Fluor

Från Wikipedia
Hoppa till: navigering, sök
Fluor
F-TableImage.png
Tecken
F
Atomnr.
9
Grupp
17
Period
2
Block
p
Allmänt
Ämnesklass halogen
Densitet 1,696 kg/m3 (273 K)
Hårdhet -
Utseende blekt gul gas
Utseende
Atomens egenskaper
Atommassa 18,998403 u
Atomradie (beräknad) 50 (42) pm
Kovalent radie 71 pm
van der Waalsradie 147 pm
Elektronkonfiguration [ He ]2s22p5
e per skal 2,7
Oxidationstillstånd (O) −1 (starkt sur)
Kristallstruktur kubisk
Ämnets fysiska egenskaper
Aggregationstillstånd gas
Magnetiska egenskaper icke magnetisk
Smältpunkt 53,53 K (−220 °C)
Kokpunkt 85,03 K (−188 °C)
Molvolym 11,2 ·10- m3/mol
Ångbildningsvärme 3,2698 kJ/mol
Smältvärme 0,2552 kJ/mol
Ångtryck -
Ljudhastighet - m/s vid 293,15 K
Diverse
Elektronegativitet 3,98 (Paulingskalan)
Värmekapacitet 824 J/(kg·K)
Elektrisk ledningsförmåga ___ ·106 S/m (Ω−1·m−1)
Värmeledningsförmåga 0,0279 W/(m·K)
1a jonisationspotential 1681 kJ/mol
2a jonisationspotential 3374,2 kJ/mol
3e jonisationspotential 6050,4 kJ/mol
4e jonisationspotential 8407,7 kJ/mol
5e jonisationspotential 11022,7 kJ/mol
6e jonisationspotential 15164,1 kJ/mol
7e jonisationspotential 17868 kJ/mol
8e jonisationspotential 92038,1 kJ/mol
9e jonisationspotential 106434,3 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, fluorgas. 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 fluorgas mycket farligt – farligare än andra halogener såsom den giftiga klorgasen.

På grund av sin höga reaktivitet förekommer fluor inte fritt i naturen, utan alltid kemiskt bundet, vanligen som fluorid. Flour är det 13:e vanligaste grundämnet på jordskorpan.[2]

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 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 perfluoroktansulfonsyra. Kol–fluor-bindningens induktiva effekter leder till styrkan i många fluorhaltiga syror, såsom trifluormetansulfonsyra och trifluoretansyra. I mediciner substitueras ofta organiska föreningar med fluor på biologiskt reaktiva platser, för att förhindra deras metabolism och förlänga deras livslängd.

Karaktäristik[redigera | redigera wikitext]

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 argon, krypton, xenon och radon. Till och med i mörka, svala förhållanden, reagerar fluor explosivt med väte. 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 natriumfluorid i vatten har ett pH på 8,59, jämfört med en enmolarig lösning natriumhydroxid, en stark bas, som har ett pH på 14,00.

Isotoper[redigera | redigera wikitext]

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[redigera | redigera wikitext]

Mineralet flusspat (även kallat fluorit), vilket består till mestadels av 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 Henrich 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 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 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 nickel, vilket bildar 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[redigera | redigera wikitext]

Industriell framställning av fluorgas medför elektrolys av vätefluorid i närheten av 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 kaliumvätefluorid, vilket är det egentliga elektrolytet. Kaliumvätefluorid understödjer elektrolysen genom att kraftigt öka konduktiviteten i lösningen.

HF + KF → KHF2
2KHF2 → 2 KF + H2 + F2

Den vätefluorid som krävs för elektrolysen skaffas som en biprodukt till framställning av fosforsyra. Mineraler som innehåller 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 och 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[redigera | redigera wikitext]

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

Industriellt användande av fluorföreningar[redigera | redigera wikitext]

Användning inom tandvård och medicin[redigera | redigera wikitext]

Biologisk roll[redigera | redigera wikitext]

Även om F2 är för reaktivt för att ha någon naturlig biologisk roll, används fluor i föreningar med biologisk aktivitet. I denna form är Fluor starkt giftigt och ger svåra hud- och lungskador. Flour i form av flourid förekommer hos människan främst inlagrat i ben och tänder i form av fluorapatit.[4]

Naturligt förekommande fluororganiska föreningar är ovanliga. 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 \rightleftharpoons 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).

Fluor har i djurförsök visat sig vara nödvändigt för normal tillväxt, men flourbrist har inte kunnat påvisas hos människa.[4]

Försiktighetsåtgärder[redigera | redigera wikitext]

Fluorgas[redigera | redigera wikitext]

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[redigera | redigera wikitext]

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

Vätefluorid och fluorvätesyra[redigera | redigera wikitext]

Vätefluorid och fluorvätesyra (vattenlösningen av vätefluorid) är mycket farliga, mycket farligare än det relaterade ämnet saltsyra, 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.[5]

Fluororganiska föreningar[redigera | redigera wikitext]

Fluororganiska föreningar förekommer inte vanligtvis i naturen. De kan vara ogiftiga, som oktadekafluornaftalen, eller mycket giftiga som perfluorisobuten och fluoretansyra. Många läkemedel är fluororganiska föreningar, såsom den cancerförebyggande fluoruracil. Perfluoroktansulfonsyra är en långlivad organisk förorening.

Se även[redigera | redigera wikitext]

Referenser[redigera | redigera wikitext]

Den här artikeln är helt eller delvis baserad på material från engelskspråkiga Wikipedia, Fluorine, 11 september 2009.
  1. ^ Senning, Alexander (2008). ”Fluorum”. Elsevier's dictionary of chemoetymology: The Whies and Whences of Chemical Nomenclature and Terminol. Elsevier. 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. Läst 7 juni 2010. 
  2. ^ Nationalencyklopedin multimedia plus, 200 (uppslagsord Fluor (kemi))
  3. ^ "Bedre tenner med fluorpensling", nrk.no. 12 december 2005. Läst den 16 december 2012.
  4. ^ [a b] Nationalencyklopedin multimedia plus, 200 (uppslagsord fluor (kemi))
  5. ^ ”Recommended Medical Treatment for Hydrofluoric Acid Exposure” (PDF). Honeywell Specialty Materials. http://www51.honeywell.com/sm/hfacid/common/documents/HF_medical_book.pdf. Läst 2009-09-16.