Fluór

Tlak pary
Fluór; (fluorum)
	kyslík ← fluór → neón
	Periodická tabuľka
	2. perióda, 17. skupina, blok p
	halogény, nekovy
Vzhľad
	svetlo zelenožltý plyn
Atómové vlastnosti
Atómová hmotnosť	18,9984032 g·mol−1
Elektrónová konfigurácia	[He] 2s2 2p5
Atómový polomer	50 pm (vyp.: 42 pm)
Kovalentný polomer	57 pm
Van der Waalsov pol.	147 pm
Iónový polomer; pre: F-	136 pm
Chemické vlastnosti
Elektronegativita	4,00 (podľa Paulinga)
Ionizačná energia(e)	1: 1 681,0 kJ.mol−1; 2: 3 374,2 kJ.mol−1; 3: 6 050,4 kJ.mol−1
Oxidačné číslo(a)	-I
Št. potenciál; (F2/F-)	2,87 V
Fyzikálne vlastnosti (za norm. podmienok)
Skupenstvo	plynné
Hustota	0,0017 kg·dm−3
Hustota kvapaliny; (pri 53,53 K)	1,108 kg·dm−3
Teplota topenia	53,53 K (−219,62 °C)
Teplota varu	85,03 K (−188,12 °C)
Kritický bod	144,13 K; 5,172 MPa
Sk. teplo topenia	0,510 kJ·mol−1
Sk. teplo varu	6,62 kJ·mol−1
Tepelná kapacita	31,304 J·mol−1·K−1
Iné
Kryštálová sústava	kubická
Magnetizmus	nemagnetický
Tep. vodivosť	27,7 W·m−1·K−1
Reg. číslo CAS	7782-41-4
Izotop(y) (vybrané)
Commons ponúka multimediálny obsah na tému fluór.
	Chemický portál

Fluór Fluor (lat. fluere = tiecť) je chemický prvok v Periodickej tabuľke prvkov, ktorý má značku F a protónové číslo 9. Je to toxický, svetlozelenožltý plyn, prvý člen radu halogénov. Je najreaktívnejší plyn, ktorý sa zlučuje s väčšinou prvkov periodickej tabuľky. V čistej forme je veľmi nebezpečný, pri kontakte s kožou spôsobuje vážne popáleniny. Georigius Agricola ho objavil v roku 1530 vo forme fluoridu vápenatého, ktorý sa používal pri tavení a zlievaní kovov.

Relatívne veľká elektronegativita fluóru a malý atómový polomer spôsobujú zaujímavé väzbové charakteristiky, zvlášť v spojení s uhlíkom. Pozrite kovalentný polomer fluóru.

Dôležité charakteristiky

Čistý fluór (F₂) je žieravý tmavožltý plyn, ktorý je silným oxidačným činidlom. Je najreaktívnejší a najelektronegatívnejší zo všetkých prvkov, a rýchlo tvorí zlúčeniny s inými prvkami. Fluór sa dokonca zlučuje i so vzácnymi plynmi – kryptón, xenón a radón. Aj v tme a chladných podmienkach fluór reaguje explozívne s vodíkom. Je natoľko reaktívny, že sklo, kovy a dokonca voda podobne ako iné látky, horia jasným plameňom v prúde fluórového plynu. Je príliš reaktívny, aby sa nachádzal v elementárnej forme, a má takú afinitu (schopnosť zlučovať sa odoberaním elektrónov) vzhľadom na väčšinu prvkov, vrátane kremíku, že sa nedá pripraviť ani skladovať v sklených nádobách. Vo vlhkom vzduchu reaguje s vodou a produktom je nebezpečná kyselina fluorovodíková. Skladujeme ho v špeciálnych fľašiach z medi alebo niklu; hoci s týmito kovmi tiež reaguje, na povrchu utvorená vrstva vzniknutého fluoridu chráni vnútro fľaše pred ďalšími účinkami fluóru.

Výroba

Fluór sa v prírode vyskytuje len vo viazanej forme a to vo forme minerálov. Najrozšírenejšími minerálnymi zdrojmi fluóru sú fluórapatit (Ca₅(PO₄)₃F) a fluorit (CaF₂), inak nazývaný aj kazivec. Fluór sa vyskytuje aj v organizmoch stavovcov ako stavebná časť kostí a zubnej skloviny, čiže jeho význam je esenciálny pre rast a vývoj jedinca.

Priemyselná výroba fluóru je založená na Moissanovej metóde vyvinutej v roku 1886. V prvom stupni sa fluorit zahrieva v prostredí koncentrovanej kyseliny sírovej za vzniku bezvodného fluorovodíka. Fluorovodík sa zmieša s fluoridom draselným a vytvorí hydrogendifluorid draselný. Elektrolýzou taveniny hydrogenfluoridu draselného sa na anóde uvoľňuje fluór a na katóde vodík. Použitím hydrogenfluoridu draselného na elektrolýzu miesto fluorovodíka je výhodnejšie pre zvýšenie vodivosti elektrolytu.

CaF₂ (s) + H₂SO₄ (aq., konc.) → 2 HF (g) + CaSO₄ (s)

HF (l) + KF(s) → KHF₂ (aq)

2 KHF₂ (l) → 2 KF (l) + H₂ (g) + F₂ (g)

V roku 1986, pri príprave stého výročia izolácie fluóru, Karl Christe popísal a uskutočnil čisto chemickú cestu prípravy fluóru použitím kyseliny fluorovodíkovej, hexafluoromanganičitanu draselného a fluoridu antimoničného pri 150 °C : _ K₂MnF₆ + 2SbF₅ → 2KSbF₆ + MnF₃ + ½F₂ Zdalo by sa, že fluór je možné vyrobiť čisto chemickou cestou ale hexafluoromanganičitan je možné pripraviť jedine z elementárneho fluóru a zlúčeniny mangánu v nižšom oxidačnom stupni, napr.

MnCl₂ + 2KCl + 3F₂ → K₂MnF₆ + 2 Cl₂

reakcia prebieha pri cca 400 °C

História

Fluór vo forme kazivca (CaF₂) bol prvýkrát opísaný v roku 1530 Georgiusom Agricolom ako prímes na zníženie bodu topenia kovov a minerálov. V roku 1670 zistil germánsky vedec Schwanhard, že v kyslom prostredí kazivec leptá sklo. H. Davy, Gay-Lussac a mnoho iných stredovekých vedcov využívali a popisovali vlastnosti kyseliny fluorovodíkovej vytvorenej okyslením kazivca koncentrovanou kyselinou sírovou.

Títo vedci zistili, že okyslením kazivca objavili kyselinu, ktorá obsahuje dovtedy neznámy prvok. 74 rokov sa pokúšali mnohí vedci izolovať tento prvok, ale kvôli jeho vysokej reaktivite sa im to nedarilo. V roku 1886 sa to napokon podarilo Henrimu Moissanovi, ktorý za jeho výrobu dostal v roku 1906 Nobelovu cenu. Kvôli vysokej jedovatosti osleplo či umrelo viacero vedcov, ktorý sa ho pokúšali izolovať. Dodnes sa označujú ako “fluóroví martýri”.

Prvá výroba fluóru vo veľkom rozsahu bola potrebná pre výrobu atómovej bomby v Manhattanskom projekte počas 2. svetovej vojny. Tu bol použitý hexafluorid uránu (UF₆) ako plynný nosič uránu na separáciu izotopu uránu ²³⁵U a ²³⁸U. Dodnes sa používa hexafluorid uránu pri procesoch plynovej difúzie a odstreďovacom procese pri obohacovaní uránu pre výrobu jadrového paliva. V Manhattanskom projekte sa zistilo, že bol prítomný plynný molekulárny fluór ako samovoľný dekompozičný produkt UF₆. Problém s fluórovou koróziou potrubí bol vyriešený ich elektrolytickým pokovovaním niklom, ktorý nereaguje s fluórom. Spoje a ohybné časti boli vyrobené z teflonu (teflon je polymerizovaný tetrafluóretén), ktorý bol zosyntetizovaný prvýkrát v tej dobe a je inertný voči F₂.