Fluor je chemický prvek (symbol F, atomové číslo 9), nekov, který patří do skupiny halogenů. Je to nejaktivnější a elektronegativní látka. Za normální teploty a tlaku je molekula fluoru světle žlutým jedovatým plynem se vzorcem F2. Stejně jako ostatní halogenidy je molekulární fluor velmi nebezpečný a při kontaktu s pokožkou způsobuje těžké chemické popáleniny.
Použít
Fluor a jeho sloučeniny jsou široce používány, mimo jiné pro výrobu léčiv, agrochemikálií, paliv a maziv a textilií. Kyselina fluorovodíková se používá k leptání skla, zatímco fluorová plazma se používá k výrobě polovodičů a dalších materiálů. Nízké koncentrace iontů F v zubní pastě a pitné vodě mohou pomoci předcházet zubnímu kazu, zatímco vyšší koncentrace se nacházejí v některých insekticidech. Mnoho obecných anestetik jsou deriváty fluorouhlovodíků. Izotop 18F je zdrojem pozitronů pro získávání lékařskýchzobrazování pozitronovou emisní tomografií a hexafluorid uranu se používá k separaci izotopů uranu a výrobě obohaceného uranu pro jaderné elektrárny.
Historie objevů
Minerály obsahující sloučeniny fluoru byly známy mnoho let před izolací tohoto chemického prvku. Například minerální kazivec (neboli fluorit), sestávající z fluoridu vápenatého, popsal v roce 1530 George Agricola. Všiml si, že by mohl být použit jako tavidlo, látka, která pomáhá snižovat bod tání kovu nebo rudy a pomáhá čistit požadovaný kov. Proto fluor dostal svůj latinský název od slova fluere (“téct”).
V roce 1670 objevil sklář Heinrich Schwanhard, že sklo se leptá působením fluoridu vápenatého (kazivce) upraveného kyselinou. Carl Scheele a mnoho pozdějších výzkumníků, včetně Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, experimentovali s kyselinou fluorovodíkovou (HF), kterou bylo možné snadno získat úpravou CaF koncentrovanou kyselinou sírovou.
Nakonec se ukázalo, že HF obsahuje dříve neznámý prvek. Tuto látku se však pro její přílišnou reaktivitu po mnoho let nepodařilo izolovat. Nejenže se obtížně odděluje od sloučenin, ale okamžitě reaguje s jejich ostatními složkami. Izolace elementárního fluoru z kyseliny fluorovodíkové je extrémně nebezpečná a první pokusy oslepily a zabily několik vědců. Tito lidé se stali známými jako „mučednícifluor.”
Objevování a produkce
V roce 1886 se francouzskému chemikovi Henrimu Moissanovi podařilo izolovat fluor elektrolýzou směsi roztavených fluoridů draselných a kyseliny fluorovodíkové. Za to mu byla v roce 1906 udělena Nobelova cena za chemii. Jeho elektrolytický přístup se dodnes používá pro průmyslovou výrobu tohoto chemického prvku.
První výroba fluoru ve velkém měřítku začala během druhé světové války. Bylo to vyžadováno pro jednu z fází vytvoření atomové bomby v rámci projektu Manhattan. Fluor byl použit k výrobě hexafluoridu uranu (UF6), který byl zase použit k oddělení dvou izotopů 235U aod sebe navzájem 238U. Dnes je plynný UF6 potřeba k výrobě obohaceného uranu pro jadernou energetiku.
Nejdůležitější vlastnosti fluoru
V periodické tabulce je prvek na vrcholu skupiny 17 (dříve skupina 7A), která se nazývá halogen. Mezi další halogeny patří chlor, brom, jód a astat. Navíc F je ve druhém období mezi kyslíkem a neonem.
Čistý fluor je žíravý plyn (chemický vzorec F2) s charakteristickým štiplavým zápachem, který se vyskytuje při koncentraci 20 nl na litr objemu. Jako nejreaktivní a elektronegativní ze všech prvků snadno tvoří sloučeniny s většinou z nich. Fluor je příliš reaktivní na to, aby existoval v elementární formě a má takovouafinitu k většině materiálů, včetně křemíku, že jej nelze připravit ani skladovat ve skleněných nádobách. Ve vlhkém vzduchu reaguje s vodou za vzniku stejně nebezpečné kyseliny fluorovodíkové.
Fluor, interagující s vodíkem, exploduje i při nízkých teplotách a ve tmě. Prudce reaguje s vodou za vzniku kyseliny fluorovodíkové a plynného kyslíku. Různé materiály, včetně jemně rozptýlených kovů a skel, hoří jasným plamenem v proudu plynného fluoru. Tento chemický prvek navíc tvoří sloučeniny s vzácnými plyny kryptonem, xenonem a radonem. Nereaguje však přímo s dusíkem a kyslíkem.
Navzdory extrémní aktivitě fluoru jsou nyní dostupné metody pro jeho bezpečnou manipulaci a přepravu. Prvek může být uložen v ocelových nebo monelových nádobách (slitina bohatá na nikl), protože na povrchu těchto materiálů se tvoří fluoridy, které brání další reakci.
Fluoridy jsou látky, ve kterých je fluor přítomen jako záporně nabitý iont (F-) v kombinaci s některými kladně nabitými prvky. Sloučeniny fluoru s kovy patří mezi nejstabilnější soli. Po rozpuštění ve vodě se rozdělí na ionty. Jiné formy fluoru jsou komplexy, například [FeF4]- a H2F+.
Izotopy
Existuje mnoho izotopů tohoto halogenu, od 14F do 31F. Ale izotopové složení fluoru zahrnuje pouze jeden z nich,19F, který obsahuje 10 neutronů, protože je jediný stabilní. Radioaktivní izotop 18F je cenným zdrojem pozitronů.
Biologický dopad
Fluor se v těle nachází hlavně v kostech a zubech ve formě iontů. Fluoridace pitné vody v koncentraci nižší než jedna část na milion výrazně snižuje výskyt zubního kazu – uvádí Národní rada pro výzkum Národní akademie věd Spojených států amerických. Na druhou stranu nadměrné hromadění fluoru může vést k fluoróze, která se projevuje skvrnitostí zubů. Tento efekt je obvykle pozorován v oblastech, kde obsah tohoto chemického prvku v pitné vodě překračuje koncentraci 10 ppm.
Elementární fluor a fluoridové soli jsou toxické a mělo by se s nimi zacházet velmi opatrně. Je třeba se pečlivě vyvarovat kontaktu s kůží nebo očima. Reakcí s kůží vzniká kyselina fluorovodíková, která rychle proniká do tkání a reaguje s vápníkem v kostech a trvale je poškozuje.
Fuor v životním prostředí
Roční světová produkce nerostu fluoritu je asi 4 miliony tun a celková kapacita prozkoumaných ložisek je do 120 milionů tun. Hlavními oblastmi těžby tohoto nerostu jsou Mexiko, Čína a západní Evropa.
Fluor se přirozeně vyskytuje v zemské kůře, kde ho lze nalézt v horninách, uhlí a jílu. Fluoridy se uvolňují do ovzduší větrnou erozí půd. Fluor je 13. nejrozšířenější chemický prvek v zemské kůře – jeho obsahrovná se 950 ppm. V půdách je jeho průměrná koncentrace asi 330 ppm. Fluorovodík se může uvolňovat do ovzduší v důsledku procesů průmyslového spalování. Fluoridy, které jsou ve vzduchu, nakonec padají na zem nebo do vody. Když se fluor spojí s velmi malými částicemi, může zůstat ve vzduchu po dlouhou dobu.
V atmosféře je 0,6 miliardtiny tohoto chemického prvku přítomno ve formě solné mlhy a organických sloučenin chlóru. V městských oblastech dosahuje koncentrace 50 ppm.
Připojení
Fluor je chemický prvek, který tvoří širokou škálu organických a anorganických sloučenin. Chemici jím mohou nahradit atomy vodíku, a tím vytvořit mnoho nových látek. Vysoce reaktivní halogen tvoří sloučeniny se vzácnými plyny. V roce 1962 Neil Bartlett syntetizoval xenon hexafluoroplatinat (XePtF6). Byly také získány fluoridy kryptonu a radonu. Další sloučeninou je fluorhydrid argonu, který je stabilní pouze při extrémně nízkých teplotách.
Průmyslové aplikace
V atomovém a molekulárním stavu se fluor používá k plazmovému leptání při výrobě polovodičů, plochých panelových displejů a mikroelektromechanických systémů. Kyselina fluorovodíková se používá k leptání skla v lampách a dalších produktech.
Společně s některými svými sloučeninami je fluor důležitou složkou při výrobě léčiv, agrochemikálií, paliv a mazivmateriály a textilie. Chemický prvek je potřebný k výrobě halogenovaných alkanů (halonů), které se naopak široce používaly v klimatizačních a chladicích systémech. Později bylo takové použití chlorfluoruhlovodíků zakázáno, protože přispívají k destrukci ozonové vrstvy v horních vrstvách atmosféry.
Fluorid sírový je extrémně inertní, netoxický plyn, který je klasifikován jako skleníkový plyn. Bez fluoru není možná výroba plastů s nízkým třením, jako je teflon. Mnoho anestetik (např. sevofluran, desfluran a isofluran) jsou deriváty CFC. Hexafluorohlinitan sodný (kryolit) se používá při elektrolýze hliníku.
Sloučeniny fluoru, včetně NaF, se používají v zubních pastách k prevenci zubního kazu. Tyto látky se přidávají do městských vodovodů, aby zajistily fluoridaci vody, nicméně tato praxe je považována za kontroverzní kvůli dopadu na lidské zdraví. Ve vyšších koncentracích se NaF používá jako insekticid, zejména pro hubení švábů.
V minulosti se fluoridy používaly ke snížení bodu tání kovů a rud a ke zvýšení jejich tekutosti. Fluor je důležitou složkou při výrobě hexafluoridu uranu, který se používá k separaci jeho izotopů. 18F, radioaktivní izotop s poločasem rozpadu 110 minut, vyzařuje pozitrony a často se používá v lékařské pozitronové emisní tomografii.
Fyzikální vlastnosti fluoru
Základní vlastnostichemický prvek takto:
- Atomová hmotnost 18,9984032 g/mol.
- Elektronická konfigurace 1s22s22p5.
- Oxidační stav -1.
- Hustota 1,7 g/l.
- Bod tání 53,53 K.
- Bod varu 85,03 K.
- Tepelná kapacita 31,34 J/(K mol).
