Fluor

Fluor (latin: Fluorum) är ett icke-metalliskt grundämne med atomnummer 9. Den har kemiskt tecken F och tillhör gruppen halogener. Fluor bildar en tvåatomig molekyl med sig själv i grundform, vilket resulterar i F₂, fluorgas. Fluor är det mest reaktiva och elektronegativa av alla grundämnen. Till exempel antänds kolväten spontant och brinner i fluorgas till skillnad från förbränning av kolväten i luftens syre som kräver ett tillskott av energi för antändning - till exempel genom en gnista. Således är fluorgas mycket farligt – farligare än andra halogener såsom den giftiga klorgasen.

Fluor
Nummer 9 Tecken F Grupp 17 Period 2 Block p
F ↓ Cl Syre ← Fluor → Neon     [He] 2s2 2p5             9F                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                         Flytande fluor vid kryogeniska temperaturer. Emissionsspektrum
Generella egenskaper
Relativ atommassa	18,998403163(6) u
Utseende	Blekt gul i sin gasform
Fysikaliska egenskaper
Densitet vid 0 °C och 101,325 kPa	1,696 g/L
– flytande, vid kokpunkten	1,505 g/L
Aggregationstillstånd	Gas
Smältpunkt	53,48 K (−219,67 °C)
Kokpunkt	85,03 K (−188,11 °C)
Trippelpunkt	53,48 K (−219,67 °C) 90 kPa
Kritisk punkt	144,41 K (−128,74 °C) 5,1724 MPa
Molvolym	11,2 × 10−6 m³/mol
Smältvärme	0,2552 kJ/mol
Ångbildningsvärme	6,32 kJ/mol
Molär värmekapacitet	Cp: 31 J/(mol × K) Cv: 23 J/(mol × K)
Ångtryck Tr. (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k Te. (K) 38 44 50 58 69 85
Atomära egenskaper
Atomradie	50 pm
Kovalent radie	71 pm
van der Waalsradie	135 pm
Elektronaffinitet	328 kJ/mol
Jonisationspotential	Första: 1 681 kJ/mol Andra: 3 374,2 kJ/mol Tredje: 6 050,4 kJ/mol Fjärde: 8 407,7 kJ/mol (Lista)
Elektronkonfiguration
Elektronkonfiguration	[He] 2s2 2p5
e− per skal	2, 7
Kemiska egenskaper
Oxidationstillstånd	−1
Oxider (basicitet)	(starkt sur)
Elektronegativitet	3,98 (Paulingskalan) 4,193 (Allenskalan)
Normalpotential	2,87 V (F e− → F−)
Diverse
Kristallstruktur	Kubisk
Ljudhastighet	286 m/s
Värmeledningsförmåga	0,02591 W/(m × K)
Magnetism	Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet	−1,2 × 10−4
Brytningsindex	1,000195
Identifikation
CAS-nummer	7782-41-4
EG-nummer	231-954-8
Pubchem	24524
RTECS-nummer	LM6475000
Historia
Namnursprung	Från latin fluere, ”att flyta”.
Upptäckt	André-Marie Ampère (1810)
Första isolation	Henri Moissan (26 juni 1886)
Namngivare	Humphry Davy
Stabilaste isotoper
Nuklid NF t1/2 ST SE (MeV) SP 17F {syn.} 64,49 s β 2,761 17O 18F {syn.} 109,771 min β 1,656 18O 19F 100 % Stabil 20F {syn.} 11,163 s β− 7,025 20Ne 21F {syn.} 4,158 s β− 5,684 21Ne
Säkerhetsinformation
Säkerhetsdatablad: Extern data
Globalt harmoniserat system för klassifikation och märkning av kemikalier GHS-märkning av farliga ämnen enligt EU:s förordning 1272/2008 (CLP) på grundval av följande källa: Giftig Oxiderande Frätande Gasflaska
H-fraser	H330, H270, H314, H280
EUH-fraser	EUH071
P-fraser	P260, P280, P244, P220, P304 340, P303 361 353[källa behövs]
EU-märkning av farliga ämnen EU-märkning av farliga ämnen enligt EU:s förordning 1272/2008 (CLP) på grundval av följande källa: Oxiderande (O) Mycket giftig (T ) Frätande (C)
R-fraser	R8, R26, R35
S-fraser	S9, S26, S28, S36/37/39, S45
NFPA 704 0 4 4
SI-enheter och STP används om inget annat anges.

På grund av sin höga reaktivitet förekommer fluor inte fritt i naturen, utan alltid kemiskt bundet, vanligen som fluorid. Fluor är det 13:e vanligaste grundämnet på jordskorpan.

Fluor har högst elektronegativitet samt liten atomradie vilket ger unika egenskaper till många av dess föreningar. Till exempel bygger diffusionsmetoden för anrikning av uran på flyktigheten hos uranhexafluorid. Dessutom är kol–fluor-bindningen en av de starkaste bindningarna i organisk kemi. Detta leder till den höga stabiliteten och härdigheten hos fluororganiska föreningar, såsom (poly)tetrafluoreten (Teflon) och perfluoroktansulfonsyra. Kol–fluor-bindningens induktiva effekter leder till styrkan i många fluorhaltiga syror, såsom trifluormetansulfonsyra och trifluoretansyra. I mediciner substitueras ofta organiska föreningar med fluor på biologiskt reaktiva platser, för att förhindra deras metabolism och förlänga deras livslängd.

Karaktäristik

F₂ är en frätande ljusgul eller brun gas och är ett kraftigt oxidationsmedel. Fluor är det mest reaktiva och mest elektronegativa av alla grundämnen på den klassiska Pauling-skalan (4,0), och bildar raskt föreningar med de flesta andra grundämnen. Fluor har ett oxidationstal på -1, förutom när den binder till en annan fluoratom i F₂, då oxidationstalet är 0. Fluor bildar till och med föreningar med ädelgaserna argon, krypton, xenon och radon. Till och med i mörka, svala förhållanden, reagerar fluor explosivt med väte. Reaktionen med väte sker även vid extremt låga temperaturer, med flytande väte och fast fluor. Fluor är så pass reaktivt att metaller, och även vatten, samt andra substanser, brinner med en stark låga i en ström av fluor. I fuktig luft reagerar fluor med vatten och bildar den farliga gasen vätefluorid.

Fluorider är föreningar med fluor och en positivt laddad partikel. Dessa förekommer oftast som kristallina, joniska salter. Fluorföreningar med metaller är bland de mest stabila salterna.

Vätefluorid är en svag syra när den löses i vatten, men är ändock mycket frätande och angriper glas. Således bildar fluorider av alkalimetaller basiska lösningar. Till exempel, en enmolarig (1 mol/dm³) lösning av natriumfluorid i vatten har ett pH på 8,59, jämfört med en enmolarig lösning natriumhydroxid, en stark bas, som har ett pH på 14,00.

Isotoper

Trots att fluor har flera olika isotoper, är endast en av dessa (¹⁹F) stabil, och de övriga har kort halveringstid och återfinns ej naturligt. Fluor är således ett mononuklidiskt grundämne.

Nukliden ¹⁸F är radionukliden av fluor med längst halveringstid (ungefär 110 minuter = nästan 2 timmar), och är kommersiellt en viktig källa för positroner, vilket utnyttjas i positronemissionstomografi.

Historia

Mineralet flusspat (även kallat fluorit), vilket huvudsakligen består av kalciumfluorid, nämndes år 1530 av Georgius Agricola för sin användning som fluss. Fluss används för att främja sammansmältning av metaller eller mineraler. Namnet fluor kan härledas därifrån då ”fluere” på latin betyder ”att flöda”. År 1670 upptäckte Henrich Schwanhard att glas etsas vid kontakt med flusspat som hade behandlats med en syra. Carl Wilhelm Scheele, och senare andra forskare såsom Humphry Davy, Caroline Menard, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier och Louis Jacques Thénard, har alla experimenterat med fluorvätesyra, som lätt framställdes genom att behandla fluorit med koncentrerad svavelsyra.

På grund av sin extrema reaktivitet så isolerades inte fluorgas förrän många år efter igenkännandet av fluorit. Utvecklingen i att isolera fluorgas gick långsamt på grund av att det endast kunde framställas elektrolytiskt och även under kontrollerade förhållanden angriper gasen många material. År 1886 rapporterades det att Henri Moissan hade lyckats isolera fluorgas efter nästan 74 år av insatser av andra kemister. Framställningen av fluorgas med fluorvätesyra som utgångspunkt är ytterst farligt, och förblindade eller dödade ett flertal kemister i tidiga försök att isolera denna halogen. Dessa individer kom att kallas fluormartyrer (eng. fluorine martyrs). Moissan fick Nobelpriset i kemi år 1906 för sin upptäckt. Den första storskaliga framställningen påbörjades till stöd för Manhattanprojektet, där föreningen uranhexafluorid hade valts till den form av uran som skulle möjliggöra separationen av dess isotoper ²³⁵U och ²³⁸U. I Manhattanprojektet upptäckte man att UF₆ bryts ned till UF₄ och F₂. Korrosionsproblemet orsakat av F₂ löstes till slut genom att elektrolytiskt täcka all UF₆ med nickel, vilket bildar nickeldifluorid som inte angrips av fluorgas. Leder och flexibla delar var gjorda av teflon, en då väldigt nyupptäckt plast som inte heller angrips av F₂.

Framställning

Industriell framställning av fluorgas medför elektrolys av vätefluorid i närheten av kaliumfluorid. Denna metod är baserad på pionjärstudierna av Moissan (se ovan). Fluorgas bildas vid anoden och vätgas vid katoden. Under dessa förhållanden omvandlas kaliumfluorid till kaliumvätefluorid, vilket är det egentliga elektrolytet. Kaliumvätefluorid understödjer elektrolysen genom att kraftigt öka konduktiviteten i lösningen.

HF KF → KHF₂

2KHF₂ → 2 KF H₂ F₂

Den vätefluorid som krävs för elektrolysen skaffas som en biprodukt till framställning av fosforsyra. Mineraler som innehåller fosfatjoner innehåller stora mängder fluorit. Vid behandling med svavelsyra släpper dessa mineraler ifrån sig vätefluorid:

CaF₂ H₂SO₄ → 2 HF CaSO₄

År 1986, under förberedelserna inför en konferens för att fira upptäckten av fluors 100-årsjubileum, upptäckte Karl Christe ett rent kemisk sätt att framställa fluor med hjälp av vattenfri HF, kaliummangan(IV)hexafluorid och antimonpentafluorid vid 150 °C:

2K₂MnF₆ 4SbF₅ → 4KSbF₆ 2MnF₃ 2F₂

Trots att detta inte är praktisk syntes på stor skala, så demonstrerar denna rapport att elektrolys inte är det enda sättet att utvinna fluorgas på.

Användningsområden

Fluorgas, F₂, används huvudsakligen för att framställa två föreningar med kommersiellt intresse; uranhexafluorid och svavelhexafluorid.

Industriellt användande av fluorföreningar

• Atomärt och molekylärt fluor används för plasmaetsning i tillverkandet av halvledare, tillverkning av plattskärmar och tillverkning av MEMS (mikroelektromekaniska system). Xenondifluorid används också för det sistnämnda.
• Fluorvätesyra används för att etsa glas i glödlampor och andra produkter.
• Tetrafluoreten och perfluoroktansyra används direkt i tillverkningen av plaster med låg friktionskoefficient såsom (poly)tetrafluoreten (PTFE; teflon).

Användning inom tandvård och medicin

• Oorganiska föreningar med fluor, såsom natriumfluorid, tenn(II)fluorid och natriummonofluorfosfat, används i tandkräm och fluorsköljningar för att förhindra karies. Fluorpensling är ytterligare en metod som används för att minska förekomst av hål i tänderna.
• Fludrokortison (9α-fluokortisol) är en av de vanligaste mineralkortikoiderna, en typ av läkemedel som härmar aldosterons verkan.

Biologisk roll

Även om F₂ är för reaktivt för att ha någon naturlig biologisk roll, används fluor i föreningar med biologisk aktivitet. I denna form är Fluor starkt giftigt och ger svåra hud- och lungskador. Fluor i form av fluorid förekommer hos människan främst inlagrat i ben och tänder i form av fluorapatit.

Naturligt förekommande fluororganiska föreningar är ovanliga. Fluoretansyra används dock som skydd mot växtätare av minst 40 olika växter i Australien, Brasilien och Afrika.

Enzymet adenosylfluoridsyntas katalyserar bildningen av 5'-deoxy-5'-fluoradenosin enligt följande reaktion:

S-adenosyl-L-metionin fluorid $\rightleftharpoons$ 5'-deoxi-5'-fluoradenosin L-metionin

Fluor är inte ett essentiellt näringsämne, men dess betydelse i att förhindra karies är välkänt. Detta sker till övervägande del lokalt, men innan 1981 ansågs det i första hand vara enteralt (via matspjälkningssystemet).

Fluor har i djurförsök visat sig vara nödvändigt för normal tillväxt, men fluorbrist har inte kunnat påvisas hos människa.

Försiktighetsåtgärder

Fluorgas

F₂ (fluorgas), är ett mycket giftigt, frätande oxidationsmedel, som kan antända organiska ämnen. Fluorgas har en karaktäristisk stickande lukt som kan upptäckas i koncentrationer så låga som 20 ppb. Eftersom det är så reaktivt så måste alla konstruktionsmaterial väljas noga och alla metallytor måste passiviseras.

Fluoridjon

Fluoridjoner är giftiga: den dödliga dosen för natriumfluorid för en människa på 70 kg uppskattas vara 5-10 g.

Vätefluorid och fluorvätesyra

Vätefluorid och fluorvätesyra (vattenlösningen av vätefluorid) är mycket farliga, mycket farligare än det relaterade ämnet saltsyra, eftersom odissocierade HF-molekyler penetrerar skinnet och biologiska membran, vilket orsakar djupa och smärtsamma brännskador, där dock smärtupplevelsen kan vara fördröjd. Den fria fluoridjonen, som bildas när en vätefluoridmolekyl dissocieras, kan orsaka död på grund av arytmi. Brännsår större än 160 cm² kan leda till hypokalcemi.

Fluororganiska föreningar

Fluororganiska föreningar förekommer inte vanligtvis i naturen. De kan vara ogiftiga, som oktadekafluornaftalen, eller mycket giftiga som perfluorisobuten och fluoretansyra. Många läkemedel är fluororganiska föreningar, såsom den cancerförebyggande fluoruracil. Perfluoroktansulfonsyra är en långlivad organisk förorening.

Fluorets ursprung

Fluorets ursprung har i många år varit okänt. Ett forskarteam på Lunds universitet har undersökt det ljus som en stjärna sänder ut. Vilka grundämnen stjärnan innehåller har de kunnat räkna ut genom att jämföra ljusets våglängd. Innan stjärnan till slut brinner ut blir den en nebulosa och fluoren slungas ut och blandas upp med olika sorters gaser i nebulosans yttre. Nya stjärnor skapas när stjärnan dör. Fluoret fortsätter därmed sin vandring i det intergalaktiskt kretsloppet. Forskningen har publicerats i tidskriften Astrophysical Journal Letters. I framtiden skall forskarna undersöka om fluor kan skapas i andra sorters stjärnor, innan de blir röda jättar.

Se även

• Periodiska systemet
• Fluorid
• Grundämne
• Atomslag

Referenser

Den här artikeln är helt eller delvis baserad på material från engelskspråkiga Wikipedia, Fluorine, 11 september 2009.

Externa länkar

• Wikimedia Commons har media som rör Fluor.
  Bilder & media