kJ/mol
Energia di ottava ionizzazione			92038,1 kJ/mol
Nona energia di ionizzazione			106434,3 kJ/mol
Isotopi stabili
iso	NA	TD	DM	DE	DP
19F	99,762%	F è stabile con 10 neutroni
iso = isotopo NA = abbondanza in natura TD = tempo di dimezzamento DM = modalità di decadimento DE = energia di decadimento in MeV DP = prodotto del decadimento

Il fluoro è l'elemento chimico della tavola periodica degli elementi che ha come simbolo F, numero atomico 9 e peso atomico pari a 18,99840 uma. Dopo l’idrogeno (R_atomico = 0,30 Å) è l’atomo più piccolo (R_atomico = 0,557 Å) ed è anche l’elemento più elettronegativo della tavola periodica.

Il nome fluoro venne coniato da André-Marie Ampère e Sir Humphry Davy nel 1812 e deriva dai primi usi della fluorite come agente fondente (dalla parola latina fluere).

I sali di fluoro si chiamano fluoruri.

Il fluoro,a causa della sua elevata reattività, non si trova libero in natura, tranne che in piccole tracce nei materiali radioattivi. Si trova invece combinato con altri elementi che rappresentano circa lo 0,065% in peso della crosta terrestre. In natura, il fluoro si trova comunemente come ione fluoruro F^-, in particolarmente nella fluorite e nella fluorapatite

Come tutti gli alogeni si trova nel suo stato elementare come molecola biatomica F₂.Il fluoro elementare a temperatura ambiente è un gas di colore giallo pallido, poco più pesante dell’aria, tossico, estremamente aggressivo e di odore penetrante.

Il fluoro ha un unico isotopo naturale, il ¹⁹F. Artificialmente sono stati preparati altri isotopi radioattivi con peso atomico compreso tra 17 e 22, con un tempo di emivita che va dai 4 s per il ²²F ai 110 min per il ¹⁸F.

Indice 1 Caratteristiche 2 Storia 3 Applicazioni 4 Sintesi 5 Precauzioni 6 Note 7 Voci correlate 8 Altri progetti 9 Collegamenti esterni

[modifica] Caratteristiche

Il fluoro è un gas che condensa a –188 °C ad un liquido di colore giallo-arancio e solidifica a –220 °C a dare un solido giallo, per poi tornare bianco nella fase di transizione a –228 °C.

La bassa energia di legame di una molecola di fluoro (157,8 kJ/mol), la scarsa stabilità del legame F–F e l’elevata elettronegatività del fluoro atomico rendono il fluoro un potente gas ossidante. È il più reattivo ed elettronegativo di tutti gli elementi, forma composti con quasi tutti gli altri atomi inclusi i gas nobili formando XeF₂, XeF₄, XeF₆, XeOF₂, XeOF₄, XeO₂F₂, XeO₃F₂, XeO₂F₄ poiché stabilizza gli alti numeri di ossidazione.

Anche in condizioni di buio e bassa temperatura il fluoro reagisce in maniera esplosiva con l'idrogeno. In un getto di gas di fluoro vetro, metalli, acqua ed altre sostanze bruciano con una fiamma brillante. Il fluoro si trova sempre composto con altri elementi, specialmente silicati, per questo non può essere preparato o contenuto in recipienti di vetro. La reazione tra fluoro puro e composti organici è solitamente accompagnata da un’accensione o da una violenta esplosione della miscela, a causa del calore di reazione molto elevato. La reazione è accompagnata da frammentazione e polimerizzazione. La reazione fra fluoro e composti aromatici produce generalmente peci di degradazione, polimeri, composti insaturi instabili, derivati cicloesanici altamente fluorurati, ma non composti aromatici.

A temperature ordinarie, il fluoro reagisce energicamente con la maggior parte dei metalli a dare fluoruri. Un certo numero di metalli, tra cui l’alluminio, il rame, il ferro e il nichel formano un aderente e protettivo film superficiale costituito dal fluoruro del metallo corrispondente, consentendo così l’uso del metallo stesso nello stoccaggio e nella movimentazione del gas. Infatti il fluoro viene stoccato sotto forma di gas compresso, puro o diluito, in bombole da 40 litri caricate a 30 bar. Date le sue forti capacità ossidanti nei confronti dei metalli, è necessario che le bombole siano maneggiate con cura, pena il distacco del sottile strato di passivazione con conseguente incendio del metallo costituente la bombola.

Il fluoro reagisce con l’acqua e cattura un protone fomando il suo precursone (acido fluoridrico) e il difluoruro di ossigeno OF₂.In ambiente basico il difluoruro di ossigeno è lentamente ridotto a ossigeno e fluoro:

[modifica] Storia

Il fluoro (dal latino fluere che significa flusso o fluire), in forma di fluorite, venne descritto nel 1529 da Georigius Agricola per il suo uso come sostanza che favorisce la fusione di metalli o minerali. Nel 1670 Schwandhard scoprì che il vetro veniva inciso se esposto alla fluorite trattata con acido. Karl Scheele e molti altri ricercatori tra cui Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, e Louis Thenard condussero esperimenti con l'acido fluoridrico (alcuni dei quali finirono in tragedia).

Questo elemento non fu isolato fino a molti anni più tardi, a causa del fatto che quando viene separato da un composto attacca immediatamente i materiali delle apparecchiature con cui viene realizzata la sintesi.

Dopo almeno 74 anni di continui sforzi, il 26 giugno del 1886^[2], lo scienziato francese Henri Moissan isolò per la prima volta il fluoro elementare applicando un metodo originariamente proposto senza successo da Davey e Ampère nel 1810-1812. Moissan relizzò l'elettrolisi di acido fluoridrico anidro contenente tracce di potassio fluoruro in una cella di platino con elettrodi di platino-iridio ^[3].

Il gas nervino costituì il primo impiego di composti chimici fluorurati per scopi militari. Come molti gas velenosi, era in grado di rilasciare considerevoli quantità di fluoruro nell'organismo che portano ad un effetto bloccante sull'attività enzimatica e sul sistema nervoso centrale, generando danni a livello cerebrale (riduzioni del quoziente d'intelligenza e ritardi mentali), depressione polmonare e cardiaca (fino alla morte, se assunto in dosi eccessive).

Dalla sua scoperta, il fluoro elementare F₂, non venne prodotto in grandi quantità fino alla II guerra mondiale, quando si rivelò indispensabile nell'arricchimento dell'uranio.

[modifica] Applicazioni

In chimica organica il legame carbonio-fluoro è uno fra i legami chimici più forti. Questo fatto contribuisce in modo significativo all'elevata inerzia chimica tipica di queste molecole. A partire dagli anni 60 vengono commercializzati molti prodotti contenenti fluoro:

• plastiche a bassa frizione come il PTFE.
• manufatti polimerici non infiammabili ad alta resistività, ad esempio per le guaine dei cavi elettrici.
• plastiche trasparenti ad alto indice di rifrazione per le fibre ottiche polimeriche.
• lubrificanti per condizioni estreme ^[4], ad esempio quelli usati per lubrificare la sonda Mars Pathfinder o per lubrificare i dischi fissi dei moderni personal computer.
• liquidi refrigeranti come il freon. Gli idrofluoroclorocarburi sono usati massicciamente negli impianti di aria condizionata e nella refrigerazione. I clorofluorocarburi sono stati vietati per queste applicazioni perché sospettati di contribuire alla formazione del buco nell'ozono. Entrambe queste classi di composti sono potenti gas a effetto serra. Il fluoro viene usato per produrre nuovi refrigeranti a basso impatto ambientale quali gli idrofluoroeteri.
• Il fluoro è spesso un sostituto dell'idrogeno nei composti organici. Nei medicinali moltiplica l'efficacia terapeutica e contemporaneamente ritarda la metabolizzazione del principio attivo. Si stima che circa il 20% dei prodotti farmaceutici attualmente in commercio contenga uno o più atomi di fluoro^[5].
• Insieme agli altri alogeni è molto comune nelle sostanze anestetiche.
• L'acido fluoridrico (HF) è usato per incidere il vetro delle lampadine e di altri prodotti.
• nell'industria dei semiconduttori.
• Nelle membrane delle fuel cell, e nelle celle a membrana per la produzione di cloro.
• Nelle batterie Li-Ion e Li-Polyr
• Nella produzione dell'uranio (dall'esafluoruro). Il fluoruro di sodio è usato come base per la produzione di esafluoruro di uranio (UF₆), che, allo stato gassoso, viene centrifugato e fatto passare attraverso pareti semipermeabili, arricchendo in tal modo l'U naturale in ²³⁵U, che è l'isotopo fissile dell'uranio, l'uranio arricchito può essere utilizzato sia come combustibile per i reattori nucleari (arricchimento dell'8-10% per reattori moderati ad acqua) sia come massa critica per gli ordigni nucleari (arricchimento superiore al 50%). Questo processo tecnologico genera un rifiuto "speciale", il fluoro radioattivo, che è impossibile smaltire o trattare, e comporta una costosa gestione.
• Il fluoruro di sodio è stato usato come insetticida e a volte in combinazione con altri fluoruri come base per le pastiglie anticarie, per i dentifrici e i collutori.
• Alcuni ricercatori hanno studiato il gas di fluoro come possibile propellente per i razzi, a causa del suo impulso specifico eccezionalmente alto.
• Il fluoro-18, un isotopo estremamente instabile del fluoro-19, con tempo di decadimento di 110 minuti è usato in medicina nucleare per condurre esami PET, CT-PET e SPECT, per la sua caratteristica fondamentale, cioè di emettere positroni, ovvero anti-elettroni (e⁺) durante il decadimento beta⁺ che lo porta ad emettere inoltre neutrini e a trasformare l' eccesso di un protone in un neutrone, secondo la reazione

¹⁸F → ¹⁸O + e⁺ + ν,

[modifica] Sintesi

La sintesi moderna del fluoro è basata sul metodo originale di Henri Moissan. Come allora, il fluoro si ottiene per elettrolisi a partire da acido fluoridrico. La scarsa conducibilità elettrica di tale composto fa si che sia necessario utilizzare in pratica un sale misto KF * n HF con n variabile da 1 a 8. Aumentando progressivamente la percentuale di acido si riduce la temperature di fusione del sale misto da 250 a circa 65 °C. In tali condizioni operative l'acido fluoridrico viene mantenuto in fase liquida portando la cella a pressioni elevate. Per resistere all'azione corrosiva della miscela di fluoro e acido fluoridrico la cella è realizzata in monel, il catodo può essere di rame o di grafite mentre l'anodo è comunemente realizzato in nichel ^[6].

All'anodo si produce fluoro secondo la reazione

2F^- → F₂ + 2e^-

Al catodo invece si scarica idrogeno

2H⁺ + 2e^- → H₂

Nel 1986 Karl Christe ha scoperto una reazione di sintesi del fluoro non elettrochimica usando una soluzione di acido fluoridrico HF, K₂MnF₆, e antimonio pentafluoruro (SbF₅) a 150 °C ^[7]

K₂MnF₆ + 2SbF₅ → 2KSbF₆ + MnF₃ + ½F₂

Questa reazione è impraticabile su larga scala.

[modifica] Precauzioni

Il fluoro e l'acido fluoridrico devono essere maneggiati con grande attenzione e qualsiasi contatto con la pelle e gli occhi deve essere evitato.

Il fluoro ha un forte odore pungente rilevabile già a basse concentrazioni (20 ppb), simile a quello degli altri alogeni e paragonabile a quello dell’ozono .Esso è altamente tossico e corrosivo. È raccomandabile che l'esposizione massima giornaliera (TLV-TWA) sia di 1 parte per milione. La più bassa dose letale nota è 25 ppm ^[8]. L'esposizione continua al fluoro e ai suoi sali porta a fluorosi del tessuto osseo.

Procedure di sicurezza molto rigide permettono il trasporto di fluoro liquido o gassoso in grandi quantità.

[modifica] Note

1. ^ doi:10.1016/0022-1139(94)06008-A http://dx.doi.org/
2. ^ Greenwood Earnshaw: la chimica degli elementi, vol II
3. ^ R.E. Banks, D.W.A. Sharp e J.C. Tatlow: Fluorine: The First Hundred Years (1886-1986), Elsevier Sequoia, Lausanne and New York (1986)
4. ^ http://www.solvaysolexis.com
5. ^ Ann M. Thayer (5 June 2006). Fabulous Fluorine . Chemical & Engineering News 84 (23): 15-24. URL consultato il 17 January 2009.
6. ^ Kirk Othmer, Enciclopedia of Chemical Technology 4th Ed., vol.11, John Wiley& Sons
7. ^ K. Christe (1986). Chemical synthesis of elemental fluorine . Inorg. Chem. 25: 3721–3724. DOI:10.1021/ic00241a001.
8. ^ http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0289.html

[modifica] Voci correlate

• Fluorizzazione dell'acqua
• Fluoruro

[modifica] Altri progetti

• Wikimedia Commons contiene file multimediali su Fluoro
• Wikizionario contiene la voce di dizionario «fluoro»

[modifica] Collegamenti esterni

• Fluoridation Study Committee of the Town of Natick su www.fluoridation.com, sito che analizza gli effetti del fluoro sulla salute umana

v · d · m Tavola periodica degli elementi

H                                                             He Li Be   B C N O F Ne Na Mg   Al Si P S Cl Ar K Ca Sc   Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y   Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo Uue Ubn Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs Ubo Ube Utn Utu Utb Utt Utq Utp Uth Uts Uto Ute