الفلور: التاريخ ، الخصائص ، الهيكل ، الحصول ، المخاطر ، الاستخدامات - كيمياء - 2025

و الفلور هو عنصر كيميائي مع رمز F و 17 يؤدي المجموعة، التي تنتمي الهالوجينات. يتميز فوق العناصر الأخرى للجدول الدوري ، لكونه الأكثر تفاعلية وكهربائية ؛ يتفاعل مع جميع الذرات تقريبًا ، لذلك فهو يشكل عددًا لا حصر له من الأملاح والمركبات العضوية المفلورة.

في الظروف العادية يكون غازًا أصفر شاحبًا يمكن الخلط بينه وبين الأخضر المصفر. في الحالة السائلة ، كما هو موضح في الصورة أدناه ، يكثف اللون الأصفر أكثر قليلاً ، والذي يختفي تمامًا عندما يتصلب عند نقطة التجمد.

الفلور السائل في أنبوب الاختبار. المصدر: Fulvio314

هذه هي نفعيتها ، على الرغم من الطبيعة المتقلبة لغازها ، بحيث تظل محاصرة في قشرة الأرض ؛ خاصة في شكل الفلوريت المعدني المعروف ببلوراته البنفسجية. كما أن تفاعلها يجعلها مادة خطرة ؛ يتفاعل بقوة مع كل ما يلمسه ويحترق في اللهب.

ومع ذلك ، يمكن أن تكون العديد من منتجاتها الثانوية غير ضارة بل ومفيدة ، اعتمادًا على تطبيقاتها. على سبيل المثال ، الاستخدام الأكثر شيوعًا للفلورايد ، المضاف في شكله الأيوني أو المعدني (مثل أملاح الفلورايد) ، هو تحضير معاجين الأسنان بالفلورايد ، والتي تساعد على حماية مينا الأسنان.

يتميز الفلور بخصوصية أنه يمكنه تثبيت الأعداد الكبيرة أو حالات الأكسدة للعديد من العناصر الأخرى. كلما زاد عدد ذرات الفلور ، زاد تفاعل المركب (ما لم يكن بوليمر). وبالمثل ، ستزداد آثاره مع المصفوفات الجزيئية ؛ في السراء والضراء.

التاريخ

استخدام الفلوريت

في عام 1530 ، اكتشف عالم المعادن الألماني جورجيوس أجريكولا أن الفلورسبار المعدني يمكن استخدامه في تنقية المعادن. الفلورسبار هو اسم آخر للفلوريت ، وهو معدن فلور يتكون من فلوريد الكالسيوم (CaF ₂).

لم يكن عنصر الفلور قد تم اكتشافه بحلول ذلك الوقت و "الفلور" في الفلوريت جاء من الكلمة اللاتينية "فلوير" التي تعني "التدفق" ؛ منذ ذلك الحين ، كان هذا هو بالضبط ما فعله الفلورسبار أو الفلوريت بالمعادن: فقد ساعدهم على ترك العينة.

تحضير حمض الهيدروفلوريك

في عام 1764 ، نجح Andreas Sigismud Margraff في تحضير حمض الهيدروفلوريك ، وتسخين الفلوريت بحمض الكبريتيك. تم صهر القوالب الزجاجية بفعل الحمض ، لذلك تم استبدال الزجاج بالمعادن.

يُنسب أيضًا إلى Carl Scheele في عام 1771 ، تحضير الحمض بنفس الطريقة التي اتبعها Margraff. في عام 1809 ، اقترح العالم الفرنسي أندريه ماري أمبير أن حمض الفلوريك أو الهيدروفلوريك مركب مكون من الهيدروجين وعنصر جديد مشابه للكلور.

حاول العلماء عزل الفلوريد باستخدام حمض الهيدروفلوريك لفترة طويلة ؛ لكن خطورتها جعلت التقدم بهذا المعنى صعبا.

أصيب همفري ديفي وجوزيف لويس جاي لوساك وجاك ثينارد بألم شديد عندما استنشقوا فلوريد الهيدروجين (حمض الهيدروفلوريك بدون ماء وفي شكل غازي). توفي العالمان بولين لوييت وجيروم نيكلز بسبب التسمم في ظروف مماثلة.

حاول الباحث الفرنسي إدموند فريمي إنتاج حمض الهيدروفلوريك الجاف لتجنب سمية فلوريد الهيدروجين عن طريق تحمض ثنائي فلوريد البوتاسيوم (KHF ₂) ، ولكن أثناء التحليل الكهربائي لم يكن هناك توصيل للتيار الكهربائي.

عزل

في عام 1860 ، حاول الكيميائي الإنجليزي جورج جور التحليل الكهربائي لحمض الهيدروفلوريك الجاف ونجح في عزل كمية صغيرة من غاز الفلور. ومع ذلك ، حدث انفجار بسبب إعادة اتحاد الهيدروجين والفلور بعنف. أرجع جور الانفجار إلى تسرب أكسجين.

في عام 1886 ، نجح الكيميائي الفرنسي هنري مواسون في عزل الفلور لأول مرة. في السابق ، توقف عمل Moisson أربع مرات بسبب التسمم الحاد بفلوريد الهيدروجين أثناء محاولته عزل العنصر.

كان Moisson طالبًا في Frémy واعتمد على تجاربه لعزل الفلور. استخدم Moisson مزيجًا من فلوريد البوتاسيوم وحمض الهيدروفلوريك في التحليل الكهربائي. أدى المحلول الناتج إلى توصيل الكهرباء وغاز الفلور المجمع عند الأنود ؛ أي عند القطب موجب الشحنة.

استخدم Moisson معدات مقاومة للتآكل ، حيث كانت الأقطاب الكهربائية مصنوعة من سبيكة من البلاتين والإيريديوم. في التحليل الكهربائي ، استخدم حاوية بلاتينية وقام بتبريد محلول الإلكتروليت إلى درجة حرارة -23 درجة فهرنهايت (-31 درجة مئوية).

أخيرًا ، في 26 يونيو 1886 ، نجح هنري موسسون في عزل الفلور ، وهو عمل سمح له بالفوز بجائزة نوبل عام 1906.

الاهتمام بالفلورايد

فقد الاهتمام بأبحاث الفلوريد لبعض الوقت. ومع ذلك ، فإن تطوير مشروع مانهاتن لإنتاج القنبلة الذرية ، عززها مرة أخرى.

طورت الشركة الأمريكية Dupont ، بين عامي 1930 و 1940 ، منتجات مفلورة مثل مركبات الكربون الكلورية فلورية (الفريون 12) ، المستخدمة كمبردات ؛ والبلاستيك متعدد رباعي فلورو الإيثيلين ، المعروف باسم تفلون. أدى هذا إلى زيادة في إنتاج واستهلاك الفلور.

في عام 1986 ، في مؤتمر بمناسبة مرور قرن على عزل الفلور ، قدم الكيميائي الأمريكي Karl O. Christe طريقة كيميائية لتحضير الفلور من خلال التفاعل بين K ₂ MnF ₆ و SbF ₅.

الخصائص الفيزيائية والكيميائية

مظهر خارجي

الفلور غاز أصفر شاحب. في الحالة السائلة يكون أصفر لامع. وفي الوقت نفسه ، يمكن أن تكون المادة الصلبة معتمًا (ألفا) أو شفافًا (تجريبيًا).

العدد الذري (Z)

9.

الوزن الذري

18998 ش.

نقطة الانصهار

-219.67 درجة مئوية.

نقطة الغليان

-188.11 درجة مئوية.

كثافة

في درجة حرارة الغرفة: 1.696 جم / لتر.

عند نقطة الانصهار (سائل): 1.505 جم / مل.

حرارة التبخير

6.51 كيلوجول / مول.

قدرة السعرات الحرارية المولية

31 جول / (مول ك).

ضغط البخار

عند درجة حرارة 58 كلفن ، يبلغ ضغط البخار 986.92 ضغط جوي.

توصيل حراري

0.0277 واط / (م · ك)

ترتيب مغناطيسي

ديامغناطيسي

رائحة

رائحة نفاذة ونفاذة مميزة يمكن اكتشافها حتى عند 20 جزء في البليون.

أعداد الأكسدة

-1 ، والذي يتوافق مع أنيون الفلوريد ، F ^-.

طاقة التأين

الأول: 1،681 كيلوجول / مول

الثاني: 3374 كيلوجول / مول

الثالث: 6.147 كيلوجول / مول

كهرسلبية

3.98 على مقياس بولينج.

إنه العنصر الكيميائي ذو أعلى كهرومغناطيسية ؛ أي أن لها صلة كبيرة بإلكترونات الذرات التي ترتبط بها. لهذا السبب ، تولد ذرات الفلور لحظات ثنائية القطب كبيرة في مناطق معينة من الجزيء.

كما أن سلبيتها الكهربية لها تأثير آخر: الذرات المرتبطة بها تفقد الكثير من كثافة الإلكترون بحيث تبدأ في اكتساب شحنة موجبة ؛ هذا هو رقم أكسدة موجب. كلما زاد عدد ذرات الفلور في المركب ، سيكون للذرة المركزية رقم أكسدة أكثر إيجابية.

على سبيل المثال ، يحتوي الأكسجين في ₂ على عدد أكسدة +2 (O ²⁺ F ₂ ^-) ؛ في UF ₆ ، يحتوي اليورانيوم على عدد أكسدة +6 (U ⁶⁺ F ₆ ^-) ؛ يحدث الشيء نفسه مع الكبريت في SF ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^-) ؛ وأخيرًا يوجد AgF ₂ ، حيث تحتوي الفضة حتى على عدد أكسدة +2 ، وهو نادر بالنسبة لها.

لذلك ، تمكنت العناصر من المشاركة بأرقام الأكسدة الأكثر إيجابية عند تكوين مركبات مع الفلور.

عامل مؤكسد

الفلور هو أقوى عنصر مؤكسد ، لذلك لا توجد مادة قادرة على أكسدة ؛ ولهذا السبب فهي ليست حرة بطبيعتها.

التفاعلية

الفلور قادر على الاندماج مع جميع العناصر الأخرى باستثناء الهيليوم والنيون والأرجون. كما أنه لا يهاجم الفولاذ الطري أو النحاس في درجات الحرارة العادية. يتفاعل بعنف مع المواد العضوية مثل المطاط والخشب والنسيج.

يمكن أن يتفاعل الفلورين مع غاز الزينون النبيل لتكوين ثنائي فلوريد الزينون المؤكسد القوي ، XeF ₂. يتفاعل أيضًا مع الهيدروجين لتكوين هاليد ، فلوريد الهيدروجين ، HF. بدوره ، يذوب فلوريد الهيدروجين في الماء لإنتاج حمض الهيدروفلوريك الشهير (مثل الزجاج).

حموضة الأحماض الحمضية المصنفة بالترتيب المتزايد هي:

HF <HCl <HBr <HI

يتفاعل حمض النيتريك مع الفلور لتكوين نترات الفلور ، FNO ₃. وفي الوقت نفسه ، يتفاعل حمض الهيدروكلوريك بقوة مع الفلور لتكوين HF و OF ₂ و ClF ₃.

الهيكل والتكوين الإلكتروني

جزيء ثنائي الذرة

يتم تمثيل جزيء الفلور بنموذج الملء المكاني. المصدر: غابرييل بوليفار.

تحتوي ذرة الفلور في حالتها الأرضية على سبعة إلكترونات تكافؤ ، والتي توجد في المدارات 2 و 2 p وفقًا للتكوين الإلكتروني:

2s ² 2p ⁵

تنص نظرية رابطة التكافؤ (TEV) على أن ذرتين من الفلورين ، F ، مرتبطة تساهميًا بكل منهما تكمل ثماني بتات التكافؤ.

يحدث هذا بسرعة لأنه يتطلب إلكترونًا واحدًا فقط ليصبح متساويًا إلكترونيًا لغاز النيون النبيل ؛ وذراتها صغيرة جدًا ، ولها شحنة نووية قوية جدًا والتي تتطلب إلكترونات من البيئة بسهولة.

يحتوي الجزيء F ₂ (الصورة العلوية) على رابطة تساهمية واحدة ، FF. على الرغم من استقراره مقارنة بذرات F الحرة ، فهو جزيء شديد التفاعل ؛ متجانسة النواة ، قطبية ، ومتحمسة للإلكترونات. هذا هو السبب في أن الفلور ، مثل F ₂ ، هو نوع شديد السمية وخطير.

نظرًا لأن F ₂ هو قطبي ، فإن تفاعلاته تعتمد على كتلته الجزيئية وقوى تشتت لندن. في مرحلة ما ، يجب أن تتشوه السحابة الإلكترونية حول كلتا ذرتين F وتؤدي إلى ثنائي أقطاب لحظي يحرض آخرًا في جزيء مجاور ؛ بحيث يجذبون بعضهم البعض ببطء وبضعف.

سائل وصلب

وF ₂ جزيء صغير جدا وينتشر في الفضاء بسرعة نسبيا. في مرحلته الغازية ، يظهر لون أصفر باهت (يمكن الخلط بينه وبين الأخضر الليموني). عندما تنخفض درجة الحرارة إلى -188 درجة مئوية ، تصبح قوى التشتت أكثر فاعلية ، مما يتسبب في اندماج جزيئات F _{2 بدرجة} كافية لتحديد السائل.

يبدو الفلور السائل (الصورة الأولى) أكثر اصفرارًا من غازه. في ذلك ، تكون جزيئات F ₂ أقرب وتتفاعل مع الضوء بدرجة أكبر. ومن المثير للاهتمام ، أنه بمجرد تكوين بلورة الفلور المكعبة المشوهة عند -220 درجة مئوية ، يتلاشى اللون ويظل كمادة صلبة شفافة.

الآن بعد أن أصبحت جزيئات F ₂ قريبة جدًا من بعضها (ولكن بدون توقف دورانها الجزيئي) ، يبدو أن إلكتروناتها تكتسب بعض الاستقرار ، وبالتالي ، فإن قفزتها الإلكترونية أكبر من أن يتفاعل الضوء مع البلورة.

المراحل البلورية

تتوافق هذه البلورة المكعبة مع المرحلة (وهي ليست تآصلًا لأنها تظل كما هي F ₂). عندما تنخفض درجة الحرارة أكثر من ذلك ، إلى -228 درجة مئوية ، يمر الفلور الصلب بمرحلة انتقالية ؛ تصبح البلورة المكعبة أحادية الميل ، المرحلة α:

التركيب البلوري لمرحلة ألفا من الفلور. المصدر: Benjah-bmm27.

على عكس β-F ₂ ، فإن α-F ₂ معتم وصعب. ربما يرجع ذلك إلى أن جزيئات F ₂ لم يعد لديها نفس القدر من الحرية للتدوير في مواضعها الثابتة في البلورات أحادية الميل ؛ حيث يتفاعلون بدرجة أكبر مع الضوء ، ولكن دون إثارة إلكتروناتهم (وهو ما يفسر ظاهريًا عتامة هذه الإلكترونات).

التركيب البلوري للα-F ₂ كان من الصعب دراسة بطرق حيود الأشعة السينية التقليدية وذلك لأن الانتقال من β للمرحلة α هو طارد للحرارة العالية؛ سبب انفجار البلورة عمليًا ، في نفس الوقت الذي تتفاعل فيه قليلاً مع الإشعاع.

استغرق الأمر حوالي خمسين عامًا قبل أن يقوم العلماء الألمان (فلوريان كراوس وآخرون) بفك تشفير بنية α-F ₂ بدقة أكبر بفضل تقنيات الحيود النيوتروني.

أين تجد والحصول عليها

يحتل الفلور المرتبة 24 من بين العناصر الأكثر شيوعًا في الكون. ومع ذلك ، في كتلة الأرض 13 عنصر ^فو ، بتركيز 950 جزء في المليون في القشرة ، وتركيز 1.3 جزء في المليون في مياه البحر.

تحتوي التربة على تركيز فلوريد بين 150 و 400 جزء في المليون ، وفي بعض أنواع التربة يمكن أن يصل التركيز إلى 1000 جزء في المليون. يوجد في الهواء الجوي بتركيز 0.6 جزء في البليون ؛ ولكن تم تسجيل ما يصل إلى 50 جزء في البليون في بعض المدن.

يتم الحصول على الفلور أساسا من ثلاثة المعادن: فلوريت أو fluorospar (الكاف ₂)، fluoroapatite والكرايولايت (نا ₃ آلف ₆).

معالجة الفلوريت

بعد تجميع الصخور بمعدن الفلوريت ، فإنها تتعرض لعملية تكسير أولية وثانوية. مع التكسير الثانوي يتم الحصول على شظايا صخرية صغيرة جدًا.

ثم يتم نقل شظايا الصخور إلى مطحنة كروية لتقليلها إلى مسحوق. يضاف الماء والكواشف لتشكيل عجينة توضع في خزان التعويم. يتم حقن الهواء تحت الضغط لتشكيل فقاعات ، وبالتالي ينتهي الفلوريت بالطفو على السطح المائي.

تترسب السيليكات والكربونات بينما يتم جمع الفلوريت ونقله إلى أفران التجفيف.

بمجرد الحصول على الفلوريت ، يتفاعل مع حمض الكبريتيك لإنتاج فلوريد الهيدروجين:

الكاف ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + كاسو ₄

التحليل الكهربائي لفلوريد الهيدروجين

في إنتاج الفلور ، اتبعت الطريقة التي استخدمها Moisson عام 1886 ، مع بعض التعديلات.

يتم إجراء التحليل الكهربائي من خليط من فلوريد البوتاسيوم المنصهر وحمض الهيدروفلوريك ، بنسبة مولارية من 1: 2.0 إلى 1: 2.2. درجة حرارة الملح المصهور 70-130 درجة مئوية.

يتكون الكاثود من سبيكة مونيل أو فولاذ ، والأنود عبارة عن كربون ديجرافيت. يمكن تحديد عملية إنتاج الفلور أثناء التحليل الكهربائي على النحو التالي:

2HF => H ₂ + F ₂

يستخدم الماء لتبريد غرفة التحليل الكهربائي ، ولكن يجب أن تكون درجة الحرارة أعلى من نقطة انصهار المنحل بالكهرباء لتجنب التصلب. يتم جمع الهيدروجين المنتج في التحليل الكهربائي عند الكاثود ، بينما يتم جمع الفلور عند القطب الموجب.

النظائر

يحتوي الفلور على 18 نظيرًا ، مع ¹⁹ F هو النظير الوحيد المستقر بوفرة 100٪. و ¹⁸ F له عمر نصف 109،77 دقيقة وغير النظائر المشعة من الفلور مع أطول نصف - الحياة. يستخدم ¹⁸ F كمصدر للبوزيترونات.

الدور البيولوجي

لا يوجد نشاط أيضي معروف للفلور في الثدييات أو النباتات العليا. ومع ذلك ، فإن بعض النباتات والإسفنج البحري يصنع monofluoroacetate ، وهو مركب سام ، يستخدمونه كحماية لمنع تدميره.

المخاطر

ارتبط الاستهلاك المفرط للفلورايد بتسمم العظام بالفلور عند البالغين وتسمم الأسنان بالفلور عند الأطفال ، وكذلك بالتغيرات في وظائف الكلى. لهذا السبب ، اقترحت خدمة الصحة العامة بالولايات المتحدة (PHS) أن تركيز الفلورايد في مياه الشرب يجب ألا يزيد عن 0.7 مجم / لتر.

وفي الوقت نفسه ، أكدت وكالة حماية البيئة الأمريكية (EPA) أن تركيز الفلورايد في مياه الشرب يجب ألا يزيد عن 4 ملجم / لتر ، وذلك لتجنب الإصابة بالفلور الهيكلي ، الذي يتراكم فيه الفلوريد في العظام. هذا يمكن أن يؤدي إلى ضعف العظام والكسور.

ارتبط الفلوريد بتلف الغدة الجار درقية ، مع انخفاض الكالسيوم في الهياكل العظمية وتركيزات عالية من الكالسيوم في البلازما.

من بين التعديلات التي تُعزى إلى الفلوريد الزائد ما يلي: التسمم بالفلور السني ، تسمم الهيكل العظمي بالفلور ، وتلف الغدة الدرقية.

تسمم الأسنان بالفلور

يحدث التسمم بالفلور في الأسنان مع وجود خطوط أو بقع صغيرة في مينا الأسنان. يجب ألا يستخدم الأطفال دون سن 6 سنوات غسول الفم الذي يحتوي على الفلورايد.

تسمم الهيكل العظمي بالفلور

في حالة الإصابة بالفلور الهيكلي ، يمكن تشخيص الألم والأضرار التي تلحق بالعظام ، وكذلك المفاصل. يمكن أن يتصلب العظم ويفقد مرونته ، مما يزيد من خطر الإصابة بالكسور.

التطبيقات

معجون الأسنان

تُستخدم بعض أملاح الفلورايد غير العضوية كمواد مضافة في تركيب معاجين الأسنان ، والتي ثبت أنها تساعد في حماية مينا الأسنان. المصدر: Pxhere.

نبدأ بالقسم الخاص باستخدامات الفلورايد مع الجزء الأكثر شهرة: وهو أن يكون بمثابة مكون للعديد من معاجين الأسنان. ليس هذا هو الاستخدام الوحيد حيث التناقض بين لها سامة وخطيرة للغاية جزيء F ₂ وأنيون F ^- هو موضع تقدير ، والتي تبعا بيئتها يمكن أن تكون مفيدة (على الرغم من أن في بعض الأحيان لا).

عندما نأكل الطعام ، وخاصة الحلويات ، تقوم البكتيريا بتفتيته عن طريق زيادة حموضة لعابنا. ثم تأتي نقطة يكون فيها الرقم الهيدروجيني حمضيًا بدرجة كافية لتقليل مينا الأسنان وتنقية المعادن ؛ ينهار هيدروكسيباتيت.

ومع ذلك ، في هذه العملية ^، تتفاعل أيونات F مع Ca ²⁺ لتكوين مصفوفة فلوراباتيت ؛ أكثر استقرارًا ودائمًا من هيدروكسيباتيت. أو على الأقل هذه هي الآلية المقترحة لشرح تأثير أنيون الفلوريد على الأسنان. من المحتمل أن يكون أكثر تعقيدًا وأن يكون له توازن هيدروكسيباتيت-فلوراباتيت يعتمد على الرقم الهيدروجيني.

هذه F ^- الأنيونات تتوفر في الأسنان طب الأسنان في شكل أملاح. مثل: NaF و SnF ₂ (الفلورايد الفولاذي الشهير) و NaPOF. ومع ذلك ، يجب أن يكون تركيز F ^- منخفضًا (أقل من 0.2٪) ، وإلا فإنه يسبب آثارًا سلبية على الجسم.

فلورة المياه

مثل معجون الأسنان ، تم إضافة أملاح الفلورايد إلى مصادر مياه الشرب لمكافحة التسوس لدى أولئك الذين يشربونه. يجب أن يظل التركيز أقل بكثير (0.7 جزء في المليون). ومع ذلك ، فإن هذه الممارسة غالبًا ما تكون موضع شك وجدل ، حيث تُعزى إلى آثار مسرطنة محتملة.

عامل مؤكسد

وF ₂ الغاز يتصرف كعامل مؤكسد قوي جدا. يتسبب هذا في احتراق العديد من المركبات بسرعة أكبر من التعرض للأكسجين ومصدر الحرارة. لهذا السبب تم استخدامه في خليط وقود الصواريخ ، حيث يمكن أن يحل محل الأوزون.

البوليمرات

في العديد من الاستخدامات ، لا تعود مساهمات الفلور إلى F ₂ أو F ^- ، ولكن مباشرة إلى ذراتها الكهربية السلبية كجزء من مركب عضوي. في الأساس ، نحن نتحدث عن ارتباط CF.

اعتمادًا على الهيكل ، عادةً ما تكون البوليمرات أو الألياف التي تحتوي على روابط CF كارهة للماء ، لذا فهي لا تبلل أو تقاوم هجوم حمض الهيدروفلوريك ؛ أو الأفضل من ذلك ، يمكن أن تكون عوازل كهربائية ممتازة ، ومواد مفيدة تصنع منها أشياء مثل الأنابيب والجوانات. التفلون و naphion أمثلة على هذه البوليمرات المفلورة.

الصيادلة

يجعل تفاعل الفلورين استخدامه في تخليق مركبات الفلور العضوية غير العضوية المتعددة أمرًا مشكوكًا فيه. في المواد العضوية ، وتحديدًا تلك التي لها تأثيرات دوائية ، يؤدي استبدال إحدى ذراتها غير المتجانسة بذرات F (إيجابًا أو سلبًا) إلى زيادة تأثيرها على هدفها البيولوجي.

هذا هو السبب في أن تعديل بعض الأدوية في صناعة الأدوية يكون دائمًا مطروحًا على الطاولة بإضافة ذرات الفلور.

يحدث مشابه جدًا مع مبيدات الأعشاب ومبيدات الفطريات. يمكن أن يزيد الفلورايد الموجود فيها من تأثيرها وفعاليتها على الآفات الحشرية والفطرية.

نقش الزجاج

تم استخدام حمض الهيدروفلوريك ، بسبب عدوانيته تجاه الزجاج والسيراميك ، في حفر القطع الرقيقة والحساسة من هذه المواد ؛ عادة ما تكون مخصصة لتصنيع المكونات الدقيقة لأجهزة الكمبيوتر أو المصابيح الكهربائية.

تخصيب اليورانيوم

أحد أكثر الاستخدامات ذات الصلة لعنصر الفلورين هو المساعدة في تخصيب اليورانيوم بمقدار ^{235 وحدة}. لهذا الغرض ، تذوب معادن اليورانيوم في حمض الهيدروفلوريك ، منتجة UF ₄. يتفاعل هذا الفلورايد غير العضوي بعد ذلك مع F ₂ ، وبالتالي يتحول إلى UF ₆ (²³⁵ UF ₆ و ²³⁸ UF ₆).

بعد ذلك ، وعن طريق الطرد المركزي للغاز ، يتم فصل ²³⁵ UF ₆ عن ²³⁸ UF ₆ ليتم تأكسدها لاحقًا وتخزينها كوقود نووي.

المراجع

1. رجفة وأتكينز. (2008). الكيمياء غير العضوية. (طبعة رابعة). ماك جراو هيل.
2. كرامر كاترينا. (2019). إعادة النظر في بنية الفلور المجمدة بعد 50 عامًا. الجمعية الملكية للكيمياء. تم الاسترجاع من: chemistryworld.com
3. ويكيبيديا. (2019). الفلور. تم الاسترجاع من: en.wikipedia.org
4. المركز الوطني لمعلومات التكنولوجيا الحيوية. (2019). الفلور. قاعدة بيانات PubChem. الرقم التعريفي للعميل = 24524. تم الاسترجاع من: pubchem.ncbi.nlm.nih.gov
5. دكتور دوج ستيوارت. (2019). حقائق عنصر الفلور. كيميكول. تم الاسترجاع من: chemicool.com
6. باتول نفيسة باكساموسا. (21 فبراير 2018). الاستخدامات الشائعة بشكل مدهش للفلور عالي التفاعل. تم الاسترجاع من: sciencestruck.com
7. باولا أوبازو سايز. (04 فبراير 2019). الفلورايد الموجود في معجون الأسنان: هل هو جيد أم ضار بالصحة؟ تم الاسترجاع من: nacionfarma.com
8. كارل كريست وستيفان شنايدر. (08 مايو 2019). الفلور: عنصر كيميائي. Encyclopædia Britannica. تم الاسترجاع من: britannica.com
9. لينتيك بي في (2019). الجدول الدوري: أكسجين. تم الاسترجاع من: lenntech.com
10. جاجنون ستيف. (سادس). عنصر الفلور. مختبر جيفرسون. تم الاسترجاع من: education.jlab.org
11. فريق المحتوى الطبي والتحريري لجمعية السرطان الأمريكية. (2015 ، 28 يوليو). فلورة المياه وخطر الإصابة بالسرطان. تم الاسترجاع من: cancer.org