Fluor - hva er det? Egenskaper til fluor - Videregående opplæring og skoler 2024

2024 Forfatter: Angel Austin | [email protected]. Sist endret: 2023-12-17 05:37

Fluor er et kjemisk grunnstoff (symbol F, atomnummer 9), et ikke-metall som tilhører gruppen halogener. Det er det mest aktive og elektronegative stoffet. Ved normal temperatur og trykk er fluormolekylet en blekgul giftig gass med formelen F₂. Som andre halogenider er molekylær fluor svært farlig og forårsaker alvorlige kjemiske brannskader ved kontakt med huden.

Bruk

Fluor og dets forbindelser er mye brukt, inkludert til produksjon av farmasøytiske produkter, landbrukskjemikalier, drivstoff og smøremidler og tekstiler. Flussyre brukes til å etse glass, mens fluorplasma brukes til å produsere halvledere og andre materialer. Lave konsentrasjoner av F-ioner i tannkrem og drikkevann kan bidra til å forhindre karies, mens høyere konsentrasjoner finnes i enkelte insektmidler. Mange generelle anestetika er hydrofluorkarbonderivater. Isotopen ¹⁸F er en kilde til positroner for å få medisinskpositronemisjonstomografi, og uranheksafluorid brukes til å skille uranisotoper og produsere anriket uran til kjernekraftverk.

Oppdagelseshistorikk

Mineraler som inneholder fluorforbindelser var kjent mange år før isoleringen av dette kjemiske elementet. For eksempel ble mineralet flusspat (eller fluoritt), bestående av kalsiumfluorid, beskrevet i 1530 av George Agricola. Han la merke til at det kunne brukes som en fluss, et stoff som bidrar til å senke smeltepunktet til et metall eller en malm og hjelper til med å rense det ønskede metallet. Derfor fikk fluor sitt latinske navn fra ordet fluere ("å flyte").

I 1670 oppdaget glassblåseren Heinrich Schwanhard at glass ble etset ved påvirkning av kalsiumfluorid (fluorspat) behandlet med syre. Carl Scheele og mange senere forskere, inkludert Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, eksperimenterte med flussyre (HF), som enkelt ble oppnådd ved å behandle CaF med konsentrert svovelsyre.

Til slutt ble det klart at HF inneholdt et tidligere ukjent element. På grunn av sin overdrevne reaktivitet kunne imidlertid ikke dette stoffet isoleres på mange år. Det er ikke bare vanskelig å skille fra forbindelser, men det reagerer umiddelbart med deres andre komponenter. Isoleringen av elementært fluor fra flussyre er ekstremt farlig, og tidlige forsøk blindet og drepte flere forskere. Disse menneskene ble kjent som martyrenefluor.»

Oppdagelse og produksjon

Til slutt, i 1886, klarte den franske kjemikeren Henri Moissan å isolere fluor ved elektrolyse av en blanding av smeltede kaliumfluorider og flussyre. For dette ble han tildelt Nobelprisen i kjemi i 1906. Hans elektrolytiske tilnærming blir fortsatt brukt i dag for industriell produksjon av dette kjemiske elementet.

Den første storskala produksjonen av fluor begynte under andre verdenskrig. Det var nødvendig for et av stadiene for å lage en atombombe som en del av Manhattan-prosjektet. Fluor ble brukt til å produsere uranheksafluorid (UF₆), som igjen ble brukt til å skille de to isotopene ²³⁵U ogfra hverandre 238^{U. I dag er gassformig UF}6 _{nødvendig for å produsere anriket uran for kjernekraft.}

De viktigste egenskapene til fluor

I det periodiske systemet er grunnstoffet øverst i gruppe 17 (tidligere gruppe 7A), som kalles halogen. Andre halogener inkluderer klor, brom, jod og astatin. I tillegg er F i den andre perioden mellom oksygen og neon.

Ren fluor er en etsende gass (kjemisk formel F₂) med en karakteristisk skarp lukt som finnes i en konsentrasjon på 20 nl per liter volum. Som den mest reaktive og elektronegative av alle grunnstoffer, danner den lett forbindelser med de fleste av dem. Fluor er for reaktivt til å eksistere i elementær form og har slikttilhørighet til de fleste materialer, inkludert silisium, at det ikke kan tilberedes eller lagres i glassbeholdere. I fuktig luft reagerer den med vann og danner den like farlige flussyren.

Fluor, i vekselvirkning med hydrogen, eksploderer selv ved lave temperaturer og i mørket. Den reagerer voldsomt med vann og danner flussyre og oksygengass. Ulike materialer, inkludert fint spredte metaller og glass, brenner med en skarp flamme i en stråle av gassformig fluor. I tillegg danner dette kjemiske elementet forbindelser med edelgassene krypton, xenon og radon. Den reagerer imidlertid ikke direkte med nitrogen og oksygen.

Til tross for den ekstreme aktiviteten til fluor, har metoder for sikker håndtering og transport nå blitt tilgjengelig. Elementet kan lagres i stål- eller monelbeholdere (nikkelrike legeringer), ettersom det dannes fluorider på overflaten av disse materialene, som forhindrer ytterligere reaksjon.

Fluorider er stoffer der fluor er tilstede som et negativt ladet ion (F^-) i kombinasjon med noen positivt ladede grunnstoffer. Fluorforbindelser med metaller er blant de mest stabile s altene. Når de er oppløst i vann, deles de i ioner. Andre former for fluor er komplekser, for eksempel [FeF₄]^-, og H₂F+.

Isotopes

Det er mange isotoper av dette halogenet, alt fra ¹⁴F til ³¹F. Men den isotopiske sammensetningen av fluor inkluderer bare en av dem,¹⁹F, som inneholder 10 nøytroner, siden det er den eneste som er stabil. Den radioaktive isotopen ¹⁸F er en verdifull kilde til positroner.

Biologisk påvirkning

Fluor i kroppen finnes hovedsakelig i bein og tenner i form av ioner. Fluorering av drikkevann ved en konsentrasjon på mindre enn én del per million reduserer forekomsten av karies betydelig - ifølge National Research Council ved National Academy of Sciences i USA. På den annen side kan overdreven opphopning av fluor føre til fluorose, som viser seg i flekkete tenner. Denne effekten er vanligvis observert i områder der innholdet av dette kjemiske elementet i drikkevann overstiger en konsentrasjon på 10 ppm.

Elementære fluor- og fluors alter er giftige og bør håndteres med stor forsiktighet. Kontakt med hud eller øyne bør unngås nøye. Reaksjonen med huden produserer flussyre, som raskt trenger inn i vevet og reagerer med kalsiumet i beinene, og skader dem permanent.

Miljøfluor

Den årlige verdensproduksjonen av mineralet fluoritt er rundt 4 millioner tonn, og den totale kapasiteten til utforskede forekomster er innenfor 120 millioner tonn. De viktigste gruveområdene for dette mineralet er Mexico, Kina og Vest-Europa.

Fluor finnes naturlig i jordskorpen, der det finnes i bergarter, kull og leire. Fluorer frigjøres til luften ved vinderosjon av jord. Fluor er det 13. mest tallrike kjemiske elementet i jordskorpen - innholdettilsvarer 950 ppm. I jord er dens gjennomsnittlige konsentrasjon omtrent 330 ppm. Hydrogenfluorid kan slippes ut i luften som følge av industrielle forbrenningsprosesser. Fluorider som er i luften ender opp med å falle på bakken eller i vannet. Når fluor binder seg til svært små partikler, kan det forbli i luften i lange perioder.

I atmosfæren finnes 0,6 milliarddeler av dette kjemiske elementet i form av s alttåke og organiske klorforbindelser. I urbane områder når konsentrasjonen 50 deler per milliard.

Connections

Fluor er et kjemisk grunnstoff som danner et bredt spekter av organiske og uorganiske forbindelser. Kjemikere kan erstatte hydrogenatomer med det, og dermed skape mange nye stoffer. Høyreaktivt halogen danner forbindelser med edelgasser. I 1962 syntetiserte Neil Bartlett xenonheksafluorplatinat (XePtF6). Det er også oppnådd krypton og radonfluorider. En annen forbindelse er argonfluorhydrid, som bare er stabilt ved ekstremt lave temperaturer.

Industrielle applikasjoner

I sin atomære og molekylære tilstand brukes fluor til plasmaetsing i produksjon av halvledere, flatskjermer og mikroelektromekaniske systemer. Flussyre brukes til å etse glass i lamper og andre produkter.

Sammen med noen av dets forbindelser er fluor en viktig komponent i produksjonen av legemidler, landbrukskjemikalier, drivstoff og smøremidlermaterialer og tekstiler. Det kjemiske elementet er nødvendig for å produsere halogenerte alkaner (haloner), som igjen ble mye brukt i klimaanlegg og kjølesystemer. Senere ble slik bruk av klorfluorkarboner forbudt fordi de bidrar til ødeleggelsen av ozonlaget i den øvre atmosfæren.

Svovelheksafluorid er en ekstremt inert, ikke-giftig gass som er klassifisert som en klimagass. Uten fluor er produksjon av lavfriksjonsplaster som teflon ikke mulig. Mange anestetika (f.eks. sevofluran, desfluran og isofluran) er CFC-derivater. Natriumheksafluoroaluminat (kryolitt) brukes i aluminiumelektrolyse.

Fluorforbindelser, inkludert NaF, brukes i tannkrem for å forhindre tannråte. Disse stoffene tilsettes kommunale vannforsyninger for å gi vannfluoridering, men praksisen anses som kontroversiell på grunn av innvirkningen på menneskers helse. Ved høyere konsentrasjoner brukes NaF som insektmiddel, spesielt for kakerlakkkontroll.

Tidligere ble fluorider brukt for å senke smeltepunktet til metaller og malmer og øke flyten. Fluor er en viktig komponent i produksjonen av uranheksafluorid, som brukes til å skille isotoper. ¹⁸F, en radioaktiv isotop med en halveringstid på 110 minutter, avgir positroner og brukes ofte i medisinsk positronemisjonstomografi.