Fluor je kemijski element (simbol F, atomski broj 9), nemetal koji pripada skupini halogena. To je najaktivnija i elektronegativna tvar. Pri normalnoj temperaturi i tlaku, molekula fluora je blijedožuti otrovni plin s formulom F2. Kao i drugi halogenidi, molekularni fluor je vrlo opasan i uzrokuje teške kemijske opekline u dodiru s kožom.
Koristite
Fluor i njegovi spojevi se široko koriste, uključujući proizvodnju farmaceutskih proizvoda, agrokemikalija, goriva i maziva te tekstila. Fluorovodična kiselina se koristi za jetkanje stakla, dok se fluorova plazma koristi za proizvodnju poluvodiča i drugih materijala. Niske koncentracije iona F u pasti za zube i pitkoj vodi mogu pomoći u sprječavanju karijesa, dok se veće koncentracije nalaze u nekim insekticidima. Mnogi opći anestetici su derivati fluorougljikovodika. Izotop 18F izvor je pozitrona za dobivanje medicinskihpozitronska emisijska tomografija, a uran heksafluorid se koristi za odvajanje izotopa urana i proizvodnju obogaćenog urana za nuklearne elektrane.
Povijest otkrića
Minerali koji sadrže spojeve fluora bili su poznati mnogo godina prije izolacije ovog kemijskog elementa. Na primjer, mineral fluorit (ili fluorit), koji se sastoji od kalcijevog fluorida, opisao je 1530. George Agricola. Primijetio je da se može koristiti kao fluks, tvar koja pomaže sniziti točku taljenja metala ili rude i pomaže u pročišćavanju željenog metala. Stoga je fluor dobio svoje latinsko ime od riječi fluere ("teći").
Godine 1670., staklopuhač Heinrich Schwanhard otkrio je da se staklo ugravira djelovanjem kalcijevog fluorida (fluorovog špara) tretiranog kiselinom. Carl Scheele i mnogi kasniji istraživači, uključujući Humphryja Davyja, Josepha-Louisa Gay-Lussaca, Antoinea Lavoisiera, Louisa Thénarda, eksperimentirali su s fluorovodičnom kiselinom (HF), koja se lako dobivala tretiranjem CaF koncentriranom sumpornom kiselinom.
Na kraju je postalo jasno da HF sadrži prethodno nepoznati element. Međutim, zbog svoje pretjerane reaktivnosti, ova tvar se nije mogla izolirati dugi niz godina. Ne samo da se teško odvaja od spojeva, već odmah reagira s ostalim komponentama. Izolacija elementarnog fluora iz fluorovodične kiseline iznimno je opasna, a rani pokušaji zaslijepili su i ubili nekoliko znanstvenika. Ti su ljudi postali poznati kao „mučenicifluor."
Otkriće i proizvodnja
Konačno, 1886. godine francuski kemičar Henri Moissan uspio je izolirati fluor elektrolizom smjese rastaljenog kalijevog fluorida i fluorovodične kiseline. Za to je 1906. dobio Nobelovu nagradu za kemiju. Njegov se elektrolitički pristup i danas koristi za industrijsku proizvodnju ovog kemijskog elementa.
Prva velika proizvodnja fluora započela je tijekom Drugog svjetskog rata. Bio je potreban za jednu od faza stvaranja atomske bombe u sklopu projekta Manhattan. Fluor je korišten za proizvodnju uranovog heksafluorida (UF6), koji je zauzvrat korišten za odvajanje dva izotopa 235U ijedan od drugog 238U. Danas je plinoviti UF6 potreban za proizvodnju obogaćenog urana za nuklearnu energiju.
Najvažnija svojstva fluora
U periodnom sustavu, element je na vrhu grupe 17 (bivša grupa 7A), koja se naziva halogen. Ostali halogeni uključuju klor, brom, jod i astatin. Osim toga, F je u drugom razdoblju između kisika i neona.
Čisti fluor je korozivni plin (kemijska formula F2) s karakterističnim oštrim mirisom koji se nalazi u koncentraciji od 20 nl po litri volumena. Kao najreaktivniji i najelektronegativniji od svih elemenata, lako stvara spojeve s većinom njih. Fluor je previše reaktivan da bi postojao u elementarnom obliku i ima takavsrodnost s većinom materijala, uključujući silicij, da se ne može pripremiti ili pohraniti u staklene posude. U vlažnom zraku reagira s vodom i tvori jednako opasnu fluorovodičnu kiselinu.
Fluor, u interakciji s vodikom, eksplodira čak i pri niskim temperaturama iu mraku. Burno reagira s vodom pri čemu nastaje fluorovodična kiselina i plin kisik. Različiti materijali, uključujući fino dispergirane metale i stakla, izgaraju jakim plamenom u mlazu plinovitog fluora. Osim toga, ovaj kemijski element tvori spojeve s plemenitim plinovima kriptonom, ksenonom i radonom. Međutim, ne reagira izravno s dušikom i kisikom.
Unatoč ekstremnoj aktivnosti fluora, metode za njegovo sigurno rukovanje i transport sada su postale dostupne. Element se može pohraniti u čelične ili monelove (legura bogate niklom) posude, jer se na površini tih materijala stvaraju fluoridi koji sprječavaju daljnju reakciju.
Fluoridi su tvari u kojima je fluor prisutan kao negativno nabijeni ion (F-) u kombinaciji s nekim pozitivno nabijenim elementima. Spojevi fluora s metalima spadaju među najstabilnije soli. Kad se otopi u vodi, dijele se na ione. Drugi oblici fluora su kompleksi, na primjer, [FeF4]-, i H2F+.
Izotopi
Postoji mnogo izotopa ovog halogena, u rasponu od 14F do 31F. Ali izotopski sastav fluora uključuje samo jedan od njih,19F, koji sadrži 10 neutrona, budući da je jedini stabilan. Radioaktivni izotop 18F je vrijedan izvor pozitrona.
Biološki utjecaj
Fluor se u tijelu uglavnom nalazi u kostima i zubima u obliku iona. Fluorizacija pitke vode u koncentraciji manjoj od jednog dijela na milijun značajno smanjuje učestalost karijesa – prema Nacionalnom istraživačkom vijeću Nacionalne akademije znanosti Sjedinjenih Država. S druge strane, prekomjerno nakupljanje fluora može dovesti do fluoroze, koja se očituje išaranim zubima. Taj se učinak obično opaža u područjima gdje sadržaj ovog kemijskog elementa u vodi za piće prelazi koncentraciju od 10 ppm.
Elementarni fluor i fluoridne soli su otrovne i s njima treba postupati s velikom pažnjom. Treba pažljivo izbjegavati kontakt s kožom ili očima. Reakcija s kožom stvara fluorovodičnu kiselinu, koja brzo prodire u tkiva i reagira s kalcijem u kostima, trajno ih oštećujući.
Fuor iz okoliša
Godišnja svjetska proizvodnja minerala fluorita iznosi oko 4 milijuna tona, a ukupni kapacitet istraženih nalazišta je unutar 120 milijuna tona. Glavna područja rudarstva ovog minerala su Meksiko, Kina i Zapadna Europa.
Fluor se prirodno nalazi u zemljinoj kori, gdje se može naći u stijenama, ugljenu i glini. Fluoridi se oslobađaju u zrak erozijom tla vjetrom. Fluor je 13. najzastupljeniji kemijski element u zemljinoj kori – njegov sadržajjednako 950 ppm. U tlima je njegova prosječna koncentracija oko 330 ppm. Fluorvodik se može ispustiti u zrak kao rezultat industrijskih procesa izgaranja. Fluoridi koji se nalaze u zraku na kraju padaju na tlo ili u vodu. Kada se fluor veže s vrlo malim česticama, može ostati u zraku dulje vrijeme.
U atmosferi je 0,6 milijarditi dio ovog kemijskog elementa prisutno u obliku slane magle i organskih spojeva klora. U urbanim područjima koncentracija doseže 50 dijelova na milijardu.
Veze
Fluor je kemijski element koji tvori širok raspon organskih i anorganskih spojeva. Kemičari njime mogu zamijeniti atome vodika, stvarajući tako mnoge nove tvari. Visoko reaktivni halogen tvori spojeve s plemenitim plinovima. Godine 1962. Neil Bartlett je sintetizirao ksenon heksafluoroplatinat (XePtF6). Također su dobiveni kripton i radon fluoridi. Drugi spoj je argon fluorhidrid, koji je stabilan samo na ekstremno niskim temperaturama.
Industrijske primjene
U svom atomskom i molekularnom stanju, fluor se koristi za plazma jetkanje u proizvodnji poluvodiča, ravnih zaslona i mikroelektromehaničkih sustava. Fluorovodična kiselina se koristi za jetkanje stakla u svjetiljkama i drugim proizvodima.
Zajedno s nekim od svojih spojeva, fluor je važna komponenta u proizvodnji farmaceutskih proizvoda, agrokemikalija, goriva i mazivamaterijala i tekstila. Kemijski element je potreban za proizvodnju halogeniranih alkana (halona), koji su se, zauzvrat, naširoko koristili u sustavima klimatizacije i hlađenja. Kasnije je takva upotreba klorofluorougljika zabranjena jer doprinose uništavanju ozonskog omotača u gornjoj atmosferi.
Sumpor heksafluorid je izuzetno inertan, neotrovan plin koji je klasificiran kao staklenički plin. Bez fluora, proizvodnja plastike niskog trenja kao što je teflon nije moguća. Mnogi anestetici (npr. sevofluran, desfluran i izofluran) derivati su CFC-a. Natrijev heksafluoroaluminat (kriolit) koristi se u elektrolizi aluminija.
Spojevi fluora, uključujući NaF, koriste se u pastama za zube za sprječavanje karijesa. Te se tvari dodaju općinskim vodoopskrbama kako bi se osigurala fluoridacija vode, no praksa se smatra kontroverznom zbog utjecaja na ljudsko zdravlje. U višim koncentracijama, NaF se koristi kao insekticid, posebno za suzbijanje žohara.
U prošlosti su se fluoridi koristili za snižavanje tališta metala i ruda i povećanje njihove fluidnosti. Fluor je važna komponenta u proizvodnji uranovog heksafluorida, koji se koristi za odvajanje njegovih izotopa. 18F, radioaktivni izotop s poluživotom od 110 minuta, emitira pozitrone i često se koristi u medicinskoj pozitronskoj emisijskoj tomografiji.
Fizička svojstva fluora
Osnovne karakteristikekemijski element kako slijedi:
- Atomska masa 18,9984032 g/mol.
- Elektronska konfiguracija 1s22s22p5.
- Oksidacijsko stanje -1.
- Gustoća 1,7 g/L.
- Točka topljenja 53,53 K.
- Točka ključanja 85,03 K.
- Kapacitet topline 31,34 J/(K mol).
