Fluor

tlen ← fluor → neon
– ↑ F ↓ Cl 9 F
Wygląd
zielonożółty
skroplony fluor
Widmo emisyjne fluoru
Ogólne informacje
Nazwa, symbol, l.a.	fluor, F, 9 (łac. fluorum)
Grupa, okres, blok	17, 2, p
Stopień utlenienia	−I
Właściwości metaliczne	niemetal – fluorowiec
Masa atomowa	18,998 ± 0,001[a][3]
Stan skupienia	gazowy
Gęstość	1,696 kg/m³
Temperatura topnienia	−219,67 °C[1]
Temperatura wrzenia	−188,12 °C[1]
Numer CAS	7782-41-4
PubChem	24524
Właściwości atomowe Promień • atomowy • walencyjny • van der Waalsa 50 (obl. 42) pm 71 pm 147 pm Konfiguracja elektronowa [He]2s22p5 Zapełnienie powłok 2, 7 (wizualizacja powłok) Elektroujemność • w skali Paulinga • w skali Allreda 3,98 4,10 Potencjały jonizacyjne I 1681,0 kJ/mol II 3374,2 kJ/mol III 6050,4 kJ/mol
Właściwości fizyczne Ciepło parowania 3,2698 kJ/mol Ciepło topnienia 0,2552 kJ/mol Ciepło właściwe 824 J/(kg·K) Przewodność cieplna 0,0279 W/(m·K) Układ krystalograficzny regularny Objętość molowa 11,20×10−6 m³/mol[4]
Najbardziej stabilne izotopy izotop wyst. o.p.r. s.r. e.r. MeV p.r. 17F {syn.} 64,7 s β+ 17O 18F {syn.} 109,8 min β+ 18O 19F 100% stabilny izotop z 10 neutronami 20F {syn.} 11,0 s β− 20Ne
Niebezpieczeństwa Karta charakterystyki: dane zewnętrzne firmy Air Liquide [dostęp: 2016-03-04] Globalnie zharmonizowany system klasyfikacji i oznakowania chemikaliów Na podstawie Rozporządzenia CLP, zał. VI[2] Niebezpieczeństwo Zwroty H H270, H314, H330 Zwroty P brak wiarygodnych danych NFPA 704 Na podstawie podanej karty charakterystyki 0 4 4 W
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)
Multimedia w Wikimedia Commons
Hasło w Wikisłowniku

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 F₂. 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 (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.

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 (t_topn. = 71,7 °C)^[6].

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 (UF₆) 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 (SF₆) 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 ¹⁸F (¹⁸F-FDG) jest wykorzystywana w pozytonowej emisyjnej tomografii komputerowej.

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 fluorowodoru. Badacze ci nadali nowemu pierwiastkowi nazwę fluorum od minerału fluorytu, CaF₂^[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 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^[5].

Pierwsza produkcja fluoru na skalę przemysłową została uruchomiona na potrzeby projektu Manhattan. Gazowy fluorek uranu(VI) (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 + 3H₂O₂ → 2K₂MnF₆↓ + 8H₂O + 3O₂

  SbCl₅ + 5HF → SbF₅ + 5HCl

• Etap 2 – reakcja właściwa:

  2K₂MnF₆ + 4SbF₅ → 4KSbF₆ + 2MnF₃ + F₂↑

Była to pierwsza chemiczna (nie elektrochemiczna) metoda pozwalająca na otrzymanie fluoru pierwiastkowego ze znaczącą wydajnością (ok. 40%)^[7].

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.

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].

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].

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.