Fluor -Fluorine

Fluor,  9 F
Lille prøve af bleggult flydende fluor kondenseret i flydende nitrogen
Flydende fluor (ved ekstremt lave temperaturer )
Fluor
Udtale
Allotroper alfa, beta (se Allotropes af fluor )
Udseende gas: meget bleggul
væske: lysegult
fast stof: alfa er uigennemsigtig, beta er gennemsigtig
Standard atomvægt A r °(F)
Fluor i det periodiske system
Brint Helium
Lithium Beryllium Bor Kulstof Nitrogen Ilt Fluor Neon
Natrium Magnesium Aluminium Silicium Fosfor Svovl Klor Argon
Kalium Kalk Scandium Titanium Vanadium Chrom Mangan Jern Kobolt Nikkel Kobber Zink Gallium Germanium Arsenik Selen Brom Krypton
Rubidium Strontium Yttrium Zirkonium Niobium Molybdæn Technetium Ruthenium Rhodium Palladium Sølv Cadmium Indium Tin Antimon Tellur Jod Xenon
Cæsium Barium Lanthanum Cerium Praseodym Neodym Promethium Samarium Europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium Lutetium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platin Guld Kviksølv (grundstof) Thallium At føre Bismuth Polonium Astatin Radon
Francium Radium Actinium Thorium Protactinium Uran Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Californium Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Røntgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moscovium Livermorium Tennessine Oganesson


F

Cl
oxygenfluorneon
Atomnummer ( Z ) 9
Gruppe gruppe 17 (halogener)
Periode periode 2
Blok   p-blok
Elektron konfiguration [ Han ] 2s 2 2p 5
Elektroner pr skal 2, 7
Fysiske egenskaber
Fase på  STP gas
Smeltepunkt (F 2 ) 53,48  K ​(−219,67 °C, −363,41 °F)
Kogepunkt (F 2 ) 85,03 K (−188,11 °C, −306,60 °F)
Tæthed (ved STP) 1.696 g/L
når flydende (ved  bp ) 1,505 g/cm 3
Triple point 53,48 K, ​90 kPa
Kritisk punkt 144,41 K, 5,1724 MPa
Fordampningsvarme 6,51 kJ/mol
Molær varmekapacitet C p : 31 J/(mol·K) (ved 21,1 °C)
C v : 23 J/(mol·K) (ved 21,1 °C)
Damptryk
P  (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
ved  T  (K) 38 44 50 58 69 85
Atomiske egenskaber
Oxidationstilstande −1 , 0 (oxiderer oxygen)
Elektronegativitet Pauling-skala: 3,98
Ioniseringsenergier
Kovalent radius 64  kl
Van der Waals radius 135 kl
Farvelinjer i et spektralområde
Spektrallinjer af fluor
Andre ejendomme
Naturlig forekomst primordial
Krystal struktur kubik
Kubisk krystalstruktur til fluor
Varmeledningsevne 0,02591 W/(m⋅K)
Magnetisk bestilling diamagnetisk (−1,2×10 −4 )
CAS nummer 7782-41-4
Historie
Navngivning efter mineralet fluorit , selv opkaldt efter latin fluo (at flyde, i smeltning)
Opdagelse André-Marie Ampère (1810)
Første isolation Henri Moissan (26. juni 1886)
Opkaldt af
Hovedisotoper af fluor
Isotop Overflod Halveringstid ( t 1/2 ) Decay mode Produkt
18 F spore 109,8 min β + (97 %) 18 O
ε (3 %) 18 O
19 F 100 % stabil
 Kategori: Fluor
| referencer

Fluor er et kemisk grundstof med symbolet F og atomnummer 9. Det er det letteste halogen og eksisterer under standardbetingelser som en meget giftig, bleggul diatomisk gas. Som det mest elektronegative grundstof er det ekstremt reaktivt, da det reagerer med alle andre grundstoffer undtagen argon , neon og helium .

Blandt grundstofferne rangerer fluor 24. i universel overflod og 13. i terrestrisk overflod . Fluorit , den primære mineralkilde til fluor, som gav grundstoffet sit navn, blev først beskrevet i 1529; da det blev tilsat metalmalme for at sænke deres smeltepunkter til smeltning , gav det latinske verbum fluo , der betyder 'flow', mineralet dets navn. Fluor blev foreslået som et grundstof i 1810, og det viste sig at være vanskeligt og farligt at adskille fra dets forbindelser, og flere tidlige forsøgspersoner døde eller pådrog sig skader fra deres forsøg. Først i 1886 isolerede den franske kemiker Henri Moissan elementært fluor ved hjælp af lavtemperaturelektrolyse , en proces , der stadig bruges til moderne produktion. Industriel produktion af fluorgas til uranberigelse , dens største anvendelse, begyndte under Manhattan-projektet i Anden Verdenskrig .

På grund af omkostningerne ved at raffinere ren fluor bruger de fleste kommercielle anvendelser fluorforbindelser, hvor omkring halvdelen af ​​udvundet fluorit anvendes til stålfremstilling . Resten af ​​fluoritten omdannes til ætsende hydrogenfluorid på vej til forskellige organiske fluorider eller til kryolit , som spiller en nøglerolle i aluminiumsraffinering . Molekyler, der indeholder en kulstof-fluorbinding, har ofte meget høj kemisk og termisk stabilitet; deres vigtigste anvendelser er som kølemidler , elektrisk isolering og køkkengrej, den sidste som PTFE (Teflon). Lægemidler som atorvastatin og fluoxetin indeholder C−F-bindinger. Fluoridionen fra opløste fluoridsalte hæmmer tandhuler og finder derfor anvendelse i tandpasta og vandfluorering . Det globale salg af fluorkemikalier beløber sig til mere end 69 milliarder USD om året .

Fluorcarbongasser er generelt drivhusgasser med et globalt opvarmningspotentiale, der er 100 til 23.500 gange større end kuldioxid , og SF 6 har det højeste globale opvarmningspotentiale af et kendt stof. Organofluorforbindelser forbliver ofte i miljøet på grund af styrken af ​​kulstof-fluorbindingen . Fluor har ingen kendt metabolisk rolle hos pattedyr; nogle få planter og havsvampe syntetiserer organofluorgifte (oftest monofluoracetater ), der hjælper med at afskrække prædation.

Egenskaber

Elektron konfiguration

Fluoratomer har ni elektroner, en færre end neon , og elektronkonfiguration 1s 2 2s 2 2p 5 : to elektroner i en fyldt indre skal og syv i en ydre skal, der kræver, at en mere skal fyldes. De ydre elektroner er ineffektive ved nuklear afskærmning og oplever en høj effektiv nuklear ladning på 9 − 2 = 7; dette påvirker atomets fysiske egenskaber.

Fluors første ioniseringsenergi er tredjehøjest blandt alle grundstoffer, bag helium og neon, hvilket komplicerer fjernelse af elektroner fra neutrale fluoratomer. Det har også en høj elektronaffinitet , kun næst efter klor , og har en tendens til at fange en elektron for at blive isoelektronisk med ædelgassen neon; det har den højeste elektronegativitet af ethvert grundstof. Fluoratomer har en lille kovalent radius på omkring 60  picometer , svarende til dem fra dens periodes naboer ilt og neon.

Reaktivitet

Ekstern video
video ikon Lyse flammer under fluorreaktioner
video ikonFluor reagerer med cæsium
Fluor 3D molekyle

Bindingsenergien for difluor er meget lavere end for begge Cl
2
eller Br
2
og ligner den let spaltede peroxidbinding ; dette, sammen med høj elektronegativitet, tegner sig for fluors lette dissociation, høje reaktivitet og stærke bindinger til ikke-fluoratomer. Omvendt er bindinger til andre atomer meget stærke på grund af fluors høje elektronegativitet. Ikke-reaktive stoffer som pulveriseret stål, glasfragmenter og asbestfibre reagerer hurtigt med kold fluorgas; træ og vand selvantændes under en fluorstråle.

Reaktioner af elementært fluor med metaller kræver varierende forhold. Alkalimetaller forårsager eksplosioner, og jordalkalimetaller udviser kraftig aktivitet i bulk; for at forhindre passivering fra dannelsen af ​​metalfluoridlag skal de fleste andre metaller såsom aluminium og jern pulveriseres, og ædelmetaller kræver ren fluorgas ved 300–450 °C (575–850 °F). Nogle faste ikke-metaller (svovl, fosfor) reagerer kraftigt i flydende fluor. Svovlbrinte og svovldioxid kombineres let med fluor, sidstnævnte undertiden eksplosivt; svovlsyre udviser meget mindre aktivitet, hvilket kræver forhøjede temperaturer.

Hydrogen reagerer ligesom nogle af alkalimetallerne eksplosivt med fluor. Kulstof , som lampe sort , reagerer ved stuetemperatur for at give fluormethan . Grafit kombineres med fluor over 400 °C (750 °F) for at producere ikke-støkiometrisk carbonmonofluorid ; højere temperaturer genererer gasformige fluorcarboner , nogle gange med eksplosioner. Kuldioxid og kulilte reagerer ved eller lige over stuetemperatur, hvorimod paraffiner og andre organiske kemikalier genererer stærke reaktioner: selv fuldstændigt substituerede halogenalkaner , såsom kultetrachlorid , der normalt ikke er brændbart, kan eksplodere. Selvom nitrogentrifluorid er stabilt, kræver nitrogen en elektrisk udladning ved forhøjede temperaturer for at reaktion med fluor kan forekomme, på grund af den meget stærke tredobbelte binding i elementært nitrogen; ammoniak kan reagere eksplosivt. Ilt kombineres ikke med fluor under omgivende forhold, men kan fås til at reagere ved hjælp af elektrisk udladning ved lave temperaturer og tryk; produkterne har en tendens til at gå i opløsning i deres bestanddele, når de opvarmes. Tungere halogener reagerer let med fluor, ligesom ædelgassen radon ; af de øvrige ædelgasser reagerer kun xenon og krypton , og kun under særlige forhold.

Faser

Terning med sfæriske former på hjørnerne og midten og roterende molekyler i planer i flader
Krystalstruktur af β-fluor. Kugler angiver F
2
molekyler, der kan antage enhver vinkel. Andre molekyler er begrænset til fly.
Animation, der viser krystalstrukturen af ​​beta-fluor. Molekyler på overfladerne af enhedscellen har rotationer begrænset til et plan.

Ved stuetemperatur er fluor en gas af diatomiske molekyler , lysegul, når den er ren (nogle gange beskrevet som gulgrøn). Den har en karakteristisk halogenlignende skarp og bidende lugt, der kan påvises ved 20  ppb . Fluor kondenserer til en lys gul væske ved -188 °C (-306 °F), en overgangstemperatur svarende til ilt og nitrogen.

Fluor har to faste former, α- og β-fluor. Sidstnævnte krystalliserer ved -220 °C (-364 °F) og er gennemsigtig og blød med den samme uordnede kubiske struktur af friskkrystalliseret fast oxygen, i modsætning til de ortorhombiske systemer af andre faste halogener. Yderligere afkøling til -228 °C (-378 °F) inducerer en faseovergang til uigennemsigtig og hård α-fluor, som har en monoklinisk struktur med tætte, vinklede lag af molekyler. Overgangen fra β- til α-fluor er mere eksoterm end kondenseringen af ​​fluor og kan være voldsom.

Isotoper

Kun én isotop af fluor forekommer naturligt i overflod, den stabile isotop19
F
. Den har et højt magnetogyrisk forhold og enestående følsomhed over for magnetiske felter; fordi det også er den eneste stabile isotop , bruges den til magnetisk resonansbilleddannelse . Atten radioisotoper med massetal fra 13 til 31 er blevet syntetiseret, heraf18
F
er den mest stabile med en halveringstid på 109,77 minutter. Andre radioisotoper har halveringstider på mindre end 70 sekunder; de fleste henfalder på mindre end et halvt sekund. Isotoperne17
F
og18
F
gennemgår β + henfald og elektronfangst , lettere isotoper henfalder ved protonemission , og de tungere end19
F
gennemgår β henfald (de tungeste med forsinket neutronemission ). To metastabile isomerer af fluor er kendt,18m
F
, med en halveringstid på 162(7) nanosekunder, og26m
F
, med en halveringstid på 2,2(1) millisekunder.

Hændelse

Univers

Solsystemets overflod
Atomnummer
_
Element Relativt
beløb
6 Kulstof 4.800
7 Nitrogen 1.500
8 Ilt 8.800
9 Fluor 1
10 Neon 1.400
11 Natrium 24
12 Magnesium 430

Blandt de lettere grundstoffer er fluors overflodsværdi på 400  ppb (parts per billion) – 24. blandt grundstoffer i universet – usædvanlig lav: andre grundstoffer fra kulstof til magnesium er tyve eller flere gange så almindelige. Dette skyldes, at stjernernes nukleosynteseprocesser omgår fluor, og alle fluoratomer, der ellers er skabt, har høje nukleare tværsnit , hvilket tillader kollisioner med hydrogen eller helium at generere henholdsvis oxygen eller neon.

Ud over denne forbigående eksistens er tre forklaringer blevet foreslået for tilstedeværelsen af ​​fluor:

jorden

Fluor er det trettende mest almindelige grundstof i jordskorpen ved 600-700 ppm (parts per million) efter masse. Selvom det antages ikke at forekomme naturligt, har elementært fluor vist sig at være til stede som en okklusion i antozonit, en variant af fluorit. Det meste fluor findes som fluorholdige mineraler. Fluorit , fluorapatit og kryolit er de mest industrielt betydningsfulde. Fluorit ( CaF
2
), også kendt som flusspat, der er rigeligt på verdensplan, er hovedkilden til fluorid og dermed fluor. Kina og Mexico er de største leverandører. Fluorapatit (Ca 5 (PO 4 ) 3 F), som indeholder det meste af verdens fluor, er en utilsigtet kilde til fluor som et biprodukt af gødningsproduktion. Kryolit ( Na
3
AlF
6
), der bruges til fremstilling af aluminium, er det mest fluorrige mineral. Økonomisk levedygtige naturlige kilder til kryolit er udtømt, og de fleste er nu syntetiseret kommercielt.

Andre mineraler såsom topas indeholder fluor. Fluorider er i modsætning til andre halogenider uopløselige og forekommer ikke i kommercielt gunstige koncentrationer i saltvand. Spormængder af organofluorer af usikker oprindelse er blevet påvist i vulkanudbrud og geotermiske kilder. Eksistensen af ​​gasformig fluor i krystaller, antydet af lugten af ​​knust antozonit , er omstridt; en undersøgelse fra 2012 rapporterede tilstedeværelsen af ​​0,04 % F
2
efter vægt i antozonit, hvilket tilskriver disse indeslutninger stråling fra tilstedeværelsen af ​​små mængder uran .

Historie

Tidlige opdagelser

Træsnitbillede, der viser mand ved åben ildsted med tang og maskinbælge til siden i baggrunden, mand ved vanddrevet hammer med slukkesluse i nærheden i forgrunden
Stålfremstillingsillustration fra De re metallica

I 1529 beskrev Georgius Agricola fluorit som et additiv, der blev brugt til at sænke smeltepunktet for metaller under smeltning . Han skrev det latinske ord fluorēs ( fluor, flow) for fluoritsten. Navnet udviklede sig senere til flusspat (stadig almindeligt brugt) og derefter fluorit . Sammensætningen af ​​fluorit blev senere bestemt til at være calciumdifluorid .

Flussyre blev brugt i glasætsning fra 1720 og frem. Andreas Sigismund Marggraf karakteriserede det første gang i 1764, da han opvarmede fluorit med svovlsyre, og den resulterende opløsning tærede dens glasbeholder. Den svenske kemiker Carl Wilhelm Scheele gentog forsøget i 1771, og kaldte det sure produkt fluss-spats-syran (fluorspatsyre). I 1810 foreslog den franske fysiker André-Marie Ampère , at brint og et grundstof analogt med klor udgjorde flussyre. Han foreslog også i et brev til Sir Humphry Davy dateret den 26. august 1812, at dette på det tidspunkt ukendte stof kan benævnes fluor fra flussyre og -ine- suffikset af andre halogener. Dette ord, ofte med modifikationer, bruges på de fleste europæiske sprog; dog bruger græsk, russisk og nogle andre, efter Ampères senere forslag, navnet ftor eller afledte, fra det græske φθόριος ( phthorios , destruktiv). Det nye latinske navn fluorum gav grundstoffet dets nuværende symbol F ; Fl blev brugt i tidlige papirer.

Isolation

1887 tegning af Moissans apparat

Indledende undersøgelser af fluor var så farlige, at adskillige forsøgspersoner fra det 19. århundrede blev anset for "fluormartyrer" efter ulykker med flussyre. Isolering af elementært fluor blev forhindret af den ekstreme korrosivitet af både elementært fluor selv og hydrogenfluorid, såvel som manglen på en enkel og egnet elektrolyt . Edmond Frémy postulerede, at elektrolyse af rent hydrogenfluorid til dannelse af fluor var mulig, og udtænkte en metode til at fremstille vandfri prøver fra forsuret kaliumbifluorid ; i stedet opdagede han, at det resulterende (tørre) hydrogenfluorid ikke ledede elektricitet. Frémys tidligere elev Henri Moissan holdt ud, og fandt efter mange forsøg og fejl, at en blanding af kaliumbifluorid og tør hydrogenfluorid var en leder, der muliggjorde elektrolyse. For at forhindre hurtig korrosion af platinet i hans elektrokemiske celler afkølede han reaktionen til ekstremt lave temperaturer i et specielt bad og smedede celler fra en mere modstandsdygtig blanding af platin og iridium og brugte fluoritpropper. I 1886, efter 74 års indsats fra mange kemikere, isolerede Moissan elementært fluor.

I 1906, to måneder før sin død, modtog Moissan Nobelprisen i kemi med følgende citat:

[I]n anerkendelse af de store tjenester, han ydede i hans undersøgelse og isolation af grundstoffet fluor ... Hele verden har beundret den store eksperimentelle dygtighed, hvormed du har studeret det vilde dyr blandt elementerne.

Senere anvendelser

En ampul med uranhexafluorid

Frigidaire- afdelingen af ​​General Motors (GM) eksperimenterede med chlorfluorcarbon-kølemidler i slutningen af ​​1920'erne, og Kinetic Chemicals blev dannet som et joint venture mellem GM og DuPont i 1930 i håb om at markedsføre Freon-12 ( CCl )
2
F
2
) som et sådant kølemiddel . Det erstattede tidligere og mere giftige forbindelser, øgede efterspørgslen efter køkkenkøleskabe og blev rentabelt; i 1949 havde DuPont købt Kinetic ud og markedsført flere andre Freon- forbindelser. Polytetrafluorethylen (Teflon) blev uhyggeligt opdaget i 1938 af Roy J. Plunkett , mens han arbejdede på kølemidler hos Kinetic, og dens overlegne kemiske og termiske modstandsdygtighed gjorde det muligt at fremskynde kommercialisering og masseproduktion i 1941.

Storstilet produktion af elementært fluor begyndte under Anden Verdenskrig. Tyskland brugte højtemperaturelektrolyse til at fremstille tonsvis af det planlagte brandfarlige chlortrifluorid , og Manhattan-projektet brugte enorme mængder til at producere uranhexafluorid til uranberigelse. Siden UF
6
er lige så ætsende som fluor, krævede gasdiffusionsanlæg specielle materialer: nikkel til membraner, fluorpolymerer til tætninger og flydende fluorcarboner som kølemidler og smøremidler. Denne spirende atomindustri drev senere efterkrigstidens fluorkemiske udvikling.

Forbindelser

Fluor har en rig kemi, der omfatter organiske og uorganiske domæner. Det kombinerer med metaller, ikke-metaller, metalloider og de fleste ædelgasser og antager næsten udelukkende en oxidationstilstand på -1. Fluors høje elektronaffinitet resulterer i en præference for ionbinding ; når det danner kovalente bindinger , er disse polære og næsten altid enkeltstående .

Metaller

Alkalimetaller danner ioniske og meget opløselige monofluorider ; disse har det kubiske arrangement af natriumchlorid og analoge chlorider. Jordalkalidifluorider har stærke ionbindinger, men er uopløselige i vand, med undtagelse af berylliumdifluorid , som også udviser en vis kovalent karakter og har en kvartslignende struktur . Sjældne jordarters grundstoffer og mange andre metaller danner for det meste ioniske trifluorider .

Kovalent binding kommer først frem i tetrafluoriderne : dem af zirconium , hafnium og flere actinider er ioniske med høje smeltepunkter, mens dem af titanium , vanadium og niobium er polymere, smelter eller nedbrydes ved højst 350 °C (660 °C) F). Pentafluorider fortsætter denne tendens med deres lineære polymerer og oligomere komplekser. Tretten metalhexafluorider er kendt, alle oktaedriske, og er for det meste flygtige faste stoffer undtagen for flydende MoF
6
og ReF
6
og gasformigt WF
6
. Rheniumheptafluorid , det eneste karakteriserede metalheptafluorid , er et lavtsmeltende molekylært fast stof med pentagonal bipyramidal molekylær geometri . Metalfluorider med flere fluoratomer er særligt reaktive.

Strukturel progression af metalfluorider
Skakternet-lignende gitter af små blå og store gule kugler, der går i tre dimensioner, så hver kugle har 6 nærmeste naboer af modsat type Lige kæde af skiftende kugler, violette og gule, med violette også knyttet til yderligere fire gule vinkelret på kæden og hinanden Kugle og pind tegning, der viser central violet kugle med en gul lige over og under og derefter et ækvatorialbælte med 5 omgivende gule kugler
Natriumfluorid , ionisk Bismuth pentafluorid , polymer Rheniumheptafluorid , molekylært

Brint

Graf, der viser vand og hydrogenfluorid, der bryder trenden med lavere kogepunkter for lettere molekyler
Kogepunkter for hydrogenhalogenider og chalcogenider, der viser de usædvanligt høje værdier for hydrogenfluorid og vand

Hydrogen og fluor kombineres for at give hydrogenfluorid, hvor diskrete molekyler danner klynger ved hydrogenbinding, der ligner vand mere end hydrogenchlorid . Det koger ved en meget højere temperatur end tungere hydrogenhalogenider og er i modsætning til dem blandbar med vand. Hydrogenfluorid hydrerer let ved kontakt med vand for at danne vandigt hydrogenfluorid, også kendt som flussyre. I modsætning til de andre hydrogenhalogenidsyrer, som er stærke , er flussyre en svag syre i lave koncentrationer. Det kan dog angribe glas, noget de andre syrer ikke kan.

Andre reaktive ikke-metaller

Klortrifluorid , hvis ætsende potentiale antænder asbest, beton, sand og andre brandhæmmere

Binære fluorider af metalloider og p-blok ikke-metaller er generelt kovalente og flygtige med varierende reaktiviteter. Periode 3 og tungere ikke-metaller kan danne hypervalente fluorider.

Bortrifluorid er plant og har en ufuldstændig oktet. Den fungerer som en Lewis-syre og kombineres med Lewis-baser som ammoniak for at danne addukter . Carbontetrafluorid er tetraedrisk og inert; dets gruppeanaloger , silicium og germaniumtetrafluorid, er også tetraedriske, men opfører sig som Lewis-syrer. Pnictogenerne danner trifluorider, der øges i reaktivitet og basicitet med højere molekylvægt, selvom nitrogentrifluorid modstår hydrolyse og ikke er basisk. Pentafluoriderne af phosphor, arsen og antimon er mere reaktive end deres respektive trifluorider, med antimonpentafluorid den stærkeste neutrale Lewis-syre, man kender.

Chalcogener har forskellige fluorider: ustabile difluorider er blevet rapporteret for oxygen (den eneste kendte forbindelse med oxygen i en oxidationstilstand på +2), svovl og selen; tetrafluorider og hexafluorider findes for svovl, selen og tellur. Sidstnævnte stabiliseres af flere fluoratomer og lettere centrale atomer, så svovlhexafluorid er særligt inert. Klor, brom og jod kan hver især danne mono-, tri- og pentafluorider, men kun jodheptafluorid er blevet karakteriseret blandt mulige interhalogenheptafluorider . Mange af dem er kraftige kilder til fluoratomer, og industrielle anvendelser, der anvender chlortrifluorid, kræver forholdsregler, der ligner dem, der bruger fluor.

Ædelgasser

Sort-hvid foto, der viser gennemsigtige krystaller i et fad
Disse xenon-tetrafluorid-krystaller blev fotograferet i 1962. Forbindelsens syntese, som med xenonhexafluorplatinat, overraskede mange kemikere.

Ædelgasser med komplette elektronskaller trodsede reaktion med andre grundstoffer indtil 1962, da Neil Bartlett rapporterede syntese af xenonhexafluorplatinat ; xenondifluorid , tetrafluorid , hexafluorid og flere oxyfluorider er blevet isoleret siden da. Blandt andre ædelgasser danner krypton et difluorid , og radon og fluor danner et fast stof, der mistænkes for at være radondifluorid . Binære fluorider af lettere ædelgasser er usædvanligt ustabile: argon og hydrogenfluorid kombineres under ekstreme forhold og giver argonfluorhydrid . Helium og neon har ingen langlivede fluorider, og ingen neonfluorid er nogensinde blevet observeret; heliumfluorhydrid er blevet påvist i millisekunder ved høje tryk og lave temperaturer.

Organiske forbindelser

Bægerglas med to lag væske, guldfisk og krabbe i toppen, mønt nedsænket i bunden
Ikke- blandbare lag af farvet vand (øverst) og meget tættere perfluorheptan (nederst) i et bægerglas; en guldfisk og krabbe kan ikke trænge ind i grænsen; kvarter hvile i bunden.
Skelet kemisk formel
Kemisk struktur af Nafion , en fluorpolymer, der bruges i brændselsceller og mange andre applikationer

Kulstof-fluorbindingen er den stærkeste organiske kemi og giver stabilitet til organiske fluorstoffer. Det er næsten ikke-eksisterende i naturen, men bruges i kunstige forbindelser. Forskning på dette område er normalt drevet af kommercielle applikationer; de involverede forbindelser er forskellige og afspejler kompleksiteten i organisk kemi.

Diskrete molekyler

Substitutionen af ​​hydrogenatomer i en alkan med gradvist flere fluoratomer ændrer gradvist adskillige egenskaber: Smelte- og kogepunkter sænkes, massefylde øges, opløselighed i kulbrinter falder og den samlede stabilitet øges. Perfluorcarboner, hvori alle hydrogenatomer er substituerede, er uopløselige i de fleste organiske opløsningsmidler, idet de kun reagerer ved omgivende betingelser med natrium i flydende ammoniak.

Udtrykket perfluoreret forbindelse bruges om, hvad der ellers ville være en perfluorcarbon, hvis ikke for tilstedeværelsen af ​​en funktionel gruppe , ofte en carboxylsyre . Disse forbindelser deler mange egenskaber med perfluorcarboner såsom stabilitet og hydrofobicitet , mens den funktionelle gruppe øger deres reaktivitet, hvilket gør dem i stand til at klæbe til overflader eller fungere som overfladeaktive stoffer ; Især fluoroverfladeaktive stoffer kan sænke overfladespændingen af ​​vand mere end deres carbonhydrid-baserede analoger. Fluorotelomerer , som har nogle ufluorerede carbonatomer nær den funktionelle gruppe, betragtes også som perfluorerede.

Polymerer

Polymerer udviser de samme stabilitetsforøgelser, som opnås ved fluorsubstitution (for hydrogen) i diskrete molekyler; deres smeltepunkter stiger generelt også. Polytetrafluorethylen (PTFE), den enkleste fluorpolymer og perfluoranalog af polyethylen med strukturel enhed - CF
2
–, demonstrerer denne ændring som forventet, men dens meget høje smeltepunkt gør den svær at forme. Forskellige PTFE-derivater er mindre temperaturtolerante, men lettere at forme: fluoreret ethylenpropylen erstatter nogle fluoratomer med trifluormethylgrupper , perfluoralkoxyalkaner gør det samme med trifluormethoxygrupper , og Nafion indeholder perfluorethersidekæder, der er dækket af sulfonsyregrupper . Andre fluorpolymerer bevarer nogle hydrogenatomer; polyvinylidenfluorid har halvdelen af ​​fluoratomerne af PTFE og polyvinylfluorid har en fjerdedel, men begge opfører sig meget som perfluorerede polymerer.

Produktion

Elementært fluor og stort set alle fluorforbindelser fremstilles af hydrogenfluorid eller dets vandige opløsninger, flussyre . Hydrogenfluorid produceres i ovne ved den endoterme reaktion af fluorit (CaF 2 ) med svovlsyre:

CaF2 + H2SO4 2 HF (g) + CaSO4

Den gasformige HF kan derefter absorberes i vand eller gøres flydende.

Omkring 20 % af fremstillet HF er et biprodukt fra gødningsproduktion, som producerer hexafluorkiselsyre (H 2 SiF 6 ), som kan nedbrydes til at frigive HF termisk og ved hydrolyse:

H 2 SiF 6 → 2 HF + SiF 4
SiF4 + 2 H2O 4 HF + SiO2

Industriveje til F 2

Et maskinrum
Industrielle fluorceller i Preston

Moissans metode bruges til at fremstille industrielle mængder fluor via elektrolyse af en kaliumfluorid / hydrogenfluorid- blanding: hydrogen og fluoridioner reduceres og oxideres ved en stålbeholderkatode og en kulstofblokanode under 8-12 volt for at generere henholdsvis brint og fluorgas. Temperaturerne er forhøjede, KF•2HF smelter ved 70 °C (158 °F) og elektrolyseres ved 70–130 °C (158–266 °F). KF, som virker til at give elektrisk ledningsevne, er essentiel, da ren HF ikke kan elektrolyseres, fordi den er praktisk talt ikke-ledende. Fluor kan opbevares i stålcylindre, der har passiveret indre, ved temperaturer under 200 °C (392 °F); ellers kan der bruges nikkel. Regulatorventiler og rør er lavet af nikkel, sidstnævnte bruger muligvis Monel i stedet. Hyppig passivering, sammen med den strenge udelukkelse af vand og fedt, skal foretages. I laboratoriet kan glasvarer bære fluorgas under lavt tryk og vandfrie forhold; nogle kilder anbefaler i stedet nikkel-Monel-PTFE-systemer.

Laboratorieveje

Mens han forberedte sig til en konference i 1986 for at fejre hundredeåret for Moissans præstation, ræsonnerede Karl O. Christe , at kemisk fluorfremstilling burde være mulig, da nogle metalfluorid-anioner ikke har nogen stabile neutrale modstykker; deres forsuring udløser potentielt oxidation i stedet for. Han udtænkte en metode, der udvikler fluor ved højt udbytte og atmosfærisk tryk:

2 KMnO 4 + 2 KF + 10 HF + 3 H 2 O 2 → 2 K 2 MnF 6 + 8 H 2 O + 3 O 2
2 K 2 MnF 6 + 4 SbF 5 → 4 KSbF 6 + 2 MnF 3 + F 2

Christe kommenterede senere, at reaktanterne "havde været kendt i mere end 100 år, og selv Moissan kunne have fundet på denne ordning." Så sent som i 2008 hævdede nogle referencer stadig, at fluor var for reaktivt til nogen kemisk isolering.

Industrielle applikationer

Fluoritminedrift, som leverer det meste af fluor på verdensplan, toppede i 1989, da 5,6 millioner tons malm blev udvundet. Chlorfluorcarbon-restriktioner sænkede dette til 3,6 millioner tons i 1994; produktionen har siden været stigende. Omkring 4,5 millioner tons malm og en omsætning på 550 millioner USD blev genereret i 2003; senere rapporter anslog 2011 globalt salg af fluorkemikalier til $15 milliarder og forudsagde 2016-18 produktionstal på 3,5 til 5,9 millioner tons og en omsætning på mindst $20 milliarder. Skumflotation adskiller udvundet fluorit i to hovedmetallurgiske kvaliteter af lige store forhold: 60-85 % ren metspat bruges næsten alt til jernsmeltning, mens 97 %+ ren syrespat hovedsageligt omdannes til det vigtigste industrielle mellemprodukt hydrogenfluorid.

Fluorite Fluorapatite Hydrogen fluoride Metal smelting Glass production Fluorocarbons Sodium hexafluoroaluminate Pickling (metal) Fluorosilicic acid Alkane cracking Hydrofluorocarbon Hydrochlorofluorocarbons Chlorofluorocarbon Teflon Water fluoridation Uranium enrichment Sulfur hexafluoride Tungsten hexafluoride Phosphogypsum
Klikbart diagram over den fluorkemiske industri i henhold til massestrømme
Minaret-lignende elektriske apparater med ledninger omkring dem, tykkere i bunden
SF
6
strømtransformere ved en russisk jernbane.

Der produceres mindst 17.000 tons fluor hvert år. Det koster kun $5-8 per kilogram som uran eller svovlhexafluorid, men mange gange mere som et element på grund af håndteringsudfordringer. De fleste processer, der anvender fri fluor i store mængder, anvender in situ- generering under vertikal integration .

Den største anvendelse af fluorgas, der forbruger op til 7.000 tons årligt, er i forberedelsen af ​​UF
6
for det nukleare brændselskredsløb . Fluor bruges til at fluorere urantetrafluorid , der i sig selv er dannet af urandioxid og flussyre. Fluor er monoisotopisk, så enhver masseforskel mellem UF
6
molekyler skyldes tilstedeværelsen af235
U
eller238
U
, der muliggør uranberigelse via gasdiffusion eller gascentrifuge . Omkring 6.000 tons om året går til at producere det inerte dielektriske SF
6
til højspændingstransformatorer og afbrydere, hvilket eliminerer behovet for farlige polychlorerede biphenyler forbundet med oliefyldte enheder. Adskillige fluorforbindelser bruges i elektronik: rhenium og wolframhexafluorid i kemisk dampaflejring , tetrafluormethan i plasmaætsning og nitrogentrifluorid i rengøringsudstyr. Fluor bruges også til syntese af organiske fluorider, men dets reaktivitet nødvendiggør ofte omdannelse først til det mildere ClF
3
, BrF
3
, eller HVIS
5
, som tilsammen muliggør kalibreret fluorering. Fluorholdige lægemidler bruger i stedet svovltetrafluorid .

Uorganiske fluorider

Aluminiumsudvinding afhænger kritisk af kryolit

Som med andre jernlegeringer tilsættes omkring 3 kg (6,5 lb) metspat til hvert ton stål; fluoridionerne sænker dets smeltepunkt og viskositet . Ved siden af ​​sin rolle som tilsætningsstof i materialer som emaljer og svejsestangscoatinger, reageres det meste af syrespat med svovlsyre til dannelse af flussyre, som bruges til stålbejdsning, glasætsning og alkanrevner . En tredjedel af HF går til syntetisering af kryolit og aluminiumtrifluorid , begge flussmidler i Hall-Héroult-processen til aluminiumekstraktion; genopfyldning er nødvendig af deres lejlighedsvise reaktioner med smelteapparatet. Hvert metrisk ton aluminium kræver omkring 23 kg (51 lb) flux. Fluorsilikater forbruger den næststørste del, med natriumfluorsilikat , der bruges til vandfluorering og renseri spildevandsbehandling, og som et mellemprodukt på vej til kryolit og siliciumtetrafluorid. Andre vigtige uorganiske fluorider omfatter dem af kobolt , nikkel og ammonium .

Organiske fluorider

Organofluorider forbruger over 20 % af udvundet fluorit og over 40 % af flussyre, hvor kølemiddelgasser dominerer, og fluorpolymerer øger deres markedsandel. Overfladeaktive stoffer er en mindre anvendelse, men genererer over $1 milliard i årlig omsætning. På grund af faren fra direkte carbonhydrid-fluorreaktioner over -150 °C (−240 °F), er industriel fluorcarbonproduktion indirekte, for det meste gennem halogenudvekslingsreaktioner såsom Swarts-fluorering , hvor chlorcarbonhydrider erstattes af fluor med hydrogenfluorid under katalysatorer. Elektrokemisk fluorering udsætter kulbrinter for elektrolyse i hydrogenfluorid, og Fowler-processen behandler dem med faste fluorbærere som kobolttrifluorid .

Kølemiddelgasser

Halogenerede kølemidler, kaldet Freoner i uformelle sammenhænge, ​​er identificeret med R-numre , der angiver mængden af ​​fluor, klor, kulstof og brint. Chlorfluorcarboner (CFC'er) som R-11 , R-12 og R-114 dominerede engang organiske fluorstoffer og toppede i produktionen i 1980'erne. Brugt til klimaanlæg, drivmidler og opløsningsmidler var deres produktion under en tiendedel af dette højdepunkt i begyndelsen af ​​2000'erne, efter udbredt internationalt forbud. Hydrochlorfluorcarboner (HCFC'er) og hydrofluorcarboner (HFC'er) blev designet som erstatninger; deres syntese forbruger mere end 90 % af fluoren i den økologiske industri. Vigtige HCFC'er omfatter R-22, chlordifluormethan og R-141b . Den vigtigste HFC er R-134a med en ny type molekyle HFO-1234yf , en Hydrofluorolefin (HFO), der kommer frem på grund af dets globale opvarmningspotentiale på mindre end 1 % af HFC-134a.

Polymerer

Skinnende sfærisk dråbe vand på blå klud
Stoffer, der er behandlet med fluoroverfladeaktive stoffer, er ofte hydrofobe

Omkring 180.000 tons fluorpolymerer blev produceret i 2006 og 2007, hvilket genererede over 3,5 milliarder dollars omsætning om året. Det globale marked blev anslået til knap 6 milliarder dollars i 2011 og blev forudsagt at vokse med 6,5 % om året frem til 2016. Fluoropolymerer kan kun dannes ved at polymerisere frie radikaler.

Polytetrafluorethylen (PTFE), nogle gange kaldet ved dets DuPont-navn Teflon, repræsenterer 60-80 vægtprocent af verdens fluorpolymerproduktion. Den største anvendelse er i elektrisk isolering , da PTFE er et fremragende dielektrikum . Det bruges også i den kemiske industri, hvor der er behov for korrosionsbestandighed, til belægning af rør, slanger og pakninger. En anden stor anvendelse er i PFTE-belagt glasfiberdug til stadiontage. Den største forbrugerapplikation er non-stick køkkengrej . Rykket PTFE-film bliver til ekspanderet PTFE (ePTFE), en finporet membran , der nogle gange omtales under mærkenavnet Gore-Tex og bruges til regntøj, beskyttende beklædning og filtre ; ePTFE-fibre kan laves til tætninger og støvfiltre . Andre fluorpolymerer, herunder fluoreret ethylenpropylen , efterligner PTFE's egenskaber og kan erstatte det; de er mere formbare, men også dyrere og har lavere termisk stabilitet. Film fra to forskellige fluorpolymerer erstatter glas i solceller.

De kemisk resistente (men dyre) fluorerede ionomerer bruges som elektrokemiske cellemembraner, hvoraf det første og mest fremtrædende eksempel er Nafion . Udviklet i 1960'erne blev det oprindeligt indsat som brændselscellemateriale i rumfartøjer og erstattede derefter kviksølvbaserede chloralkali -procesceller . For nylig er brændselscelleapplikationen dukket op igen med bestræbelser på at installere protonudvekslingsmembranbrændselsceller i biler. Fluorelastomerer såsom Viton er tværbundne fluorpolymerblandinger, der hovedsageligt anvendes i O-ringe ; perfluorbutan (C 4 F 10 ) anvendes som brandslukningsmiddel.

Overfladeaktive stoffer

Fluoroverfladeaktive stoffer er små organiske fluormolekyler, der bruges til at afvise vand og pletter. Selvom de var dyre (sammenlignelige med lægemidler til 200-2000 USD pr. kg), gav de over 1 milliard USD i årlige indtægter i 2006; Scotchgard alene genererede over 300 millioner dollars i 2000. Fluorooverfladeaktive stoffer er en minoritet på det samlede marked for overfladeaktive stoffer, hvoraf det meste optages af meget billigere kulbrintebaserede produkter. Anvendelser i maling belastes af omkostninger til blanding ; denne brug blev vurderet til kun $100 millioner i 2006.

Landbrugskemikalier

Omkring 30% af landbrugskemikalierne indeholder fluor, de fleste af dem herbicider og fungicider med nogle få afgrøderegulatorer . Fluorsubstitution, sædvanligvis af et enkelt atom eller højst en trifluormethylgruppe , er en robust modifikation med virkninger analoge med fluorerede lægemidler: øget biologisk opholdstid, membrankrydsning og ændring af molekylær genkendelse. Trifluralin er et fremtrædende eksempel med storstilet brug i USA som et ukrudtsmiddel, men det er et mistænkt kræftfremkaldende stof og er blevet forbudt i mange europæiske lande. Natriummonofluoracetat (1080) er en pattedyrsgift, hvor to eddikesyrebrinte er erstattet med fluor og natrium; det forstyrrer cellemetabolismen ved at erstatte acetat i citronsyrecyklussen . Først syntetiseret i slutningen af ​​det 19. århundrede, blev det anerkendt som et insekticid i begyndelsen af ​​det 20. og blev senere indsat i dets nuværende brug. New Zealand, den største forbruger af 1080, bruger det til at beskytte kiwier mod den invasive australske almindelige børstehalepossum . Europa og USA har forbudt 1080.

Medicinske anvendelser

Tandpleje

Mand holder plastikbakke med brunt materiale i og stikker en lille pind ind i en drengs åbne mund
Aktuel fluorbehandling i Panama

Befolkningsundersøgelser fra midten af ​​det 20. århundrede og frem viser, at topisk fluor reducerer dental caries . Dette blev først tilskrevet omdannelsen af ​​tandemalje - hydroxyapatit til den mere holdbare fluorapatit, men undersøgelser af præ-fluorerede tænder modbeviste denne hypotese, og nuværende teorier involverer fluor, der hjælper emaljevækst i små caries. Efter undersøgelser af børn i områder, hvor fluor var naturligt til stede i drikkevand, begyndte kontrolleret offentlig vandforsyningsfluoridering for at bekæmpe huller i tænderne i 1940'erne og anvendes nu til vand, der forsyner 6 procent af den globale befolkning, inklusive to tredjedele af amerikanerne. Gennemgange af den videnskabelige litteratur i 2000 og 2007 associerede vandfluoridering med en signifikant reduktion af huller i tænderne hos børn. På trods af sådanne påtegninger og beviser for ingen andre negative virkninger end for det meste benign tandfluorose , eksisterer der stadig modstand af etiske og sikkerhedsmæssige årsager. Fordelene ved fluoridering er blevet mindre, muligvis på grund af andre fluorkilder, men er stadig målbare i lavindkomstgrupper. Natriummonofluorphosphat og nogle gange natrium- eller tin(II)fluorid findes ofte i fluortandpastaer , som først blev introduceret i USA i 1955 og nu er allestedsnærværende i udviklede lande, sammen med fluorerede mundskyllevand, geler, skum og lak.

Lægemidler

Kapsler med "Prozac" og "DISTA" synlige
Fluoxetin kapsler

Tyve procent af moderne lægemidler indeholder fluor. En af disse, kolesterol-reducerende atorvastatin (Lipitor), gav mere omsætning end noget andet lægemiddel, indtil det blev generisk i 2011. Kombinationsastma-receptet Seretide , et top-ti-indtægtslægemiddel i midten af ​​2000'erne, indeholder to aktive ingredienser, hvoraf den ene – fluticason – er fluoreret. Mange lægemidler er fluorerede for at forsinke inaktivering og forlænge doseringsperioder, fordi kulstof-fluorbindingen er meget stabil. Fluorering øger også lipofilicitet , fordi bindingen er mere hydrofob end carbon-hydrogen-bindingen , og dette hjælper ofte med cellemembranpenetration og dermed biotilgængelighed .

Tricykliske midler og andre antidepressiva fra før 1980'erne havde flere bivirkninger på grund af deres ikke-selektive interferens med andre neurotransmittere end serotonin - målet; den fluorerede fluoxetin var selektiv og en af ​​de første til at undgå dette problem. Mange nuværende antidepressiva modtager den samme behandling, inklusive de selektive serotoningenoptagelseshæmmere : citalopram , dets isomer escitalopram og fluvoxamin og paroxetin . Quinoloner er kunstige bredspektrede antibiotika , der ofte er fluorerede for at forbedre deres virkning. Disse omfatter ciprofloxacin og levofloxacin . Fluor finder også anvendelse i steroider: fludrocortison er et blodtryksforhøjende mineralokortikoid , og triamcinolon og dexamethason er stærke glukokortikoider . Størstedelen af ​​inhalerede anæstetika er stærkt fluorerede; prototypen halothan er meget mere inert og potent end dens samtidige. Senere forbindelser som de fluorerede ethere sevofluran og desfluran er bedre end halothan og er næsten uopløselige i blod, hvilket tillader hurtigere vågnetider.

PET-scanning

Roterende gennemsigtigt billede af en menneskelig figur med målrettede organer fremhævet
En hel krop18
F
PET-scanning med glukose mærket med radioaktivt fluor-18. Den normale hjerne og nyrer optager nok glukose til at blive afbildet. En ondartet tumor ses i den øvre del af maven. Radioaktivt fluor ses i urinen i blæren.

Fluor-18 findes ofte i radioaktive sporstoffer til positronemissionstomografi, da dets halveringstid på næsten to timer er lang nok til at tillade dets transport fra produktionsfaciliteter til billedbehandlingscentre. Det mest almindelige sporstof er fluordeoxyglucose , som efter intravenøs injektion optages af glukosekrævende væv såsom hjernen og de fleste ondartede tumorer; computer-assisteret tomografi kan derefter bruges til detaljeret billeddannelse.

Iltbærere

Flydende fluorcarboner kan indeholde store mængder ilt eller kuldioxid, mere end blod, og har tiltrukket sig opmærksomhed for deres mulige anvendelser i kunstigt blod og i væskeånding. Fordi fluorcarboner normalt ikke blandes med vand, skal de blandes i emulsioner (små dråber perfluorcarbon suspenderet i vand) for at blive brugt som blod. Et sådant produkt, Oxycyte , har været igennem indledende kliniske forsøg. Disse stoffer kan hjælpe udholdenhedsatleter og er forbudt fra sport; en cyklists død nær i 1998 førte til en undersøgelse af deres misbrug. Anvendelser af ren perfluorcarbon flydende vejrtrækning (som bruger ren perfluorocarbon væske, ikke en vandemulsion) omfatter at hjælpe forbrændingsofre og for tidligt fødte babyer med lungemangel. Delvis og fuldstændig lungefyldning er blevet overvejet, selvom kun førstnævnte har haft nogen signifikante test på mennesker. En Alliance Pharmaceuticals indsats nåede kliniske forsøg, men blev opgivet, fordi resultaterne ikke var bedre end normale behandlinger.

Biologisk rolle

Gifblaar er en af ​​de få organofluorsyntetiserende organismer

Fluor er ikke essentielt for mennesker og andre pattedyr, men små mængder vides at være gavnlige til at styrke dental emalje (hvor dannelsen af ​​fluorapatit gør emaljen mere modstandsdygtig over for angreb, fra syrer produceret ved bakteriel fermentering af sukkerarter). Små mængder fluor kan være gavnligt for knoglestyrken, men sidstnævnte er ikke endeligt fastslået. Både WHO og Institute of Medicine of the US National Academies offentliggør anbefalet daglig tilførsel (RDA) og øvre tolereret indtag af fluor, som varierer med alder og køn.

Naturlige organofluorer er fundet i mikroorganismer og planter, men ikke i dyr. Den mest almindelige er fluoracetat , som bruges som forsvar mod planteædere af mindst 40 planter i Afrika, Australien og Brasilien. Andre eksempler omfatter terminalt fluorerede fedtsyrer , fluoracetone og 2-fluorcitrat. Et enzym, der binder fluor til kulstof - adenosylfluoridsyntase - blev opdaget i bakterier i 2002.

Toksicitet

Et diagonalt plakat med advarselsgift
En diagonal plakat med advarsel ætsende
Et diagonalt plakat med advarselsinhalator
Et diagonalt plakat med advarselsoxidant
Amerikanske fareskilte for kommercielt transporteret fluor

Elementært fluor er meget giftigt for levende organismer. Dets virkninger på mennesker starter ved koncentrationer, der er lavere end hydrogencyanids 50 ppm og ligner virkningerne af klor: betydelig irritation af øjne og luftveje samt lever- og nyreskader forekommer over 25 ppm, hvilket er umiddelbart farligt for liv og sundhedsværdi for fluor. Øjnene og næsen er alvorligt beskadiget ved 100 ppm, og indånding af 1.000 ppm fluor vil forårsage døden på få minutter, sammenlignet med 270 ppm for hydrogencyanid.

Fluor
Farer
GHS- mærkning :
GHS03: OxiderendeGHS05: ÆtsendeGHS06: GiftigGHS08: Sundhedsfare
Fare
H270 , H314 , H330
NFPA 704 (branddiamant)
4
0
4

Flussyre

venstre og højre hænder, to visninger, brændte pegefingre
Flussyreforbrændinger er muligvis ikke tydelige i en dag, hvorefter calciumbehandlinger er mindre effektive.

Flussyre er den svageste af halogenbrintesyrerne med en pKa på 3,2 ved 25 °C. Det er en flygtig væske på grund af tilstedeværelsen af ​​hydrogenbinding (mens de andre hydrohalogensyrer er gasser). Det er i stand til at angribe glas, beton, metaller, organisk materiale.

Flussyre er en kontaktgift med større farer end mange stærke syrer som svovlsyre, selvom den er svag: den forbliver neutral i vandig opløsning og trænger dermed hurtigere ind i vævet, uanset om det er gennem indånding, indtagelse eller huden, og mindst ni amerikanske arbejdere døde i sådanne ulykker fra 1984 til 1994. Det reagerer med calcium og magnesium i blodet, hvilket fører til hypocalcæmi og mulig død som følge af hjertearytmi . Dannelse af uopløselig calciumfluorid udløser stærke smerter og forbrændinger større end 160 cm 2 (25 i 2 ) kan forårsage alvorlig systemisk toksicitet.

Eksponering er muligvis ikke tydelig i otte timer for 50 % HF, stigende til 24 timer for lavere koncentrationer, og en forbrænding kan i begyndelsen være smertefri, da hydrogenfluorid påvirker nervefunktionen. Hvis huden har været udsat for HF, kan skaden reduceres ved at skylle den under en vandstråle i 10-15 minutter og fjerne forurenet tøj. Calciumgluconat påføres ofte derefter, hvilket giver calciumioner til at binde med fluorid; hudforbrændinger kan behandles med 2,5 % calciumgluconatgel eller specielle skylleopløsninger. Flussyreabsorption kræver yderligere medicinsk behandling; calciumgluconat kan injiceres eller administreres intravenøst. Brug af calciumchlorid – et almindeligt laboratoriereagens – i stedet for calciumgluconat er kontraindiceret og kan føre til alvorlige komplikationer. Udskæring eller amputation af berørte dele kan være påkrævet.

Fluor ion

Opløselige fluorider er moderat giftige: 5-10 g natriumfluorid, eller 32-64 mg fluoridioner pr. kg kropsmasse, repræsenterer en dødelig dosis for voksne. En femtedel af den dødelige dosis kan forårsage sundhedsskadelige virkninger, og kronisk overforbrug kan føre til skeletfluorose , som påvirker millioner i Asien og Afrika. Indtaget fluor danner flussyre i maven, som let optages af tarmene, hvor det krydser cellemembraner, binder sig til calcium og interfererer med forskellige enzymer, før urinudskillelse . Eksponeringsgrænser bestemmes ved urintestning af kroppens evne til at fjerne fluoridioner.

Historisk set har de fleste tilfælde af fluoridforgiftning været forårsaget af utilsigtet indtagelse af insekticider indeholdende uorganiske fluorider. De fleste aktuelle opkald til giftkontrolcentre for mulig fluorforgiftning kommer fra indtagelse af fluorholdig tandpasta. Defekt vandfluoreringsudstyr er en anden årsag: en hændelse i Alaska ramte næsten 300 mennesker og dræbte en person. Farerne ved tandpasta forværres for små børn, og Centers for Disease Control and Prevention anbefaler, at børn under seks børster tænder, så de ikke sluger tandpasta. En regional undersøgelse undersøgte et år med rapporter om fluoridforgiftning før teenagere på i alt 87 tilfælde, inklusive et dødsfald som følge af indtagelse af insekticid. De fleste havde ingen symptomer, men omkring 30 % havde mavesmerter. En større undersøgelse på tværs af USA havde lignende resultater: 80% af tilfældene involverede børn under seks, og der var få alvorlige tilfælde.

Miljøhensyn

Stemning

Animation, der viser farvegengivelse af ozonfordeling efter år over Nordamerika i 6 trin.  Det starter med en masse ozon, men i 2060 er alt væk.
NASA projektion af stratosfærisk ozon over Nordamerika uden Montreal-protokollen

Montreal-protokollen , der blev underskrevet i 1987, fastsatte strenge regler for chlorfluorcarboner (CFC'er) og bromfluorcarboner på grund af deres ozonskadelige potentiale (ODP). Den høje stabilitet, der passede dem til deres oprindelige anvendelser, betød også, at de ikke nedbrydes, før de nåede højere højder, hvor frigjorte klor- og bromatomer angreb ozonmolekyler. Selv med forbuddet og tidlige indikationer af dets effektivitet, advarede forudsigelser om, at flere generationer ville gå før fuld bedring. Med en tiendedel af ODP af CFC'er er hydrochlorfluorcarboner (HCFC'er) de nuværende erstatninger og er i sig selv planlagt til at blive substitueret i 2030-2040 med hydrofluorcarboner (HFC'er) uden chlor og nul ODP. I 2007 blev denne dato fremrykket til 2020 for udviklede lande; Environmental Protection Agency havde allerede forbudt én HCFC's produktion og begrænsede produktionen af ​​to andre i 2003. Fluorcarbongasser er generelt drivhusgasser med et globalt opvarmningspotentiale (GWP'er) på omkring 100 til 10.000; svovlhexafluorid har en værdi på omkring 20.000. En outlier er HFO-1234yf , som er en ny type kølemiddel kaldet en Hydrofluorolefin (HFO) og har tiltrukket global efterspørgsel på grund af dens GWP på mindre end 1 sammenlignet med 1.430 for den nuværende kølemiddelstandard HFC-134a .

Biopersistens

Perfluoroctansulfonsyre , en vigtig Scotchgard - komponent indtil 2000

Organofluoriner udviser biopersistens på grund af styrken af ​​kulstof-fluorbindingen. Perfluoralkylsyrer (PFAA'er), som er tungt vandopløselige på grund af deres sure funktionelle grupper, er kendte persistente organiske forurenende stoffer ; oftest forskes der i perfluoroctansulfonsyre (PFOS) og perfluoroctansyre (PFOA). PFAA'er er blevet fundet i spormængder verden over fra isbjørne til mennesker, med PFOS og PFOA kendt for at findes i modermælk og blod fra nyfødte babyer. En gennemgang fra 2013 viste en lille sammenhæng mellem grundvands- og jord-PFAA-niveauer og menneskelig aktivitet; der var ikke noget klart mønster af et kemikalie, der dominerede, og højere mængder af PFOS var korreleret til højere mængder af PFOA. I kroppen binder PFAA'er til proteiner såsom serumalbumin ; de har tendens til at koncentrere sig i mennesker i leveren og blodet før udskillelse gennem nyrerne. Opholdstiden i kroppen varierer meget fra art til art, med halveringstider på dage hos gnavere og år hos mennesker. Høje doser af PFOS og PFOA forårsager kræft og død hos nyfødte gnavere, men undersøgelser på mennesker har ikke påvist en effekt ved nuværende eksponeringsniveauer.

Se også

Noter

Kilder

Citater

Indekserede referencer

eksterne links

  • Medier relateret til Fluor på Wikimedia Commons