Fluorin (från L. Fluere, som betyder ”flyta”) är ett kemiskt grundämne i det periodiska systemet som har symbolen F och atomnumret 9. Det är en giftig blekgul, oivalent gasformig halogen som är den kemiskt mest reaktiva och elektronegativa av alla grundämnen. I ren form är det mycket farligt och orsakar allvarliga kemiska brännskador vid hudkontakt.
|
Syre – Fluor – Neon F
|
|
| Allmänt | |
|---|---|
| Namn, Symbol, nummer | Fluor, F, 9 |
| Serie | Halogener |
| Grupp, period, block | 17 (VIIA), 2 , p |
| Täthet, hårdhet | 1.696 kg/m3 (273 K), NA |
| Utseende | blek gröngul gas |
| Atomegenskaper | |
| Atomvikt | 18.9984 amu |
| Atomradie (beräknad.) | 50 (42) pm |
| Kovalent radie | 71 pm |
| van der Waals radie | 147 pm |
| Elektronkonfiguration | 2s2 2p5 |
| e- s per energinivå | 2, 7 |
| Oxidationstillstånd (Oxid) | -1 (stark syra) |
| Kristallstruktur | kubisk |
| Fysikaliska egenskaper | |
| Materialt tillstånd | Gas (icke-magnetisk) |
| Smältpunkt | 53.53 K (-363.32 °F) |
| Kokpunkt | 85.03 K (-306.62 °F) |
| Molär volym | 11.20 ×10-6 m3/mol |
| Förångningsvärme | 3.2698 kJ/mol |
| Fusionsvärme | 0.2552 kJ/mol |
| Damptryck | ingen data |
| Ljudhastighet | ingen data |
| Det mesta | |
| Elektronegativitet | 3.98 (Pauling-skalan) |
| Specifik värmekapacitet | 824 J/(kg*K) |
| Elektrisk ledningsförmåga | ingen uppgift |
| Thermisk ledningsförmåga | 0.0279 W/(m*K) |
| 1:a joniseringspotential | 1681,0 kJ/mol |
| 2:a joniseringspotential | 3374.2 kJ/mol |
| 3:e joniseringspotential | 6050,4 kJ/mol |
| 4:e joniseringspotential | 8407,7 kJ/mol |
| 5:e joniseringspotential | 11022.7 kJ/mol |
| 6:e joniseringspotential | 15164,1 kJ/mol |
| 7:e joniseringspotential | 17868 kJ/mol |
| 8:e joniseringspotential | 92038.1 kJ/mol |
| 9:e joniseringspotentialen | 106434,3 kJ/mol |
| SI-enheter & STP används utom i de fall det anges. | |
Noterade egenskaper
Rent fluor är en frätande blekgul gas som är ett starkt oxidationsmedel. Den är den mest reaktiva och elektronegativa av alla grundämnen och bildar föreningar med de flesta andra grundämnen, inklusive ädelgaserna xenon och radon. Även i mörka, svala förhållanden reagerar fluor explosivt med väte. I en stråle av fluorgas brinner glas, metaller, vatten och andra ämnen med en ljus flamma. Det förekommer alltid kombinerat och har en sådan affinitet för de flesta grundämnen, särskilt kisel, att det varken kan framställas eller bör förvaras i glaskärl.
I vattenlösning förekommer fluor vanligen som fluoridjonen F-. Andra former är fluorokomplex (t.ex. -) eller H2F+.
Fluorider är föreningar som kombinerar fluorid med någon positivt laddad rest. De består ofta av joner.
Användningar
Fluor används vid tillverkning av lågfriktionsplaster som teflon och i haloner som freon. Andra användningsområden:
- Hydrofluorsyra (kemisk formel HF) används för att etsa glas i glödlampor och andra produkter.
- Monatomärt fluor används för plasmaförgasning vid tillverkning av halvledare.
- Samman med sina föreningar används fluor vid framställning av uran (från hexafluorid) och i mer än 100 olika kommersiella fluorkemikalier, inklusive många högtemperaturplaster.
- Fluorklorokolväten används i stor utsträckning vid luftkonditionering och kylning. Klorfluorkarboner har förbjudits för dessa tillämpningar eftersom de misstänks bidra till ozonhålet. Svavelhexafluorid är en extremt inert och giftfri gas. Dessa klasser av föreningar är potenta växthusgaser.
- Kaliumhexafluoroaluminat, den så kallade kryoliten, används vid elektrolys av aluminium.
- Natriumfluorid har använts som insekticid, särskilt mot kackerlackor.
- Vissa andra fluorider tillsätts ofta i tandkräm och (något kontroversiellt) i kommunala vattentäkter för att förebygga hål i tänderna.
Vissa forskare har studerat elementär fluorgas som ett möjligt raketdrivmedel på grund av dess exceptionellt höga specifika impuls.
Historia
Fluor (L fluere som betyder flödet eller flödet) i form av flusspat beskrevs 1529 av Georigius Agricola för dess användning som flussmedel, vilket är en substans som används för att främja sammansmältningen av metaller eller mineraler. År 1670 fann Schwandhard att glas etsades när det utsattes för flusspat som behandlades med syra. Karl Scheele och många senare forskare, däribland Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier och Louis Thenard skulle alla experimentera med fluorvätesyra (vissa experiment slutade i tragedi).
Detta grundämne isolerades inte på många år efter detta på grund av att när det separeras från en av sina föreningar angriper det omedelbart de återstående materialen i föreningen. Slutligen isolerades fluor 1886 av Henri Moissan efter nästan 74 års oavbrutet arbete.
Den första kommersiella produktionen av fluor skedde för atombomben Manhattanprojektet under andra världskriget där föreningen uranhexafluorid (UF6) användes för att separera isotoper av uran. Denna process används fortfarande idag i kärnkraftstillämpningar.
Föreningar
Fluor kan ofta ersätta väte när det förekommer i organiska föreningar. Genom denna mekanism kan fluor ha ett mycket stort antal föreningar. Fluorföreningar som involverar ädelgaser har bekräftats med fluorider av krypton, radon och xenon. Detta grundämne återvinns från fluorit, kryolit och fluorapatit.
Försiktighetsåtgärder
Fluor och HF måste hanteras med stor försiktighet och all kontakt med hud och ögon bör strikt undvikas.
Både elementärt fluor och fluoridjoner är mycket giftiga. När det är ett fritt grundämne har fluor en karakteristisk stickande lukt som kan påvisas i koncentrationer så låga som 20 ppb. Det rekommenderas att den högsta tillåtna koncentrationen för en daglig 8-timmars tidsvägd exponering är 1 ppm (lägre än t.ex. vätecyanid)
Hur som helst, säkra hanteringsrutiner möjliggör transport av flytande fluor i ton.
Referens
- Los Alamos National Laboratory – Fluor (http://periodic.lanl.gov/elements/9.html)
- WebElements.com – Fluor (http://www.webelements.com/webelements/elements/text/F/index.html)
- EnvironmentalChemistry.com – Fluor (http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/F.html)
- It’s Elemental – Fluor (http://education.jlab.org/itselemental/ele009.html)