Fluor – Wikipedia, wolna encyklopedia
tlen ← fluor → neon | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Wygląd | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
zielonożółty | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
![]() Widmo emisyjne fluoru | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Ogólne informacje | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Nazwa, symbol, l.a. | fluor, F, 9 | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
Grupa, okres, blok | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Stopień utlenienia | −I | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Właściwości metaliczne | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Masa atomowa | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Stan skupienia | gazowy | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Gęstość | 1,696 kg/m³ | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Temperatura topnienia | −219,67 °C[1] | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Temperatura wrzenia | −188,12 °C[1] | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Numer CAS | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
PubChem | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa) |
Fluor (F, łac. fluorum od fluorytu)[5] – pierwiastek chemiczny, niemetal z grupy fluorowców w układzie okresowym. Fluor w stanie wolnym występuje w postaci dwuatomowej cząsteczki F
2. Jest żółtozielonym silnie trującym gazem o ostrym zapachu podobnym do chloru.
Jest niemetalem i najaktywniejszym pierwiastkiem o największej elektroujemności, tworzącym związki z większością innych pierwiastków (nawet z gazami szlachetnymi – kryptonem, ksenonem i radonem). W przeciwieństwie do innych fluorowców fluor łączy się wybuchowo z wodorem, tworząc fluorowodór bez dostępu światła i w niskiej temperaturze. W strumieniu gazowego fluoru palą się szkło, metale i woda. Z powodu jego dużej aktywności nie można go przechowywać ani wytwarzać w naczyniach szklanych.
Wchodzi w skład kwasu fluorowodorowego i fluorków, m.in. minerału fluorytu (CaF
2). W roztworze wodnym najczęściej występuje jako jon fluorkowy F−
. Znane są także jony kompleksowe fluoru, np. [FeF
4]−
, H
2F+
lub PF−
6.
Zawartość w górnych warstwach Ziemi wynosi 0,054%. Jedynym stabilnym izotopem fluoru jest 19
F.
Otrzymywanie
[edytuj | edytuj kod]Zarówno w skali przemysłowej, jak i laboratoryjnej, fluor otrzymuje się praktycznie wyłącznie poprzez elektrolizę ciekłej mieszaniny fluorowodoru i fluorku potasu. Pierwotnie stosowano mieszaninę bogatą w HF i temperaturę niższą od pokojowej, później opracowano proces wysokotemperaturowy, w którym elektrolit miał skład KF·HF i temperaturę topnienia 239 °C. Metoda ta dominowała w pierwszej połowie XX w. Obecnie przeważa proces średniotemperaturowy, prowadzony w 80–110 °C, z elektrolitem o składzie KF·2HF (ttopn. = 71,7 °C)[6].
Zastosowanie
[edytuj | edytuj kod]Gazowego fluoru używa się przy produkcji monomerów, fluorowanych alkenów, z których otrzymuje się teflon i jego pochodne. Oprócz tego jest stosowany do produkcji halonów, które są stosowane jako ciecze chłodzące i hydrauliczne (np. freon). Inne zastosowania:
- kwas fluorowodorowy (HF) oraz fluorki litowców i amonu są używane do trawienia szkła, m.in. w żarówkach;
- jednoatomowy fluor jest używany w produkcji półprzewodników;
- sześciofluorku uranu (UF
6) używa się do wzbogacania uranu; - heksafluoroglinian sodu (występujący naturalnie jako minerał kriolit) jest używany w elektrolitycznym otrzymywaniu glinu;
- fluorek sodu był kiedyś używany jako insektycyd, głównie przeciwko karaluchom;
- niektóre inne fluorki są często dodawane do past do zębów i (co budzi czasem kontrowersje) do wody pitnej, zapobiegają próchnicy zębów;
- sześciofluorek siarki (SF
6) jest stosowany zamiast powietrza w rozdzielniach i transformatorach, gdyż ma 3 razy lepsze właściwości izolacyjne, niż powietrze, co zmniejsza ilość potrzebnego miejsca; - fluorodeoksyglukoza znakowana izotopem 18
F (18
F-FDG) jest wykorzystywana w pozytonowej emisyjnej tomografii komputerowej.
Historia
[edytuj | edytuj kod]Fluoryt (tj. fluorek wapnia, CaF
2) został opisany w 1529 roku przez Georgiusa Agricolę jako topnik obniżający temperaturę topnienia innych minerałów (od właściwości tej pochodzi nazwa minerału: łac. fluere = płynąć). W 1670 roku Heinrich Schwanhard odkrył, że w wyniku działania kwasów na fluoryt powstaje gaz trawiący szkło (był to fluorowodór, HF). Właściwości kwasowe HF odkrył w roku 1780 Carl Scheele. Humphry Davy po otrzymaniu pierwiastkowego chloru przez utlenienie chlorowodoru (1810) usiłował – bez powodzenia – wraz z André Ampèrem w podobny sposób wyizolować fluor z fluorowodoru. Badacze ci nadali nowemu pierwiastkowi nazwę fluorum od minerału fluorytu, CaF
2[5]. Polską nazwę – fluor – wprowadził Filip Walter.
Wolnego fluoru przez wiele lat nie udawało się wyodrębnić z powodu jego ogromnej aktywności chemicznej – po wytworzeniu poprzez elektrolizę stopionego fluorytu, w wysokiej temperaturze procesu (temperatura topnienia CaF
2 wynosi ok. 1400 °C) natychmiast reagował z substancjami i materiałami obecnymi w naczyniach reakcyjnych. Próby otrzymania fluoru doprowadziły przy tym do śmierci kilku badaczy. W roku 1885 Edmond Frémy rozpoczął badania nad elektrolizą fluorowodoru, jednak okazało się, że suchy związek nie przewodzi prądu, a związek wilgotny prąd wprawdzie przewodził, ale na elektrodzie wydzielał się tlen z obecnej wody, a nie fluor. Badania te kontynuował jego uczeń, Henri Moissan, który ostatecznie w 1886 roku otrzymał fluor przez elektrolizę fluorowodoru zawierającego dodatek KHF
2 (było to przypadkowe zanieczyszczenie materiału do elektrolizy). Moissanowi otrzymanie nowego pierwiastka przyniosło Nagrodę Nobla w dziedzinie chemii w 1906 roku[5].
Pierwsza produkcja fluoru na skalę przemysłową została uruchomiona na potrzeby projektu Manhattan. Gazowy fluorek uranu(VI) (UF
6) był wtedy używany do rozdzielenia izotopów 235
U i 238
U podczas wzbogacania uranu.
Na 100-lecie odkrycia fluoru Karl Christe otrzymał ten pierwiastek poprzez reakcję heksafluoromanganianu(IV) potasu z fluorkiem antymonu(V) w temp. 150 °C:
- Etap 1 – synteza substratów:
- Etap 2 – reakcja właściwa:
- 2K
2MnF
6 + 4SbF
5 → 4KSbF
6 + 2MnF
3 + F
2↑
- 2K
Była to pierwsza chemiczna (nie elektrochemiczna) metoda pozwalająca na otrzymanie fluoru pierwiastkowego ze znaczącą wydajnością (ok. 40%)[7].
Związki
[edytuj | edytuj kod]Fluor może zastępować wodór w związkach organicznych, dlatego liczba związków fluoru może być bardzo duża. Związki fluoru z gazami szlachetnymi po raz pierwszy otrzymali Howard Claassen, Henry Selig i John Malm w 1962 roku. Pierwszym z tych związków był tetrafluorek ksenonu. Otrzymano również fluorki kryptonu i radonu.
Fluor otrzymuje się z fluorytu, kriolitu lub fluoroapatytu.
![](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/4/45/The_fluorine_economy-pl.svg/600px-The_fluorine_economy-pl.svg.png)
Szkodliwość
[edytuj | edytuj kod]Pierwiastkowy fluor, jak i jony fluorkowe, są silnie toksyczne. Zaburza procesy enzymatyczne w komórkach, hamując oddychanie tkankowe, przemianę węglowodanów, lipidów oraz syntezę hormonów. Sam fluor i niektóre jego związki działają żrąco, powodując głębokie martwice. Wolny fluor ma charakterystyczny drażniący zapach i jest wyczuwalny nawet w stężeniu 20 ppm[8][9][10][11].
Gazowy fluor łatwo wchłania się przez drogi oddechowe i pokarmowe. Związki fluoru obecne np. w żywności dobrze wchłaniają się z dróg pokarmowych[8][9][12][10][11].
Po podaniu doustnym w dużych stężeniach związki fluoru powodują zatrucia ostre, na skutek żrącego działania wydzielającego się fluorowodoru. Dalsze objawy to płytki oddech, kurcz dłoni, drgawki, ślinotok i nudności. Bezpośrednią przyczyną zgonu w wyniku zatrucia fluorem jest porażenie ośrodka oddechowego[8][9][11].
Zatrucia przewlekłe małymi dawkami fluoru, czyli fluoroza, objawiają się zaburzeniami w uwapnieniu kości, brunatnym cętkowaniem zębów, zmniejszeniem ruchliwości[8][9][10].
Dozwolone maksymalne stężenie przy założeniu 8-godzinnej ekspozycji na działanie fluoru to 0,05 mg/m³ (czyli mniej niż w przypadku cyjanowodoru)[8][9].
Znaczenie biologiczne
[edytuj | edytuj kod]Pomimo znacznej toksyczności, fluor w odpowiednich ilościach jest pierwiastkiem niezbędnym dla prawidłowego rozwoju kości i zębów[8]. Może on modyfikować hydroksyapatyty budujące szkliwo zębów i poprzez substytucję grup wodorotlenowych tworzyć fluoroapatyty. Szkliwo zawierające taką modyfikację ulega wzmocnieniu oraz wykazuje większą oporność na działanie kwasów produkowanych przez bakterie próchnicotwórcze obecne w płytce nazębnej. Te specyficzne właściwości wynikają z faktu, iż fluoroapatyty wykazują lepszą krystaliczność, twardość oraz mniejszą rozpuszczalność w kwasach niż naturalnie występujące hydroksyapatyty[13].
Środki ostrożności
[edytuj | edytuj kod]Zarówno fluor, jak i fluorowodór muszą być przechowywane z zachowaniem szczególnych środków ostrożności. Powinno się unikać wszelkiego kontaktu ze skórą lub oczami. Fluoru nie przechowuje się w szkle.
Uwagi
[edytuj | edytuj kod]- ↑ Podana wartość stanowi przybliżoną standardową względną masę atomową (ang. abridged standard atomic weight) publikowaną wraz ze standardową względną masą atomową, która wynosi 18,998403162 ± 0,000000005. Zob. Prohaska i in. 2021 ↓, s. 584.
Przypisy
[edytuj | edytuj kod]- ↑ a b David R. Lide (red.), CRC Handbook of Chemistry and Physics, wyd. 90, Boca Raton: CRC Press, 2009, s. 4-64, ISBN 978-1-4200-9084-0 (ang.).
- ↑ fluorine, [w:] Classification and Labelling Inventory, Europejska Agencja Chemikaliów [dostęp 2015-03-28] (ang.).
- ↑ Thomas Prohaska i inni, Standard atomic weights of the elements 2021 (IUPAC Technical Report), „Pure and Applied Chemistry”, 94 (5), 2021, s. 573–600, DOI: 10.1515/pac-2019-0603 (ang.).
- ↑ Wartość dla ciała stałego według: Singman, Charles N. Atomic volume and allotropy of the elements. „Journal of Chemical Education”. 61 (2), s. 137–142, 1984. DOI: 10.1021/ed061p137.
- ↑ a b c Langley, Richard H., Welch, Larry. Fluorine. „Journal of Chemical Education”. 60 (9), s. 759, 1983. DOI: 10.1021/ed060p759.
- ↑ Michel Jaccaud, Robert Faron, Didier Devilliers: Fluorine. W: Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH Verlag, 2005. DOI: 10.1002/14356007.a11_293. ISBN 978-3-527-30673-2.
- ↑ K. Christe. Chemical synthesis of elemental fluorine. „Inorg. Chem.”. 25 (21), s. 3721–3722, 1986. DOI: 10.1021/ic00241a001.
- ↑ a b c d e f Witold Seńczuk red.: Toksykologia. Podręcznik dla studentów, lekarzy i farmaceutów, Wydanie IV. Warszawa: Wydawnictwo Lekarskie PZWL, 2002.
- ↑ a b c d e Nochimson G. (2008). Toxicity, Fluoride. eMedicine.
- ↑ a b c S. Sabour, Z. Ghorbani. Developmental fluoride neurotoxicity: clinical importance versus statistical significance. „Environ Health Perspect”. 121 (3), s. A70, 2013. DOI: 10.1289/ehp.1206192. PMID: 23455234. PMCID: PMC3621182.
- ↑ a b c A.L. Choi, P. Grandjean, G. Sun, Y. Zhang. Developmental fluoride neurotoxicity: Choi et al. Respond. „Environ Health Perspect”. 121 (3), s. A70, 2013. DOI: 10.1289/ehp.1206192R. PMID: 23454355. PMCID: PMC3621205.
- ↑ A.L. Choi, G. Sun, Y. Zhang, P. Grandjean. Developmental fluoride neurotoxicity: a systematic review and meta-analysis. „Environ Health Perspect”. 120 (10), s. 1362–1368, 2012. DOI: 10.1289/ehp.1104912. PMID: 22820538. PMCID: PMC3491930.
- ↑ Fluor – znaczenie fluoru, kariostatyczne działanie na zęby.
Układ okresowy pierwiastków | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
1 | 2 | 3[i] | 4 | 5 | 6 | 7 | 8 | 9 | 10 | 11 | 12 | 13 | 14 | 15 | 16 | 17 | 18 | |||||||||||||||||||||||||||
1 | H | He | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
2 | Li | Be | B | C | N | O | F | Ne | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
3 | Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
4 | K | Ca | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ni | Cu | Zn | Ga | Ge | As | Se | Br | Kr | ||||||||||||||||||||||||||
5 | Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | Cd | In | Sn | Sb | Te | I | Xe | ||||||||||||||||||||||||||
6 | 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 | ||||||||||||
7 | 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 | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og | ||||||||||||
8 | Uue | Ubn | ✱ | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
✱ | Ubu | Ubb | Ubt | Ubq | Ubp | Ubh | Ubs | ...[ii] | ||||||||||||||||||||||||||||||||||||
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||