Fluor

Fluor is een scheikundig element met symbool F en atoomnummer 9. Het is een geelgroen halogeen. Vanwege de grote reactiviteit komt fluor in zijn elementaire vorm in de natuur niet voor.

Inhoud

1 Ontdekking
2 Toepassingen
3 Opmerkelijke eigenschappen
4 Verschijning
5 Isotopen
6 Toxicologie en veiligheid
7 Externe links

[bewerk] Ontdekking

Het vloeieffect van vloeispaat was al in 1529 beschreven door Gregorius Agricola. Bij toevoeging van sterk zuur aan vloeispaat ontstaat vloeizuur en al in 1670 ontdekte Schwandhard dat zo'n oplossing glas etste. Er werd daarna veel geëxperimenteerd met vloeizuur door Karl Wilhelm Scheele, Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac en Antoine Lavoisier, sommige met akelige gevolgen. Hoewel oplossingen van fluoriden en vloeizuur HF dus al lang uit vloeispaat bereid werden, heeft het vanwege de bijzonder reactieve aard van het element lang geduurd voordat Henri Moissan er in 1886 in slaagde het element te isoleren. De naam fluor is afkomstig van het Latijnse fluere dat vloeien of stromen betekent.

[bewerk] Toepassingen

In de organische chemie kan een fluor atoom voor vrijwel ieder waterstof atoom gesubstitueerd worden. Dat wil zeggen dat het aantal potentiële organische fluor verbindingen gigantisch groot is. Wanneer alle waterstof atomen door fluor vervangen worden (per-fluoridering) ontstaan verbindingen die bijzonder inert zijn. Sommige daarvan vinden wijdverspreid toepassing. Een goed voorbeeld is teflon, het per-fluor equivalent van polyetheen. Ook kleinere moleculen zoals chloorfluorkoolwaterstoffen (freon) of waterstoffluorkoolwaterstoffen worden veel toegepast. Vanwege de aantasting van de ozonlaag verschuift het gebruik van de chloorhoudende verbindingen meer naar de verbindingen zonder chloor.

Vloeizuur of waterstoffluoride (HF) is een matig sterk zuur, maar wel uiterst reactief. Het tast glas snel aan en wordt gebruikt voor het etsen ervan. Broompentafluoride BrF₅ is zo reactief dat het de zuurstof uit silicaten vrijmaakt. De grote reactiviteit wordt veroorzaakt door het feit dat fluor de grootste elektronegativiteit heeft van alle elementen. Het wordt gebruikt in de analyse van de zuurstof isotoop verhoudingen in geologische materialen (klei bijvoorbeeld). Het kan in nikkel bewaard worden omdat dit metaal een beschermende fluoridehuid ontwikkelt.

Fluoride is giftig, maar in kleine hoeveelheden ook een noodzakelijk sporen-element. Het emaille van de tand bestaat uit hydroxyapatiet kristallen met een schroefdislocatie in het midden. Deze kristallen zijn dus schroefvormig gegroeid. De as van de schroef is een zwakke plek waar door bacteriële werking tandbederf kan optreden. Wanneer fluoride ionen worden aangeboden in het drinkwater of in de tandpasta, hechten deze zich op de zwakke plek en blokkeren deze. Het gevolg is minder tandbederf.

[bewerk] Opmerkelijke eigenschappen

Het is een giftig en agressief geelgroen gas. De naam komt van Latijnse fluere of vloeien, naar het vloeispaat waar het in voorkomt. Bij toevoeging van fluoride aan oxidische materialen, bijvoorbeeld aluminiumoxide wordt het smeltpunt vaak veel lager en gaan zij gemakkelijker vloeien. Het is een halogeen en het meest reactieve en elektronegatieve van alle elementen. Het is een bijzonder sterke oxidator, die moeilijk te hanteren is omdat fluor met zo ongeveer alles reageert.

Het element heeft een bijzonder sterke neiging het ion F^- ion met de neon configuratie te vormen. Met waterstof reageert het explosief, maar metalen, glas en water branden met een heldere vlam in een stroom fluor gas. Het kan daarom niet in glazen vaten bewaard worden. Er vormt zich een gasvormig fluoride SiF₄. Met metalen vormen zich ook fluoriden waarvan vele -zoals de andere halogeniden- redelijk oplosbaar zijn in water.

[bewerk] Verschijning

Het element komt meest als fluoride vooral in een aantal mineralen voor zoals vloeispaat, cryoliet en fluoroapatiet.

[bewerk] Isotopen

Meest stabiele isotopen
Iso	RA (%)	Halveringstijd	VV	VE (MeV)	VP
¹⁸F	syn	109,77 m	EV	1,656	¹⁸O
¹⁹F	100	stabiel met 10 neutronen

Het enige fluorisotoop die in de natuur voorkomt is ¹⁹F. Het radioactieve isotoop ¹⁸F met een halfwaardetijd van 109,77 minuten kan alleen in nucleaire installaties worden vervaardigd.

[bewerk] Toxicologie en veiligheid

Zowel het element als vloeizuur (HF) moeten met grote omzichtingheid en kennis van zake behandeld worden. Contact met de huid moet strikt voorkomen worden. Vloeizuur vreet bij contact met de huid door tot op het bot, zonder dat onmiddellijk pijn wordt gevoeld, de pijn begint pas wanneer het veel te laat is voor een goede behandeling. Bij vermoeden van contact moet onmiddellijk medische hulp worden ingeroepen. Hoewel het mogelijk is met deze stoffen op verantwoorde wijze om te gaan (en er een aanmerkelijke industrie vloeibaar fluor bij de ton wordt vervoerd) vergt dat training en degelijke veiligheidsprocedures.