powered by CADENAS

Social Share

Fluor (24732 views - Periodic Table Of Elements)

Fluor (F, łac. fluorum od fluorytu, CaF2) – pierwiastek chemiczny, niemetal z grupy fluorowców w układzie okresowym. Fluor w stanie wolnym występuje w postaci dwuatomowej cząsteczki F2. Jest żółtozielonym silnie trującym gazem o ostrym zapachu podobnym do chloru. Jest najaktywniejszym niemetalem o największej elektroujemności, tworzącym związki z większością innych pierwiastków (nawet z gazami szlachetnymi – kryptonem, ksenonem i radonem). W przeciwieństwie do innych fluorowców fluor łączy się wybuchowo z wodorem, tworząc fluorowodór bez dostępu światła i w niskiej temperaturze. W strumieniu gazowego fluoru palą się szkło, metale i woda. Z powodu jego dużej aktywności nie można go przechowywać ani wytwarzać w naczyniach szklanych. Wchodzi w skład kwasu fluorowodorowego i fluorków, m.in. minerału fluorytu (CaF2). W roztworze wodnym najczęściej występuje jako jon fluorkowy F−. Znane są także jony kompleksowe fluoru, np. [FeF4]−, H2F+ lub PF−6. Zawartość w górnych warstwach Ziemi wynosi 0,054%. Jedynym stabilnym izotopem fluoru jest 19F.
Go to Article

Fluor

Fluor

Fluor

Licensed under Creative Commons Attribution-Share Alike 3.0 (

).

Fluor
tlen ← fluor → neon
Wygląd
zielonożółty
skroplony fluor

Widmo emisyjne fluoru
Ogólne informacje
Nazwa, symbol, l.a. fluor, F, 9
(łac. fluorum)
Grupa, okres, blok 17, 2, p
Stopień utlenienia −I
Właściwości metaliczne niemetalfluorowiec
Masa atomowa 18,998403163(6) u[3][a]
Stan skupienia gazowy
Gęstość 1,696 kg/m³
Temperatura topnienia −219,67 °C[1]
Temperatura wrzenia −188,12 °C[1]
Numer CAS 7782-41-4
PubChem 24524[4]
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)

Fluor (F, łac. fluorum od fluorytu, CaF2)[6]pierwiastek chemiczny, niemetal z grupy fluorowców w układzie okresowym. Fluor w stanie wolnym występuje w postaci dwuatomowej cząsteczki F2. Jest żółtozielonym silnie trującym gazem o ostrym zapachu podobnym do chloru.

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

Wchodzi w skład kwasu fluorowodorowego i fluorków, m.in. minerału fluorytu (CaF2). W roztworze wodnym najczęściej występuje jako jon fluorkowy F. Znane są także jony kompleksowe fluoru, np. [FeF4], H2F+ lub PF6.

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

Otrzymywanie

Zarówno w skali przemysłowej, jak i laboratoryjnej, fluor otrzymuje się praktycznie wyłącznie poprzez elektrolizę ciekłej mieszaniny fluorowodoru i fluorku potasu. Pierwotnie stosowano mieszaninę bogatą w HF i temperaturę niższą od pokojowej, później opracowano proces wysokotemperaturowy, w którym elektrolit miał skład KF·HF i temperaturę topnienia 239 °C. Metoda ta dominowała w pierwszej połowie XX w. Obecnie przeważa proces średniotemperaturowy, prowadzony w 80–110 °C, z elektrolitem o składzie KF·2HF (ttopn. = 71,7 °C)[7].

Zastosowanie

Gazowego 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:

Historia

Fluoryt (tj. fluorek wapnia, CaF2) został opisany w 1529 roku przez Georgiusa Agricolę jako topnik obniżający temperaturę topnienia innych minerałów (od właściwości tej pochodzi nazwa minerału: łac. fluere = płynąć). W 1670 roku Heinrich Schwanhard odkrył, że w wyniku działania kwasów na fluoryt powstaje gaz trawiący szkło (był to fluorowodór, HF). Właściwości kwasowe HF odkrył w roku 1780 Carl Scheele. Humphry Davy po otrzymaniu pierwiastkowego chloru przez utlenienie chlorowodoru (1810) usiłował – bez powodzenia – wraz z André Ampèrem w podobny sposób wyizolować fluor z flourowodoru. Badacze ci nadali nowemu pierwiastkowi nazwę fluorum od minerału fluorytu, CaF2[6]. Polską nazwę – fluor – wprowadził Filip Walter.

Wolnego fluoru przez wiele lat nie udawało się go wyodrębnić z powodu jego ogromnej aktywności chemicznej – po wytworzeniu poprzez elektrolizę stopionego fluorytu, w wysokiej temperaturze procesu (temperatura topnienia CaF2 wynosi ok. 1400 °C) natychmiast reagował z substancjami i materiałami obecnymi w naczyniach reakcyjnych. Próby otrzymania fluoru doprowadziły przy tym do śmierci kilku badaczy. W roku 1885 Edmond Frémy rozpoczął badania nad elektrolizą fluorowodoru, jednak okazało się, że suchy związek nie przewodzi prądu, a związek wilgotny prąd wprawdzie przewodził, ale na elektrodzie wydzielał się tlen z obecnej wody, a nie fluor. Badania te kontynuował jego uczeń, Henri Moissan, który ostatecznie w 1886 roku otrzymał fluor przez elektrolizę fluorowodoru zawierającego dodatek KHF2 (było to przypadkowe zanieczyszczenie materiału do elektrolizy). Moissanowi otrzymanie nowego pierwiastka przyniosło Nagrodę Nobla w dziedzinie chemii w 1906 roku[6].

Pierwsza produkcja fluoru na skalę przemysłową została uruchomiona na potrzeby projektu Manhattan. Gazowy fluorek uranu(IV) (UF6) był wtedy używany do rozdzielenia izotopów 235U i 238U podczas wzbogacania uranu.

Na 100-lecie odkrycia fluoru Karl Christe otrzymał ten pierwiastek poprzez reakcję heksafluoromanganianu(IV) potasu z fluorkiem antymonu(V) w temp. 150 °C:

  • Etap 1 – synteza substratów:
2KMnO4 + 2KF + 10HF + 3H2O22K2MnF6↓ + 8H2O + 3O2
SbCl5 + 5HF → SbF5 + 5HCl
  • Etap 2 – reakcja właściwa:
2K2MnF6 + 4SbF54KSbF6 + 2MnF3 + F2

Była to pierwsza chemiczna (nie elektrochemiczna) metoda pozwalająca na otrzymanie fluoru pierwiastkowego ze znaczącą wydajnością (ok. 40%)[8].

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 roku. Pierwszym z tych związków był tetrafluorek ksenonu. Otrzymano również fluorki kryptonu i radonu.

Fluor otrzymuje się z fluorytu, kriolitu lub fluoroapatytu.

FluorytFluoroapatytFluorowodórWytop metaliProdukcja szkłaZwiązki fluoroorganiczneHeksafluoroglinian soduWytrawianie metaliKwas fluorokrzemowyKraking alkanówFluorowęglowodoryChlorofluorowęglowodoryFreonyTeflonFluorowanie wodyWzbogacanie uranuHeksafluorek siarkiHeksafluorek wolframuFosfogips
Produkcja i wykorzystanie fluoru i jego związków. Kliknij na daną nazwę z grafiki by przejść do danego hasła.

Szkodliwość

Pierwiastkowy fluor, jak i jony fluorkowe, są silnie toksyczne. Zaburza procesy enzymatyczne w komórkach, hamując oddychanie tkankowe, przemianę węglowodanów, lipidów oraz syntezę hormonów. Sam fluor i niektóre jego związki działają żrąco, powodując głębokie martwice. Wolny fluor ma charakterystyczny drażniący zapach i jest wyczuwalny nawet w stężeniu 20 ppm[9][10][11][12].

Gazowy fluor łatwo wchłania się przez drogi oddechowe i pokarmowe. Związki fluoru obecne np. w żywności dobrze wchłaniają się z dróg pokarmowych[9][10][13][11][12].

Po podaniu doustnym w dużych stężeniach związki fluoru powodują zatrucia ostre, na skutek żrącego działania wydzielającego się fluorowodoru. Dalsze objawy to płytki oddech, kurcz dłoni, drgawki, ślinotok i nudności. Bezpośrednią przyczyną zgonu w wyniku zatrucia fluorem jest porażenie ośrodka oddechowego[9][10][12].

Zatrucia przewlekłe małymi dawkami fluoru, czyli fluoroza, objawiają się zaburzeniami w uwapnieniu kości, brunatnym cętkowaniem zębów, zmniejszeniem ruchliwości[9][10][11].

Dozwolone maksymalne stężenie przy założeniu 8-godzinnej ekspozycji na działanie fluoru to 0,05 mg/m3 (czyli mniej niż w przypadku cyjanowodoru)[9][10].

Znaczenie biologiczne

Pomimo znacznej toksyczności, fluor w odpowiednich ilościach jest pierwiastkiem niezbędnym dla prawidłowego rozwoju kości i zębów[9]. Może on modyfikować hydroksyapatyty budujące szkliwo zębów i poprzez substytucję grup wodorotlenowych tworzyć fluoroapatyty. Szkliwo zawierające taką modyfikację ulega wzmocnieniu oraz wykazuje większą oporność na działanie kwasów produkowanych przez bakterie próchnicotwórcze obecne w płytce nazębnej. Te specyficzne właściwości wynikają z faktu, iż fluoroapatyty wykazują lepszą krystaliczność, twardość oraz mniejszą rozpuszczalność w kwasach niż naturalnie występujące hydroksyapatyty[14].

Środki ostrożności

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

Uwagi

  1. Wartość w nawiasie oznacza niepewność związaną z ostatnią cyfrą znaczącą.
  1. a b CRC Handbook of Chemistry and Physics, David R. Lide (red.), wyd. 90, Boca Raton: CRC Press, 2009, s. 4-64, ISBN 9781420090840.
  2. a b Fluor (ang.) w wykazie klasyfikacji i oznakowania Europejskiej Agencji Chemikaliów. [dostęp 2015-03-28].
  3. Juris Meija i inni, Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report), „Pure and Applied Chemistry”, 88 (3), 2016, s. 265–291, DOI10.1515/pac-2015-0305.
  4. Fluor (CID: 24524) (ang.) w bazie PubChem, United States National Library of Medicine.
  5. Wartość dla ciała stałego według: Singman, Charles N.. Atomic volume and allotropy of the elements. „Journal of Chemical Education”. 61 (2), s. 137–142, 1984. DOI: 10.1021/ed061p137. 
  6. a b c Langley, Richard H., Welch, Larry. Fluorine. „Journal of Chemical Education”. 60 (9), s. 759, 1983. DOI: 10.1021/ed060p759. 
  7. Michel Jaccaud, Robert Faron, Didier Devilliers, Ren Romano: Fluorine. W: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH Verlag, 2005. DOI: 10.1002/14356007.a11_293. ISBN 9783527306732.
  8. K. Christe. Chemical synthesis of elemental fluorine. „Inorg. Chem.”. 25 (21), s. 3721–3722, 1986. DOI: 10.1021/ic00241a001. 
  9. a b c d e f Witold Seńczuk red.: Toksykologia. Podręcznik dla studentów, lekarzy i farmaceutów Wydanie IV. Warszawa: Wydawnictwo Lekarskie PZWL, 2002.
  10. a b c d e Nochimson G. (2008). Toxicity, Fluoride. eMedicine.
  11. a b c S. Sabour, Z. Ghorbani. Developmental fluoride neurotoxicity: clinical importance versus statistical significance. „Environ Health Perspect”. 121 (3), s. A70, 2013. DOI: 10.1289/ehp.1206192. PMID: 23455234. PMCID: PMC3621182. 
  12. a b c AL. Choi, P. Grandjean, G. Sun, Y. Zhang. Developmental fluoride neurotoxicity: Choi et al. Respond. „Environ Health Perspect”. 121 (3), s. A70, 2013. DOI: 10.1289/ehp.1206192R. PMID: 23454355. PMCID: PMC3621205. 
  13. AL. Choi, G. Sun, Y. Zhang, P. Grandjean. Developmental fluoride neurotoxicity: a systematic review and meta-analysis. „Environ Health Perspect”. 120 (10), s. 1362-1368, 2012. DOI: 10.1289/ehp.1104912. PMID: 22820538. PMCID: PMC3491930. 
  14. Fluor – znaczenie fluoru, kariostatyczne działanie na zęby

1,2,3-Trichloropropane2-Ethoxyethanol2-Methoxyethanol2,4-Dinitrotoluene4,4′-Diaminodifenylometan41xx steelAkrylamidAL-6XNAlGaAlloy 20AlnicoAlumelGlinStopy aluminiumBrązalAluminium-lithium alloyGlinokrzemianyAmalgamatDichromian amonuAnhydrousAntracenArgentium sterling silverPentatlenek diarsenuTritlenek diarsenuArsenical bronzeArsenical copperBabbit (stop)Bell metalBenzyl butyl phthalateBeryl (pierwiastek)Brązy#Brąz berylowyBilon (stop)BirmabrightBis(2-ethylhexyl) phthalateBismanolBizmutTetraboran soduKwas borowyBorMosiądzBrightrayBritannia (stop)Britannia silverBrązyBułat (stal)Calamine brassCalifornia Electronic Waste Recycling ActWęgiel (pierwiastek)ŻeliwoCelestriumChina RoHSChinese silverChromelKwas chromowyChromChromium hydrideTlenek chromu(VI)Smoła pogazowaKobaltCobalt(II) acetateCobalt(II) carbonateChlorek kobaltu(II)Cobalt(II) nitrateCobalt(II) sulfateNiebieskie złotoKonstantanMiedźCopper hydrideCopper–tungstenBrąz korynckiCrown goldCrucible steelCuniferMiedzionikielCymbal alloysStal damasceńskaStop DevardyFtalan dibutyluDiisobutyl phthalateDoré bullionDuraluminiumDutch metalBlacha elektrotechnicznaElektrumElektron (stop magnezu)ElinwarFernicoŻelazostopyKamień do zapalniczkiFerrochromeFerromanganeseFerromolybdenumŻelazokrzemFerrotitaniumFerrouraniumField's metalFlorentine bronzeGalfenolGalinstanGalGilding metalSzkłoGlucydurZłotoGoloidGuanín (bronze)Gum metalSpiżHaynes InternationalHel (pierwiastek)HepatizonHexabromocyclododecaneHexavalent chromiumHiduminiumStal szybkotnącaStal konstrukcyjna niskostopowaHigh-temperature insulation woolHydratyHydrazynaWodórHydronaliumInconelIndInternational Material Data SystemInwarŻelazoIron–hydrogen alloyItalmaKantalKovarOłówLead hydrogen arsenateChromian ołowiu(II)LitMagnalMagnezMagnoxStal HadfieldaManganinStal maragingMarine grade stainlessMartensitic stainless steelMegalliumMelchior (stop metali)MercuryMiszmetalMolybdochalkosMonelMumetalMuntz metalMushet steelMusk xyleneN-MetylopirolidonNeon (pierwiastek)ChromonikielinaNikielNickel hydrideNowe srebroNitinolNicrosilNisilAzotNordic goldOligomeryOrmoluTlenPermalojPewterFosfobrązKwas ftalowySurówka hutniczaPinchbeck (alloy)Pak węglowyTworzywa sztucznePlatinum sterlingPlexiglasPluton (pierwiastek)Plutonium–gallium alloyPolybrominated biphenylPolybrominated diphenyl ethersPotasChromian potasuDichromian potasuPseudo palladiumQueen's metalREACHRoHSReynolds 531RhoditeRod (pierwiastek)Stop RosegoSamarSamarium–cobalt magnetSanicro 28SkandScandium hydrideShakudōShibuichiSrebroSilver steelSódChromian soduDichromian soduSodium-potassium alloyLut (technologia)Speculum metalSpiegeleisenStal sprężynowaStaballoyStal nierdzewnaStalStellitSterling silverStrontium chromateStal konstrukcyjnaSubstance of very high concernSupermalojStal chirurgicznaTerfenol-DTerneTibetan silverCynaTytan (pierwiastek)Titanium alloyTitanium Beta CTitanium goldTitanium hydrideTitanium nitrideTombakStal narzędziowaTributyltin oxideTrichloroetenTris(2-chloroethyl) phosphateTumbagaStop drukarskiUran (pierwiastek)Wodorek uranuVitalliumWEEEStal o podwyższonej odporności na warunki atmosferyczneWhite metalStop WoodaWootz steelY alloyZnalZeron 100CynkCyrkon (pierwiastek)Tlenek cyrkonu(IV)Zirconium hydrideKrzemFosforSulfurChlorArgonWapńWanadGermanArsenicSelenBromKryptonKsenonJodTellurTechnetiumItrMolibdenNiobStrontRubidCezBar (pierwiastek)LantanHafnTantal (pierwiastek)Ren (pierwiastek)WolframOsmIrydPlatynaRtęćTalPolonAstatRadonFransRad (pierwiastek)AktynRutherford (pierwiastek)SeaborgBohr (pierwiastek)HasMeitnerDarmsztadtRoentgen (pierwiastek)Kopernik (pierwiastek)NihoniumFlerowMoscoviumLiwermorTennessineOganessonCerPrazeodymNeodymPrometEuropGadolinTerbDysprozHolm (pierwiastek)ErbIterbTulLutetTor (pierwiastek)ProtaktynNeptun (pierwiastek)AmerykKiur (pierwiastek)BerkelKalifornEinstein (pierwiastek)Ferm (pierwiastek)MendelewNobel (pierwiastek)LorensGrafenPierwiastek chemiczny

This article uses material from the Wikipedia article "Fluor", which is released under the Creative Commons Attribution-Share-Alike License 3.0. There is a list of all authors in Wikipedia

Periodic Table Of Elements

element,system,atom,molecule,metal,halogen,noble gas,chemical,chemistry