Fluoro

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Fluoro
Aspetto
Aspetto dell'elemento
Fiala contenente fluoro a temperatura criogenica
Generalità
Nome, simbolo, numero atomico fluoro, F, 9
Serie alogeni
Gruppo, periodo, blocco 17 (VIIA), 2, p
Densità 1,696 kg/m³ a 273 K
Configurazione elettronica
Configurazione elettronica
Proprietà atomiche
Peso atomico 18,9984 amu
Raggio atomico (calc.) 50 pm
Raggio covalente 71 pm
Raggio di van der Waals 147 pm
Configurazione elettronica [He]2s22p5
e per livello energetico 2, 7
Stati di ossidazione −1 (acido forte) (+1[1])
Struttura cristallina cubica
Proprietà fisiche
Stato della materia gassoso (non magnetico)
Punto di fusione 53,53 K (−219,62 °C)
Punto di ebollizione 85,03 K (−188,12 °C)
Punto critico −129,01 °C a 5,172 MPa
Volume molare 11,2 × 10−3  m³/mol
Entalpia di vaporizzazione 3,2698 kJ/mol
Calore di fusione 0,2552 kJ/mol
Altre proprietà
Numero CAS 7782-41-4
Elettronegatività 3,98 (scala di Pauling)
Calore specifico 824 J/(kg K)
Conducibilità termica 0,0279 W/(m K)
Energia di prima ionizzazione 1681,0 kJ/mol
Energia di seconda ionizzazione 3 374,2 kJ/mol
Energia di terza ionizzazione 6 050,4 kJ/mol
Energia di quarta ionizzazione 8 407,7 kJ/mol
Energia di quinta ionizzazione 11 022,7 kJ/mol
Energia di sesta ionizzazione 15 164,1 kJ/mol
Energia di settima ionizzazione 17 868,0 kJ/mol
Energia di ottava ionizzazione 92 038,1 kJ/mol
Energia di nona ionizzazione 106 434,3 kJ/mol
Isotopi più stabili
iso NA TD DM DE DP
19F 99,762% 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
Simboli di rischio chimico

molto tossico corrosivo comburente gas compresso


frasi H: 330 - 270 - 314 - 280 - EUH071
consigli P: 260 - 280 - 244 - 220 - 304+340 - 303+361+353 - 305+351+338 - 315 - 370+376 - 405 - 403 [2]


Le sostanze chimiche
vanno manipolate con cautela

Avvertenze

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. Il fluoro è l'elemento più elettronegativo della tavola periodica; è l'unico elemento in grado di ossidare l'ossigeno.

Il termine "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 all'interno di fluoriti sottoposte a irraggiamento beta e gamma[3] [4]. Si trova invece combinato con altri elementi e rappresenta circa lo 0,065% in massa 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.

Caratteristiche[modifica | modifica sorgente]

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. Se investiti da 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 formando il suo precursore (acido fluoridrico) e il difluoruro di ossigeno OF2. In ambiente basico il difluoruro di ossigeno è lentamente ridotto a ossigeno e fluoro.

Storia[modifica | modifica sorgente]

Il fluoro (dal latino fluere che significa flusso o fluire), in forma di fluorite, venne descritto nel 1529 da Georg 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[5], 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 realizzò l'elettrolisi di acido fluoridrico anidro contenente tracce di potassio fluoruro in una cella di platino con elettrodi di platino-iridio [6].

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.

Applicazioni[modifica | modifica sorgente]

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 [7], 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[8].
  • Insieme agli altri alogeni è molto comune nelle sostanze anestetiche.
  • Come agente anti carie nei dentifrici e nei collutori[9].
  • 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 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
  • Il fluoro viene anche utilizzato come additivo in paraffine e scioline nello sci in condizioni di alta umidità.

Sintesi[modifica | modifica sorgente]

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 sì 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 [10].

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 pentafluoruro di antimonio (SbF5) a 150 °C [11]

K2MnF6 + 2SbF5 → 2KSbF6 + MnF3 + ½F2

Questa reazione è impraticabile su larga scala.

Precauzioni[modifica | modifica sorgente]

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 [12]. L'esposizione continua al fluoro e ai suoi sali porta a fluorosi del tessuto osseo e danni al sistema nervoso centrale.

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

Il ruolo preventivo del fluoro nella formazione della carie dentale fu rilevato nel 1939 da Gerard J. Cox, biochimico, che lavorava al Centro ricerche Mellon, famiglia prioprietaria della Alcoa. Il fluoro era un prodotto di scarto della produzione di alluminio per l'industria aeronautica in tempo di guerra, con costi di smaltimento elevati [13]. Dal 1940 in USA e Canada si diffonde la fluorazione delle acque, e l'impiego di dentifrici e collutori contenenti fluoro.

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ doi:10.1016/0022-1139(94)06008-A http://dx.doi.org/
  2. ^ scheda del fluoro su IFA-GESTIS
  3. ^ Stinky rocks hide Earth’s only haven for natural fluorine : Nature News & Comment
  4. ^ Occurrence of Difluorine F2 in Nature—In Situ Proof and Quantification by NMR Spectroscopy - Schmedt auf der Günne - 2012 - Angewandte Chemie International Edition - Wiley Onl...
  5. ^ Greenwood Earnshaw: la chimica degli elementi, vol II
  6. ^ 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)
  7. ^ Solvay Solexis
  8. ^ Ann M. Thayer, Fabulous Fluorine in Chemical & Engineering News, vol. 84, n. 23, 5 giugno 2006, pp. 15-24. URL consultato il 17 gennaio 2009.
  9. ^ ANDI (Associazione Nazionale Dentisti Italiani)
  10. ^ Kirk Othmer, Enciclopedia of Chemical Technology 4th Ed., vol.11, John Wiley& Sons
  11. ^ K. Christe, Chemical synthesis of elemental fluorine in Inorg. Chem., vol. 25, 1986, pp. 3721–3724. DOI:10.1021/ic00241a001.
  12. ^ NIOSH Document: Pocket Guide to Chemical Hazards: Fluorine | CDC/NIOSH
  13. ^ IL FLUORO FA MALE - Dentisti-Italia.it

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]

Voci correlate[modifica | modifica sorgente]

Altri progetti[modifica | modifica sorgente]

Collegamenti esterni[modifica | modifica sorgente]

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