Fluor

Een serie artikelen over de verschillende elementen. De legoblokjes waarmee wijzelf, onze aarde en de materie van het universum is opgebouwd hebben allemaal hun eigen specifieke eigenschappen. In deze serie gaan we stap voor stap langs elk element en kijken we wat voor zinvolle zaken de wikipedia erover te zeggen heeft, met daarnaast een interessant filmpje van de universteit van Nottingham waarmee verschillende experimenten met het betreffende element worden gedaan.

Vandaag nummer 9 van de 118 elementen, Fluor (F)

Waar komt veel fluor voor?
Fluor is het meest reactieve element bekend en komt daarom nergens in zuivere vorm voor. Fluor is een relatief zeldzaam element en komt zowel in sterren als op aarde maar weinig voor. In het zonnestelsel is er één fluoratoom op elke 8800 zuurstofatomen. Op aarde word fluor gewonnen uit de mineralen fluoriet, fluoroapatiet en cryoliet, waarbij fluoriet verreweg de belangrijkste bron is. China produceert de grote meerderheid van alle fluoriet.

Wat zijn de eigenschappen van fluor?
Fluor is bij kamertemperatuur een bleek-geel gas (F₂). Omdat de elektronenconfiguratie van fluor slechts één elektron mist om die van het zeer stabiele edelgas neon te vormen, trekt het fluoratoom zeer sterk elektronen aan. Fluor is daarom verreweg de meest agressieve oxidator die bekend is onder de elementen en tast vrijwel alles aan; zelfs materialen als glas of asbest branden in fluorgas op kamertemperatuur.  Chemici gebruiken daarom fluor vaak als breekijzer om weerbarstige elementen als de edelgassen argon, xenon en krypton te oxideren. Een aantal vroege onderzoekers heeft de extreme agressiviteit van fluor met blindheid of andere verminkingen moeten bekopen. Fluorgas is alleen te bewaren in een container van een materiaal dat een beschermend fluoridelaagje omtwikkelt, zoals nikkel. In feite zijn er maar twee elementen die geen verbinding met fluor vormen: de edelgassen helium en neon.

Toepassingen
In de organische chemie kan een fluoratoom voor vrijwel ieder waterstofatoom gesubstitueerd worden. Dat wil zeggen dat het aantal potentiële organische fluorverbindingen 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 zoals freon of Gehalogeneerde fluorkoolwaterstoffen worden veel toegepast als koelmiddel, reinigingsmiddel of drijfgas. Vanwege de aantasting van de ozonlaag verschuift het gebruik van de chloorhoudende verbindingen meer naar de verbindingen zonder chloor, dus met fluor en waterstof.

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 die zich op de zwakke plek en blokkeren die. Het gevolg is minder tandbederf. Er werd echter (onder andere) door de Belgische overheid een studie uitgevoerd naar de relevantie en giftigheid van fluoride in water en tandpasta. Over het algemeen wordt het afgeraden om gefluorideerde producten te gebruiken.^[1]