Dan Olsson den 26 februari 2013 kl. 20.25

2013-02-26T20:25:25Z

Dan Olsson: 1 version

2013-02-23T19:00:10Z

1 version

Ny sida

{{grundämne|
|namn=fluor
|tecken=F
|atomnr=9
|föreg-namn=[[syre]]
|nästa-namn=[[neon]]
|föreg-i-serie=
|nästa-i-serie=[[Klor|Cl]]
|bild-periodiska-systemet=F-TableImage.png
|kemisk-serie=halogen
|grupp=17
|period=2
|block=p
|densitet=1,696
|hårdhet=-
|utseende=blekt gul gas
|bild-utseende=F,9.jpg
|atommassa=18,998403
|atomradie=50 (42)
|kovalent-radie=71
|van-der-Waal-radie=147
|elektronkonfig=[ [[helium|He]] ]2s22p5
|e-minus=2,7
|oxidationstillstånd-oxid=−1 (starkt [[pH|sur]])
|kristallstruktur=kubisk
|tillstånd=gas
|magnetiska egenskaper=icke magnetisk
|smältpunkt=53,53 [[Kelvin|K]] (−220 [[Grad Celsius|°C]])
|kokpunkt=85,03 K (−188 °C)
|molvolym=11,2
|molpotens=-
|ångbildningsvärme=3,2698
|smältvärme=0,2552
|ångtryck=-
|ljudhastighet=-
|elektronegativitet=3,98
|värmekapacitet=824
|elektrisk-ledning=___ ·106
|värmeledning=0,0279
|joniseringspot-1=1681
|joniseringspot-2=3374,2
|joniseringspot-3=6050,4
|joniseringspot-4=8407,7
|joniseringspot-5=11022,7
|joniseringspot-6=15164,1
|joniseringspot-7=17868
|joniseringspot-8=92038,1
|joniseringspot-9=106434,3
|isotoper={{Grundämne/Isotop
|isotop=18F
|förekomst=[[Isotop|syntetisk]]
|halveringstid=109,771 [[minut|min]]
|sönderfallstyp=[[Elektroninfångning|ε]]
|sönderfallsenergi=1,656 [[Mega|M]][[Elektronvolt|eV]]
|sönderfallsprodukt=18[[Syre|O]]}}
{{Grundämne/Isotop
|isotop=19F
|förekomst=100 %
|stabil-neutroner=10}}
}}
'''Fluor''' ([[latin]]: ''Fluorum''<ref>{{webbref |url=http://books.google.se/books?id=Fl4sdCYrq3cC&pg=PA150&lpg=PA150&dq=fluorum+latin&source=bl&ots=95WeL0LkwD&sig=ETSzm9nDd0Hl4-JQb7YKWQOZAZ0&hl=sv&ei=BEMMTPgQy604yKaszg8&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=6&ved=0CDEQ6AEwBQ#v=onepage&q=fluorum%20latin&f=false |titel=Fluorum |hämtdatum=7 juni 2010 |efternamn=Senning |förnamn=Alexander |medförfattare= |datum=2008 |verk=Elsevier's dictionary of chemoetymology: The Whies and Whences of Chemical Nomenclature and Terminol |utgivare=Elsevier}}</ref>) är ett [[icke-metall]]iskt [[grundämne]] med [[atomnummer]] 9 och den [[kemiskt tecken|kemiska beteckningen]] '''F''', tillhörande gruppen [[halogen]]er. Fluor bildar en tvåatomig [[molekyl]] med sig själv i grundform, vilket resulterar i F2. Fluor är det mest reaktiva och [[Elektronegativitet|elektronegativa]] av alla grundämnen. Till exempel ’’brinner’’ fluor i närheten av [[kolväte]]n, till skillnad från [[förbränning]] av kolväten med hjälp av [[syre]], vilket kräver [[aktiveringsenergi|ett tillskott av energi]]. Således är F2 mycket farligt, farligare än andra halogener såsom den giftiga [[klor]]gasen.

Fluor har högst elektronegativitet samt liten atomradie vilket ger unika egenskaper till många av dess [[kemisk förening|föreningar]]. Till exempel förlitar sig 235[[uran|U]] (uran-235), det huvudsakliga kärnbränslet, på volatiliteten hos [[Uranhexafluorid|UF6]] (uranhexafluorid). Dessutom är [[kol–fluor-bindning]]en en av de starkaste bindningarna i [[organisk kemi]]. Detta leder till den höga stabiliteten och ihärdigheten hos [[:Kategori:Fluororganiska föreningar|fluororganiska föreningar]], såsom [[Teflon|(poly)tetrafluoreten]] (Teflon) och [[Perfluoroktansulfonsyra|C8F17SO3H]] (perfluoroktansulfonsyra). Kol–fluor-bindningens [[Induktiv effekt|induktiva effekter]] leder till styrkan i många fluorhaltiga [[syra|syror]], såsom [[Trifluormetansulfonsyra|CF3SO3H]] (trifluormetansulfonsyra) och [[Trifluoretansyra|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 [[ädelgas]]erna [[Argon|Ar]] (argon), [[Krypton|Kr]] (krypton), [[Xenon|Xn]] (xenon) och [[Radon|Rn]] (radon). Till och med i mörka, svala förhållanden, [[kemisk reaktion|reagerar]] fluor explosivt med [[Väte|H2]] (vätgas). Reaktionen med väte sker även vid extremt låga temperaturer, med [[vätska|flytande]] väte och [[fast form|fast]] fluor. Fluor är så pass reaktivt att [[metall]]er, 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 [[gas]]en [[vätefluorid]].

[[Fluorid]]er är föreningar med fluor och en [[Katjon|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 [[bas (kemi)|basiska]] [[lösning (kemi)|lösningar]]. Till exempel, en enmolarig (1 mol/dm3) lösning av [[Natriumfluorid|NaF]] (natriumfluorid) i vatten har ett pH på 8,59, jämfört med en enmolarig lösning [[Natriumhydroxid|NaOH]] (natriumhydroxid), en stark bas, som har ett pH på 14,00.

== Isotoper ==
Trots att fluor har flera olika '''[[isotop]]er''', är endast en av dessa (19F) stabil, och de övriga har kort [[halveringstid]] och återfinns ej naturligt. Fluor är således ett [[mononuklidiskt grundämne]].

[[Nuklid]]en [[Fluor-18|18F]] är [[radionuklid]]en av fluor med längst halveringstid (ungefär 110 minuter = nästan 2 timmar), och är kommersiellt en viktig källa för [[positron]]er, vilket utnyttjas i [[positronemissionstomografi]].

== Historia ==
Mineralet [[flusspat]] (även kallat fluorit), vilket består till mestadels av [[Kalciumfluorid|CaF2]] (kalciumfluorid), nämndes år 1530 av [[Georgius Agricola]] för sin användning som [[fluss]]. Fluss används för att främja sammansmältning av [[metall]]er eller [[mineral]]er. Namnet fluor kan härledas därifrån då ”fluere” på latin betyder ”att flöda”. År 1670 upptäckte [[Schwanhard]] att glas [[Etsning|etsas]] vid kontakt med flusspat som hade behandlats med en [[syra]]. [[Carl Wilhelm Scheele]], och senare andra forskare såsom [[Humphry Davy]], [[Caroline Menard]], [[Louis Joseph Gay-Lussac|Gay-Lussac]], [[Antoine Lavoisier]] och [[Louis Jacques Thénard]], har alla experimenterat med fluorvätesyra, som lätt framställdes genom att behandla fluorit med koncentrerad [[Svavelsyra|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 [[Uranhexafluorid|UF6]] (uranhexafluorid) hade valts till den form av [[uran]] som skulle möjliggöra separationen av dess [[isotop]]er 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 [[Nickel|Ni]] (nickel), vilket bildar [[Nickeldifluorid|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 [[Kaliumfluorid|KF]] (kaliumfluorid). Denna metod är baserad på pionjärstudierna av Moissan (se ovan). Fluorgas bildas vid [[anod]]en och vätgas vid [[katod]]en. Under dessa förhållanden omvandlas kaliumfluorid till [[Kaliumvätefluorid|KHF2]] (kaliumvätefluorid), vilket är det egentliga elektrolytet. Kaliumvätefluorid understödjer elektrolysen genom att kraftigt öka [[konduktivitet]]en i lösningen.

:HF + KF → KHF2
:KHF2 → 2 KF + H2 + F2

Den vätefluorid som krävs för elektrolysen skaffas som en biprodukt till framställning av [[Fosforsyra|H3PO4]] (fosforsyra). Mineraler som innehåller [[Fosfat|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, [[Kaliummangan(IV)hexafluorid|K2MnF6]] (kaliummangan(IV)hexafluorid) och [[Antimonpentafluorid|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; [[Uranhexafluorid|UF6]] (uranhexafluorid) och [[Svavelhexafluorid|SF6]] (svavelhexafluorid).

=== Industriellt användande av fluorföreningar ===
* [[Atom]]ärt och [[molekyl]]ärt fluor används för [[plasmaetsning]] i tillverkandet av [[halvledare]], tillverkning av [[plattskärm]]ar och tillverkning av [[MEMS]] (mikroelektromekaniska system). [[Xenondifluorid|XeF2]] (xenondifluorid) används också för det sistnämnda.
* [[Fluorvätesyra|HF(aq)]] (fluorvätesyra) används för att [[Etsning|etsa]] glas i glödlampor och andra produkter.
* [[Tetrafluoreten|C2F4]] (tetrafluoreten) och [[Perfluoroktansyra|C7F15COOH]] (perfluoroktansyra) används direkt i tillverkningen av [[plast]]er med låg [[friktionskoefficient]] såsom [[Teflon|(poly)tetrafluoreten]] (Teflon).
*

=== Användning inom tandvård och medicin ===
* Oorganiska föreningar med fluor, såsom [[Natriumfluorid|NaF]] (natriumfluorid), [[Tenn(II)fluorid|SnF2]] (tenn(II)fluorid) och [[Natriummonofluorfosfat|Na2PFO3]] (natriummonofluorfosfat), används i [[tandkräm]] och [[Munvatten|fluorsköljningar]] för att förhindra [[karies]]. [[Fluorpensling]] är ytterligare en metod som används för att minska förekomst av hål i tänderna.<ref>"[http://www.nrk.no/helse-forbruk-og-livsstil/1.1315074 Bedre tenner med fluorpensling]", nrk.no. 12 december 2005. Läst den 16 december 2012.</ref>

* [[Fludrokortison]] (9α-fluokortisol) är en av de vanligaste [[mineralkortikoid]]erna, en typ av läkemedel som härmar [[aldosteron]]s verkan.

== Biologisk roll ==
Även om F2 är för reaktivt för att ha någon naturlig biologisk roll, används fluor i föreningar med biologisk aktivitet. Naturligt förekommande [[:Kategori:Fluororganiska föreningar|fluororganiska föreningar]] är ovanliga; [[Fluoretansyra|FCH2COOH]] (fluoretansyra) används dock som [[Växters skydd mot växtätare|skydd mot växtätare]] av minst 40 olika [[växt]]er i Australien, Brasilien och Afrika.

Enzymet [[adenosylfluoridsyntas]] katalyserar bildningen av 5'-deoxy-5'-fluoradenosin enligt följande [[Kemisk reaktion|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 [[Administreringsväg|lokalt]], men innan 1981 ansågs det i första hand vara [[enteral]]t (via [[Mag-tarmkanalen|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 [[Kemisk passivisering|passiviseras]].

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

=== Vätefluorid och fluorvätesyra ===
[[Vätefluorid|HF]] (vätefluorid) och [[Fluorvätesyra|HF(aq)]] (fluorvätesyra, vattenlösningen av vätefluorid) är mycket farliga, mycket farligare än det relaterade ämnet [[Saltsyra|HCl]] (väteklorid), eftersom [[Dissociation (kemi)|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]].<ref name='RMTHFE'>{{Webbref | titel = Recommended Medical Treatment for Hydrofluoric Acid Exposure| url = http://www51.honeywell.com/sm/hfacid/common/documents/HF_medical_book.pdf| hämtdatum = 2009-09-16| utgivare = Honeywell Specialty Materials| format = PDF}}</ref>

=== Fluororganiska föreningar ===
[[:Kategori:Fluororganiska föreningar|Fluororganiska föreningar]] förekommer inte vanligtvis i naturen. De kan vara ogiftiga, som [[Oktadekafluornaftalen|C10F18]] (oktadekafluornaftalen), eller mycket giftiga som [[Perfluorisobuten|C4F8]] (perfluorisobuten) och [[Fluoretansyra|FCH2COOH]] (fluoretansyra). Många läkemedel är fluororganiska föreningar, såsom den cancerförebyggande [[Fluoruracil|C4H3FN2O2]] (fluoruracil). [[Perfluoroktansulfonsyra|C8F17SO3H]] (perfluoroktansulfonsyra) är en [[långlivad organisk förorening]].

== Se även ==
* [[Periodiska systemet]]
* [[Fluorid]]
* [[Grundämne]]
* [[Atomslag]]

== Referenser ==
{{enwp|url=http://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Fluorine&oldid=312621882|artikel=Fluorine|datum=11 september 2009}}
<references/>

{{Periodiska systemet navbox}}

[[Kategori:Grundämnen]]
[[Kategori:Halogener]]
[[Kategori:Fluor| ]]

{{Link FA|ast}}
{{Link GA|cs}}
{{Link GA|de}}
{{Link GA|en}}

[[af:Fluoor]]
[[am:ፍሎሪን]]
[[ar:فلور]]
[[an:Fluor]]
[[ast:Flúor]]
[[az:Flüor]]
[[bn:ফ্লুরিন]]
[[zh-min-nan:Hut-sò͘]]
[[be:Фтор]]
[[be-x-old:Фтор]]
[[bg:Флуор]]
[[bs:Fluor]]
[[br:Fluor]]
[[ca:Fluor]]
[[cv:Фтор]]
[[ceb:Fluor]]
[[cs:Fluor]]
[[co:Fluoru]]
[[cy:Fflworin]]
[[da:Fluor]]
[[de:Fluor]]
[[et:Fluor]]
[[el:Φθόριο]]
[[en:Fluorine]]
[[es:Flúor]]
[[eo:Fluoro]]
[[eu:Fluor]]
[[fa:فلوئور]]
[[hif:Fluorine]]
[[fr:Fluor]]
[[fy:Fluor]]
[[fur:Fluôr]]
[[ga:Fluairín]]
[[gv:Fluoreen]]
[[gl:Flúor]]
[[hak:Fuk]]
[[xal:Флүр]]
[[ko:플루오린]]
[[haw:Fluorine]]
[[hy:Ֆտոր]]
[[hi:फ्लोरीन]]
[[hr:Fluor]]
[[io:Fluoro]]
[[id:Fluor]]
[[ia:Fluor]]
[[is:Flúor]]
[[it:Fluoro]]
[[he:פלואור]]
[[kn:ಫ್ಲೂರೀನ್]]
[[ka:ფთორი]]
[[kk:Фтор]]
[[sw:Florini]]
[[kv:Фтор]]
[[ht:Fliyò]]
[[ku:Fluor]]
[[mrj:Фтор]]
[[la:Fluorum]]
[[lv:Fluors]]
[[lb:Fluor]]
[[lt:Fluoras]]
[[lij:Fluö]]
[[ln:Folina]]
[[jbo:li'orkliru]]
[[hu:Fluor]]
[[mk:Флуор]]
[[ml:ഫ്ലൂറിൻ]]
[[mi:Hau kōwhai]]
[[mr:फ्लोरिन]]
[[ms:Fluorin]]
[[mn:Фтор]]
[[my:ဖလိုရင်း]]
[[nl:Fluor (element)]]
[[ne:फ्लोरीन]]
[[ja:フッ素]]
[[frr:Fluor]]
[[no:Fluor]]
[[nn:Fluor]]
[[nov:Fluore]]
[[oc:Fluor]]
[[uz:Ftor]]
[[pa:ਫ਼ਲੋਰੀਨ]]
[[pnb:فلورین]]
[[nds:Fluor]]
[[pl:Fluor]]
[[pt:Flúor]]
[[ro:Fluor]]
[[qu:Flur]]
[[ru:Фтор]]
[[stq:Fluor]]
[[sq:Fluori]]
[[scn:Fluoru]]
[[si:ෆ්ලූවොරින්]]
[[simple:Fluorine]]
[[sk:Fluór]]
[[sl:Fluor]]
[[ckb:فلۆر]]
[[sr:Флуор]]
[[sh:Fluor]]
[[fi:Fluori]]
[[tl:Plurina]]
[[ta:புளோரின்]]
[[tt:Фтор]]
[[te:ఫ్లోరిన్]]
[[th:ฟลูออรีน]]
[[tg:Фтор]]
[[chr:ᏩᎶᏫᏂ]]
[[tr:Flor]]
[[uk:Фтор]]
[[ug:فىتور]]
[[vep:Ftor]]
[[vi:Flo]]
[[war:Fluor]]
[[yi:פלואר]]
[[yo:Fluorínì]]
[[zh-yue:氟]]
[[zh:氟]]

Fluor - Versionshistorik

Dan Olsson den 26 februari 2013 kl. 20.25

Dan Olsson: 1 version