Išči

    Fluor

    Fluor, 9F
    Majhen vzorec bledo rumenenega tekočega fluorja v tekočem dušiku
    Tekoči fluor (pri izjemno nizkih temperaturah)
    Fluor
    IzgovarjavaIPA: [ˈfluːɔɾ]
    Alotropialfa, beta (glej alotropi fluora)
    Videzplin: bledo rumen
    kapljevina: svetlo rumena
    trdnina: alfa je moten, beta je brezbarven
    Standardna atomska teža Ar, std(F)18,998403163(6)[1]
    Fluor v periodnem sistemu
    Vodik Helij
    Litij Berilij Bor (element) Ogljik Dušik Kisik Fluor Neon
    Natrij Magnezij Aluminij Silicij Fosfor Žveplo Klor Argon
    Kalij Kalcij Skandij Titan (element) Vanadij Krom Mangan Železo Kobalt Nikelj Baker Cink Galij Germanij Arzen Selen Brom Kripton
    Rubidij Stroncij Itrij Cirkonij Niobij Molibden Tehnecij Rutenij Rodij Paladij Srebro Kadmij indij Kositer Antimon Telur Jod Ksenon
    Cezij Barij Lantan Cerij Prazeodim Neodim Prometij Samarij Evropij Gadolinij Terbij Disprozij Holmij Erbij Tulij Iterbij Lutecij Hafnij Tantal (element) Volfram Renij Osmij Iridij Platina Zlato Živo srebro Talij Svinec Bizmut Polonij Astat Radon
    Francij Radij Aktinij Torij Protaktinij Uran (element) Neptunij Plutonij Americij Kirij Berkelij Kalifornij Ajnštajnij Fermij Mendelevij Nobelij Lavrencij Raderfordij Dubnij Siborgij Borij Hasij Majtnerij Darmštatij Rentgenij Kopernicij Nihonij Flerovij Moskovij Livermorij Tenes Oganeson
    		–
    ↑
    F
    ↓
    Cl
    kisik ← fluor → neon
    Vrstno število (Z)9
    Skupinaskupina 17 (halogeni)
    Periodaperioda 2
    Blok  blok p
    Razporeditev elektronov[He] 2s2 2p5[2]
    Razporeditev elektronov po lupini2, 7
    Fizikalne lastnosti
    Faza snovi pri STPplin
    Tališče(F2) −219,67 °C[3]
    Vrelišče(F2) −188,11 °C[3]
    Gostota (pri STP)1,696 g/L[4]
    v tekočem stanju (pri TV)1,505 g/cm3[5]
    Trojna točka−219,67 °C, 90 kPa[3]
    Kritična točka−128,74 °C, 5,1724 MPa[3]
    Izparilna toplota6,51 kJ/mol[4]
    Toplotna kapacitetaCp: 31 J/(mol·K)[5] (at 21.1 °C)
    Cv: 23 J/(mol·K)[5] (at 21.1 °C)
    Parni tlak
    P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
    pri T (°C) −235,2 −229,2 −223,2 −215,2 −204,2 −188,2
    Lastnosti atoma
    Oksidacijska stanja−1 (oksidirajoči kisik)
    ElektronegativnostPaulingova lestvica: 3,98[2]
    Ionizacijske energije
    • 1.: 1681 kJ/mol
    • 2.: 3374 kJ/mol
    • 3.: 6147 kJ/mol
    • (več)[6]
    Kovalentni polmer64 pm[7]
    Van der Waalsov polmer135 pm[8]
    Barvne črte v spektralnem obsegu
    Spektralne črte fluora
    Druge lastnosti
    Pojavljanje v naraviprvobitno
    Kristalna struktura ​kubična
    Cubic kristalna struktura za fluor
    Toplotna prevodnost0,02591 W/(m⋅K)[9]
    Magnetna ureditevdiamagnetik (−1.2×10−4)[10][11]
    Številka CAS7782-41-4[2]
    Zgodovina
    Poimenovanjepo mineralu fluoritu, katerega ime izhaja iz lat. fluo (pretakati se)
    OdkritjeAndré-Marie Ampère (1810)
    Prva izolacijaHenri Moissan[2] (June 26, 1886)
    Poimenoval poHumphry Davy
    Najpomembnejši izotopi fluora[12]
    Izo­top Pogos­tost Razpolovni čas (t1/2) Razpadni način Pro­dukt
    18F sled 109,8 min β+ (97%) 18O
    ε (3%) 18O
    19F 100% stabilen
    Kategorija Kategorija: Fluor
    · pogovor · · | reference

    Flúor (latinsko fluorum - latinski glagol fluere pomeni pretakati se), je kemijski element, ki ima v periodnem sistemu simbol F, leži v 7 skupini 2. periode. Njegovo atomsko število pa je 9 relativna atomska masa pa 19,0. To je strupen bledo rumen, enovalenten plinski halogen, ki je najbolj kemijsko reaktiven in elektro-negativen od vseh elementov. Zato ga v naravi nikoli ni v čisti obliki, le v spojinah. Tudi njegove spojine so tudi zelo agresivne. Fluorovodikova kislina razžre celo steklo ali običajne zaščitne rokavice (iz lateksa). Tudi na koži fluor in številne njegove spojine povzročajo opekline. Zato je kemija fluora izredno nevarna in zahteva strokovno usposobljenost.

    Vsebina

    Uporaba fluora

    Fluor se največ uporablja v jedrski industriji, saj z njegovo pomočjo ločita uranova izotopa U(235)in U(238).

    Zaradi visoke cene rafiniranja v čisti fluor se v večini komercialnih aplikacij uporabljajo fluorove spojine, pri čemer se približno polovica pridobljenega fluorita uporablja v jeklarstvu. Preostali del fluorita se pretvori v jedki vodikov fluorid na poti do različnih organskih fluoridov ali v kriolit, ki ima ključno vlogo pri prečiščevanju aluminija. Molekule, ki vsebujejo vez ogljik-fluor, imajo pogosto zelo visoko kemijsko in toplotno stabilnost; njihova glavna uporaba so hladilna sredstva, električna izolacija in posoda, zadnja kot PTFE (teflon). Farmacevtski izdelki, kot sta atorvastatin in fluoksetin, vsebujejo vezi C-F. Fluoridni ion iz raztopljenih fluoridnih soli zavira nastanek zobnih votlin in se zato uporablja v zobni pasti in fluoriranju vode. Globalna fluorokemična prodaja znaša več kot 15 milijard ameriških dolarjev letno.

    Fluoroogljikovi plini so na splošno toplogredni plini s potencialom globalnega segrevanja, ki je od 100 do 23.500 krat večji od ogljikovega dioksida, pri čemer ima SF6 največji potencial globalnega segrevanja od katere koli znane snovi. Organofluorne spojine pogosto ostanejo v okolju zaradi močnih vezi ogljik-fluor. Fluor pri sesalcih nima znane presnovne vloge; nekaj rastlin in morskih gobic sintetizira organofluorove strupe (najpogosteje monofluoroacetate), ki pomagajo odvračati napadalce.

    Fluoridni ioni so tudi v zobnih pastah, koristno je namreč, če z njimi nadomestimo hidroksi ione v mineralu apatitu, ki sestavlja zobno sklenino.Uporablja se tudi za ustvarjanje vročih plamenov (s plamenom vodika in fluora npr. se dosežejo 3700 C).

    Sklici

    1. ↑ Meija, Juris; et al. (2016). "Atomic weights of the elements 2013 (IUPAC Technical Report)". Pure and Applied Chemistry. 88 (3): 265–91. doi:10.1515/pac-2015-0305.
    2. ↑ 2,0 2,1 2,2 2,3 Jaccaud et al. 2000, str. 381.
    3. ↑ 3,0 3,1 3,2 3,3 Haynes 2011, str. 4.121.
    4. ↑ 4,0 4,1 Jaccaud et al. 2000, str. 382.
    5. ↑ 5,0 5,1 5,2 Compressed Gas Association 1999, str. 365.
    6. ↑ Dean 1999, str. 4.6.
    7. ↑ Dean 1999, str. 4.35.
    8. ↑ Matsui 2006, str. 257.
    9. ↑ Yaws & Braker 2001, str. 385.
    10. ↑ Mackay, Mackay & Henderson 2002, str. 72.
    11. ↑ Cheng et al. 1999.
    12. ↑ Chisté & Bé 2011.

    Indeksirani sklici

    • Cheng, H.; Fowler, D. E.; Henderson, P. B.; Hobbs, J. P.; Pascolini, M. R. (1999). "On the Magnetic Susceptibility of Fluorine". The Journal of Physical Chemistry A. 103 (15): 2861–2866. Bibcode:1999JPCA..103.2861C. doi:10.1021/jp9844720.
    • Cheng, K. K.; Chalmers, I.; Sheldon, T. A. (2007). "Adding Fluoride to Water Supplies" (PDF). BMJ. 335 (7622): 699–702. doi:10.1136/bmj.39318.562951.BE. PMC 2001050. PMID 17916854.
    • Compressed Gas Association (1999). Handbook of Compressed Gases (4th izd.). Boston: Kluwer Academic Publishers. ISBN 978-0-412-78230-5.
    • Chisté, V.; Bé, M. M. (2011). "F-18" (PDF). V Bé, M. M.; Coursol, N.; Duchemin, B.; Lagoutine, F.; et al. (ur.). Table de radionucléides (Report). CEA (Commissariat à l'énergie atomique et aux énergies alternatives), LIST, LNE-LNHB (Laboratoire National Henri Becquerel/Commissariat à l'Energie Atomique). Pridobljeno dne 15 June 2011.
    • Jaccaud, M.; Faron, R.; Devilliers, D.; Romano, R. (2000). "Fluorine". Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. str. 381–395. doi:10.1002/14356007.a11_293.
    • Johnson, Linda A. (28 December 2011). "Against Odds, Lipitor Became World's Top Seller". The Boston Globe. Pridobljeno dne 24 October 2013.
    • Haynes, William M., ur. (2011). Handbook of Chemistry and Physics (92nd izd.). Boca Raton: CRC Press. ISBN 978-1-4398-5511-9.
    • Dean, John A. (1999). Lange's Handbook of Chemistry (15th izd.). New York: McGraw-Hill. ISBN 0-07-016190-9.
    • Matsui, M. (2006). "Fluorine-containing Dyes". V Kim, Sung-Hoon (ur.). Functional dyes. Orlando: Academic Press. str. 257–266. ISBN 978-0-12-412490-5.
    • Yaws, Carl L.; Braker, William (2001). "Fluorine". Matheson Gas Data Book (7th izd.). Parsippany: Matheson Tri-Gas. ISBN 978-0-07-135854-5.
    • Mackay, Kenneth Malcolm; Mackay, Rosemary Ann; Henderson, W. (2002). Introduction to Modern Inorganic Chemistry (6th izd.). Cheltenham: Nelson Thornes. ISBN 0-7487-6420-8.
    • Macomber, Roger (1996). Organic chemistry. 1. Sausalito: University Science Books. ISBN 978-0-935702-90-3.

    Zunanje povezave


    • p