Fluor

Z Wikipedii

O - F - Ne   F Cl       Układ okresowy
Dane ogólne
Nazwa, symbol, l.a.*	Fluor, F, 9
Własności metaliczne	halogen
Grupa, okres, blok	17 (VIIA), 2, p
Gęstość, twardość	1,696 kg/m3, bd
Kolor	zielonożółty
Własności atomowe
Masa atomowa	18,9984 u
Promień atomowy (obl.)	50 (42) pm
Promień kowalencyjny	71 pm
Promień van der Waalsa	147 pm
Konfiguracja elektronowa	[He]2s22p5
e- na poziom energetyczny	2, 7
Stopień utlenienia	-1
Własności kwasowe tlenków	silnie kwaśne
Struktura krystaliczna	regularna
Własności fizyczne
Stan skupienia	gazowy
Temperatura topnienia	53,53 K (-219,62 °C)
Temperatura wrzenia	85,03 K (-188,12 °C)
Objętość molowa	11,20×10-6 m3/mol
Ciepło parowania	3,2698 kJ/mol
Ciepło topnienia	0,2552 kJ/mol
Ciśnienie pary nasyconej	bd
Prędkość dźwięku	bd
Pozostałe dane
Elektroujemność	3,98 (Pauling) 4,10 (Allred)
Ciepło właściwe	824 J/(kg*K)
Przewodność właściwa	bd
Przewodność cieplna	0,0279 W/(m*K)
I Potencjał jonizacyjny	1681,0 kJ/mol
II Potencjał jonizacyjny	3374,2 kJ/mol
III Potencjał jonizacyjny	6050,4 kJ/mol
IV Potencjał jonizacyjny	8407,7 kJ/mol
V Potencjał jonizacyjny	11022,7 kJ/mol
VI Potencjał jonizacyjny	15164,1 kJ/mol
VII Potencjał jonizacyjny	17868 kJ/mol
VIII Potencjał jonizacyjny	92038,1 kJ/mol
IX Potencjał jonizacyjny	106434,3 kJ/mol
Najbardziej stabilne izotopy*
izotop wyst. o.p.r s.r. e.r. MeV p.r. 17F {syn.} 64,7 s β+   17O 18F {syn.} 109,8 min β+   18O 19F 100% stabilny izotop z 10 neutronami 20F {syn.} 11,0 s β-   20Ne
Tam, gdzie nie jest zaznaczone inaczej, użyte są jednostki SI i warunki normalne.
*Wyjaśnienie skrótów: l.a.=liczba atomowa wyst.=występowanie w przyrodzie, o.p.r.=okres połowicznego rozpadu, s.r.=sposób rozpadu, e.r.=energia rozpadu, p.r.=produkt rozpadu

Fluor (F, łac. fluorum) - pierwiastek chemiczny, niemetal z grupy fluorowców w układzie okresowym.

Jest najaktywniejszym niemetalem o największej elektroujemności, tworzącym związki z większością z innych pierwiastków (nawet z gazami szlachetnymi - kryptonem, ksenonem i radonem). Nawet bez dostępu światła, w niskiej temperaturze łączy się wybuchowo z wodorem tworząc fluorowodór. W strumienu gazowego fluoru palą się szkło, metale i woda. Z powodu jego dużej aktywności nie można go przechowywać ani wytwarzać w naczyniach szklanych.

Fluor jest otrzymywany poprzez elektrolizę ciekłego fluorowodoru z dodatkiem wodorofluorku potasu (KHF₂). Na 100-lecie odkrycia fluoru Karl Christe otrzymał ten pierwiastek poprzez reakcję heksafluoromanganianu(IV) potasu z fluorkiem antymonu(V) w temp. pow. 150°C:

K₂MnF₆ + 2SbF₅ → 2KSbF₆ + MnF₂ + F₂↑

Reakcja ta nie ma żadnego praktycznego znaczenia, ale pokazuje, że nie jest konieczna elektroliza.

Fluor w stanie wolnym występuje w postaci F₂. Wchodzi w skład kwasu fluorowodorowego i fluorków. W roztworze wodnym najczęściej występuje jako jon fluorkowy F^-. Zdarzają się także jony kompleksowe, np. [FeF₄]^- albo jon H₂F⁺.

Zawartość w górnych warstwach Ziemi wynosi 0,054%. Jedynym stabilnym izotopem fluoru jest ¹⁹F.

Spis treści 1 Zastosowanie 2 Historia 3 Związki 4 Środki ostrożności

[edytuj] Zastosowanie

Gazowy fluoru używa się przy produkcji monomerów, fluorowanych alkenów, z których otrzymuje się teflon i jego pochodne. Oprócz tego jest stosowany do produkcji halonów, które są stosowane jako ciecze chłodzące i hydrauliczne (np. freon). Inne zastosowania:

• kwas fluorowodorowy (HF) oraz fluorki litowców i amonu są używane do trawienia szkła, m.in. w żarówkach
• Jednoatomowy fluor jest używany w produkcji półprzewodników
• Sześciofluorku uranu (UF₆) używa się do wzbogacania uranu
• Heksafluoroglinian potasu, tzw. kriolit jest używany w elektrolitycznym otrzymywaniu glinu
• Fluorek sodu był kiedyś używany jako insektycyd, głównie przeciwko karaluchom
• Niektóre inne fluorki są często dodawana do past do zębów i (co budzi czasem kontrowersje) do wody pitnej aby zapobiegać próchnicy zębów.

[edytuj] Historia

Fluoryt (fluorek wapnia) został opisany w 1529 przez Georigiusa Agricolę z powodu jego użycia jako topnika ułatwiającego łączenie metali i minerałów. W 1670 r. Schwandhand odkrył, że szkło można trawić za pomocą fluorytu, na który podziałano kwasem. Karl Scheele i wielu późniejszych badaczy, w tym Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier i Louis Thenard eksperymentowali z kwasem fluorowodorowym, łatwo otrzymywanym z fluorytu przez potraktowanie go stężonym kwasem siarkowym.

W końcu zdano sobie sprawię, że kwas fluorowodorowy zawiera wcześniej nie znany pierwiastek. Jednak przez wiele lat nie udawało się go wyodrębnić z powodu jego ogromnej aktywności chemicznej - z trudem jest wydzielany ze związku, po czym natychmiast reaguje z pozostałą częścią substancji wyjściowej. W 1886 r. fluor został otrzymany przez Henri'ego Moissana po prawie 74 latach nieustannych wysiłków. Moissanowi odkrycie fluoru przyniosło Nagrodę Nobla w 1906 r. Od początku wieku XX wiedziano, iż podawanie ludziom niewielkich dawek fluoru może sprawić, że staną się ulegli i podatni na manipulacje. Podczas II wojny światowej hitlerowcy szukając sposobu, aby otumanić więźniów obozów koncentracyjnych, zaczęli podawać im duże dawki fluoru w wodzie pitnej. Produkcja fluoru została zlecona koncernowi I.G.Farben z Frankfurtu.

Pierwsza produkcja na skalę przemysłową fluoru została uruchomiona na potrzeby projektu Manhattan. Gazowy fluorek uranu (UF₆) był wtedy używany do oddzielenia izotopów uranu (U-235 i U-238). Dzisiaj do wzbogacania uranu używa się fluorku uranu i metody dyfuzyjnej lub wirówkowej.

[edytuj] Związki

Fluor może zastępować wodór w związkach organicznych, dlatego liczba związków fluoru może być bardzo duża. Związki fluoru z gazami szlachetnymi po raz pierwszy otrzymali Howard Claassen, Henry Selig i John Malm w 1962 r. Pierwszym z tych związków był tetrafluorek ksenonu. Otrzymano również fluorki kryptonu i radonu.

Fluor otrzymuje się z fluorytu, kriolitu lub apatytu fluorowego.

[edytuj] Środki ostrożności

Zarówno fluor jak i fluorowodór muszą być przechowywane z zachowaniem szczególnych środków ostrożności. Powinno się unikać wszelkiego kontaktu ze skórą lub oczami.

Pierwiastkowy fluor jak i jony fluorkowe są silnie toksyczne. Wolny fluor ma charakterystyczny drażniący zapach i jest wyczuwalny nawet w stężeniu 20 ppm. Dozwolone maksymalne stężenie przy założeniu 8-godzinnej ekspozycji na działanie fluoru to 1 ppm (czyli mniej niż w przypadku cyjanowodoru).^{[potrzebne źródło]}