불소 : 역사, 속성, 구조, 획득, 위험, 용도 - 화학 - 2026

불소 심벌 F, 17 개 리드 군되는 할로겐 속하는와 화학 소자이다. 가장 반응성이 높고 음전하이기 때문에 주기율표의 다른 요소보다 높게 구별됩니다. 거의 모든 원자와 반응하여 무한한 수의 염과 유기 불화 화합물을 형성합니다.

정상적인 조건에서는 연한 노란색 가스이며 황록색과 혼동 될 수 있습니다. 아래 이미지와 같이 액체 상태에서는 노란색이 조금 더 강해지며 빙점에서 굳 으면 완전히 사라집니다.

시험관의 액체 불소. 출처 : Fulvio314

가스의 휘발성에도 불구하고 그 반응성은 지각에 갇힌 채로 남아 있습니다. 특히 보라색 결정으로 알려진 광물 형석의 형태입니다. 또한 반응성으로 인해 잠재적으로 위험한 물질이됩니다. 그것은 접촉하는 모든 것에 격렬하게 반응하고 화염으로 타 오릅니다.

그러나 많은 부산물은 용도에 따라 무해하고 유익 할 수 있습니다. 예를 들어, 이온 또는 무기질 형태 (예 : 불소 염)로 첨가 된 불소의 가장 인기있는 용도는 치아 법랑질을 보호하는 데 도움이되는 불소 치약을 준비하는 것입니다.

불소는 다른 많은 원소에 대해 높은 수 또는 산화 상태를 안정화시킬 수 있다는 특징이 있습니다. 불소 원자의 수가 많을수록 화합물의 반응성이 높아집니다 (폴리머가 아닌 경우). 마찬가지로 분자 매트릭스에 대한 효과도 증가합니다. 좋든 나쁘 든.

역사

형석 사용

1530 년 독일의 광물학자인 Georgius Agricola는 광물 형석이 금속 정제에 사용될 수 있음을 발견했습니다. 형석은 불화 칼슘 (CaF ₂ )으로 구성된 불소 광물 인 형석의 또 다른 이름입니다 .

불소 원소는 그때까지 발견되지 않았고 형석의 "fluoir"는 "흐르다"를 의미하는 라틴어 "fluere"에서 유래했습니다. 왜냐하면 이것이 바로 형석이나 형석이 금속으로 한 일이기 때문입니다. 그것은 그들이 샘플을 떠나는 데 도움이되었습니다.

불산의 제조

1764 년 Andreas Sigismud Margraff는 불화 수소산 제조에 성공하여 형석을 황산으로 가열했습니다. 유리 레토르트는 산의 작용으로 녹아서 유리가 금속으로 대체되었습니다.

1771 년 Carl Scheele은 Margraff와 같은 방법으로 산을 제조 한 것으로 알려져 있습니다. 1809 년 프랑스 과학자 Andre-Marie Ampere는 불소 또는 불화 수소산이 수소와 염소와 유사한 새로운 원소로 구성된 화합물이라고 제안했습니다.

과학자들은 오랫동안 불화 수소산을 사용하여 불소를 분리하려고 시도했습니다. 그러나 그것의 위험성은 이런 의미에서 진전을 어렵게 만들었다.

Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac 및 Jacques Thénard는 불화 수소 (물이없는 가스 형태의 불화 수소산)를 흡입했을 때 심한 통증을 느꼈습니다. 과학자 Paulin Louyet과 Jerome Nickles는 비슷한 상황에서 중독으로 사망했습니다.

프랑스 연구원 인 에드몬드 프레미 (Edmond Frémy)는 중불 화 칼륨 (KHF ₂ ) 을 산성화하여 불화 수소의 독성을 피하기 위해 건조한 불화 수소산을 만들려고 시도 했지만 전기 분해 동안 전류의 전도가 없었습니다.

격리

1860 년 영국의 화학자 George Gore는 건조 불산을 전기 분해하려고 시도하여 소량의 불소 가스를 분리하는 데 성공했습니다. 그러나 수소와 불소가 격렬하게 재결합되면서 폭발이 일어났다. Gore는 폭발이 산소 누출로 인한 것이라고 생각했습니다.

1886 년 프랑스의 화학자 Henri Moisson은 처음으로 불소 분리에 성공했습니다. 이전에 Moisson의 작업은 원소 분리를 시도하는 동안 심각한 불화 수소 중독으로 4 번 중단되었습니다.

Moisson은 Frémy의 학생이었으며 그의 실험에 의존하여 불소를 분리했습니다. Moisson은 전기 분해에서 불화 칼륨과 불화 수소산의 혼합물을 사용했습니다. 생성 된 용액은 양극에서 수집 된 전기 및 불소 가스를 전도했다. 즉, 양전하 전극에서.

Moisson은 전극이 백금과 이리듐의 합금으로 만들어진 부식 방지 장비를 사용했습니다. 전기 분해에서 그는 백금 용기를 사용하고 전해액을 -23ºF (-31ºC)의 온도로 냉각했습니다.

마침내 1886 년 6 월 26 일 Henri Moissson은 불소 분리에 성공하여 1906 년 노벨상을 수상했습니다.

불소에 대한 관심

불소 연구에 대한 관심은 한동안 사라졌습니다. 그러나 원자 폭탄 생산을위한 맨해튼 프로젝트의 개발은 다시 그것을 촉진시켰다.

미국 회사 Dupont는 1930 년과 1940 년 사이에 냉매로 사용되는 클로로 플루오로 카본 (Freon-12)과 같은 불소화 제품을 개발했습니다. 및 Teflon이라는 이름으로 더 잘 알려진 폴리 테트라 플루오로 에틸렌 플라스틱. 이것은 불소의 생산과 소비를 증가 시켰습니다.

1986 년, 미국의 화학자 Karl O. Christe는 불소 분리로부터 약 1 세기에 걸친 회의에서 K ₂ MnF ₆ 와 SbF ₅ 사이의 반응에 의한 불소 제조를위한 화학적 방법을 발표했습니다 .

물리 화학적 특성

외관

불소는 담황색 가스입니다. 액체 상태에서는 밝은 노란색입니다. 한편, 고체는 불투명 (알파) 또는 투명 (베타) 일 수 있습니다.

원자 번호 (Z)

9.

원자량

18,998 u.

녹는 점

-219.67 ° C

비점

-188.11 ° C

밀도

실온에서 : 1.696g / L.

녹는 점 (액체) : 1.505g / mL.

기화열

6.51 kJ / 몰.

몰 칼로리 용량

31 J / (몰 K).

증기압

58K의 온도에서 증기압은 986.92 atm입니다.

열 전도성

0.0277W / (m · K)

자기 주문

반자성

냄새

매운 및 매운 냄새가 특징이며 20ppb에서도 감지 할 수 있습니다.

산화 번호

-1되는 불소 음이온, F에 대응한다 ^- .

이온화 에너지

-첫 번째 : 1,681 kJ / mol

-초 : 3,374 kJ / mol

-셋째 : 6.147 KJ / mol

전기 음성도

폴링 척도에서 3.98.

전기 음성도가 가장 높은 화학 원소입니다. 즉, 결합하는 원자의 전자에 대해 높은 친화력을 가지고 있습니다. 이 때문에 불소 원자는 분자의 특정 영역에서 큰 쌍극자 모멘트를 생성합니다.

그것의 전기 음성도는 또 다른 효과를 가지고 있습니다. 그에 결합 된 원자들은 너무 많은 전자 밀도를 잃어서 양전하를 얻기 시작합니다. 이것은 양의 산화수입니다. 화합물에 불소 원자가 많을수록 중심 원자는 더 많은 양의 산화 수를 갖습니다.

예를 들어, OF에서 ₂ 산소 +2 (O의 산화수 갖는다 ²⁺ F ₂ ^- ); UF에서 ₆ , +6 우라늄 (U의 산화수 갖는다 ⁶⁺ F ₆ ^- ); 동일 SF 황으로 일어나는 ₆ (S ⁶⁺ F ₆ ^- ); 마지막으로 AgF ₂ 는 은이 산화수 +2를 갖기 때문에 드문 경우입니다.

따라서 원소는 불소와 화합물을 형성 할 때 가장 양의 산화수로 참여합니다.

산화제

불소는 가장 강력한 산화 원소이므로 어떤 물질도 산화 할 수 없습니다. 이러한 이유로 본질적으로 자유롭지 않습니다.

반동

불소는 헬륨, 네온, 아르곤을 제외한 다른 모든 원소와 결합 할 수 있습니다. 또한 상온에서 연강이나 구리를 공격하지 않습니다. 고무, 목재 및 직물과 같은 유기 물질과 격렬하게 반응합니다.

불소는 희가스 크세논과 반응하여 강력한 산화제 인 이불 화 크세논 인 XeF ₂ 를 형성 할 수 있습니다 . 또한 수소와 반응하여 할로겐화물, 불화 수소, HF를 형성합니다. 차례로, 불화 수소는 물에 용해되어 유명한 불산 (유리)을 생성합니다.

오름차순으로 분류되는 산성 산의 산도는 다음과 같습니다.

HF <HCl <HBr <HI

질산은 불소와 반응하여 질산 불소 FNO ₃ 를 형성 합니다. 한편 염산은 불소와 격렬하게 반응하여 HF, OF ₂ 및 ClF _{3을 형성} 합니다.

구조 및 전자 구성

이원자 분자

공간 충전 모델로 표현되는 불소 분자. 출처 : Gabriel Bolívar.

바닥 상태의 불소 원자는 전자 구성에 따라 2s 및 2p 오비탈에있는 7 개의 원자가 전자를 가지고 있습니다.

2 초 ² 2p ⁵

원자가 결합 이론 (TEV)은 두 개의 불소 원자 F가 각각의 원자가 옥텟을 완성하기 위해 공유 결합되어 있다고 말합니다.

이것은 단지 하나의 전자가 네온 귀금속에 등 전자가되기 때문에 빠르게 발생합니다. 그리고 그 원자는 매우 작고, 환경으로부터 전자를 쉽게 요구하는 매우 강력한 효과적인 핵 전하를 가지고 있습니다.

분자 F ₂ (상부 이미지), FF, 단일 공유 결합을 갖는다. 자유 F 원자에 비해 안정성에도 불구하고 반응성이 높은 분자입니다. 동핵, 무극성, 전자에 대한 열망. 이것이 F ₂ 와 같은 불소 가 매우 독성이 있고 위험한 종인 이유 입니다.

F ₂ 는 무극성 이므로 상호 작용은 분자 질량과 런던 산란 력에 따라 달라집니다. 어느 시점에서 두 F 원자 주변의 전자 구름은 변형되어야하며 인접한 분자에서 다른 분자를 유도하는 순간 쌍극자를 발생시켜야합니다. 서로를 천천히 그리고 약하게 끌어 당깁니다.

액체 및 고체

F ₂ 분자 는 매우 작고 공간에서 비교적 빠르게 확산됩니다. 기체 상태에서는 연한 노란색을 나타냅니다 (라임 그린과 혼동 될 수 있음). 온도는 -188 ℃로 떨어지면 분산력은 더욱 유효하게 일으키는 F ₂ 분자가 액체를 정의 병합 충분히.

액체 불소 (첫 번째 이미지)는 각각의 가스보다 훨씬 더 노랗게 보입니다. 그 안에서 F ₂ 분자 는 더 가깝고 빛과 더 많이 상호 작용합니다. 흥미롭게도 왜곡 된 입방정 불소 결정이 -220 ° C에서 형성되면 색상이 희미 해지고 투명한 고체로 남습니다.

이제 F ₂ 분자 가 너무 가깝기 때문에 (분자 회전이 멈추지 않고) 전자가 일정한 안정성을 얻으므로 전자 점프가 너무 커서 빛이 결정과 상호 작용할 수 없습니다.

결정상

이 입방 결정은 β 상에 해당합니다 (동소체가 아닙니다 . 동일한 F _2를 유지하기 때문입니다 ). 온도가 -228ºC까지 더 떨어질 때 고체 불소는 상전이를 겪습니다. 입방정은 단 사정, α 상이됩니다.

불소의 알파상의 결정 구조. 출처 : Benjah-bmm27.

β-F ₂ 와 달리 α-F ₂ 는 불투명하고 단단합니다. 은 F 때문에 아마는 ₂ 분자가 더 이상 단사 결정에 자신의 고정 된 위치에서 회전에 많은 자유로이 없다; 그들은 빛과 더 많이 상호 작용하지만 전자를 자극하지 않고 (표면적으로 불투명도를 설명합니다).

α-F의 결정 구조 _{도 2는} 종래의 X 선 회절 법으로 연구 어려웠다 이것은 α 상에 β의 전환이 매우 발열 때문이다.; 수정이 실제로 폭발 한 이유와 동시에 방사선과 거의 상호 작용하지 않았습니다.

독일어 과학자 (플로리안 크라우스 등.)를 완전 α-F의 구조를 해독하기 전에 오십에 대한 년이 걸렸다 ₂ 중성자 회절 기법보다 정밀 감사와 함께.

찾아서 얻을 수있는 곳

불소는 우주에서 가장 흔한 원소 중 24 위입니다. 그러나 지구 질량은 13 ^vo 요소이며 지각에서 950 ppm의 농도와 바닷물에서 1.3 ppm의 농도입니다.

토양의 불소 농도는 150 ~ 400ppm이며 일부 토양에서는 농도가 1,000ppm에이를 수 있습니다. 대기 중에는 0.6ppb의 농도로 존재합니다. 그러나 일부 도시에서는 최대 50ppb가 기록되었습니다.

형석이나 fluorospar CAF (: 불소 세 미네랄 주로 얻어지는 ₂ ), 불화 및 빙정석 (NA ₃ ALF ₆ ).

형석 가공

광물 형석으로 암석을 수집 한 후 1 차 및 2 차 분쇄를 수행합니다. 이차 분쇄로 매우 작은 암석 조각이 얻어진다.

그런 다음 암석 조각을 볼 밀로 옮겨 가루로 만듭니다. 물과 시약을 첨가하여 페이스트를 형성하고 부유 탱크에 넣습니다. 공기는 압력하에 주입되어 기포를 형성하므로 형석이 수성 표면에 떠 오릅니다.

규산염과 탄산염은 형석이 수집되어 건조 오븐으로 옮겨지는 동안 침전됩니다.

형석이 얻어지면 황산과 반응하여 불화 수소를 생성합니다.

CaF ₂ + H ₂ SO ₄ => 2 HF + CaSO ₄

불화 수소의 전기 분해

불소 생산에있어서, 1886 년 Moisson이 사용했던 방법이 약간 수정되었습니다.

전기 분해는 용융 불화 칼륨과 불화 수소산의 혼합물로 이루어지며 몰비는 1 : 2.0에서 1 : 2.2입니다. 용융 염의 온도는 70-130 ° C입니다.

음극은 모넬 합금 또는 강철로 구성되며 양극은 디 그라파이트 탄소입니다. 전기 분해 중 불소 생산 공정은 다음과 같이 요약 할 수 있습니다.

2HF => H ₂ + F ₂

물은 전해 챔버를 냉각하는 데 사용되지만 응고를 방지하려면 온도가 전해질의 융점보다 높아야합니다. 전기 분해에서 생성 된 수소는 음극에서 수집되고 불소는 양극에서 수집됩니다.

동위 원소

불소 동위 18 갖는다 ¹⁹ F 100 % 풍부한 유일한 안정 동위체중인. ¹⁸ F는 109.77 분의 반 수명이 더 긴 절반 불소의 방사성 동위 원소 - 생활. ¹⁸ F는 양전자의 소스로서 사용된다.

생물학적 역할

포유류 또는 고등 식물에서 불소의 알려진 대사 활성은 없습니다. 그러나 일부 식물과 해양 해면은 독성 화합물 인 모노 플루오로 아세테이트를 합성하여 파괴를 방지하는 보호 수단으로 사용합니다.

위험

과도한 불소 섭취는 성인의 골 불소 증과 어린이의 치아 불소 증, 신장 기능의 변화와 관련이 있습니다. 이러한 이유로 미국 공중 보건 서비스 (PHS)는 식수에 포함 된 불소의 농도가 0.7mg / L를 넘지 않아야한다고 제안했습니다.

한편, 미국 환경 보호국 (EPA)은 불소가 뼈에 축적되는 골격 불소 증을 방지하기 위해 음용수 내 불소 농도가 4mg / L보다 크지 않아야한다고 제정했습니다. 이것은 뼈가 약해지고 골절 될 수 있습니다.

불소는 부갑상선 손상과 관련이 있으며 뼈 구조의 칼슘 감소와 혈장 내 칼슘 농도가 높습니다.

과도한 불소로 인한 변화 중에는 치아 불소 증, 골격 불소 증 및 부갑상선 손상이 있습니다.

치과 불소 증

치아 불소 증은 치아 법랑질에 작은 줄무늬 나 얼룩이있는 경우 발생합니다. 6 세 미만의 어린이는 불소가 함유 된 구강 세정제를 사용해서는 안됩니다.

골격 불소 증

골격 불소 증에서는 관절뿐만 아니라 뼈의 통증과 손상을 진단 할 수 있습니다. 뼈가 굳어지고 탄력이 없어져 골절 위험이 높아집니다.

응용

치약

일부 불소 무기 염은 치아 법랑질을 보호하는 데 도움이되는 것으로 밝혀진 치약 제제의 첨가제로 사용됩니다. 출처 : Pxhere.

우리는 가장 잘 알려진 불소의 용도에 대한 섹션으로 시작합니다 : 많은 치약의 성분으로 사용되는 것입니다. 이것은 그것의 대비 곳에서만 사용없는 매우 독성 위험 분자 F ₂ 음이온은 F ^- 이해 될 수있다 (때로는 아니지만) 그 환경에 의존하는 것이 유리할 수있다.

우리가 음식, 특히 단 것을 먹을 때 박테리아는 우리 침의 산도를 높여서 그것을 분해합니다. 그런 다음 pH가 치아 법랑질을 분해하고 미네랄을 제거하기에 충분히 산성 인 지점이 있습니다. hydroxyapatite가 분해됩니다.

그러나, 이러한 프로세스에서 F ^- 이온 CA가 상호 작용 ²⁺ 인회석 행렬을 형성하는 단계; hydroxyapatite보다 안정적이고 내구성이 있습니다. 또는 적어도 이것은 치아에 대한 불소 음이온의 작용을 설명하기 위해 제안 된 메커니즘입니다. 더 복잡하고 pH 의존적 hydroxyapatite-fluorapatite 균형을 가질 가능성이 있습니다.

이 F ^- 음이온은 염의 형태로 치과 치아에서 사용할 수 있습니다; 예 : NaF, SnF ₂ (유명한 제 ₂ 주석 불화물) 및 NaPOF. 그러나, F의 농도 ^- 그렇지 않으면 인체에 부정적인 영향으로 인해, 낮은 (0.2 % 미만)을해야한다.

물 불소화

치약과 마찬가지로 불 소염은 마시는 사람들의 충치를 막기 위해 식수원에 첨가되었습니다. 농도는 여전히 훨씬 낮아야합니다 (0.7ppm). 그러나 이러한 관행은 가능한 발암 성 영향으로 인해 종종 불신과 논쟁의 대상이됩니다.

산화제

F ₂ 가스 는 매우 강력한 산화제로 작용합니다. 이로 인해 많은 화합물이 산소와 열원에 노출되었을 때보 다 더 빨리 연소됩니다. 그래서 오존을 대체 할 수있는 로켓 연료 혼합물에 사용되었습니다.

폴리머

많은 용도에서, 불소의 기여는 F에 기인하지 않은 ₂ 또는 F ^- 하지만 직접 유기 화합물의 일부로서의 전기 음성 원자. 본질적으로 우리는 CF 링크에 대해 이야기하고 있습니다.

구조에 따라 CF 결합이있는 폴리머 또는 섬유는 일반적으로 소수성이므로 젖거나 불산의 공격에 저항하지 않습니다. 또는 더 좋은 점은 우수한 전기 절연체가 될 수 있으며 파이프 및 개스킷과 같은 물체를 만드는 데 유용한 재료가 될 수 있습니다. 테플론과 나 피온은 이러한 불소화 폴리머의 예입니다.

약사

불소의 반응성은 여러 무기 또는 유기 불소 화합물의 합성에 사용되는 것을 의심스럽게 만듭니다. 유기물, 특히 약리학 적 효과가있는 유기물에서 헤테로 원자 중 하나를 F 원자로 대체하면 생물학적 표적에 대한 작용이 증가합니다 (양성 또는 부정적).

이것이 제약 산업에서 불소 원자를 추가하여 일부 약물의 변형이 항상 테이블에있는 이유입니다.

제초제와 살균제에서도 매우 유사합니다. 불소는 곤충과 곰팡이 해충에 대한 작용과 효과를 높일 수 있습니다.

유리 조각

유리와 세라믹에 대한 공격성으로 인해 불화 수소산은 이러한 재료의 얇고 섬세한 조각을 조각하는 데 사용되었습니다. 일반적으로 컴퓨터의 마이크로 구성 요소 또는 전구의 제조에 사용됩니다.

우라늄 농축

불소 원소의 가장 적절한 용도 중 하나는 우라늄을 ²³⁵ U 로 농축하는 것입니다 .이를 위해 우라늄 광물은 플루오르 화 수소산에 용해되어 UF _4를 생성 합니다. 이 무기 불화물은 F ₂ 와 반응하여 UF ₆ ( ²³⁵ UF ₆ 및 ²³⁸ UF ₆ )으로 변환됩니다.

그 후, 가스 원심 분리를 통해 ²³⁵ UF ₆ 이 ²³⁸ UF ₆ 에서 분리 되어 나중에 산화되어 핵연료로 저장됩니다.

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