Fluor

Från GuldWiki
Hoppa till: navigering, sök
Fluor
F-TableImage.png
Tecken
F
Atomnr.
9
Grupp
17
Period
2
Block
p
Allmänt
Ämnesklasshalogen
Densitet1,696 kg/m3 (273 K)
Hårdhet-
Utseendeblekt gul gas
Utseende
Atomens egenskaper
Atommassa18,998403 u
Atomradie (beräknad)50 (42) pm
Kovalent radie71 pm
van der Waalsradie147 pm
Elektronkonfiguration[ He ]2s22p5
e per skal2,7
Oxidationstillstånd (O)−1 (starkt sur)
Kristallstrukturkubisk
Ämnets fysiska egenskaper
Aggregationstillståndgas
Magnetiska egenskapericke magnetisk
Smältpunkt53,53 K (−220 °C)
Kokpunkt85,03 K (−188 °C)
Molvolym11,2 ·10- m3/mol
Ångbildningsvärme3,2698 kJ/mol
Smältvärme0,2552 kJ/mol
Ångtryck-
Ljudhastighet- m/s vid 293,15 K
Diverse
Elektronegativitet3,98 (Paulingskalan)
Värmekapacitet824 J/(kg·K)
Elektrisk ledningsförmåga___ ·106 S/m (Ω−1·m−1)
Värmeledningsförmåga0,0279 W/(m·K)
1a jonisationspotential1681 kJ/mol
2a jonisationspotential3374,2 kJ/mol
3e jonisationspotential6050,4 kJ/mol
4e jonisationspotential8407,7 kJ/mol
5e jonisationspotential11022,7 kJ/mol
6e jonisationspotential15164,1 kJ/mol
7e jonisationspotential17868 kJ/mol
8e jonisationspotential92038,1 kJ/mol
9e jonisationspotential106434,3 kJ/mol
Stabilaste isotoper
Isotop F % Halv.tid Typ Energi (MeV) Prod.
18F syntetisk 109,771 min ε 1,656 MeV 18O
19F 100 % 19F, stabil isotop med 10 neutroner
SI-enheter & STP används om ej annat angivits.

Fluor (latin: Fluorum[1]) är ett icke-metalliskt grundämne med atomnummer 9 och den kemiska beteckningen F, tillhörande gruppen halogener. Fluor bildar en tvåatomig molekyl med sig själv i grundform, vilket resulterar i F2. Fluor är det mest reaktiva och elektronegativa av alla grundämnen. Till exempel ’’brinner’’ fluor i närheten av kolväten, till skillnad från förbränning av kolväten med hjälp av syre, vilket kräver ett tillskott av energi. Således är F2 mycket farligt, farligare än andra halogener såsom den giftiga klorgasen.

Fluor har högst elektronegativitet samt liten atomradie vilket ger unika egenskaper till många av dess föreningar. Till exempel förlitar sig 235U (uran-235), det huvudsakliga kärnbränslet, på volatiliteten hos UF6 (uranhexafluorid). Dessutom är kol–fluor-bindningen en av de starkaste bindningarna i organisk kemi. Detta leder till den höga stabiliteten och ihärdigheten hos fluororganiska föreningar, såsom (poly)tetrafluoreten (Teflon) och C8F17SO3H (perfluoroktansulfonsyra). Kol–fluor-bindningens induktiva effekter leder till styrkan i många fluorhaltiga syror, såsom CF3SO3H (trifluormetansulfonsyra) och CF3COOH (trifluoretansyra). I mediciner substitueras ofta organiska föreningar med fluor på biologiskt reaktiva platser, för att förhindra deras metabolism och förlänga deras livslängd.

Karaktäristik

F2 är en frätande ljusgul eller brun gas och är ett kraftigt oxidationsmedel. Fluor är det mest reaktiva och mest elektronegativa av alla grundämnen på den klassiska Pauling-skalan (4,0), och bildar raskt föreningar med de flesta andra grundämnen. Fluor har ett oxidationstal på -1, förutom när den binder till en annan fluoratom i F2, då oxidationstalet är 0. Fluor bildar till och med föreningar med ädelgaserna Ar (argon), Kr (krypton), Xn (xenon) och Rn (radon). Till och med i mörka, svala förhållanden, reagerar fluor explosivt med H2 (vätgas). Reaktionen med väte sker även vid extremt låga temperaturer, med flytande väte och fast fluor. Fluor är så pass reaktivt att metaller, och även vatten, samt andra substanser, brinner med en stark låga i en ström av fluor. I fuktig luft reagerar fluor med vatten och bildar den farliga gasen vätefluorid.

Fluorider är föreningar med fluor och en positivt laddad partikel. Dessa förekommer oftast som kristallina, joniska salter. Fluorföreningar med metaller är bland de mest stabila salterna.

Vätefluorid är en svag syra när den löses i vatten, men är ändock mycket frätande och angriper glas. Således bildar fluorider av alkalimetaller basiska lösningar. Till exempel, en enmolarig (1 mol/dm3) lösning av NaF (natriumfluorid) i vatten har ett pH på 8,59, jämfört med en enmolarig lösning NaOH (natriumhydroxid), en stark bas, som har ett pH på 14,00.

Isotoper

Trots att fluor har flera olika isotoper, är endast en av dessa (19F) stabil, och de övriga har kort halveringstid och återfinns ej naturligt. Fluor är således ett mononuklidiskt grundämne.

Nukliden 18F är radionukliden av fluor med längst halveringstid (ungefär 110 minuter = nästan 2 timmar), och är kommersiellt en viktig källa för positroner, vilket utnyttjas i positronemissionstomografi.

Historia

Mineralet flusspat (även kallat fluorit), vilket består till mestadels av CaF2 (kalciumfluorid), nämndes år 1530 av Georgius Agricola för sin användning som fluss. Fluss används för att främja sammansmältning av metaller eller mineraler. Namnet fluor kan härledas därifrån då ”fluere” på latin betyder ”att flöda”. År 1670 upptäckte Schwanhard att glas etsas vid kontakt med flusspat som hade behandlats med en syra. Carl Wilhelm Scheele, och senare andra forskare såsom Humphry Davy, Caroline Menard, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier och Louis Jacques Thénard, har alla experimenterat med fluorvätesyra, som lätt framställdes genom att behandla fluorit med koncentrerad H2SO4 (svavelsyra).

På grund av sin extrema reaktivitet så isolerades inte fluorgas förrän många år efter igenkännandet av fluorit. Utvecklingen i att isolera fluorgas gick långsamt på grund av att det kunde endast framställas elektrolytiskt och även under kontrollerade förhållanden angriper gasen många material. År 1886 rapporterades det att Henri Moissan hade lyckats isolera fluorgas efter nästan 74 år av insatser av andra kemister. Framställningen av fluorgas med fluorvätesyra som utgångspunkt är ytterst farligt, och förblindade eller dödade ett flertal kemister i tidiga försök att isolera denna halogen. Dessa individer kom att kallas fluormartyrer (eng. fluorine martyrs). Moissan fick Nobelpriset i kemi år 1906 för sin upptäckt. Den första storskaliga framställningen påbörjades till stöd för Manhattanprojektet, där föreningen UF6 (uranhexafluorid) hade valts till den form av uran som skulle möjliggöra separationen av dess isotoper 235U och 238U. I Manhattanprojektet upptäckte man att UF6 bryts ned till UF4 och F2. Korrosionsproblemet orsakat av F2 löstes till slut genom att elektrolytiskt täcka all UF6 med Ni (nickel), vilket bildar NiF2 (nickeldifluorid) som inte angrips av fluorgas. Leder och flexibla delar var gjorda av teflon, en då väldigt nyupptäckt plast som inte heller angrips av F2.

Framställning

Industriell framställning av fluorgas medför elektrolys av vätefluorid i närheten av KF (kaliumfluorid). Denna metod är baserad på pionjärstudierna av Moissan (se ovan). Fluorgas bildas vid anoden och vätgas vid katoden. Under dessa förhållanden omvandlas kaliumfluorid till KHF2 (kaliumvätefluorid), vilket är det egentliga elektrolytet. Kaliumvätefluorid understödjer elektrolysen genom att kraftigt öka konduktiviteten i lösningen.

HF + KF → KHF2
KHF2 → 2 KF + H2 + F2

Den vätefluorid som krävs för elektrolysen skaffas som en biprodukt till framställning av H3PO4 (fosforsyra). Mineraler som innehåller PO43− (fosfatjoner) innehåller stora mångder fluorit. Vid behandling med svavelsyra släpper dessa mineraler ifrån sig vätefluorid:

CaF2 + H2SO4 → 2 HF + CaSO4

År 1986, under förberedelserna inför en konferens för att fira upptäckten av fluors 100-årsjubileum, upptäckte Karl Christe ett rent kemisk sätt att framställa fluor med hjälp av vattenfri HF, K2MnF6 (kaliummangan(IV)hexafluorid) och SbF5 (antimonpentafluorid) vid 150 °C:

2K2MnF6 + 4SbF5 → 4KSbF6 + 2MnF3 + 2F2

Trots att detta inte är praktisk syntes på stor skala, så demonstrerar denna rapport att elektrolys inte är det enda sättet att utvinna fluorgas på.

Användningsområden

Fluorgas, F2, används huvudsakligen för att framställa två föreningar med kommersiellt intresse; UF6 (uranhexafluorid) och SF6 (svavelhexafluorid).

Industriellt användande av fluorföreningar

Användning inom tandvård och medicin

Biologisk roll

Även om F2 är för reaktivt för att ha någon naturlig biologisk roll, används fluor i föreningar med biologisk aktivitet. Naturligt förekommande fluororganiska föreningar är ovanliga; FCH2COOH (fluoretansyra) används dock som skydd mot växtätare av minst 40 olika växter i Australien, Brasilien och Afrika.

Enzymet adenosylfluoridsyntas katalyserar bildningen av 5'-deoxy-5'-fluoradenosin enligt följande reaktion:

S-adenosyl-L-metionin + fluorid <math>\rightleftharpoons</math> 5'-deoxi-5'-fluoradenosin + L-metionin

Fluor är inte ett essentiellt näringsämne, men dess betydelse i att förhindra karies är välkänt. Detta sker till övervägande del lokalt, men innan 1981 ansågs det i första hand vara enteralt (via matspjälkningssystemet).

Försiktighetsåtgärder

Fluorgas

F2 (fluorgas), är ett mycket giftigt, frätande oxidationsmedel, som kan antända organiska ämnen. Fluorgas har en karaktäristisk stickande lukt som kan upptäckas i koncentrationer så låga som 20 ppb. Eftersom det är så reaktivt så måste alla konstruktionsmaterial väljas noga och alla metallytor måste passiviseras.

Fluoridjon

Fluoridjoner är giftiga: den dödliga dosen för natriumfluorid för en människa på 70 kg uppskattas vara 5-10 g.

Vätefluorid och fluorvätesyra

HF (vätefluorid) och HF(aq) (fluorvätesyra, vattenlösningen av vätefluorid) är mycket farliga, mycket farligare än det relaterade ämnet HCl (väteklorid), eftersom odissocierade HF-molekyler penetrerar skinnet och biologiska membran, vilket orsakar djupa och smärtfria brännsår. Den fria fluoridjonen, som bildas när en vätefluoridmolekyl dissocieras, kan orsaka död på grund av arytmi. Brännsår större än 160 cm2 kan leda till hypokalcemi.[3]

Fluororganiska föreningar

Fluororganiska föreningar förekommer inte vanligtvis i naturen. De kan vara ogiftiga, som C10F18 (oktadekafluornaftalen), eller mycket giftiga som C4F8 (perfluorisobuten) och FCH2COOH (fluoretansyra). Många läkemedel är fluororganiska föreningar, såsom den cancerförebyggande C4H3FN2O2 (fluoruracil). C8F17SO3H (perfluoroktansulfonsyra) är en långlivad organisk förorening.

Se även

Referenser

Denna artikel är helt eller delvis baserad på material från Wikipedia, Fluorine, 11 september 2009.