Fluor je kemični element (simbol F, atomska številka 9), nekovina, ki spada v skupino halogenov. Je najbolj aktivna in elektronegativna snov. Pri normalni temperaturi in tlaku je molekula fluora bledo rumeni strupeni plin s formulo F2. Tako kot drugi halogenidi je molekularni fluor zelo nevaren in ob stiku s kožo povzroča hude kemične opekline.
Uporabi
Fluor in njegove spojine se pogosto uporabljajo, tudi za proizvodnjo farmacevtskih izdelkov, agrokemikalij, goriv in maziv ter tekstila. Fluorovodikova kislina se uporablja za jedkanje stekla, medtem ko se fluorova plazma uporablja za proizvodnjo polprevodnikov in drugih materialov. Nizke koncentracije ionov F v zobni pasti in pitni vodi lahko pomagajo pri preprečevanju zobnega kariesa, višje koncentracije pa najdemo v nekaterih insekticidih. Mnogi splošni anestetiki so derivati fluoroogljikovodikov. Izotop 18F je vir pozitronov za pridobivanje medicinskihslikanje s pozitronsko emisijsko tomografijo, uranov heksafluorid pa se uporablja za ločevanje uranovih izotopov in proizvodnjo obogatenega urana za jedrske elektrarne.
zgodovina odkritij
Minerali, ki vsebujejo fluorove spojine, so bili znani mnogo let pred izolacijo tega kemičnega elementa. Na primer, mineral fluorit (ali fluorit), sestavljen iz kalcijevega fluorida, je leta 1530 opisal George Agricola. Opazil je, da bi ga lahko uporabili kot fluks, snov, ki pomaga znižati tališče kovine ali rude in pomaga pri čiščenju želene kovine. Zato je fluor dobil latinsko ime iz besede fluere (»teči«).
Leta 1670 je pihalec stekla Heinrich Schwanhard odkril, da je steklo jedkano z delovanjem kalcijevega fluorida (fluoridov), obdelanega s kislino. Carl Scheele in številni kasnejši raziskovalci, med njimi Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, so eksperimentirali s fluorovodikovo kislino (HF), ki je bila zlahka pridobljena z obdelavo CaF s koncentrirano žveplovo kislino.
Na koncu je postalo jasno, da HF vsebuje prej neznan element. Vendar zaradi prevelike reaktivnosti te snovi ni bilo mogoče izolirati več let. Ne samo, da ga je težko ločiti od spojin, ampak takoj reagira z drugimi sestavinami. Izolacija elementarnega fluora iz fluorovodikove kisline je izjemno nevarna, zgodnji poskusi pa so oslepili in ubili več znanstvenikov. Ti ljudje so postali znani kot "mučenikifluor."
Odkritje in proizvodnja
Nazadnje je leta 1886 francoskemu kemiku Henriju Moissanu uspelo izolirati fluor z elektrolizo mešanice staljenih kalijevih fluoridov in fluorovodikove kisline. Za to je leta 1906 prejel Nobelovo nagrado za kemijo. Njegov elektrolitski pristop se še danes uporablja za industrijsko proizvodnjo tega kemičnega elementa.
Prva obsežna proizvodnja fluora se je začela med drugo svetovno vojno. To je bilo potrebno za eno od faz ustvarjanja atomske bombe v okviru projekta Manhattan. Fluor je bil uporabljen za proizvodnjo uranovega heksafluorida (UF6), ki je bil nato uporabljen za ločevanje dveh izotopov 235U indrug od drugega 238U. Danes je plinast UF6 potreben za proizvodnjo obogatenega urana za jedrsko energijo.
Najpomembnejše lastnosti fluora
V periodnem sistemu je element na vrhu skupine 17 (prej skupina 7A), ki se imenuje halogen. Drugi halogeni vključujejo klor, brom, jod in astat. Poleg tega je F v drugem obdobju med kisikom in neonom.
Čisti fluor je koroziven plin (kemijska formula F2) z značilnim ostrim vonjem, ki ga najdemo pri koncentraciji 20 nl na liter prostornine. Kot najbolj reaktiven in elektronegativen od vseh elementov zlahka tvori spojine z večino od njih. Fluor je preveč reaktiven, da bi obstajal v elementarni obliki in ga imasorodnost z večino materialov, vključno s silicijem, zato ga ni mogoče pripraviti ali shraniti v steklenih posodah. V vlažnem zraku reagira z vodo in tvori enako nevarno fluorovodikovo kislino.
Fluor v interakciji z vodikom eksplodira tudi pri nizkih temperaturah in v temi. Burno reagira z vodo, da tvori fluorovodikovo kislino in plin kisik. Različni materiali, vključno s fino razpršenimi kovinami in stekli, gorijo s svetlim plamenom v curku plinastega fluora. Poleg tega ta kemični element tvori spojine z žlahtnimi plini kriptonom, ksenonom in radonom. Vendar ne reagira neposredno z dušikom in kisikom.
Kljub izjemni aktivnosti fluora so zdaj na voljo metode za njegovo varno ravnanje in transport. Element je lahko shranjen v posodah iz jekla ali monela (zlitine, bogate z nikljem), saj se na površini teh materialov tvorijo fluoridi, ki preprečujejo nadaljnjo reakcijo.
Fluoridi so snovi, v katerih je fluor prisoten kot negativno nabiti ion (F-) v kombinaciji z nekaterimi pozitivno nabitimi elementi. Spojine fluora s kovinami so med najbolj stabilnimi solmi. Ko se raztopijo v vodi, se razdelijo na ione. Druge oblike fluora so kompleksi, na primer [FeF4]- in H2F+.
Izotopi
Obstaja veliko izotopov tega halogena, od 14F do 31F. Toda izotopska sestava fluora vključuje samo enega od njih,19F, ki vsebuje 10 nevtronov, saj je edini stabilen. Radioaktivni izotop 18F je dragocen vir pozitronov.
Biološki vpliv
Fluor se v telesu nahaja predvsem v kosteh in zobeh v obliki ionov. Fluoriranje pitne vode v koncentraciji manj kot en del na milijon bistveno zmanjša pojavnost kariesa – po podatkih Nacionalnega raziskovalnega sveta Nacionalne akademije znanosti Združenih držav Amerike. Po drugi strani pa lahko prekomerno kopičenje fluora povzroči fluorozo, ki se kaže v lisastih zobeh. Ta učinek je običajno opažen na območjih, kjer vsebnost tega kemičnega elementa v pitni vodi presega koncentracijo 10 ppm.
Elementarni fluor in fluoridne soli so strupeni in z njimi je treba ravnati zelo previdno. Previdno se je treba izogibati stiku s kožo ali očmi. Pri reakciji s kožo nastane fluorovodikova kislina, ki hitro prodre v tkiva in reagira s kalcijem v kosteh ter jih trajno poškoduje.
okoljski fluor
Letna svetovna proizvodnja minerala fluorita je približno 4 milijone ton, skupna zmogljivost raziskanih nahajališč pa je znotraj 120 milijonov ton. Glavna rudarska območja za ta mineral so Mehika, Kitajska in Zahodna Evropa.
Fluor se naravno nahaja v zemeljski skorji, kjer ga lahko najdemo v kamninah, premogu in glini. Fluoridi se sproščajo v zrak z vetrno erozijo tal. Fluor je 13. najbolj razširjen kemični element v zemeljski skorji – njegova vsebnostenako 950 ppm. V tleh je njegova povprečna koncentracija približno 330 ppm. Vodikov fluorid se lahko sprošča v zrak kot posledica industrijskih procesov zgorevanja. Fluoridi, ki so v zraku, padejo na tla ali v vodo. Ko se fluor veže z zelo majhnimi delci, lahko ostane v zraku dalj časa.
V ozračju je 0,6 milijarde tega kemičnega elementa prisotno v obliki solne megle in organskih klorovih spojin. V urbanih območjih koncentracija doseže 50 delov na milijardo.
Povezave
Fluor je kemični element, ki tvori široko paleto organskih in anorganskih spojin. Kemiki lahko z njim nadomestijo vodikove atome in s tem ustvarijo številne nove snovi. Visoko reaktivni halogen tvori spojine z žlahtnimi plini. Leta 1962 je Neil Bartlett sintetiziral ksenon heksafluoroplatinat (XePtF6). Dobili so tudi kripton in radon fluoride. Druga spojina je argon fluorohidrid, ki je stabilen le pri izjemno nizkih temperaturah.
Industrijske aplikacije
V atomskem in molekularnem stanju se fluor uporablja za plazemsko jedkanje v proizvodnji polprevodnikov, ploščatih zaslonov in mikroelektromehanskih sistemov. Fluorovodikova kislina se uporablja za jedkanje stekla v svetilkah in drugih izdelkih.
Poleg nekaterih svojih spojin je fluor pomembna sestavina pri proizvodnji farmacevtskih izdelkov, kmetijskih kemikalij, goriv in mazivmateriali in tekstil. Kemični element je potreben za proizvodnjo halogeniranih alkanov (halonov), ki so se pogosto uporabljali v klimatskih in hladilnih sistemih. Kasneje je bila takšna uporaba klorofluoroogljikovodikov prepovedana, ker prispevajo k uničenju ozonske plasti v zgornji atmosferi.
Žveplov heksafluorid je izjemno inerten, nestrupen plin, ki je razvrščen kot toplogredni plin. Brez fluora proizvodnja plastike z nizkim trenjem, kot je teflon, ni mogoča. Številni anestetiki (npr. sevofluran, desfluran in izofluran) so derivati CFC. Natrijev heksafluoroaluminat (kriolit) se uporablja pri elektrolizi aluminija.
Fluoridne spojine, vključno z NaF, se uporabljajo v zobnih pastah za preprečevanje zobne gnilobe. Te snovi se dodajajo komunalni oskrbi z vodo za zagotavljanje fluoriranja vode, vendar se ta praksa šteje za sporno zaradi vpliva na zdravje ljudi. Pri višjih koncentracijah se NaF uporablja kot insekticid, zlasti za zatiranje ščurkov.
V preteklosti so fluoride uporabljali za znižanje tališča kovin in rud ter za povečanje njihove pretočnosti. Fluor je pomembna sestavina pri proizvodnji uranovega heksafluorida, ki se uporablja za ločevanje njegovih izotopov. 18F, radioaktivni izotop z razpolovno dobo 110 minut, oddaja pozitrone in se pogosto uporablja v medicinski pozitronski emisijski tomografiji.
Fizikalne lastnosti fluora
Osnovne značilnostikemični element, kot sledi:
- Atomska masa 18,9984032 g/mol.
- Elektronska konfiguracija 1s22s22p5.
- Oksidacijsko stanje -1.
- Gostota 1,7 g/L.
- Tališče 53,53 K.
- Vrelišče 85,03 K.
- Toplotna zmogljivost 31,34 J/(K mol).
