Fluor - hvad er det? Egenskaber af fluor - Sekundær uddannelse og skoler 2024

2024 Forfatter: Angel Austin | [email protected]. Sidst ændret: 2023-12-17 05:21

Fluor er et kemisk grundstof (symbol F, atomnummer 9), et ikke-metal, der tilhører gruppen af halogener. Det er det mest aktive og elektronegative stof. Ved normal temperatur og tryk er fluormolekylet en bleggul giftig gas med formlen F₂. Som andre halogenider er molekylær fluor meget farlig og forårsager alvorlige kemiske forbrændinger ved kontakt med huden.

Brug

Fluor og dets forbindelser er meget udbredt, herunder til fremstilling af lægemidler, landbrugskemikalier, brændstoffer og smøremidler og tekstiler. Flussyre bruges til at ætse glas, mens fluorplasma bruges til at fremstille halvledere og andre materialer. Lave koncentrationer af F-ioner i tandpasta og drikkevand kan være med til at forhindre karies, mens højere koncentrationer findes i nogle insekticider. Mange generelle anæstetika er hydrofluorcarbonderivater. Isotopen ¹⁸F er en kilde til positroner til at opnå medicinskpositron emission tomografi billeddannelse, og uranhexafluorid bruges til at adskille uranium isotoper og producere beriget uran til atomkraftværker.

Opdagelseshistorik

Mineraler indeholdende fluorforbindelser var kendt mange år før isoleringen af dette kemiske element. For eksempel blev mineralet flusspat (eller fluorit), bestående af calciumfluorid, beskrevet i 1530 af George Agricola. Han bemærkede, at det kunne bruges som et flusmiddel, et stof, der hjælper med at sænke smeltepunktet for et metal eller en malm og hjælper med at rense det ønskede metal. Derfor fik fluor sit latinske navn fra ordet fluere ("at flyde").

I 1670 opdagede glaspuster Heinrich Schwanhard, at glas blev ætset ved virkningen af calciumfluorid (fluorspat) behandlet med syre. Carl Scheele og mange senere forskere, deriblandt Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, eksperimenterede med flussyre (HF), som let opnåedes ved at behandle CaF med koncentreret svovlsyre.

Til sidst blev det klart, at HF indeholdt et hidtil ukendt element. Men på grund af dets overdrevne reaktivitet kunne dette stof ikke isoleres i mange år. Det er ikke kun svært at adskille fra forbindelser, men det reagerer straks med deres andre komponenter. Isoleringen af elementært fluor fra flussyre er ekstremt farlig, og tidlige forsøg blindede og dræbte flere videnskabsmænd. Disse mennesker blev kendt som "martyrernefluor."

Opdagelse og produktion

Endelig, i 1886, lykkedes det den franske kemiker Henri Moissan at isolere fluor ved elektrolyse af en blanding af smeltede kaliumfluorider og flussyre. For dette blev han tildelt Nobelprisen i kemi i 1906. Hans elektrolytiske tilgang bliver fortsat brugt i dag til industriel produktion af dette kemiske element.

Den første storstilede produktion af fluor begyndte under Anden Verdenskrig. Det var påkrævet til et af stadierne til at skabe en atombombe som en del af Manhattan-projektet. Fluor blev brugt til at fremstille uranhexafluorid (UF₆), som igen blev brugt til at adskille de to isotoper ²³⁵U ogfra hinanden 238^{U. I dag er gasformigt UF}6 _{nødvendigt for at producere beriget uran til atomkraft.}

De vigtigste egenskaber ved fluor

I det periodiske system er grundstoffet øverst i gruppe 17 (tidligere gruppe 7A), som kaldes halogen. Andre halogener omfatter klor, brom, jod og astatin. Derudover er F i den anden periode mellem oxygen og neon.

Ren fluor er en ætsende gas (kemisk formel F₂) med en karakteristisk skarp lugt, der findes ved en koncentration på 20 nl pr. liter volumen. Som den mest reaktive og elektronegative af alle grundstoffer, danner den let forbindelser med de fleste af dem. Fluor er for reaktivt til at eksistere i elementær form og har sådanaffinitet med de fleste materialer, inklusive silicium, at det ikke kan tilberedes eller opbevares i glasbeholdere. I fugtig luft reagerer den med vand og danner den lige så farlige flussyre.

Fluor, der interagerer med brint, eksploderer selv ved lave temperaturer og i mørke. Det reagerer voldsomt med vand og danner flussyre og iltgas. Forskellige materialer, herunder fint spredte metaller og glas, brænder med en skarp flamme i en stråle af gasformig fluor. Derudover danner dette kemiske grundstof forbindelser med ædelgasserne krypton, xenon og radon. Det reagerer dog ikke direkte med nitrogen og oxygen.

På trods af den ekstreme aktivitet af fluor er metoder til sikker håndtering og transport nu blevet tilgængelige. Grundstoffet kan opbevares i beholdere af stål eller monel (nikkelrig legering), da der dannes fluorider på overfladen af disse materialer, som forhindrer yderligere reaktion.

Fluorider er stoffer, hvori fluor er til stede som en negativt ladet ion (F^-) i kombination med nogle positivt ladede grundstoffer. Fluorforbindelser med metaller er blandt de mest stabile s alte. Når de er opløst i vand, deles de i ioner. Andre former for fluor er komplekser, f.eks. [FeF₄]^- og H₂F+.

isotoper

Der er mange isotoper af dette halogen, lige fra ¹⁴F til ³¹F. Men den isotopiske sammensætning af fluor omfatter kun én af dem,¹⁹F, som indeholder 10 neutroner, da det er den eneste, der er stabil. Den radioaktive isotop ¹⁸F er en værdifuld kilde til positroner.

Biologisk påvirkning

Fluor i kroppen findes hovedsageligt i knogler og tænder i form af ioner. Fluorering af drikkevand ved en koncentration på mindre end én del per million reducerer forekomsten af caries markant - ifølge National Research Council fra National Academy of Sciences i USA. På den anden side kan overdreven ophobning af fluor føre til fluorose, som viser sig i plettede tænder. Denne effekt ses norm alt i områder, hvor indholdet af dette kemiske element i drikkevand overstiger en koncentration på 10 ppm.

Elementært fluor og fluorids alte er giftige og bør håndteres med stor forsigtighed. Kontakt med hud eller øjne bør omhyggeligt undgås. Reaktionen med huden producerer flussyre, som hurtigt trænger ind i vævene og reagerer med kalken i knoglerne og beskadiger dem permanent.

Miljøfluor

Den årlige verdensproduktion af mineralet fluorit er omkring 4 millioner tons, og den samlede kapacitet af udforskede forekomster er inden for 120 millioner tons. De vigtigste mineområder for dette mineral er Mexico, Kina og Vesteuropa.

Fluor forekommer naturligt i jordskorpen, hvor det kan findes i sten, kul og ler. Fluorider frigives til luften ved vinderosion af jord. Fluor er det 13. mest udbredte kemiske grundstof i jordskorpen - dets indholdsvarer til 950 ppm. I jord er dens gennemsnitlige koncentration omkring 330 ppm. Hydrogenfluorid kan frigives til luften som følge af industrielle forbrændingsprocesser. Fluorider, der er i luften, ender med at falde ned på jorden eller i vandet. Når fluor binder sig til meget små partikler, kan det forblive i luften i lange perioder.

I atmosfæren er 0,6 milliardtedele af dette kemiske grundstof til stede i form af s alttåge og organiske klorforbindelser. I byområder når koncentrationen op på 50 dele pr. milliard.

Forbindelser

Fluor er et kemisk grundstof, der danner en lang række organiske og uorganiske forbindelser. Kemikere kan erstatte brintatomer med det og derved skabe mange nye stoffer. Højreaktivt halogen danner forbindelser med ædelgasser. I 1962 syntetiserede Neil Bartlett xenonhexafluorplatinat (XePtF6). Krypton og radonfluorider er også blevet opnået. En anden forbindelse er argonfluorhydrid, som kun er stabilt ved ekstremt lave temperaturer.

Industrielle applikationer

I sin atomare og molekylære tilstand bruges fluor til plasmaætsning i produktionen af halvledere, fladskærme og mikroelektromekaniske systemer. Flussyre bruges til at ætse glas i lamper og andre produkter.

Sammen med nogle af dets forbindelser er fluor en vigtig komponent i produktionen af lægemidler, landbrugskemikalier, brændstoffer og smøremidlermaterialer og tekstiler. Det kemiske element er nødvendigt for at producere halogenerede alkaner (haloner), som igen blev meget brugt i aircondition- og kølesystemer. Senere blev sådan brug af chlorfluorcarboner forbudt, fordi de bidrager til ødelæggelsen af ozonlaget i den øvre atmosfære.

Svovlhexafluorid er en ekstremt inert, ikke-giftig gas, der er klassificeret som en drivhusgas. Uden fluor er produktionen af lavfriktionsplast som teflon ikke mulig. Mange anæstetika (f.eks. sevofluran, desfluran og isofluran) er CFC-derivater. Natriumhexafluoroaluminat (kryolit) bruges til aluminiumelektrolyse.

Fluorforbindelser, inklusive NaF, bruges i tandpastaer for at forhindre huller i tænderne. Disse stoffer tilsættes kommunale vandforsyninger for at give vandfluoridering, men praksis anses for kontroversiel på grund af indvirkningen på menneskers sundhed. Ved højere koncentrationer bruges NaF som insekticid, især til bekæmpelse af kakerlakker.

Tidligere blev fluorider brugt til at sænke smeltepunktet for metaller og malme og øge deres fluiditet. Fluor er en vigtig komponent i produktionen af uranhexafluorid, som bruges til at adskille dets isotoper. ¹⁸F, en radioaktiv isotop med en halveringstid på 110 minutter, udsender positroner og bruges ofte til medicinsk positron-emissionstomografi.