Fluor - vad är det? Egenskaper hos fluor - Gymnasial utbildning och skolor 2024

2024 Författare: Angel Austin | [email protected]. Senast ändrad: 2023-12-17 05:42

Fluor är ett kemiskt grundämne (symbol F, atomnummer 9), en icke-metall som tillhör gruppen halogener. Det är den mest aktiva och elektronegativa substansen. Vid normal temperatur och tryck är fluormolekylen en blekgul giftig gas med formeln F₂. Liksom andra halogenider är molekylärt fluor mycket farligt och orsakar allvarliga kemiska brännskador vid kontakt med huden.

Använd

Fluor och dess föreningar används i stor utsträckning, inklusive för produktion av läkemedel, jordbrukskemikalier, bränslen och smörjmedel och textilier. Fluorvätesyra används för att etsa glas, medan fluorplasma används för att producera halvledare och andra material. Låga koncentrationer av F-joner i tandkräm och dricksvatten kan bidra till att förebygga karies, medan högre koncentrationer finns i vissa insekticider. Många allmänna anestetika är fluorkolvätederivat. Isotopen ¹⁸F är en källa till positroner för att få medicinskpositronemissionstomografi, och uranhexafluorid används för att separera uranisotoper och producera anrikat uran för kärnkraftverk.

Upptäcktshistorik

Mineraler som innehåller fluorföreningar var kända många år innan isoleringen av detta kemiska element. Till exempel beskrevs mineralet flusspat (eller fluorit), bestående av kalciumfluorid, 1530 av George Agricola. Han märkte att det kunde användas som ett flussmedel, ett ämne som hjälper till att sänka smältpunkten för en metall eller malm och hjälper till att rena den önskade metallen. Därför fick fluor sitt latinska namn från ordet fluere ("att flöda").

År 1670 upptäckte glasblåsaren Heinrich Schwanhard att glas etsades genom inverkan av kalciumfluorid (fluorspat) behandlad med syra. Carl Scheele och många senare forskare, inklusive Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, experimenterade med fluorvätesyra (HF), som lätt erhölls genom att behandla CaF med koncentrerad svavelsyra.

Till slut stod det klart att HF innehöll ett tidigare okänt element. Men på grund av dess överdrivna reaktivitet kunde detta ämne inte isoleras på många år. Det är inte bara svårt att separera från föreningar, utan det reagerar omedelbart med deras andra komponenter. Isoleringen av elementärt fluor från fluorvätesyra är extremt farlig, och tidiga försök förblindade och dödade flera forskare. Dessa människor blev kända som martyrernafluor.”

Upptäckt och produktion

Äntligen, 1886, lyckades den franske kemisten Henri Moissan isolera fluor genom elektrolys av en blandning av smält kaliumfluorider och fluorvätesyra. För detta tilldelades han 1906 Nobelpriset i kemi. Hans elektrolytiska tillvägagångssätt fortsätter att användas idag för industriell produktion av detta kemiska element.

Den första storskaliga produktionen av fluor började under andra världskriget. Det krävdes för ett av stegen för att skapa en atombomb som en del av Manhattan-projektet. Fluor användes för att producera uranhexafluorid (UF₆), som i sin tur användes för att separera de två isotoperna ²³⁵U ochfrån varandra 238^{U. Idag behövs gasformigt UF}6 _{för att producera anrikat uran för kärnkraft.}

De viktigaste egenskaperna hos fluor

I det periodiska systemet är grundämnet överst i grupp 17 (tidigare grupp 7A), som kallas halogen. Andra halogener inkluderar klor, brom, jod och astatin. Dessutom är F i den andra perioden mellan oxygen och neon.

Ren fluor är en frätande gas (kemisk formel F₂) med en karakteristisk stickande lukt som finns i en koncentration av 20 nl per liter volym. Som den mest reaktiva och elektronegativa av alla grundämnen, bildar den lätt föreningar med de flesta av dem. Fluor är för reaktivt för att existera i elementär form och har en sådanavfinitet med de flesta material, inklusive kisel, att det inte kan förberedas eller förvaras i glasbehållare. I fuktig luft reagerar den med vatten och bildar den lika farliga fluorvätesyran.

Fluor, som interagerar med väte, exploderar även vid låga temperaturer och i mörker. Den reagerar häftigt med vatten och bildar fluorvätesyra och syrgas. Olika material, inklusive fint spridda metaller och glas, brinner med en stark låga i en stråle av gasformigt fluor. Dessutom bildar detta kemiska grundämne föreningar med ädelgaserna krypton, xenon och radon. Den reagerar dock inte direkt med kväve och syre.

Trots fluorets extrema aktivitet har metoder för säker hantering och transport nu blivit tillgängliga. Elementet kan förvaras i stål- eller monel- (nickelrika legeringar) behållare, eftersom fluorider bildas på ytan av dessa material, vilket förhindrar ytterligare reaktion.

Fluorider är ämnen där fluor finns som en negativt laddad jon (F^-) i kombination med några positivt laddade grundämnen. Fluorföreningar med metaller är bland de mest stabila s alterna. När de är upplösta i vatten delas de upp i joner. Andra former av fluor är komplex, till exempel [FeF₄]^- och H₂F+.

Isotopes

Det finns många isotoper av denna halogen, allt från ¹⁴F till ³¹F. Men den isotopiska sammansättningen av fluor innehåller bara en av dem,¹⁹F, som innehåller 10 neutroner, eftersom det är den enda som är stabil. Den radioaktiva isotopen ¹⁸F är en värdefull källa till positroner.

Biologisk påverkan

Fluor i kroppen finns främst i ben och tänder i form av joner. Fluorering av dricksvatten vid en koncentration på mindre än en miljondel minskar kariesförekomsten avsevärt – enligt National Research Council of the National Academy of Sciences of the United States. Å andra sidan kan överdriven ansamling av fluor leda till fluoros, som visar sig i fläckiga tänder. Denna effekt observeras vanligtvis i områden där innehållet av detta kemiska element i dricksvatten överstiger en koncentration på 10 ppm.

Elemental fluor och fluors alter är giftiga och bör hanteras med stor försiktighet. Kontakt med hud eller ögon bör noggrant undvikas. Reaktionen med huden producerar fluorvätesyra, som snabbt penetrerar vävnaderna och reagerar med kalcium i benen och skadar dem permanent.

Miljöfluor

Den årliga världsproduktionen av mineralet fluorit är cirka 4 miljoner ton, och den totala kapaciteten för utforskade fyndigheter är inom 120 miljoner ton. De huvudsakliga gruvområdena för detta mineral är Mexiko, Kina och Västeuropa.

Fluor förekommer naturligt i jordskorpan, där det finns i stenar, kol och lera. Fluorer släpps ut i luften genom vinderosion av jordar. Fluor är det 13:e vanligaste kemiska elementet i jordskorpan - dess innehållmotsvarar 950 ppm. I jordar är dess genomsnittliga koncentration cirka 330 ppm. Vätefluorid kan släppas ut i luften som ett resultat av industriella förbränningsprocesser. Fluorider som finns i luften faller ner på marken eller i vattnet. När fluor binder till mycket små partiklar, kan det förbli i luften under långa perioder.

I atmosfären finns 0,6 miljarddelar av detta kemiska element i form av s altdimma och organiska klorföreningar. I stadsområden når koncentrationen 50 delar per miljard.

Connections

Fluor är ett kemiskt element som bildar ett brett utbud av organiska och oorganiska föreningar. Kemister kan ersätta väteatomer med det och därigenom skapa många nya ämnen. Högreaktiv halogen bildar föreningar med ädelgaser. 1962 syntetiserade Neil Bartlett xenonhexafluorplatinat (XePtF6). Krypton och radonfluorider har också erhållits. En annan förening är argonfluorhydrid, som är stabil endast vid extremt låga temperaturer.

Industriella applikationer

I dess atomära och molekylära tillstånd används fluor för plasmaetsning vid tillverkning av halvledare, platta bildskärmar och mikroelektromekaniska system. Fluorvätesyra används för att etsa glas i lampor och andra produkter.

Tillsammans med några av dess föreningar är fluor en viktig komponent i produktionen av läkemedel, jordbrukskemikalier, bränslen och smörjmedelmaterial och textilier. Det kemiska elementet behövs för att producera halogenerade alkaner (haloner), som i sin tur användes flitigt i luftkonditionering och kylsystem. Senare förbjöds sådan användning av klorfluorkolväten eftersom de bidrar till att förstöra ozonskiktet i den övre atmosfären.

Svavelhexafluorid är en extremt inert, giftfri gas som klassas som en växthusgas. Utan fluor är tillverkningen av lågfriktionsplaster som teflon inte möjlig. Många anestetika (t.ex. sevofluran, desfluran och isofluran) är CFC-derivat. Natriumhexafluoroaluminat (kryolit) används vid aluminiumelektrolys.

Fluorföreningar, inklusive NaF, används i tandkrämer för att förhindra karies. Dessa ämnen läggs till kommunala vattenförsörjningar för att ge vattenfluoridering, men metoden anses kontroversiell på grund av inverkan på människors hälsa. Vid högre koncentrationer används NaF som insekticid, särskilt för att bekämpa kackerlackor.

Tidigare användes fluorider för att sänka smältpunkten för metaller och malmer och öka deras flytbarhet. Fluor är en viktig komponent i produktionen av uranhexafluorid, som används för att separera dess isotoper. ¹⁸F, en radioaktiv isotop med en halveringstid på 110 minuter, avger positroner och används ofta vid medicinsk positronemissionstomografi.