Fluór je chemický prvok (symbol F, atómové číslo 9), nekov, ktorý patrí do skupiny halogénov. Je to najaktívnejšia a elektronegatívna látka. Pri normálnej teplote a tlaku je molekula fluóru svetložltý jedovatý plyn so vzorcom F2. Podobne ako iné halogenidy, aj molekulárny fluór je veľmi nebezpečný a pri kontakte s pokožkou spôsobuje vážne poleptanie.
Použiť
Fluór a jeho zlúčeniny sa široko používajú, a to aj na výrobu liečiv, agrochemikálií, palív a mazív a textílií. Kyselina fluorovodíková sa používa na leptanie skla, zatiaľ čo fluórová plazma sa používa na výrobu polovodičov a iných materiálov. Nízke koncentrácie iónov F v zubnej paste a pitnej vode môžu pomôcť predchádzať zubnému kazu, zatiaľ čo vyššie koncentrácie sa nachádzajú v niektorých insekticídoch. Mnohé celkové anestetiká sú deriváty fluórovaných uhľovodíkov. Izotop 18F je zdrojom pozitrónov na získanie lekárskejzobrazovanie pozitrónovou emisnou tomografiou a hexafluorid uránu sa používa na oddelenie izotopov uránu a výrobu obohateného uránu pre jadrové elektrárne.
História objavov
Minerály obsahujúce zlúčeniny fluóru boli známe už mnoho rokov pred izoláciou tohto chemického prvku. Napríklad minerál kazivec (alebo fluorit), pozostávajúci z fluoridu vápenatého, opísal v roku 1530 George Agricola. Všimol si, že sa dá použiť ako tavidlo, látka, ktorá pomáha znižovať teplotu topenia kovu alebo rudy a pomáha čistiť požadovaný kov. Preto dostal fluór svoj latinský názov od slova fluere („tieknúť“).
V roku 1670 fúkač skla Heinrich Schwanhard zistil, že sklo sa leptá pôsobením fluoridu vápenatého (kaziveca) upraveného kyselinou. Carl Scheele a mnohí neskorší výskumníci, vrátane Humphryho Davyho, Josepha-Louisa Gay-Lussaca, Antoina Lavoisiera, Louisa Thénarda, experimentovali s kyselinou fluorovodíkovou (HF), ktorá sa ľahko získala úpravou CaF koncentrovanou kyselinou sírovou.
Nakoniec sa ukázalo, že HF obsahuje predtým neznámy prvok. Pre nadmernú reaktivitu sa však túto látku nepodarilo izolovať dlhé roky. Nielenže sa ťažko oddeľuje od zlúčenín, ale okamžite reaguje s ich ostatnými zložkami. Izolácia elementárneho fluóru z kyseliny fluorovodíkovej je mimoriadne nebezpečná a prvé pokusy oslepili a zabili niekoľkých vedcov. Títo ľudia sa stali známymi ako „mučenícifluór.“
Objavovanie a produkcia
Napokon v roku 1886 sa francúzskemu chemikovi Henrimu Moissanovi podarilo izolovať fluór elektrolýzou zmesi roztavených fluoridov draselných a kyseliny fluorovodíkovej. Za to mu bola v roku 1906 udelená Nobelova cena za chémiu. Jeho elektrolytický prístup sa dodnes používa na priemyselnú výrobu tohto chemického prvku.
Prvá výroba fluóru vo veľkom meradle sa začala počas druhej svetovej vojny. Bolo to potrebné pre jednu z etáp vytvorenia atómovej bomby v rámci projektu Manhattan. Fluór sa použil na výrobu hexafluoridu uránu (UF6), ktorý sa zase použil na oddelenie dvoch izotopov 235U aod seba navzájom 238U. Dnes je plynný UF6 potrebný na výrobu obohateného uránu pre jadrovú energiu.
Najdôležitejšie vlastnosti fluóru
V periodickej tabuľke je prvok na vrchole skupiny 17 (predtým skupina 7A), ktorá sa nazýva halogén. Ďalšie halogény zahŕňajú chlór, bróm, jód a astatín. Okrem toho je F v druhej perióde medzi kyslíkom a neónom.
Čistý fluór je korozívny plyn (chemický vzorec F2) s charakteristickým štipľavým zápachom, ktorý sa vyskytuje pri koncentrácii 20 nl na liter objemu. Ako najreaktívnejší a elektronegatívny zo všetkých prvkov ľahko tvorí zlúčeniny s väčšinou z nich. Fluór je príliš reaktívny na to, aby existoval v elementárnej forme a má takúafinitu k väčšine materiálov, vrátane kremíka, že sa nedá pripraviť ani skladovať v sklenených nádobách. Vo vlhkom vzduchu reaguje s vodou za vzniku rovnako nebezpečnej kyseliny fluorovodíkovej.
Fluór interagujúci s vodíkom exploduje aj pri nízkych teplotách a v tme. Prudko reaguje s vodou za vzniku kyseliny fluorovodíkovej a plynného kyslíka. Rôzne materiály, vrátane jemne rozptýlených kovov a skiel, horia jasným plameňom v prúde plynného fluóru. Okrem toho tento chemický prvok tvorí zlúčeniny s vzácnymi plynmi kryptónom, xenónom a radónom. Nereaguje však priamo s dusíkom a kyslíkom.
Napriek extrémnej aktivite fluóru sú teraz dostupné metódy na bezpečnú manipuláciu a prepravu. Prvok môže byť uložený v oceľových alebo monelových nádobách (zliatina bohatá na nikel), pretože na povrchu týchto materiálov sa tvoria fluoridy, ktoré bránia ďalšej reakcii.
Fluoridy sú látky, v ktorých je fluór prítomný ako záporne nabitý ión (F-) v kombinácii s niektorými kladne nabitými prvkami. Zlúčeniny fluóru s kovmi patria medzi najstabilnejšie soli. Po rozpustení vo vode sa rozdelia na ióny. Iné formy fluóru sú komplexy, napríklad [FeF4]- a H2F+.
Izotopy
Existuje mnoho izotopov tohto halogénu, od 14F po 31F. Ale izotopové zloženie fluóru zahŕňa iba jeden z nich,19F, ktorý obsahuje 10 neutrónov, keďže ako jediný je stabilný. Rádioaktívny izotop 18F je cenným zdrojom pozitrónov.
Biologický vplyv
Fluór sa v tele nachádza najmä v kostiach a zuboch vo forme iónov. Fluoridácia pitnej vody v koncentrácii menšej ako jedna promile výrazne znižuje výskyt zubného kazu – tvrdí Národná rada pre výskum Národnej akadémie vied Spojených štátov amerických. Na druhej strane nadmerné hromadenie fluóru môže viesť k fluoróze, ktorá sa prejavuje škvrnitými zubami. Tento účinok sa zvyčajne pozoruje v oblastiach, kde obsah tohto chemického prvku v pitnej vode prekračuje koncentráciu 10 ppm.
Elementárny fluór a fluoridové soli sú toxické a malo by sa s nimi zaobchádzať veľmi opatrne. Starostlivo sa treba vyhýbať kontaktu s pokožkou alebo očami. Reakciou s pokožkou vzniká kyselina fluorovodíková, ktorá rýchlo preniká do tkanív a reaguje s vápnikom v kostiach, čím ich trvalo poškodzuje.
Environmentálny fluór
Ročná svetová produkcia minerálu fluoritu je asi 4 milióny ton a celková kapacita preskúmaných ložísk je do 120 miliónov ton. Hlavnými oblasťami ťažby tohto minerálu sú Mexiko, Čína a západná Európa.
Fluór sa prirodzene vyskytuje v zemskej kôre, kde ho možno nájsť v horninách, uhlí a íle. Fluoridy sa do ovzdušia dostávajú pri veternej erózii pôd. Fluór je 13. najrozšírenejší chemický prvok v zemskej kôre – jeho obsahrovná sa 950 ppm. V pôde je jeho priemerná koncentrácia asi 330 ppm. Fluorovodík sa môže uvoľňovať do ovzdušia v dôsledku procesov priemyselného spaľovania. Fluoridy, ktoré sú vo vzduchu, nakoniec padajú na zem alebo do vody. Keď sa fluór spája s veľmi malými časticami, môže zostať vo vzduchu po dlhú dobu.
V atmosfére sa 0,6 miliardtiny tohto chemického prvku nachádza vo forme soľnej hmly a organických zlúčenín chlóru. V mestských oblastiach koncentrácia dosahuje 50 častí na miliardu.
Connections
Fluór je chemický prvok, ktorý tvorí široké spektrum organických a anorganických zlúčenín. Chemici ním dokážu nahradiť atómy vodíka, čím sa vytvorí mnoho nových látok. Vysoko reaktívny halogén tvorí zlúčeniny s vzácnymi plynmi. V roku 1962 Neil Bartlett syntetizoval xenón hexafluoroplatinat (XePtF6). Získali sa aj fluoridy kryptónu a radónu. Ďalšou zlúčeninou je fluorohydrid argónu, ktorý je stabilný len pri extrémne nízkych teplotách.
Priemyselné aplikácie
V atómovom a molekulárnom stave sa fluór používa na plazmové leptanie pri výrobe polovodičov, plochých panelových displejov a mikroelektromechanických systémov. Kyselina fluorovodíková sa používa na leptanie skla v lampách a iných výrobkoch.
Fuór je spolu s niektorými jeho zlúčeninami dôležitou zložkou pri výrobe liečiv, agrochemikálií, palív a mazívmateriálov a textílií. Chemický prvok je potrebný na výrobu halogénovaných alkánov (halónov), ktoré boli zase široko používané v klimatizačných a chladiacich systémoch. Neskôr bolo takéto používanie chlórofluorokarbónov zakázané, pretože prispievajú k ničeniu ozónovej vrstvy v hornej atmosfére.
Fluorid sírový je extrémne inertný, netoxický plyn, ktorý je klasifikovaný ako skleníkový plyn. Bez fluóru nie je možná výroba plastov s nízkym trením, ako je teflón. Mnohé anestetiká (napr. sevofluran, desfluran a izofluran) sú deriváty CFC. Hexafluorohlinitan sodný (kryolit) sa používa pri elektrolýze hliníka.
Fluoridové zlúčeniny vrátane NaF sa používajú v zubných pastách na prevenciu zubného kazu. Tieto látky sa pridávajú do obecných vodovodov, aby zabezpečili fluoridáciu vody, avšak táto prax sa považuje za kontroverznú z dôvodu vplyvu na ľudské zdravie. Vo vyšších koncentráciách sa NaF používa ako insekticíd, najmä na ničenie švábov.
V minulosti sa fluoridy používali na zníženie teploty topenia kovov a rúd a zvýšenie ich tekutosti. Fluór je dôležitou zložkou pri výrobe hexafluoridu uránu, ktorý sa používa na oddelenie jeho izotopov. 18F, rádioaktívny izotop s polčasom rozpadu 110 minút, emituje pozitróny a často sa používa v lekárskej pozitrónovej emisnej tomografii.
Fyzikálne vlastnosti fluóru
Základné vlastnostichemický prvok takto:
- Atómová hmotnosť 18,9984032 g/mol.
- Elektronická konfigurácia 1s22s22p5.
- Oxidačný stav -1.
- Hustota 1,7 g/l.
- Teplota topenia 53,53 K.
- Bod varu 85,03 K.
- Tepelná kapacita 31,34 J/(K mol).
