تويت
الفلور
الفلور fluorine عنصر ذو خواص لا معدنية، وهو أحـد عناصر الفصيلة VIIA أو (17) في الدور الثاني. ويُطلق على عناصـر هذه الفصيلة اسم الهالوجينات[ر. الهالوجين]، وهي تشمل إضافة إلى الفلور كلاً من الكلور والبروم واليود والأستاتين.
عدده الذري 9، بنيته الإلكترونية: n9F:1s2 2s2 2p5
أي ينقصه إلكترون واحد حتى تصبح بنيته مثل بنية الغاز الخامل النيون، لذلك يشكل الأيون F- بإضافة إلكترون، أو يشكل رابطة مشتركة وحيدة.
وجوده في الطبيعة واستحصاله
لا يصادف الفلور حراً في القشرة الأرضية لأنه شديد النشاط الكيمياوي، وتبلغ نسبته في القشرة الأرضية (0.056%)، وتوضعاته مركـزة أهمها الفلوريت CaF2، والكريوليت Na3AlF6 والفلور أباتيت s3Ca(PO4)2.Ca(F,Cl)2. أما محتوى مياه البحر من أيون الفلور F- فمحدود لوجود أيونات الكلسيوم بتراكيز كبيرة، ولعدم انحلال فلوريد الكلسيوم في الماء.
النظير s19F هو النظير المستقر وهو الموجود في الطبيعة. أما النظير s18F فهو مشع وعمر نصفه 109.7 دقيقة وهو يستعمل للتقفي.
إن الفلور سبار CaF2 هو الفلز الرئيسي الذي يُستحصل منه الفلور. يستعمل هذا الفلز في الصناعات التعدينية. وقد لُوحظ، في القرن السابع عشر، أن الفلور سبار الصلب يصدر ضوءاً عندما يُسخَّن، ودعيت هذه الظاهرة الفلورة fluorescence. وعندما تبيَّن في بداية القرن التاسع عشر أن الفلور سبار يحوي عنصراً جديداً F، اقترح أمبير A.Ampere أن يسميه الفلور.
لم يُعزل الفلور إلا في عام 1886 على الرغم من أن اكتشافه كان عام 1812. ويعود السبب في ذلك إلى نشاطه الكيمياوي الشديد. وقد تم استحصاله على يد الفرنسي هنري مواسان Moissan وذلك بالتحليل الكهربائي لمصهور KF في HF اللامائي، ولا تزال هذه الطريقة مستعملة لاستحصاله حتى اليوم. وعملية الاستحصال هذه صعبة لأن F2 عامل مؤكسد قوي جداً، فهو يخرِّش الجهاز، ويتفاعل بشدة مع أي مادة أخرى. إضافة إلى ذلك، فإن F2 وH2 أي نواتج التحليل الكهربائي يتحدان مع بعضهما بصورة انفجارية، لذا يجب عزل أحدهما عن الآخر عزلاً تاماً.
يستعمل 55% من إنتاج الفلور في معالجة اليورانيوم لاستعماله وقوداً في المحطات النووية. مثال ذلك، يتفاعل أكسيد اليورانيوم مع حمض فلور الماء HF مكوّناً فلوريد اليورانيوم IV.
UO2 + 4HF (المائي) ® UF4 (صلب أسود) +h2 H2O (سائل)
ويؤكسد UF4 بالفلور مكوِّناً:
UF4 + F2 ® UF6
وUF6 صلب يتطاير بسرعة.
ويستعمل الفلور أيضاً في صنع التفلون Teflon الذي تطلى به سطوح أواني الطبخ حتى لا يلتصق بها الطعام، وفي صنع مركبات الكلوروفلوروكربون، مثل CCl2F2 الذي يستعمل مائعاً في البرادات والمكيِّفات. ويضاف أيون الفلور على هيئة NaF إلى مياه الشرب لمنع تسوس الأسنان. والكريوليت Na3AlF6، وهو المادة الرئيسية في صناعة معدن الألمنيوم، صار يستحصل صناعياً بدلاً من استخراجه من باطن الأرض. وفلوريد القصدير يستعمل ضميمة (مضافةً) إلى معاجين الأسنان، ويستخدم حمض فلور الماء (الهدروفلوريك) HF للحفر على الزجاج.
الفلـور غـاز أصفر شـاحـب. وزنـه الذري 18.998، درجـة حرارة انصهاره -220 ْس، درجة حرارة غليانه -188 ْس، كتلته الحجمية 1.7غ/ل، نصف القطـر الـذري 72 بيكومتر، نصف قطـر الأيـون 119:F - بيكومتر، الكهرسلبية (السالبية الكهربائية): 4 وفـق مقياس بولنغ، كمـون الإرجـاع القياسي X2 + 2e- ® 2X- يساوي 2.87، عدد الأكسدة -1، طاقة التأين 1681 كيلو جول/مول.
خواصه الكيمياوية
الفلور أنشط عناصر الجدول الدوري جميعاً، يعود هذا النشاط إلى ضعف الرابطة بين ذرتي الفلور في جزيئه F2، فالفلور يؤكسد المعادن جميعها ويكوِّن معها مركبات تدعى الفلوريدات. مثال ذلك فلوريد الصوديوم NaF وفلوريد الحديد FeF3 (III) ، كما يتفاعل مع باقي العناصر جميعاً باستثناء الأكسجين والآزوت والكلور والغازات الخاملة الخفيفة.
للفلور أكسيدان O2F2 وOF2.
الأكسيد OF2 غاز لا لون له ويُحصل عليه بفعل F2 على محلول NaOH:
2F2 + 2NaOH ® 2NaF + OF2 + H2O
والأكسيد OF2 نشيط كيمياوياً يتفاعل مع المعادن والكبريت والفسفور والهالوجينات مكوّناً فلوريدات وأكاسيد، ومع الماء مكوناً محلولاً معتدلاً، فهو ليس بلا ماء حمضياً.
والأكسيد O2F2 وهو جسم صلب نارنجي محمر، يستحضر بإمرار شرارة كهربائية في مزيج من الأكسجين والكلور تحت ضغط مخفَّف عند درجـة الحـرارة -165 ْس. وهو غير ثابت يتفكك إلى عناصره التي يتألف منها عند درجة الحرارة -95 ْس، وهي درجة حرارة غليانه.
من مركبات الفلور:
آ - فلوريد الهدروجين HF وهو غاز سام جداً لا لون له ينصهر عند الدرجة -83 ْس، ويغلي عند الدرجة 20 ْس، له رائحة واخزة ويدخِّن بشدة في الهواء الرطب، وهو شديد الانحلال في الماء وهو حمض ضعيف، ويحفظ في أوعية من النحاس لأنه يتفاعل بشدة مع الزجاج.
ب - الفلوريدات: فلوريد الليثيوم LiF وفلوريدات المعادن القلوية الترابية، وفلوريدات معادن الأتربة النادرة (زمرة اللنتانيوم) وهي ضعيفة الانحلال في الماء. ويدخل أيون الفلور في تشكيل معقدات كثيرة بعضها صيغته MXm- مثال ذلك SiF62- وبعضها الآخـر يكون فيها مرتبط ligand آخـر إضافة إلى الفلوريد مثال ذلك +[Co(NH3)4F2].
وتشكل فلوريدات المعادن أملاحاً حمضية مثال ذلك KHF2 وKH3F4.
جـ - الفلوريدات الجزيئية: تكون هذه المركبات عادة، طيارة باستثناء البوليمرات polymers مثال ذلك التفلون (-CF2-)m. ومعظم العناصر الكهرسلبية، والمعادن بدرجات الأكسدة العالية (5 أو6) تكوِّن فلوريدات جزيئية. وتختلف الفلوريدات الجزيئية بخواصها بعضها عن بعض حسب العنصر الآخر المتحد مع الفلور فيها.
د - مركبات ما بين الهالوجينات: يكوّن الفلور العديد من المركبات مع باقي عناصر فصيلته. مثال ذلك BrF, ClF وهما جزيئان قطبيان مكوّنان من ذرتين، أما F2 فهو غير قطبي. وهذه المركبات تتحلل بالماء بسرعة مقارنة مع سرعات تحلل الهالوجينات نفسها. ويكوّن الفلور أيضاً مركبات صيغها XFn. مثال ذلك BrF3 وIFn ويكون n عدداً فردياً وهي مواد ذات مغنطيسية عكسية.
هيام بيرقدار
الفلور fluorine عنصر ذو خواص لا معدنية، وهو أحـد عناصر الفصيلة VIIA أو (17) في الدور الثاني. ويُطلق على عناصـر هذه الفصيلة اسم الهالوجينات[ر. الهالوجين]، وهي تشمل إضافة إلى الفلور كلاً من الكلور والبروم واليود والأستاتين.
عدده الذري 9، بنيته الإلكترونية: n9F:1s2 2s2 2p5
أي ينقصه إلكترون واحد حتى تصبح بنيته مثل بنية الغاز الخامل النيون، لذلك يشكل الأيون F- بإضافة إلكترون، أو يشكل رابطة مشتركة وحيدة.
وجوده في الطبيعة واستحصاله
لا يصادف الفلور حراً في القشرة الأرضية لأنه شديد النشاط الكيمياوي، وتبلغ نسبته في القشرة الأرضية (0.056%)، وتوضعاته مركـزة أهمها الفلوريت CaF2، والكريوليت Na3AlF6 والفلور أباتيت s3Ca(PO4)2.Ca(F,Cl)2. أما محتوى مياه البحر من أيون الفلور F- فمحدود لوجود أيونات الكلسيوم بتراكيز كبيرة، ولعدم انحلال فلوريد الكلسيوم في الماء.
النظير s19F هو النظير المستقر وهو الموجود في الطبيعة. أما النظير s18F فهو مشع وعمر نصفه 109.7 دقيقة وهو يستعمل للتقفي.
إن الفلور سبار CaF2 هو الفلز الرئيسي الذي يُستحصل منه الفلور. يستعمل هذا الفلز في الصناعات التعدينية. وقد لُوحظ، في القرن السابع عشر، أن الفلور سبار الصلب يصدر ضوءاً عندما يُسخَّن، ودعيت هذه الظاهرة الفلورة fluorescence. وعندما تبيَّن في بداية القرن التاسع عشر أن الفلور سبار يحوي عنصراً جديداً F، اقترح أمبير A.Ampere أن يسميه الفلور.
لم يُعزل الفلور إلا في عام 1886 على الرغم من أن اكتشافه كان عام 1812. ويعود السبب في ذلك إلى نشاطه الكيمياوي الشديد. وقد تم استحصاله على يد الفرنسي هنري مواسان Moissan وذلك بالتحليل الكهربائي لمصهور KF في HF اللامائي، ولا تزال هذه الطريقة مستعملة لاستحصاله حتى اليوم. وعملية الاستحصال هذه صعبة لأن F2 عامل مؤكسد قوي جداً، فهو يخرِّش الجهاز، ويتفاعل بشدة مع أي مادة أخرى. إضافة إلى ذلك، فإن F2 وH2 أي نواتج التحليل الكهربائي يتحدان مع بعضهما بصورة انفجارية، لذا يجب عزل أحدهما عن الآخر عزلاً تاماً.
يستعمل 55% من إنتاج الفلور في معالجة اليورانيوم لاستعماله وقوداً في المحطات النووية. مثال ذلك، يتفاعل أكسيد اليورانيوم مع حمض فلور الماء HF مكوّناً فلوريد اليورانيوم IV.
UO2 + 4HF (المائي) ® UF4 (صلب أسود) +h2 H2O (سائل)
ويؤكسد UF4 بالفلور مكوِّناً:
UF4 + F2 ® UF6
وUF6 صلب يتطاير بسرعة.
ويستعمل الفلور أيضاً في صنع التفلون Teflon الذي تطلى به سطوح أواني الطبخ حتى لا يلتصق بها الطعام، وفي صنع مركبات الكلوروفلوروكربون، مثل CCl2F2 الذي يستعمل مائعاً في البرادات والمكيِّفات. ويضاف أيون الفلور على هيئة NaF إلى مياه الشرب لمنع تسوس الأسنان. والكريوليت Na3AlF6، وهو المادة الرئيسية في صناعة معدن الألمنيوم، صار يستحصل صناعياً بدلاً من استخراجه من باطن الأرض. وفلوريد القصدير يستعمل ضميمة (مضافةً) إلى معاجين الأسنان، ويستخدم حمض فلور الماء (الهدروفلوريك) HF للحفر على الزجاج.
الفلـور غـاز أصفر شـاحـب. وزنـه الذري 18.998، درجـة حرارة انصهاره -220 ْس، درجة حرارة غليانه -188 ْس، كتلته الحجمية 1.7غ/ل، نصف القطـر الـذري 72 بيكومتر، نصف قطـر الأيـون 119:F - بيكومتر، الكهرسلبية (السالبية الكهربائية): 4 وفـق مقياس بولنغ، كمـون الإرجـاع القياسي X2 + 2e- ® 2X- يساوي 2.87، عدد الأكسدة -1، طاقة التأين 1681 كيلو جول/مول.
خواصه الكيمياوية
الفلور أنشط عناصر الجدول الدوري جميعاً، يعود هذا النشاط إلى ضعف الرابطة بين ذرتي الفلور في جزيئه F2، فالفلور يؤكسد المعادن جميعها ويكوِّن معها مركبات تدعى الفلوريدات. مثال ذلك فلوريد الصوديوم NaF وفلوريد الحديد FeF3 (III) ، كما يتفاعل مع باقي العناصر جميعاً باستثناء الأكسجين والآزوت والكلور والغازات الخاملة الخفيفة.
للفلور أكسيدان O2F2 وOF2.
الأكسيد OF2 غاز لا لون له ويُحصل عليه بفعل F2 على محلول NaOH:
2F2 + 2NaOH ® 2NaF + OF2 + H2O
والأكسيد OF2 نشيط كيمياوياً يتفاعل مع المعادن والكبريت والفسفور والهالوجينات مكوّناً فلوريدات وأكاسيد، ومع الماء مكوناً محلولاً معتدلاً، فهو ليس بلا ماء حمضياً.
والأكسيد O2F2 وهو جسم صلب نارنجي محمر، يستحضر بإمرار شرارة كهربائية في مزيج من الأكسجين والكلور تحت ضغط مخفَّف عند درجـة الحـرارة -165 ْس. وهو غير ثابت يتفكك إلى عناصره التي يتألف منها عند درجة الحرارة -95 ْس، وهي درجة حرارة غليانه.
من مركبات الفلور:
آ - فلوريد الهدروجين HF وهو غاز سام جداً لا لون له ينصهر عند الدرجة -83 ْس، ويغلي عند الدرجة 20 ْس، له رائحة واخزة ويدخِّن بشدة في الهواء الرطب، وهو شديد الانحلال في الماء وهو حمض ضعيف، ويحفظ في أوعية من النحاس لأنه يتفاعل بشدة مع الزجاج.
ب - الفلوريدات: فلوريد الليثيوم LiF وفلوريدات المعادن القلوية الترابية، وفلوريدات معادن الأتربة النادرة (زمرة اللنتانيوم) وهي ضعيفة الانحلال في الماء. ويدخل أيون الفلور في تشكيل معقدات كثيرة بعضها صيغته MXm- مثال ذلك SiF62- وبعضها الآخـر يكون فيها مرتبط ligand آخـر إضافة إلى الفلوريد مثال ذلك +[Co(NH3)4F2].
وتشكل فلوريدات المعادن أملاحاً حمضية مثال ذلك KHF2 وKH3F4.
جـ - الفلوريدات الجزيئية: تكون هذه المركبات عادة، طيارة باستثناء البوليمرات polymers مثال ذلك التفلون (-CF2-)m. ومعظم العناصر الكهرسلبية، والمعادن بدرجات الأكسدة العالية (5 أو6) تكوِّن فلوريدات جزيئية. وتختلف الفلوريدات الجزيئية بخواصها بعضها عن بعض حسب العنصر الآخر المتحد مع الفلور فيها.
د - مركبات ما بين الهالوجينات: يكوّن الفلور العديد من المركبات مع باقي عناصر فصيلته. مثال ذلك BrF, ClF وهما جزيئان قطبيان مكوّنان من ذرتين، أما F2 فهو غير قطبي. وهذه المركبات تتحلل بالماء بسرعة مقارنة مع سرعات تحلل الهالوجينات نفسها. ويكوّن الفلور أيضاً مركبات صيغها XFn. مثال ذلك BrF3 وIFn ويكون n عدداً فردياً وهي مواد ذات مغنطيسية عكسية.
هيام بيرقدار