Fluor

Eigenschappen

Fluor is een lichtgeel diatomisch gas. Het is een zeer reactief gas, dat bestaat als diatomische moleculen. Het is eigenlijk het meest reactieve element. Fluor heeft een zeer grote aantrekkingskracht op elektronen, omdat er één ontbreekt. Dit maakt het de krachtigste oxidator. Het kan elektronen onttrekken aan water (waardoor zuurstof ontstaat) en bij contact propaan doen ontbranden. Het heeft geen vonk nodig. Metalen kunnen in brand vliegen als ze in een fluorstroom worden geplaatst. Nadat het is gereduceerd door reactie met andere dingen, vormt het het stabiele fluoride-ion. Fluor is zeer giftig. Fluor bindt zeer sterk met koolstof. Het kan reageren met de niet-reactieve edelgassen. Het ontploft bij vermenging met waterstof. Het smeltpunt van fluor is -363,33°F (-219,62°C), het kookpunt is -306,62°F (-188,12°C).

Chemische verbindingen

Chemische verbindingen die fluor-ionen bevatten worden fluoriden genoemd. Fluor bestaat slechts in één oxidatietoestand: -1.

• Aluminiumfluoride
• Antimoontrifluoride
• Antimoonpentafluoride
• Arseen trifluoride
• Arseenpentafluoride
• Bismut(III) fluoride
• Bismut(V) fluoride
• Broomtrifluoride
• Broom pentafluoride
• Chloormonofluoride
• Chloortrifluoride
• Kobalt(II) fluoride
• Kobalt(III) fluoride
• Disulfur decafluoride
• Fluorwaterstofzuur, een oplossing van waterstoffluoride in water.
• Waterstoffluoride
• Jodiumtrifluoride
• Jodiumpentafluoride
• Jodiumheptafluoride
• Mangaan(II) fluoride
• Mangaan(III) fluoride
• Mangaan(IV) fluoride
• Kaliumfluoride
• Seleniumtetrafluoride
• Selenium hexafluoride
• Zilver(I) fluoride, bruin-geel
• Zilver(II)fluoride, zeer reactief, wit of grijs
• Natriumaluminiumfluoride, cryoliet
• Natriumfluoride
• Zwavelhexafluoride
• Zwaveltetrafluoride
• Tellurium(IV) fluoride
• Tellurium(VI) fluoride
• Thallium(I) fluoride
• Thallium(III) fluoride
• Tin(II) fluoride
• Tin(IV) fluoride
• Zinkfluoride

 

Voorval

Fluor komt als element niet voor op aarde; het is veel te reactief. Wel komen er verschillende fluoriden in de aarde voor. Wanneer calciumfosfaat met zwavelzuur reageert tot fosforzuur, ontstaat er wat fluorwaterstofzuur. Ook fluoriet kan met zwavelzuur reageren tot fluorwaterstofzuur. Fluoriet komt van nature voor op de aardkorst in rotsen, steenkool en klei.

 
Fluorietkristallen, het "erts" van fluor  

Bereiding

Fluor wordt gewoonlijk gemaakt door elektrolyse. Waterstoffluoride wordt opgelost in kaliumfluoride. Dit mengsel wordt gesmolten en er wordt een elektrische stroom doorheen geleid. Dit is elektrolyse. Aan de ene kant wordt waterstof geproduceerd en aan de andere kant fluor. Als de kanten niet gescheiden worden, kan de cel exploderen.

Iemand maakte in 1986 fluor zonder gebruik te maken van elektrolyse. Zij maakten mangaan(IV) fluoride met behulp van verschillende chemische verbindingen, waarbij fluorgas vrijkwam.

 

Gebruikt

Fluor wordt gebruikt om uranium te verrijken voor kernwapens. Het wordt ook gebruikt om zwavelhexafluoride te maken. Zwavelhexafluoride wordt gebruikt om dingen uit een spuitbus te persen. Het wordt ook gebruikt om geïntegreerde circuits te maken. Fluorverbindingen hebben vele toepassingen. Fluoride-ionen zitten in fluorverbindingen. Fluoride-ionen kunnen in tandpasta zitten. Sommige worden gebruikt in anti-aanbaklagen. Freonen bevatten fluor.

 

Veiligheid

Fluor is als element extreem reactief en giftig. Het kan met bijna alles reageren, zelfs met glas. Fluor is ook giftig.

Fluoride-ionen zijn enigszins giftig. Als te veel tandpasta met fluoride wordt gegeten, kan fluoridevergiftiging optreden. Fluoride is echter niet reactief.

 

Gerelateerde pagina's

• Categorie:Fluorverbindingen
• Lijst van gemeenschappelijke elementen
• Halogeen