Czytaj więcej"/> Drukuj
O - F - Ne
 
F
Cl  
 
 
Fluor -

Dane ogólne
Nazwa, symbol, l.a.*Fluor, F, 9
Własności metalicznehalogen
Grupa, okres, blok17 , 2, p
Gęstość, twardość1,696 kg/m3, bd
Kolorzielonożółty
Własności atomowe
Masa atomowa18,9984 u
Promień atomowy (obl.)50 (42) pm
Promień kowalencyjny71 pm
Promień van der Waalsa147 pm
Konfiguracja elektronowahref="Hel_(pierwiastek).html" title="Hel (pierwiastek)" >He2s22p5
e- na poziom energetyczny2, 7
Stopień utlenienia-1
Własności kwasowe tlenkówsilnie kwaśne
Struktura krystalicznaregularna
Własności fizyczne
Stan skupieniagazowy
Temperatura topnienia53,53 K
(-219,62 °C)
Temperatura wrzenia85,03 K
(-188,12 °C)
Objętość molowa11,20×10-3 m3/mol
Ciepło parowania3,2698 kJ/mol
Ciepło topnienia0,2552 kJ/mol
Ciśnienie pary nasyconejbd
Prędkość dźwiękubd
Pozostałe dane
Elektroujemność3,98 (Pauling)
4,10 (Allred)
Ciepło właściwe824 J/
Przewodność właściwabd
Przewodność cieplna 0,0279 W/
I Potencjał jonizacyjny1681,0 kJ/mol
II Potencjał jonizacyjny3374,2 kJ/mol
III Potencjał jonizacyjny6050,4 kJ/mol
IV Potencjał jonizacyjny8407,7 kJ/mol
V Potencjał jonizacyjny11022,7 kJ/mol
VI Potencjał jonizacyjny15164,1 kJ/mol
VII Potencjał jonizacyjny17868 kJ/mol
VIII Potencjał jonizacyjny92038,1 kJ/mol
IX Potencjał jonizacyjny106434,3 kJ/mol
Najbardziej stabilne izotopy*
izotopwyst.o.p.rs.r.e.r. MeVp.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

Chemia > Pierwiastek chemiczny > H - He - Li - Be - B - C - N - O - F - Ne - Na - Mg - Al - Si - P - S - Cl - Ar - K - Ca - Sc - Ti - V - Cr - Mn - Fe - Co - Ni - Cu - Zn - Ga - Ge - As - Se - Br - Kr - Rb - Sr - Y - Zr - Nb - Mo - Tc - Ru - Rh - Pd - Ag - Cd - In - Sn - Sb - Te - I - Xe - Cs - Ba - La - Ce - Pr - Nd - Pm - Sm - Eu - Gd - Tb - Dy - Ho - Er - Tm - Yb - Lu - Hf - Ta - W - Re - Os - Ir - Pt - Au - Hg - Tl - Pb - Bi - Po - At - Rn - Fr - Ra - Ac - Th - Pa - U - Np - Pu - Am - Cm - Bk - Cf - Es - Fm - Md - No - Lr - Rf - Db - Sg - Bh - Hs - Mt - Ds - Rg - Uub - Uut - Uuq - Uup - Uuh - Uus - Uuo


Fluor (F, łac. fluorum) jest niemetalem należącym do siódmej grupy głównej. Jest najaktywniejszym i najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem, tworzącym związki z większością z innych pierwiastków (nawet z gazami szlachetnymi - 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 w stanie wolnym występuje w postaci F2. Wchodzi w skład kwasu fluorowodorowego, fluorków. W roztworze wodnym najczęściej występuje jako jon fluorkowy F-. Zdarzają się także jony kompleksowe, np. [1]- albo jon H2F+.
Zawartość w górnych warstwach Ziemi wynosi 0,054%. Jedynym stabilnym izotopem fluoru jest 19F.

Zastosowanie

Fluoru używa się przy produkcji plastików takich jak teflon i halonów (jak freon). Inne zastosowania:
Niektórzy naukowcy - w tym amerykańscy specjaliści od lotów kosmicznych na początku lat 60. XX wieku - rozważali użycie fluoru jako napędu rakietowego. Eksperymenty nie powiodły się z powodu trudności w przechowywaniu i używaniu tak aktywnego pierwiastka, jakim jest fluor.

Historia

Fluoryt (fluorek wapnia) został opisany w 1529 przez Georigiusa Agricolę z powodu jego użycia jako topika ułatwiającego łączenie metali i minerałów. W 1670 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, Anotine 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 fluor został otrzymany przez Henri'ego Moissana po prawie 74 latach nieustannych wysiłków. Moissanowi odkrycie fluoru przyniosło Nagrodę Nobla w 1906 r., jednak wielu innych badaczy badania nad tym pierwiastkiem przypłaciło utratą zdrowia lub życia.
Pierwsza produkcja rynkowa fluoru została uruchomiona na potrzeby projeku Manhattan stworzenia bomby atomowej w czasie II wojny światowej. 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.

Związki

Fluor może zastępować wodór w związkach organicznych, dlatego liczba związków fluoru może być bardzo duża. Związki fuoru 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.

Znaczenie biologiczne

Fluor wydaje się mieć niewielkie znaczenie biologiczne, m.in. uodparnia zęby na działanie bakterii, dlatego jest w wielu miejscach na świecie dodawany do wody. Fluor jest jednym z mikroelementów.

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).
Materiał wydrukowany z portalu zgapa.pl dnia 2020-09-19 16:30:16