Fluorid
Fluorid je anjon F−. On je redukovani oblik fluora kad je on u obliku jona ili vezan za neki drugi element. Termin fluorid se koristi za organofluorna jedinjenja i neorganska jedinjenja fluora.[5] Fluorid, poput drugih halida, je monovalentni jon (−1 naboj). Njegova jedinjenja često imaju osobine koje su znatno razlikuju od ostalih halida. Strukturno, i u nekoj meri hemijski, fluoridni jon podseća na jon vodonika. Jedinjenja koja sadrže fluor pokrivaju opseg od potentnih toksina kao što je sarin do lekova poput efavirenz, i od inertnih materijala kao što je ugljenik tetrafluorid do visoko reaktivnog sumpor tetrafluorida. Opseg jedinjenja flora je tako širok jer fluor ima sposobnost formiranja jedinjenja sa svim elementima izuzev helijuma i neona.[6][7]
| |
| Nazivi | |
|---|---|
| Sistemski IUPAC naziv
Fluorid[1] | |
| Identifikacija | |
3D model (Jmol)
|
|
| ChEBI | |
| ChemSpider | |
| Gmelin Referenca | 14905 |
| KEGG[2] | |
| MeSH | Fluoride |
| |
| Svojstva | |
| F− | |
| Molarna masa | 18,9984032 g mol-1 |
| Termohemija | |
| Standardna molarna entropija S |
145.58 J K-1 mol-1 |
| Srodna jedinjenja | |
Drugi anjoni
|
Bromid, Hlorid, Jodid |
Ukoliko nije drugačije napomenuto, podaci se odnose na standardno stanje materijala (na 25 °C [77 °F], 100 kPa). | |
| Reference infokutije | |
Zastupljenost
уреди
Rastvori neorganskih fluorida u vodi sadrže F− i bifluorid HF2−.[10] Mali broj neorganskih fluorida je rastvoran u vodi bez podleganja znatnoj hidrolizi. Primeri neorganskih fluorida su fluorovodonična kiselina (HF), natrijum fluorid (NaF), i uranijum heksafluorid (UF6). U pogledu reaktivnosti, fluoridi se znatno razlikuju od hlorida i drugih halida, i znatno su jače solvatisani usled manjeg odnosa radijusa i naboja. Veza Si-F je jedna od najjačih jednostrukih veza. U kontrastu s tim, drugi silil halidi se lako hidrolizuju.
Mnogi fluoridni minerali su poznati. Među njima fluorit i fluorapatit imaju najveći komercijalni značaj.[8] Fluorid se prirodno javlja u niskim koncentracijama u vodi za piće i hrani. Fluoridi se javljaju u vodi iz podzemnih izvora. Njihova koncentracija u morskoj vodi je u proseku 1.3 ppm.[11][12]
Reference
уреди- ^ „Fluorides - PubChem Public Chemical Database”. The PubChem Project. USA: National Center for Biotechnology Information.
- ^ Joanne Wixon; Douglas Kell (2000). „Website Review: The Kyoto Encyclopedia of Genes and Genomes — KEGG”. Yeast. 17 (1): 48—55. doi:10.1002/(SICI)1097-0061(200004)17:1<48::AID-YEA2>3.0.CO;2-H.
- ^ Li Q, Cheng T, Wang Y, Bryant SH (2010). „PubChem as a public resource for drug discovery.”. Drug Discov Today. 15 (23-24): 1052—7. PMID 20970519. doi:10.1016/j.drudis.2010.10.003.
- ^ Evan E. Bolton; Yanli Wang; Paul A. Thiessen; Stephen H. Bryant (2008). „Chapter 12 PubChem: Integrated Platform of Small Molecules and Biological Activities”. Annual Reports in Computational Chemistry. 4: 217—241. doi:10.1016/S1574-1400(08)00012-1.
- ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419.
- ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Chemistry of the Elements (II изд.). Oxford: Butterworth-Heinemann. ISBN 0080379419. pp. 804
- ^ Khriachtchev, Leonid; Mika Pettersson; et al. (24. 8. 2000). „A stable argon compound”. Nature. 406 (6798): 874—876. PMID 10972285. doi:10.1038/35022551.
- ^ а б Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. 2005.
- ^ Villalba, Gara; Ayres, Robert U.; Schroder, Hans (2008). „Accounting for Fluorine: Production, Use, and Loss”. Journal of Industrial Ecology. 11: 85—101. doi:10.1162/jiec.2007.1075.
- ^ Holleman, A. F.; Wiberg, E. "Inorganic Chemistry" Academic Press: San Diego. 2001. ISBN 978-0-12-352651-9.
- ^ Fluoride in Drinking-water: Background document for development of WHO Guidelines for Drinking-water Quality. World Health Organization. 2004. pp. 2 Page accessed on February 22, 2007.
- ^ Environmental Health Criteria 227: Fluorides. World Health Organization. 2002. pp. 38 Page accessed on February 22, 2007.