Fluor

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Skocz do: nawigacji, wyszukiwania
Fluor
tlen ← fluor → neon
Wygląd
zielonożółty
skroplony fluor
skroplony fluor
Ogólne informacje
Nazwa, symbol, l.a. fluor, F, 9
(łac. fluorum)
Grupa, okres, blok 17, 2, p
Stopień utlenienia −I
Właściwości metaliczne niemetalfluorowiec
Masa atomowa 18,998403163(6)[a][2] u
Stan skupienia gazowy
Gęstość 1,696 kg/m³
Temperatura topnienia −219,62 °C
Temperatura wrzenia −188,12 °C
Numer CAS 7782-41-4
PubChem 24524[3]
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą
warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)
Commons Multimedia w Wikimedia Commons
Wikisłownik Hasło fluor w Wikisłowniku

Fluor (F, łac. fluorum od minerału fluorytu, CaF2)[4]pierwiastek chemiczny, niemetal z grupy fluorowców w układzie okresowym. Fluor w stanie wolnym występuje w postaci dwuatomowej cząsteczki F2. Jest żółtozielonym silnie trującym gazem o ostrym zapachu podobnym do chloru.

Jest najaktywniejszym niemetalem o największej elektroujemności, tworzącym związki z większością innych pierwiastków (nawet z gazami szlachetnymikryptonem, 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.

Fluor jest otrzymywany poprzez elektrolizę ciekłego fluorowodoru z dodatkiem wodorofluorku potasu (KHF2).

Wchodzi w skład kwasu fluorowodorowego i fluorków, m.in. minerału fluorytu (CaF2). W roztworze wodnym najczęściej występuje jako jon fluorkowy F. Znane są także jony kompleksowe fluoru, np. [FeF4], H2F+ lub PF6.

Zawartość w górnych warstwach Ziemi wynosi 0,054%. Jedynym stabilnym izotopem fluoru jest 19F.

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:

Historia[edytuj | edytuj kod]

Fluoryt (tj. fluorek wapnia, CaF2) 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 flourowodoru. Badacze ci nadali nowemu pierwiastkowi nazwę fluorum od minerału fluorytu, CaF2[4]. Polską nazwę – fluor – wprowadził Filip Walter.

Wolnego fluoru przez wiele lat nie udawało się go wyodrębnić z powodu jego ogromnej aktywności chemicznej – po wytworzeniu poprzez elektrolizę stopionego fluorytu, w wysokiej temperaturze procesu (t.topn. CaF2 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 KHF2 (było to przypadkowe zanieczyszczenie materiału do elektrolizy). Moissanowi otrzymanie nowego pierwiastka przyniosło Nagrodę Nobla w dziedzinie chemii w 1906 roku[4].

Pierwsza produkcja fluoru na skalę przemysłową została uruchomiona na potrzeby projektu Manhattan. Gazowy fluorek uranu(IV) (UF6) był wtedy używany do rozdzielenia izotopów 235U i 238U 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:
2KMnO4 + 2KF + 10HF + H2O22K2MnF6↓ + 8H2O + 3O2
SbCl5 + 5HF → SbF5 + 5HCl
  • Etap 2 – reakcja właściwa:
2K2MnF6 + 4SbF54KSbF6 + 2MnF3 + F2

Była to pierwsza chemiczna (nie elektrochemiczna) metoda pozwalająca na otrzymanie fluoru pierwiastkowego ze znaczącą wydajnością (ok. 40%)[5].

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.

Fluoryt Fluoroapatyt Fluorowodór Wytop metali Produkcja szkła Związki fluoroorganiczne Heksafluoroglinian sodu Wytrawianie metali Kwas fluorokrzemowy Kraking alkanów Fluorowęglowodory Chlorofluorowęglowodory Freony Teflon Fluorowanie wody Wzbogacanie uranu Heksafluorek siarki Heksafluorek wolframu Fosfogips
Produkcja i wykorzystanie fluoru i jego związków. Kliknij na daną nazwę z grafiki by przejść do danego hasła.

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[6][7][8][9].

Gazowy fluor łatwo wchłania się przez drogi oddechowe i pokarmowe. Związki fluoru obecne np. w żywności dobrze wchłaniają się z dróg pokarmowych[6][7][10][8][9].

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[6][7][9].

Zatrucia przewlekłe małymi dawkami fluoru, czyli fluoroza, objawiają się zaburzeniami w uwapnieniu kości, brunatnym cętkowaniem zębów, zmniejszeniem ruchliwości[6][7][8].

Dozwolone maksymalne stężenie przy założeniu 8-godzinnej ekspozycji na działanie fluoru to 0,05 mg/m3 (czyli mniej niż w przypadku cyjanowodoru)[6][7].

Znaczenie biologiczne[edytuj | edytuj kod]

Pomimo znacznej toksyczności, fluor w odpowiednich ilościach jest pierwiastkiem niezbędnym dla prawidłowego rozwoju kości i zębów[6]. 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[11].

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]

  1. Liczba w nawiasie oznacza niepewność ostatniego podanego miejsca po przecinku.

Przypisy[edytuj | edytuj kod]

  1. 1,0 1,1 Informacje o klasyfikacji i oznakowaniu substancji według Rozporządzenia 1272/2008, zał. VI: Fluor (pol.) w bazie European chemical Substances Information System. Instytut Ochrony Zdrowia i Konsumenta. [dostęp 2011-10-01].
  2. Standard Atomic Weights Revised v2 (ang.). IUPAC, 2013-09-24. [dostęp 2013-10-09].
  3. Fluor – podsumowanie (ang.). PubChem Public Chemical Database.
  4. 4,0 4,1 4,2 Langley, Richard H., Welch, Larry. Fluorine. „Journal of Chemical Education”. 60 (9), s. 759, 1983. doi:10.1021/ed060p759. 
  5. K. Christe. Chemical synthesis of elemental fluorine. „Inorg. Chem.”. 25 (21), s. 3721–3722, 1986. doi:10.1021/ic00241a001. 
  6. 6,0 6,1 6,2 6,3 6,4 6,5 Witold Seńczuk red.: Toksykologia. Podręcznik dla studentów, lekarzy i farmaceutów Wydanie IV. Warszawa: Wydawnictwo Lekarskie PZWL, 2002.
  7. 7,0 7,1 7,2 7,3 7,4 Nochimson G. (2008). Toxicity, Fluoride. eMedicine.
  8. 8,0 8,1 8,2 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. PMC:PMC3621182. 
  9. 9,0 9,1 9,2 AL. 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. PMC:PMC3621205. 
  10. AL. 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. PMC:PMC3491930. 
  11. Fluor – znaczenie fluoru, kariostatyczne działanie na zęby