Ugrás a tartalomhoz

Fluor

Hivatkozások szerkesztése
A Wikipédiából, a szabad enciklopédiából
A lap korábbi változatát látod, amilyen InternetArchiveBot (vitalap | szerkesztései) 2021. május 15., 03:17-kor történt szerkesztése után volt. Ez a változat jelentősen eltérhet az aktuális változattól. (Link hozzáadása egy könyvforráshoz az ellenőrizhetőségért (20210514)) #IABot (v2.0.8) (GreenC bot)
A lap ellenőrzött változata (ellenőrizve: 2021. május 15.) ezen a változaton alapul.
Ez a szócikk a kémiai elemről szól. Hasonló címmel lásd még: Fluor Tomi.
9 oxigén ← fluor → neon
-
↑
F
↓
Cl
   
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
   
[He] 2s2 2p5
9
F
Általános
Név, vegyjel, rendszám fluor, F, 9
Latin megnevezés fluorum
Elemi sorozat halogének
Csoport, periódus, mező 17, 2, p
Megjelenés cseppfolyós fluor
Megjelenés gáz: nagyon világos sárga;
folyadék: világos sárga;
szilárd: alfa fázis átlátszatlan, béta fázis átlátszó
Atomtömeg 18,998403163(6) g/mol[1]
Elektronszerkezet [He] 2s2 2p5
Elektronok héjanként 2, 7
Fizikai tulajdonságok
Halmazállapot gáz
Sűrűség (0 °C, 101,325 kPa)
1,696 g/l
Olvadáspont 53,48 K
(-219,67 °C, -363,41 °F)
Forráspont 85,03 K
(-188,11 °C, -306,60 °F)
Olvadáshő (F2) 0,510 kJ/mol
Párolgáshő (F2) 6,51 kJ/mol
Moláris hőkapacitás (25 °C) (F2)
31,304 J/(mol·K)
Gőznyomás
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
T/K 38 44 50 58 69 85
Atomi tulajdonságok
Kristályszerkezet lap-középpontos monoklin
(alacsony hőmérsékleten)
Oxidációs szám −1 (oxidálja az oxigént)
Elektronegativitás 3,98 (Pauling-skála)
Ionizációs energia 1.: 1681,0 kJ/mol
2.: 3374,2 kJ/mol
3.: 6050,4 kJ/mol
Atomsugár 50 pm
Atomsugár (számított) 42 pm
Kovalens sugár 64 pm
Van der Waals-sugár 135 pm
Egyebek
Mágnesség diamágneses [2] (−1,2×10−4)
Hővezetési tényező (300 K) 25,91 mW/(m·K)
CAS-szám 7782-41-4
Fontosabb izotópok
Fő cikk: A fluor izotópjai
izotóp természetes előfordulás felezési idő bomlás
mód energia (MeV) termék
18F nyomokban 109,77 perc β+
(96,9%) 		0,634 18O
ε
(3,1%) 		1,656 18O
19F 100% F stabil 10 neutronnal
Hivatkozások

A fluor a periódusos rendszer kémiai elemeinek egyike. Vegyjele F, rendszáma 9. Régies magyar elnevezése folany.[3] Standard nyomáson és hőmérsékleten halvány sárga színű, erősen mérgező, kétatomos molekulájú gáz. A fluor a hetedik főcsoport eleme, azaz a halogének közé tartozik, közülük a legkönnyebb. Vegyértékelektron-szerkezete 2s2 2p5. Az összes elem közül a legelektronegatívabb és legreaktívabb, szinte az összes többi elemmel, köztük néhány nemesgázzal is alkot vegyületeket.

A fluor a 24. leggyakoribb elem az univerzumban és a 13. legnagyobb mennyiségben előforduló elem a földkéregben. A fluor elsődleges ásványi forrását, a fluoritot vagy folypátot először 1529-ben említik írásban: ércekhez adták, hogy csökkentsék azoknak az olvadáspontját. A fluor név a folypát latin elnevezéséből, a fluor lapisból ered (fluere = folyni).[4] 1810-ben vetették fel a fluort, mint addig ismeretlen elemet, de tiszta fluor előállítása nagy reaktivitása miatt csak 1886-ban sikerült Henri Moissannak, alacsony hőmérsékletű elektrolízissel; ezt az eljárást mindmáig alkalmazzák. A fluorgázt legnagyobb mennyiségben urándúsításra hasznosítják, ipari szintű előállítása a második világháborúban, a Manhattan terv idején kezdődött.

A tiszta fluor előállításának drágasága miatt inkább a vegyületeit alkalmazzák az iparban. A kibányászott fluoritnak körülbelül a felét az acélgyártás során alkalmazzák, a másik feléből pedig elsősorban hidrogén-fluoridot gyártanak, amely fontos előanyag különféle fluortartalmú szerves vegyületek, vagy az alumíniumgyártásnál kulcsszerepet betöltő kriolit előállításánál. A szerves fluoridok nagy kémiai és termikus stabilitással rendelkeznek, ezért hűtőközegként alkalmazzák őket. Különböző gyógyszerek, például az atorvasztatin vagy a fluoxetin is tartalmaznak fluort, emellett a fluoridoknak nagy szerepe van a fogszuvasodás kialakulásának megakadályozásában. A fluorkémiai termékek kereskedelme világszinten eléri az évi 15 milliárd dollárt.

A perfluorozott szénhidrogének (fluorokarbonok) általában üvegházhatású gázok, globális felmelegedési potenciáljuk 100–20 000-szerese a szén-dioxidnak. A hajtógázként használt klór- és fluortartalmú CFC-gázok bizonyíthatóan károsítják az ózonréteget, és az ózonlyuk kialakulásának egyik fő felelősei. A szerves fluorvegyületek a szén–fluor kötés ereje miatt megtalálhatóak a környezetben. A fluornak nincs ismert szerepe az emlősök anyagcseréjében, de néhány növény szintetizál szerves fluortartalmú mérgeket, hogy így védekezzen a növényevők ellen.

Tulajdonságok

Elektronszerkezet

A fluoratom egyszerűsített szerkezete

A fluoratomban összesen kilenc elektron van, eggyel kevesebb, mint a neonban. Elektronszerkezete 1s22s22p5: két elektron a belső 1s alhéjon, hét másik a körülötte lévő teljesen feltöltött 2s és a 2p alhéjon helyezkedik el, mely utóbbiból egy elektron hiányzik a nemesgázszerkezet eléréséhez. A külső héjon lévő elektronoknak nincs árnyékoló hatásuk ezért nagy – 9 − 2 = 7 – effektív magtöltés hat rájuk, ami befolyásolja az atom fizikai tulajdonságait is.[5]

A fluor első ionizációs energiája a harmadik legnagyobb az elemek közül a hélium és neon után,[6] ami megnehezíti az elektronok eltávolítását a semleges atomról. Elektronaffinitása is kiemelkedően magas, a klór után a második legmagasabb,[7] és hajlamos egy elektron felvételével a neonnal izoelektronos szerkezetet kialakítani.[5] A fluor elektronegativitása az összes elem közül a legmagasabb.[8] A fluor kovalens rádiusza 60 pikométer körüli, hasonlóan a periódusos rendszerben előtte lévő oxigénhez és az utána következő neonhoz.[9][10]

Molekulaszerkezet

A F2 molekulapályái

A fluor elemi állapotban a többi halogénhez hasonlóan kétatomos molekulákat alkot. A kötéshossz a fluormolekulában 144 pm, amely rövidebb, mint a többi elemmolekulában lévő egyszeres kötések (a gyémántban a szén–szén kötések 154 pm hosszúságúak). A rövid kötések ellenére a fluormolekula disszociációs energiája mindössze 158 kJ/mol, ami körülbelül megfelel a jódmolekulában lévő 266 pm hosszúságú kötés felszakításához szükséges energiának.[11] Ennek oka az, hogy a fluor nemkötő elektronpárjai nagyon közel vannak egymáshoz és erős taszító hatás lép fel köztük, így gyengítve a kötést.[12] A molekulában lévő gyenge kötés felelős a fluor szokatlanul nagy reaktivitásáért.

A molekulapálya-elmélet alapján meghatározható a F2 molekula kötése. Az egyedi atomok s- és p-pályái kombinálódnak és kötő, valamint lazító molekulapályákat alkotnak. A fluoratom 1s és 2s pályái mindig σs és σs* kötő- és lazító-molekulapályává alakulnak. Mivel ezek az orbitálok teljesen fel vannak töltve elektronokkal, nem járulnak hozzá a kötéshez. A 2p orbitálokból hat különböző energiájú molekulapálya alakul ki. Ezek a kötő σp-, πy- és πz-pályák, valamint a lazító p*-, πy*- és πz*-pályák. Az elektronok úgy oszlanak meg, hogy az összes kötő és a π* lazító orbitálok telítettek. A kötésrend ezért (6-4)/2 = 1, azaz egyszeres kötésről beszélünk.[13] A fluornál megfigyelhető diamágneses tulajdonság is.

Reaktivitás

A fluormolekula kötési energiája jóval alacsonyabb a klórénál vagy a bróménál, és hasonló a könnyen felszakítható peroxidok kötési energiájához. Ez, valamint az atom magas elektronegativitása felelős a fluormolekula könnyű felszakíthatóságáért és nagy reaktivitásáért.[14][15] A más atomokkal létesített kötései ezzel ellentétben nagyon erősek, ugyancsak a nagy elektronegativitás értékének köszönhetően. Reakcióiban szinte mindig az oxidálószer szerepét tölti be. Kevésbé reaktív anyagok, mint például az acélpor, üvegcserepek vagy azbesztszálak hevesen reagálnak a hideg fluorgázzal. A fa és a víz fluor áramban spontán meggyulladnak.[16][17] Nedvesség jelenlétében megtámadja a szilícium-dioxidot is (hidrogén-fluorid képződése miatt, lásd a lenti reakcióegyenletet), ezért nem lehet üvegedényben előállítani és tárolni, csak speciális védőréteggel (fluorozott szénhidrogénnel) ellátott kvarcpalackban.

SiO2 + 6 HF → H2SiF6 + 2 H2O
 A fluor reakciói (angolul). YouTube

Az elemi fluor fémekkel való reakciói különböző körülményeket igényelnek. Az alkálifémek robbanást okoznak és az alkáliföldfémek is zömmel hevesen reagálnak. Ezeket leszámítva a legtöbb fém passziválódik a felületén képződő fém-fluorid réteg miatt, ezért porítva kell őket reagáltatni.[14] A nemesfémek reakciójához tiszta fluorgáz szükséges 300–450 °C-os hőmérsékleten.[18] Néhány szilárd nemfémes elem (például a kén vagy a foszfor) is hevesen reagál fluorban a cseppfolyós levegő hőmérsékletén.[19] A hidrogén-szulfid[19] és a kén-dioxid[20] készségesen egyesül a fluorral, a kén-dioxid esetenként robbanással. A kénsav jóval kisebb aktivitást mutat, reakciója csak magasabb hőmérsékleten megy végbe.[21]

A hidrogénnel hidegen, sötétben is robbanásszerűen egyesül.[22] Reakcióba lép a nedves levegőben lévő vízzel is; a vízgőz fluor áramban fényes lánggal ég, és a veszélyes hidrogén-fluorid (más néven folysav, HF), valamint hidrogén-peroxid keletkezik:

F2 + 2 H2O → H2O2 + 2 HF

A szén szobahőmérsékleten fluorral reagálva fluormetánt ad, 400 °C fölött szén-monofluorid, magasabb hőmérsékleten pedig többféle fluorokarbon képződik, néha robbanással.[23] Amíg a szén-dioxid és a szén-monoxid szobahőmérsékletnél valamivel magasabb hőmérsékleten reagálnak,[24] addig a paraffinok és más szerves vegyületek heves reakciókat idéznek elő:[25] míg a teljesen szubsztituált halogénezett szénhidrogének – mint a normálisan éghetetlen szén-tetraklorid – is robbanásszerűen reagálhatnak.[26] Bár a nitrogén-trifluorid stabil, a fluor nitrogénnel való reakciójához elektromos kisülés és megemelt hőmérséklet szükséges a nitrogén erős hármas kötése miatt.[27] Más nitrogénvegyületek, például az ammónia vagy a hidrazin erősen exoterm reakcióba lépnek a fluorral.[28][29] Az oxigén standard körülmények között nem reagál a fluorral, de alacsony nyomáson és hőmérsékleten elektromos kisülések használatával reakcióra bírható. Az így keletkező termékek melegítés hatására visszaalakulnak elemeikre.[30][31][32] Nehezebb halogének[33] valamint a radon[34] készségesen reagálnak a fluorral, a xenon és a kripton reakciójához viszont speciális körülmények szükségesek.[35]

Fázisai

A β-fluor kristályszerkezete. A gömbök olyan F2 molekulákat jelképeznek, melyek akármilyen szögben állhatnak. A többi molekula síkhoz kötött

Szobahőmérsékleten a fluor kétatomos molekulákat alkot,[16] gáz halmazállapotú, színe halványsárga (egyes források szerint zöldessárga), erősen maró tulajdonságú.[36] Jellegzetes szúrós szaga van, amit már 20 ppb koncentrációban is érezni lehet.[37] −188 °C-on – az oxigénhez és a nitrogénhez hasonló hőmérsékleten – lecsapódik, folyadékállapotban élénk sárga színű.[38]

A fluornak két szilárd formája létezik, az α- és β-fluor. Az utóbbi −220 °C-on kristályosodik rendezetlen köbös kristályrendszerbe – ellentétben a többi halogén rombos szerkezetével. A β-fluor átlátszó és lágy.[38][39][40] További hűtés hatására −228 °C-on fázisváltáson megy keresztül, átalakul kemény, átlátszatlan α-fluorrá, melynek monoklin kristályrendszere van sűrűn álló, döntött molekularétegekkel. Az átalakulás β-ból α-fázisba nagyobb energiafelszabadulással jár, mint a fluor kondenzációja, és igen heves lehet.[39][40]

Izotópok

Bővebben: A fluor izotópjai

A fluornak mindössze egy stabil izotópja, a tíz neutront tartalmazó 19F létezik, és egyedül ez fordul elő számottevő mennyiségben a természetben.[41] Giromágneses aránya nagy és kivételesen érzékeny a mágneses mezőre. Mivel ez az egyetlen stabil izotóp, felhasználják a mágnesesrezonancia-képalkotásban.[42] A fluornak eddig tizenhét radioaktív izotópját sikerült előállítani, 14-től 31-ig terjedő tömegszámokkal. Ezek közül a leghosszabb életű a 18F, felezési ideje 109,77 perc. A többi izotópnak 70 másodpercnél rövidebb felezési ideje van, legtöbbjük kevesebb mint fél másodperc alatt elbomlik.[43] A 17F és a 18F pozitív béta-bomláson, a könnyebb izotópok elektronbefogáson, a 19F-nél nehezebb izotópok pedig negatív béta-bomláson vagy neutronkibocsátáson keresztül bomlanak el.[43] A fluornak egy metastabil izomerje ismert, a 18mF, melynek felezési ideje 234 nanoszekundum.[44]

Előfordulása

Univerzum

Elemek naprendszerbeli előfordulása[45]
Rendszám Elem Relatív
mennyiség
6 Szén 4 800
7 Nitrogén 1 500
8 Oxigén 8 800
9 Fluor 1
10 Neon 1 400
11 Nátrium 24
12 Magnézium 430

A fluor aránya az univerzumban 400 ppb, kivételesen alacsony a könnyebb elemek között: mindössze a huszonnegyedik leggyakoribb elem, és a széntől a magnéziumig az összes elem legalább hússzor akkora mennyiségben található meg, mint a fluor.[46] Ennek oka az, hogy a csillagokban zajló nukleoszintézis folyamata elkerüli a fluort, mert a reakciókban keletkező fluoratomok nagy nukleáris hatáskeresztmetszettel rendelkeznek, így hidrogénnel vagy héliummal történő további fúziós reakciók során továbbalakulnak oxigénné vagy neonná.[46][47]

Ezen átmeneti létezésen túl három értelmezés született a fluor jelenlétére vonatkozóan:[46][48]

  • II típusú szupernóvákban neonatomok neutrínókkal való ütközés hatására átalakulhatnak fluorrá,
  • a Wolf–Rayet-csillagokban a nagy sebességű napszél elsodorhatja a képződő fluort a hidrogén- és héliumatomoktól,
  • az aszimptotikus óriáscsillagokban a fluor kiemelkedik a fúziós zónából a konvekciós áramlatokkal.

Föld

A fluor a tizenharmadik leggyakoribb elem a földkéregben, tömegének körülbelül 600–700 milliomod részét teszi ki.[49] Az elemi fluor könnyedén reagálna a Föld légkörében lévő vízgőzzel, ez eleve kizárja az elemi fluor természetben való előfordulását.[50][51] A természetben csak vegyületei formájában található meg, legfontosabb ásványai a fluorit (CaF2), a kriolit (Na3AlF6) és a fluorapatit (Ca5(PO4)3F).[49][52] A fluorit vagy folypát, egy világszerte bőséggel megtalálható színes ásvány a fluor elsődleges forrása. Legnagyobb termelői Kína és Mexikó. Korábban az Egyesült Államok volt a vezető kitermelő, de 1995-ben beszüntették a bányászatát.[52][53][54][55] Bár a fluorapatit tartalmazza a világ összes fluorjának jó részét, de alacsony fluortartalma miatt (3,5 tömegszázalék) mint foszfátot használják fel. A kriolitot korábban alumínium kinyerésére használták, ma nagy tömegben alkalmazzák az alumíniumgyártásban. Mióta a Grönland nyugati partján lévő legfőbb lelőhelye 1987-ben kimerült, a kriolit legnagyobb részét mesterségesen szintetizálják.[52]

Fontosabb fluortartalmú ásványok
Fluorit Fluorapatit Kriolit

Egyéb ásványok, mint például a topáz, is tartalmaznak fluort. Az alkáliföldfém- és más fluoridok rossz oldhatósága miatt a tengervízben csak kis koncentrációban (1,2 ppm) van jelen, ez a forrás kitermelésre nem hasznosítható.[52] Nyomnyi mennyiségű fluororganikus vegyületeket kimutattak vulkánkitörésekben és hőforrásokban, ezek eredete egyelőre tisztázatlan.[56] Sokáig vita tárgyát képezte, hogy az antazonit nevű ásványban elemi fluor található-e meg, melyet az összetört kristály szaga sugallt.[57][58] Egy 2012-es tanulmány 0,04 tömegszázaléknyi elemi fluorról számol be, amit az ásványban mágnesesrezonancia-spektroszkópiával mutattak ki. A fluor jelenlétét az okozhatja, hogy a kristályon belül apró uránzárványok ionizáló sugárzása hatására a kalcium-fluorid elemeire bomlik, és a képződő fluorgáz kicsi, elszigetelt zárványokat alkotva megmaradhat.[58]

Története

Korai felfedezések

Az acélgyártás illusztrációja a De re metallica-ból

Georgius Agricola 1529-ben említi meg a fluoritot, mint az ércek és a salak olvadáspontjának csökkentésére használt adalékot.[59][60][m 1] Az ő tollából származik a latin fluorés (fluo - folyás, áramlás) szó a fluorit kőzetre. Innen ered a fluorit mint folypát elnevezése, amelyet még ma is gyakran használnak.[64][65][66] A fluoritról később bebizonyosodott, hogy összetételét tekintve valójában kalcium-difluorid.[67]

Egyes források szerint egy nürnbergi üvegműves, Heinrich Schwanhard már 1670-ben használt hidrogén-fluoridot az üveg díszítésére,[68] más források szerint a hidrogén-fluorid vizes oldatát csak 1720-tól kezdődően használták fel üveg maratásra.[67][69] Ezt a jelenséget Andreas Sigismund Marggraf 1764-ben jegyezte fel, amikor fluoritot tömény kénsav jelenlétében hevítette, és az így kapott oldat korrodálta az üvegtartályt.[70][71] A svéd kémikus Carl Wilhelm Scheele 1771-ben megismételte a kísérletet, és a keletkezett savas terméket fluss-spats-syran-nak (folysav, vagy másképpen hidrogén-fluorsav) nevezte el.[71][72] 1810-ben a francia fizikus, André-Marie Ampère vetette fel, hogy a folysavat hidrogén és egy klórhoz hasonló elem alkotja.[73] Sir Humphry Davy javaslatára, az akkor még ismeretlen anyagot a folysav (fluoric acid) és a halogének -ine szuffixumából összetéve fluorine-nak nevezték el. A legtöbb európai nyelven azóta is ezt a szót vagy módosulatait használják az elem megnevezésére. A görög, orosz és más nyelvekben viszont Ampère javaslatára a ftor szó, és annak változatai terjedtek el, amely a görög φθόριος (phthoriosz – romboló) szóból ered.[74][75] Az új latin név, a fluorum után az elem vegyjele F; a régebben használatos Fl szimbólum 2012 óta a fleróviumot jelöli.[76]

Izolációja

A fluorral végzett kezdeti kísérletek annyira veszélyesek voltak, hogy a folysavval történt szerencsétlenség után több 19. századi kísérletező is „fluor-mártírrá” vált. Az akkori kutatók ugyanis nem voltak tudatában a folysav veszélyességének, ezért sokan egészségüket (vakság) vagy életüket adták a tudományért.[m 2] Az elemi fluor izolációja különösen nehéz volt, mert egyrészt mind a fluor, mind a folysav rendkívül korrozív, maró anyag, másrészt nem állt rendelkezésre egyszerű és alkalmas elektrolit.[67][77] Edmond Frémy posztulálta, hogy a tiszta folysavból elektrolízissel előállítható az elemi fluor, ezért kidolgozott egy módszert, amellyel savított kálium-bifluoridból vízmentes mintákat állított elő. Ehelyett felfedezte, hogy az így keletkezett tiszta hidrogén-fluorid nem vezeti az elektromosságot, azaz elektromos szigetelő.[67][77][78] Frémy egykori diákja, Henri Moissan kitartott, és sok próbálgatás után felfedezte, hogy a kálium-bifluorid és a száraz hidrogén-fluorid keveréke vezető, így megvalósítható az elektrolízis. Annak érdekében, hogy az elektrokémiai cellában található platina gyors korrózióját elkerülje, egy speciális fürdő segítségével rendkívül alacsony hőmérsékletre hűtötte a reakciót; ellenállóbb, kovácsolt platina-irídium cellát, valamint fluoritdugókat alkalmazott.[77][79] 1886-ban, sok vegyész 74 évnyi erőfeszítése után Moissan sikeresen izolálta az elemi fluort.[78][80] 1906-ban, két hónappal a halála előtt Moissan megkapta a kémiai Nobel-díjat.[81][m 3] Nem tisztázott, hogy viszonylag rövid életéért (54 év) nem a fluorral való kísérletezések-e a felelősek.

  • 1887-es vázlat Moissan szerkezetéről
  • Moissan Nobel-díj fényképe

Későbbi felhasználása

Egy ampulla urán-hexafluorid

A General Motors az 1920-as évek végén kísérleteket folytatott a CFC-k hűtőközegként való alkalmazásával kapcsolatban, majd 1930-ban a GM és a DuPont közösen megalapította a Kinetic Chemichalst a Freon-12 (CCl2F2) értékesítésére. A Freon-12 felváltotta a korábbi, mérgezőbb vegyületeket, megnövelte az igényt a háztartási hűtőszekrényekre, gyártása pedig jövedelmezővé vált: 1949-ben a DuPont felvásárolta a Kinetic Chemicalst, és számos más freonvegyület forgalmazásába kezdett.[82][83][84] A poli(tetrafluoretilén)t vagy teflont 1938-ban véletlenül fedezte fel Roy J. Plunkett, miközben hűtőanyagokon dolgozott a Kineticnél. A teflon páratlan kémiai és termális ellenállásának köszönhetően 1941-ben megkezdődött a tömegtermelése.[82][83]

Az elemi fluor nagyipari előállítása a második világháború alatt kezdődött meg. Németországban magas hőmérsékletű elektrolízissel állítottak elő tonnaszám klór-trifluoridot, amit gyújtóbombákban terveztek felhasználni,[85] a Manhattan tervben pedig hatalmas mennyiségű urán-hexafluoridot használtak fel urándúsításra. Mivel az urán-hexafluorid ugyanolyan korrozív, mint maga a fluor, ezért a gázdiffúziós eljárásban alkalmazott berendezéseknek különleges anyagokból kellett lenniük: a membránok nikkelből, a tömítések fluorpolimerekből készültek, hűtő- és kenőanyagoknak pedig folyékony fluorokarbonokat használtak. Ez a virágzó atomipar elősegítette a háború utáni fluorkémiai fejlesztéseket.[86]

Vegyületei

A fluor kémiai vegyületek hatalmas választékát alkotja, amely magába foglal mind szerves, mind szervetlen vegyületeket. A fluor egyesül fémekkel, nemfémekkel, félfémekkel és a legtöbb nemesgázzal is.[87] Vegyületeiben az oxidációs száma majdnem mindig −1. Nagy elektronaffinitása miatt elsődlegesen ionos kötéseket létesít; ha kovalens kötéssel kapcsolódik, akkor ezek a kötések polárisak, és szinte kivétel nélkül egyszeresek.[88][89]

Fémekkel

Az alkálifémek jól oldódó, ionos monofluoridokat képeznek vele, melyeknek a nátrium-kloriddal és a többi analóg kloriddal megegyező köbös kristályrendszerük van.[90][91] Alkáliföldfémekkel erős ionos kötésekkel rendelkező, rosszul oldódó difluoridokat alkot,[92] kivéve a berillium-fluoridot, amely kovalens tulajdonságokat is mutat, és a kvarchoz hasonló szerkezetű.[93] Ritkaföldfémekkel és még sok másik fémmel ionos trifluoridokat alkot.[94][95][96]

Kovalens tulajdonságok a tetrafluoridoknál tűnnek először szembe: a cirkónium, hafnium[97][98] és számos aktinoida[99] magas olvadáspontú ionos vegyületeket alkot a fluorral,[100][m 4] míg a titán,[103] a vanádium,[104] és a nióbium vegyületei polimer jellegűek,[105] melyek olvadáspontja, vagy bomlási hőmérséklete nem több 350 °C-nál.[106] A pentafluoridok folytatják ezt a tendenciát a lineáris polimereikkel és az oligomer komplexeikkel.[107][108][109] Tizenhárom fém hexafluoridja ismert,[m 5] mind oktaéderes szerkezetű és többnyire illékony, szilárd anyagok, de például molibdén-hexafluorid és a rénium-hexafluorid folyékony, a volfrám-hexafluorid pedig gáz halmazállapotú.[110][111][112] A rénium-heptafluorid az egyetlen ismert heptafluorid, amely egy alacsony olvadáspontú, szilárd anyag, pentagonális bipiramisos molekulaalakkal.[113] Az ennél több fluoratommal rendelkező fémfluoridok kiváltképp reaktívak.[114]

Fém-fluoridok szerkezete
Nátrium-fluorid, ionos Bizmut-pentafluorid, polimeres Rénium-heptafluorid, molekuláris

Hidrogénnel

Bővebben: Hidrogén-fluorid
Halogének és kalkogének hidrogénnel alkotott vegyületeinek forráspontjai. Jól látható a hidrogén-fluorid és víz kiemelkedően magas forráspontja, amiért a molekulák közt fellépő erős hidrogénkötések felelősek

A fluor hidrogénnel egyesülve hidrogén-fluoridot alkot. A hidrogén-fluorid molekulái hidrogénkötéssel kapcsolódva egymáshoz halmazokat alkotnak, emiatt a tulajdonságai közelebb állnak a vízéhez, mint a hidrogén-kloridéhoz.[115][116][117] Forráspontja jóval magasabb a nála nehezebb hidrogén-halogenidek forráspontjánál, és velük ellentétben korlátlanul elegyedik vízzel.[118] A hidrogén-fluorid vízzel érintkezve könnyedén hidratálódik, oldata – a többi hidrogén-halogenid oldatával ellentétben, melyek erős savként viselkednek – gyenge sav.[119] Velük ellentétben viszont képes megtámadni az üveget.[120]

Nemfémekkel és félfémekkel

A klór-trifluorid erősen roncsoló hatású, képes meggyújtani az azbesztet, a betont, a homokot és más tűzálló anyagokat is[121]

A félfémek és a p-mező nemfémeinek kettős fluoridjai általában kovalensek, változó reaktivitással. A harmadik periódusban lévő, valamint az annál nehezebb nemfémek hipervalens vegyületeket képezhetnek a fluorral.[122]

A bór-trifluorid molekula sík alakú, és egy be nem töltött elektronoktettel rendelkezik. Ez a vegyület Lewis-savként viselkedik, és egyesül különböző Lewis-bázisokkal, adduktumokat hozva létre.[123] A szén-tetrafluorid közömbös, tetraéder alakú molekula, csoportbeli analógjai, a szilícium- és germánium-tetrafluorid szintén tetraéderes szerkezetűek,[124] de ők a szén-tetrafluoriddal ellentétben Lewis-savként viselkednek.[125][126] A nitrogéncsoport elemeinek trifluoridjai reaktivitása és bázicitása a molekulatömeggel növekszik, habár a nitrogén-trifluorid ellenáll a hidrolízisnek és nem mutat bázikus tulajdonságokat.[127] A fluor, arzén és antimon pentafluoridjai reaktívabbak, mint a megfelelő trifluoridjaik, az antimon-pentafluorid a legerősebb ismert természetes Lewis-sav.[107][128][129]

A kalkogéneknek sokféle fluoridja létezik: beszámoltak az oxigén, a kén és a szelén instabil difluoridjairól – az OF2 az egyetlen ismert vegyület, melyben az oxigén oxidációs állapota +2 –, valamint létezik a kén és a szelén tetrafluoridja, és ismert a kén, a szelén és a tellúr hexafluoridja is. Ez utóbbiak a sok kapcsolódó fluoratom miatt stabilak, a kén-hexafluorid a könnyű központi atom miatt különösen közömbös.[130][131] A klór, a bróm és a jód a fluorral alkothatnak mono-, tri- és pentafluoridokat, de egyedül a jód képes heptafluoridot létrehozni – ez egyben az egyetlen hétligandumos interhalogén.[132]

Nemesgázokkal

Xenon-tetrafluorid kristályok, 1962-ben fényképezve

A nemesgázokról, mivel lezárt elektronhéjjal rendelkeznek, sokáig úgy gondolták, hogy nem lépnek reakcióba más elemekkel, egészen 1962-ig, amikor Neil Bartlett először szintetizált sikeresen xenon-hexafluorplatinátot.[133] Azóta sok más nemesgázvegyületet sikerült elkülöníteni, például xenon-difluoridot, -tetrafluoridot, -hexafluoridot és több oxifluoridot is.[134] A nemesgázok közül a kripton és a radon fluorral difluoridot alkot.[135][136][137] Argon hidrogén-fluoriddal extrém körülmények között reagál, argon-fluorohidrid keletkezése mellett.[35] A könnyebb nemesgázok fluoridjai kivételesen instabilak: a héliumnak és a neonnak egyáltalán nincsenek hosszabb élettartamú fluorvegyületeik,[138] neon-fluoridot még egyáltalán nem figyeltek meg.[139] Hélium-fluorohidridet nagy nyomáson és alacsony hőmérsékleten pár milliszekundumos időtartamra sikerült előállítani.[138]

Szerves vegyületek

Egymással nem elegyedő színezett víz és nála jóval sűrűbb perfluorpentán egy főzőpohárban. A rák és az aranyhal nem tudja átlépni a két folyadékréteg közti határt

A szén-fluor kötés a legerősebb kötés a szerves kémiában,[140] ez adja a fluororganikus vegyületek nagy stabilitását.[141] A természetben szinte egyáltalán nem fordul elő, de számos mesterségesen előállított vegyület tartalmazza. A szerves fluorvegyületek nagy változatosságot mutatnak, és a szerves kémia komplexitását tükrözik vissza.[82]

Egyedi molekulák

Az alkánok hidrogénatomjainak fokozatosan fluoratomokra való kicserélése a molekula számos tulajdonságát módosítja: az olvadás- és forráspont csökken, a sűrűség növekszik, a szénhidrogénekben való oldhatóság csökken, a molekula általános stabilitása pedig növekszik. A perfluorkarbonok, melyekben az összes hidrogént fluor helyettesít, a legtöbb szerves oldószerben oldhatatlanok és normális körülmények között egyedül folyékony ammóniában lévő nátriummal reagálnak.[142] Más, funkciós csoportokat tartalmazó szerves vegyületeknek is léteznek perfluorozott megfelelői, melyek a perfluorkarbonok sok tulajdonságát – például a nagy stabilitást és a hidrofóbiát – magukban hordozzák, közben a funkciós csoportjuk – leggyakrabban karboxilcsoport – megnöveli a reaktivitásukat, képessé téve őket arra, hogy különböző felületekhez hozzátapadjanak, vagy hogy felületaktív anyagként viselkedjenek.[143] A fluortartalmú felületaktív anyagok jobban képesek csökkenteni a víz felületi feszültségét, mint szénhidrogén-alapú megfelelőik.

Polimerek

Poli(tetrafluoretilén), (vagy Teflon) az egyik legszélesebb körben felhasznált fluorpolimer

A fluortartalmú polimerek nagyobb stabilitással és magasabb olvadásponttal rendelkeznek, melyet a szénhidrogén-molekulákban a hidrogének fluorra való cseréjének köszönhetnek.[144] A Poli(tetrafluoretilén) (vagy PTFE, teflon) a legegyszerűbb fluorpolimer, a polietilén perfluorozott analógja, -CF2- szerkezeti egységekből épül fel. A PTFE a várható stabilitásnövekedést mutatja, de nagyon magas olvadáspontja miatt nehezen formázható,[145] annak ellenére, hogy a PTFE magasabb hőmérsékleten hőre lágyuló polimer. Számos PTFE-származék létezik, amelyek könnyebben formázhatóak, viszont hőmérséklettűrésük alacsonyabb, például a fluorozott etilén-propilén, melyben néhány fluoratom trifluormetil-csoporttal van helyettesítve, vagy a nafion, ami szulfonsavcsoportban végződő perfluoréter oldalláncokat tartalmaz.[146][147] Néhány fluorpolimerben megmarad a hidrogénatomok egy része; a poli(vinilidén-fluorid)ban feleannyi, a poli(vinil-fluorid)ban negyedannyi fluor van, mint a PTFE-ben, de mindkettő a perfluorozott polimerekhez hasonlóan viselkedik.[148] A fluorpolimerek műszaki tulajdonságai nagyban függnek a feldolgozásuktól. A hőre lágyuló polimerek szokványos feldolgozási technikái – a kalanderezés, extrúzió, fröccsöntés – a fluorpolimerekre nem alkalmazhatók. Tipikus feldolgozási módjuk a nagy hőmérsékleten és nagy nyomáson elvégzett porzsugorítás (szinterezés), ami a fémek porkohászatához hasonlóan porózus termékhez, mikro-porozitáshoz vezethet. A szinterezés társítható egyéb módszerekkel, majd forgácsolással.[149]

Előállítása

Ipari

Ipari elektrolizáló cellák

Az egyetlen iparilag is alkalmazott módszer a kálium-fluorid (KF) száraz hidrogén-fluoridos (HF) oldatának elektrolízise. Az oldatban a fluor mint difluoridion van jelen (KHF2). Az elektrolizáló cellák katódjaként az elektrolitot tartalmazó lágyacél kádak szolgálnak, anódként pedig összepréselt, nem kristályos grafitszénből készült rudat alkalmaznak.[53][150] A folyamathoz megemelt hőmérséklet szükséges, a KF•2HF 70 Celsius-fokon olvad meg, az elektrolízis pedig 80–100 fokon zajlik. A kálium-fluorid mint katalizátor nélkülözhetetlen szerepet tölt be a reakcióban, mivel a tiszta HF nem elektrolizálható.[151][152] A fluorgáz az anódon, a hidrogéngáz pedig a katódon fejlődik.[153]

Az elektrolit erősen korrozív természete és a fluor erős oxidáló képessége miatt számos probléma merül fel az elektrolízis során, ráadásul a fluor a keletkező hidrogénnel robbanásszerűen reagál, ezért létfontosságú a gázok keveredésének megakadályozása. Ezt általában egy fallal vagy diafragmával oldják meg, ami az elektrolitba merül. Fontos még, hogy ne kerüljön a berendezésbe kenőolaj, vagy más éghető szennyeződés.[154]

Az ipari termelés elektrolizáló cellasor alkalmazásával, 4000–6000 A áramerősséggel és 8–12 V feszültséggel folyik. Egy ilyen cellasorban egy cella mérete 3x0,8x0,6 méter, és egy tonna elektrolitot tartalmaz. Ezekhez 12 anódsorozat tartozhat, közülük mindegyik két anódból áll, és 3–4 tonna fluort termel óránként.[154]

Az előállított fluor 200 °C alatt belül passzivált falú acéltartályokban tárolható, más esetben nikkelt használnak.[155] A szabályozószelepek és csövek nikkelből készülnek, az utóbbi készülhet monelből – egyfajta nikkelötvözetből.[156] Laboratóriumban üvegcső rendszerben is szállítható fluor, alacsony nyomás és teljesen vízmentes környezet mellett,[156] más források nikkel-monel-PTFE rendszereket javasolnak.[157]

Vegyi

1986-ban, a fluor felfedezésének századik évfordulóján rendezett konferencián Karl O. Christe bemutatott egy vegyi eljárást a fluor elektrolízis nélküli előállítására. Azzal érvelt, hogy a termodinamikailag instabil, magas oxidációs számú átmenetifém-fluoridok anion képződésével stabilizálódhatnak. Így például az instabil NiF4, CuF4 vagy MnF4 stabilizálódhat a MeF62- szerkezetű anionjuk formájában. A MeF4 vegyületek Lewis-savak, ezért náluk erősebb Lewis-sav (például SbF5) képes őket sóikból felszabadítani. Az így felszabaduló MeF4 termodinamikai instabilitása miatt spontán elbomlik alacsonyabb oxidációs állapotú fluoridra, elemi fluor képződése közben. Christe a reakcióhoz K2MnF6-ot használt, amit hidrogén-fluorid oldatból nyert elemi fluor felhasználása nélkül. A reakció passzivált teflonbevonatos rozsdamentes acéltartályban, 150 °C-on, atmoszferikus nyomáson, egy óra alatt ment végbe, és a kitermelés nagyobb volt, mint 40%.[158]

2 KMnO4 + 2 KF + 10 HF + 3 H2O2 → 2 K2MnF6 + 8 H2O + 3 O2↑
2 K2MnF6 + 4 SbF5 → 4 KSbF6 + 2 MnF3 + F2↑

Christe később megjegyezte, hogy a reagensek már több mint száz éve ismertek voltak, és akár Moissan is előállhatott volna ezzel a módszerrel.[158]

Felhasználása

Ipari

A fluoritbányászat, ami a világ összes fluortermelésének legnagyobb hányadát szolgáltatja, 1989-ben érte el a csúcsát, ebben az évben 5,6 millió tonna kőzetet termeltek ki. Ez a mennyiség 1994-re a CFC-gázok használatának korlátozása miatt 3,6 millió tonnára csökkent. A termelés azóta növekszik: 2003-ban 4,5 millió tonna fluoritot bányásztak ki 550 millió dollár értékben. 2011-ben a fluorkémiai termékek kereskedelme elérte a 15 milliárd dollárt, az előrejelzések a 2016–18-as időszakra 3,5–5,9 millió tonnás termelést jósolnak legalább 20 milliárd dollár értékben.[159][160][161][162][163] A kibányászott fluoritot lebegtetéssel két különböző tisztaságú csoportra választják: a 60–85% tisztaságú fluoritot elsősorban a vaskohászatban használják fel, míg a 97% feletti tisztaságúból hidrogén-fluoridot gyártanak.[53][159][164]

A fluor és fluorvegyületek ipari felhasználása
SF6 transzformátorok egy oroszországi vasútnál

Legalább 17 000 tonna elemi fluort állítanak elő minden évben. Ára urán- vagy kén-hexafluorid formában mindössze 5–8 dollár (körülbelül 2000 forint) kilogrammonként, az elemi fluor árát viszont szállítási is kezelési nehézségei megtöbbszörözik, ezért többnyire a felhasználás helyén állítják elő.[165]

A fluorgáz legfőbb alkalmazója az atomipar, évente mintegy 7000 tonnát használnak fel belőle urándúsításra. A természetes urán kis mennyiségben tartalmaz láncreakcióra képes 235U izotópot és nagy mennyiségben 238U izotópot. Az izotópok szétválasztása elég nehéz művelet, mivel legtöbb tulajdonságuk megegyezik. Az urán-dioxidból és hidrogén-fluoridból először urán-tetrafluoridot gyártanak, majd ezt fluorgázzal alakítják urán-hexafluoriddá.[165] A fluor monoizotópos elem, tehát az UF6-molekulák közti bármilyen tömegkülönbséget a nehezebb uránizotópok jelenléte okozza. A tömegkülönbség lehetővé teszi, hogy a különböző uránizotópokat tartalmazó molekulákat fizikai módszerekkel, például gázdiffúziós eljárással, vagy centrifugálással szétválasszák.[16][53] Évente hozzávetőlegesen 6000 tonna fluort használnak fel a dielektrikum kén-hexafluorid gyártásához, melyet magasfeszültségű transzformátorokban és biztosítékokban használnak a veszélyes poliklórozott bifenilek helyett.[166] Számos fluorvegyületet alkalmaznak az elektrotechnikában: rénium- és volfrám-hexafluoridot a kémiai gázfázisú rétegleválasztásban, tetrafluormetánt a plazmavágásnál[167][168][169] és nitrogén-trifluoridot a felszerelések tisztításánál.[53] A fluort szerves szintézisekben is használják, de nagy reaktivitása miatt először többnyire ClF3-dá, BrF3-dá, vagy IF5-dá alakítják. Ezek együttes használata beállított fluorozást tesz lehetővé.

Szervetlen fluoridok

Az alumíniumgyártásban kulcsszerepet tölt be a kriolit

A fluoritot acélokhoz és vasötvözetekhez adják körülbelül 3 kg/tonna mennyiségben, hogy csökkentsék az olvadáspontját és viszkozitását.[53][170] Amellett, hogy adalékként alkalmazzák zománcokban vagy hegesztőpálca-borításban, a fluorit legnagyobb részét kénsavval reagáltatják, hogy hidrogén-fluoridot kapjanak, amit fémek pácolásánál, üvegmaratásnál, vagy krakkolásnál használnak.[53] Az előállított hidrogén-fluorid egyharmadát kriolit és alumínium-trifluorid előállítására használják, mindkettőnek fontos szerepe van az alumíniumgyártásban. Minden tonna alumínium előállításához szükséges hozzávetőlegesen 23 kilogramm folyósítóanyag.[53][171] A második legtöbb HF-ot a fluoroszilikátok igénylik, például a nátrium-fluoroszilikát, melyet az ivóvíz fluorozására, vagy mosodai szennyvíz kezelésére valamint köztitermékként használják kriolit és szilícium tetrafluorid előállításánál.[172] Más iparilag fontos szervetlen fluoridok a kobalt, a nikkel és az ammónia fluoridjai.[53][91][173]

Szerves fluoridok

A szerves fluorvegyületek – leginkább hűtőgázok és fluorpolimerek – gyártása igényli a kibányászott fluorit 20, és az összes előállított folysav 40 százalékát.[53][174] Kevésbé fontos felhasználási terület a felületaktív anyagoké, de évi több mint egymilliárd dolláros bevételt hoz.[175] A közvetlen fluor-szénhidrogén reakciót elkerülendő, az ipari fluorokarbon gyártás többnyire halogéncserén keresztül történik, például a Swarts-fluorozás során a klórozott szénhidrogénben lévő klórt hidrogén-fluorid segítségével, katalizátor jelenlétében szubsztituálják fluorral. Egyéb közvetett módszereket is alkalmaznak, például az elektrokémiai fluorozás, melynek során a szénhidrogéneket hidrogén-fluoridban elektrolizálják, vagy a Fowler-eljárás, ahol szilárd fluor-hordozóval, többek között kobalt-trifluoriddal kezelik őket.[82][176]

Hűtőközegek
Lásd még: Hűtőközeg

A halogénezett hűtőközegeket (nem hivatalosan Freonok vagy gyakran hibásan CFC-k) az R-számuk alapján azonosítják, ami a bennük jelenlévő fluor, klór, szén és hidrogén mennyiségét határozza meg.[53][177] A klórozott-fluorozott szénhidrogének (klorofluorokarbonok, CFC-k), mint a fluor-triklórmetán (Freon-11, R-11), a difluor-diklórmetán (Freon-12) és az 1,2-diklór-tetrafluoretán (Freon-114) egykor vezető szerepet töltöttek be a szerves fluorvegyületek közt, felhasználták őket légkondicionáló rendszerekben, hajtógázként és oldószerként. Termelésük az 1980-as években érte el a csúcsot, azóta a széles körű nemzetközi tiltás miatt termelésük nem éri el a maximum egytizedét sem.[53] A CFC-k helyettesítésére a részlegesen klórozott-fluorozott szénhidrogéneket (hidroklorofluorokarbonok, HCFC-k) és a részlegesen fluorozott szénhidrogéneket (hidrofluorokarbonok, HFC) szánták; szintézisük a szerves vegyiparban elhasznált fluor több mint 90%-át igényli. Fontosabb HCFC-k a difluor-klórmetán és az 1,1-diklór-1-fluoretán, a HFC-közül megemlíthető az 1,1,1,2-tetrafluoretán (HFC-134),[53] valamint a 2,3,3,3-tetrafluorpropán, amely annak köszönhetően került előtérbe, hogy globális felmelegedési potenciálja kevesebb mint 1%-a a HFC-134-nek.[178]

Polimerek
A poli(tetrafluoretilén)t gyakran használják tapadásmentes edények készítéséhez

2006-ban és 2007-ben hozzávetőlegesen 180 000 tonna fluorpolimert állítottak elő, évente több mint 3,5 milliárd dollár bevételt hozva.[179] 2011-ben a globális piacot mintegy hatmilliárd dollárra becsülték, mely az előrejelzések szerint évi 6,5%-kal fog növekedni 2016-ig.[180] A termelés 60–80%-át a poli(tetrafluoretilén) teszi ki, melyet a DuPont márkaneve után teflonnak is neveznek.[179] Legfőbb felhasználási területe az elektromos szigetelés, mivel kitűnő dielektrikum. Felhasználják a vegyiparban is korrózióálló berendezések, például csővezetékek, tömítések gyártásánál, emellett üvegszálas szövetek borításánál és tapadásmentes edényeknél.[181] Más fluorpolimerek, például a fluorozott etilén-propilén (FEP) hasonló tulajdonságokkal bírnak, mint a PTFE, és helyettesíthetik azt; könnyebben formázhatóak, de drágábbak, és kisebb a termikus stabilitásuk. Fluorpolimereket használnak a napelemcellák borításánál is.[181][182]

A kémiailag ellenálló (ugyanakkor drága) fluorozott ionomereket elektrokémiai cellák membránjaként használják fel, melyek közül az egyik legjelentősebb a Nafion. Az 1960-as években kifejlesztett anyagot először űrhajókban alkalmazott tüzelőanyag-cellák alapanyagaként kezdték el használni, később pedig helyettesítette a higanyalapú klóralkáli-cellákat. A közelmúltban a tüzelőanyag-cellákban való alkalmazás ismét előtérbe került, köszönhetően az autókba protoncsere-membrános üzemanyag-cellák építésére irányuló törekvéseknek.[183][184][185]

A fluorkaucsukból (ilyenek például a Viton kaucsukok) olajoknak és más vegyszereknek hidegben és melegben egyaránt ellenálló gumik gyárthatók; főként tömítések készülnek ebből, pl. O-gyűrűk.[181]

Egészségügyi

Fogápolás

Helyi fluoridkezelés Panamában

A huszadik század közepétől kezdődően számos populációs vizsgálat született, melyek kimutatták, hogy a helyi alkalmazású fluorid csökkenti a fogszuvasodást. Ezt kezdetben a fogzománcot alkotó hidroxilapatit az ellenállóbb fluorapatittá való átalakulásának tulajdonították, de a fluorozás előtti fogakon végzett vizsgálatok cáfolták ezt a feltevést, és a jelenlegi elméletek szerint a fluor elősegíti a zománcképződést kezdeti stádiumban lévő fogszuvasodásnál.[186] Az 1940-es években kezdődött meg az ivóvíz mesterséges fluoridozása, miután kimutatták, hogy a magas természetes fluoridtartalmú vizet fogyasztó gyerekeknél jelentősen kisebb gyakorisággal fordul elő a fogszuvasodás.[187] Ma a világ népességének hat százaléka jut mesterségesen fluoridozott vízhez, köztük az amerikaiak kétharmada.[188][189] Magyarországon nem adnak fluoridot a vezetékes vízhez. Szakirodalmi értékelések 2000 és 2007 között az ivóvíz fluoridozásához kapcsolták a gyerekkori fogromlás jelentős csökkenését.[190] Ugyanakkor a nagy mennyiségben fogyasztott fluorid egyik okozója lehet a fluorózisnak, amiért 40%-ban, közvetlenül vagy közvetetten a vezetékes víz fluorozása felelős.[191] Egyes tanulmányok szerint továbbá a magas fluoridtartalmú víz fogyasztása káros hatással lehet a gyermekek szellemi fejlődésére. A tanulmány által vizsgált fluorban gazdag vizű területen élő gyerekek IQ-ja jelentősen alacsonyabb volt, mint az alacsonyabb fluoridtartalmú területen élőké.[192][193] A nátrium-fluorid és a nátrium-monofluorofoszfát gyakran megtalálható fogkrémekben. A fluoridtartalmú fogkrémek először 1955-ben jelentek meg az Egyesült Államokban, és manapság minden fejlett országban jelen vannak.[194][195]

Bővebben: A víz fluoridációja-vita

(wd)

Gyógyászat

Fluoxetin tabletták

A modern gyógyszerek mintegy húsz százaléka tartalmaz fluort.[196] Ezek egyike a koleszterin-csökkentő atorvasztatin, ami több bevételt hozott, mint akármelyik másik gyógyszer, amíg 2011-ben generikussá vált.[197] Az asztma elleni Seretide két hatóanyaga közül az egyik – a flutikazon – fluortartalmú.[198] Sok gyógyszert azért fluoroznak, mert a szén-fluor kötés nagy stabilitása miatt ez késlelteti az inaktivációt és meghosszabítja az adagolási periódust.[199] A fluorozás továbbá megnöveli a vegyület zsíroldékonyságát, mivel a szén-fluor kötés erősebben hidrofób a szén-hidrogén kötésnél, és ez segíti a sejtmembránon való átjutást.[198]

A triciklikus antidepresszánsoknak és más, az 1980-as évek előtt használt antidepresszánsoknak számos mellékhatásuk volt, a szerotoninon kívüli neurotranszmitterekre való nem-szelektív hatása miatt; a fluorozott fluoxetin volt az első, ami ezt a problémát kiküszöbölte. Számos jelenlegi antidepresszáns részesül még ebben az eljárásban, köztük a szelektív szerotonin visszavétel-gátló citalopram, ennek egy izomerje, az eszcitalopram, a fluvoxamin és a paroxetin.[200][201] A kinolonok mesterséges széles spektrumú antibiotikumok, melyeket gyakran fluoroznak, hogy fokozzák a hatásukat. Ezek közé tartozik a ciprofloxacin és a levofloxacin.[202][203][204][205] A fluort szteroidokban is felhasználják:[206] a fludrokortizon egy vérnyomásnövelő mineralokortikoid, a triamkinolon és a dexametanzon pedig erős glükokortikoid.[207] Az inhalációs altatószerek többsége erősen fluorozott, például a fluorozott éterek, mint a szevoflurán és a dezflurán, melyek alig oldódnak a vérben, gyorsabb ébredést téve lehetővé.[208][209]

PET vizsgálat

Bővebben: Pozitronemissziós tomográfia
18F-ral jelölt fluordezoxiglükóz PET-képe, ami az egyes szövetek cukorfelvételének intenzitását mutatja

A fluor-18-at gyakran alkalmazzák mint radioaktív nyomjelzőt a pozitronemissziós tomográfiai vizsgálatokban, mivel kétórás felezési ideje elég hosszú, hogy lehetővé tegye a gyártási helyéről a képalkotó központba való szállítását.[210] A leggyakoribb nyomjelző a fluordezoxiglükóz,[210] amit intravénás injekcióval jutnak a szervezetbe, majd ott a glükózt igénylő szövetek veszik fel, mint az agy és a legtöbb rosszindulatú tumor.[211]

Oxigénszállítás

Lásd még: Folyadéklégzés

A folyékony fluorokarbonok nagy mennyiségű oxigént és szén-dioxidot képesek megkötni, jelentősen többet, mint a vér, ezért felmerült mesterséges vérként, vagy légfolyadékként való használatuk.[212] Mivel a fluorokarbonok normális esetben nem keverednek a vízzel, ezért emulzió formájában lehet őket vérként felhasználni.[213][214]

Biztonság

Az elemi fluor, a fluor-hidrogén és a vízben oldódó szervetlen fluoridok, nagyon mérgezőek és maró hatásúak, ezért nagy elővigyázattal kell kezelni és kerülni, hogy a bőrre vagy a szembe kerüljenek. Mivel a fluor nagyon reaktív, és szerves anyaggal érintkezve abból hidrogént von el, hidrogén-fluorid (HF) keletkezik, ez az első lépés a bőr roncsolásában. A HF, ellentétben más erős savakkal, a bőrfelületben egyre mélyebbre hatol, ez a második és veszélyesebb lépés a bőr roncsolásában. Ezt még fokozza az is, hogy az idegvégződések is károsodnak, és az első fázisokban az égés fájdalommentes. A hidrogén-fluorid reagálhat a csont kalciumjával, és idült csontkárosodást okoz. Ennél veszélyesebb a szervezetben lévő kalcium megkötése, ami szívritmuszavart okoz és szívmegállás következhet be. Ha a HF a bőrfelület 2,5%-át érinti (ez kb. 23 cm2), és nem mossák le azonnal bő vízzel, a sérült nyílt, nehezen gyógyuló sebeket szerez, ha még sikerül is túlélnie a balesetet.[215]

Biológiai szerep

A Dichapetalum cymosum (gifblaar) védekezésként nátrium-fluoracetátot termel

A fluor nem esszenciális elem sem az emberek, sem más emlősök számára. Nyomelemként fontos szerepet tölt be a csontképződésben, felelős a csontok és a fogzománc keménységéért. Mivel a fluor nyomnyi mennyiségben számos természetes forrásban megtalálható (például teában, kávéban, vagy tengeri halakban), a fluorhiány lehetősége csak mesterséges étrendeknél releváns.[216][217] Természetes eredetű szerves fluorvegyületek megtalálhatók mikroorganizmusokban és növényekben,[56] de állatokban nem.[218] Ezek közül leggyakoribb a nátrium-fluoracetát, melyet legalább 40 növényfaj használ kártevők elleni védekezésre Afrikában, Ausztráliában és Brazíliában.[219] Más ilyen vegyületek például a terminálisan fluorozott zsírsavak, a fluoraceton vagy a 2-fluorcitrát.[218] A fluoratomot a szénhez kapcsoló enzimet 2002-ben fedezték fel baktériumokban.[220]

Kapcsolódó szócikkek

Megjegyzések

  1. ↑ Basilius Valentinus feltehetőleg már a késő 15. században leírta a fluoritot, de mivel jegyzeteit csak 200 évvel később fedezték fel, e munka valóságtartalma kétséges.[61][62][63]
  2. ↑ Davy, Gay-Lussac, Thénard, és az ír Thomas és George Knox is megsérült. A belga Paulin Louyet és a francia Jérôme Nicklès kémikus meghalt. Moissan szintén megtapasztalta a súlyos hidrogén-fluorid-mérgezést.[67][77]
  3. ↑ A hivatalos indoklás szerint Moissan „a fluor izolálásáért és a róla elnevezett elektromos kemence felfedezéséért” kapta meg a díjat.
  4. ↑ A ZrF4 olvadáspontja 932 °C,[101] A HfF4 968 °C-on szublimál,[98] az UF4 pedig 1036 °C-on olvad[102]
  5. ↑ Ez a tizenhárom fém a molibdén, a technécium, a ruténium, a ródium, a volfrám, a rénium, az ozmium, az iridium, a platina, a polónium, az urán, a neptúnium és a plutónium.

Jegyzetek

  1. ↑ Current Table of Standard Atomic Weights in Order of Atomic Number. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights – Commission II.I of the International Union of Pure and Applied Chemistry, 2013. (Hozzáférés: 2013. október 13.)
  2. ↑ (1999) „On the magnetic susceptibility of fluorine”. Journal of Physical Chemistry A 103 (15), 2861–2866. o. DOI:10.1021/jp9844720.  
  3. ↑ Szõkefalvi-Nagy Zoltán; Szabadváry Ferenc: A magyar kémiai szaknyelv kialakulása. A kémia története Magyarországon. Akadémiai Kiadó, 1972. (Hozzáférés: 2010. december 3.)
  4. ↑ Ringnens, Vivi (1989). „Origin of the Names of Chemical Elements”. Journal of Chemical Education 66 (9), 731–736. o.  
  5. ↑ a b Jaccaud et al. 2000, 381. o.
  6. ↑ Dean 1999, 564. o.
  7. ↑ Lide 2004, 10.137–10.138. o.
  8. ↑ Moore, Stanitski & Jurs 2010, p. 156.
  9. ↑ Cordero et al. 2008.
  10. ↑ Pyykkö & Atsumi 2009.
  11. ↑ Greenwood & Earnshaw 1998, 800. o.
  12. ↑ Greenwood & Earnshaw 1998, 801. o.
  13. ↑ Veszprémi, Tamás. Általános kémia, 2. kiadás, Budapest: Akadémiai Kiadó, 425. o. (2015). ISBN 9789630596183 
  14. ↑ a b Greenwood & Earnshaw 1998, 804. o.
  15. ↑ Macomber 1996, p. 230
  16. ↑ a b c Jaccaud et al. 2000, 382. o.
  17. ↑ Nelson 1947.
  18. ↑ Lidin, Molochko & Andreeva 2000, 442–455. o.
  19. ↑ a b Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 404. o.
  20. ↑ Patnaik 2007, 472. o.
  21. ↑ Aigueperse et al. 2000, 400. o.
  22. ↑ Greenwood & Earnshaw 1998, 76, 804. o.
  23. ↑ Kuriakose & Margrave 1965.
  24. ↑ Hasegawa et al. 2007.
  25. ↑ Lagow 1970, pp. 64–78.
  26. ↑ Navarrini et al. 2012.
  27. ↑ Lidin, Molochko & Andreeva 2000, 252. o.
  28. ↑ Tanner Industries 2011.
  29. ↑ Morrow, Perry & Cohen 1959.
  30. ↑ Emeléus & Sharpe 1974, p. 111.
  31. ↑ Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 457. o.
  32. ↑ Brantley 1949, p. 26.
  33. ↑ Jaccaud et al. 2000, 383. o.
  34. ↑ Pitzer 1975.
  35. ↑ a b Khriachtchev et al. 2000.
  36. ↑ Burdon, Emson & Edwards 1987.
  37. ↑ Lide 2004, 4.12. o.
  38. ↑ a b Dean 1999, 523. o.
  39. ↑ a b Young 1975, 10. o.
  40. ↑ a b Barrett, Meyer & Wasserman 1967.
  41. ↑ National Nuclear Data Center NuDat 2.1, Fluorine-19.
  42. ↑ Meusinger, Chippendale & Fairhurst 2012, pp. 752, 754.
  43. ↑ a b National Nuclear Data Center NuDat 2.1.
  44. ↑ NUBASE 2003, p. 29.
  45. ↑ Cameron 1973.
  46. ↑ a b c Croswell 2003.
  47. ↑ Clayton 2003, pp. 101–104.
  48. ↑ Renda et al. 2004.
  49. ↑ a b Jaccaud et al. 2000, 384. o.
  50. ↑ Schulze-Makuch & Irwin 2008, p. 121.
  51. ↑ Haxel, Hedrick & Orris 2005.
  52. ↑ a b c d Greenwood & Earnshaw 1998, 795. o.
  53. ↑ a b c d e f g h i j k l m Villalba, Ayres & Schroder 2008.
  54. ↑ Kelly & Miller 2005.
  55. ↑ Lusty et al. 2008.
  56. ↑ a b Gribble 2002.
  57. ↑ Richter, Hahn & Fuchs 2001, p. 3.
  58. ↑ a b Schmedt, Mangstl & Kraus 2012.
  59. ↑ Greenwood Earnshaw 1998, 790. o.
  60. ↑ Senning 2007, 149. o.
  61. ↑ Stillman 1912.
  62. ↑ Principe 2012, 140, 145. o.
  63. ↑ Agricola, Hoover, Hoover 1912, lábjegyzetek és kommentárok, 38, 409, 430, 461, 608 o.
  64. ↑ Norwood-Fohs 1907, 52. o.
  65. ↑ Greenwood Earnshaw 1998, 109. o.
  66. ↑ Agricola, Hoover, Hoover 1912, előnézet, 380–381 o.
  67. ↑ a b c d e Weeks 1932.
  68. ↑ Asimov, Isaac. The noble gases. Basic Books, 162. o. (1966). ISBN 978-0-465-05129-8 
  69. ↑ Partington 1923.
  70. ↑ Marggraf 1770.
  71. ↑ a b Kirsch 2004, 3-10. o.
  72. ↑ Scheele 1771.
  73. ↑ Ampère 1816.
  74. ↑ Davy 1813, 278. o.
  75. ↑ Banks 1986, 11. o.
  76. ↑ Storer 1864, 278-280. o.
  77. ↑ a b c d Toon 2001.
  78. ↑ a b Asimov 1966, 162. o.
  79. ↑ Greenwood Earnshaw 1998, 789–791. o.
  80. ↑ Moissan 1886.
  81. ↑ Viel-Goldwhite 1993, 35. o.
  82. ↑ a b c d Okazoe 2009.
  83. ↑ a b Hounshell & Smith 1988, 156–157. o.
  84. ↑ DuPont 2013a.
  85. ↑ Meyer 1977, p. 111.
  86. ↑ Kirsch 2004, pp. 60–66.
  87. ↑ Riedel & Kaupp 2009.
  88. ↑ Harbison 2002.
  89. ↑ Edwards 1994, p. 515.
  90. ↑ Katakuse et al. 1999, p. 267.
  91. ↑ a b Aigueperse et al. 2000, 420–422. o.
  92. ↑ Storer 1864, pp. 278–280.
  93. ↑ Walsh 2009, pp. 99–102, 118–119.
  94. ↑ Emeléus & Sharpe 1983, 89–97. o.
  95. ↑ Babel & Tressaud 1985, pp. 91–96.
  96. ↑ Einstein et al. 1967.
  97. ↑ Brown et al. 2005, p. 144.
  98. ↑ a b Perry 2011, p. 193.
  99. ↑ Kern et al. 1994.
  100. ↑ Lide 2004, 4.60, 4.76, 4.92, 4.96. o.
  101. ↑ Lide 2004, 4.96. o.
  102. ↑ Lide 2004, 4.92. o.
  103. ↑ Greenwood & Earnshaw 1998, 964. o.
  104. ↑ Becker & Müller 1990.
  105. ↑ Greenwood & Earnshaw 1998, 990. o.
  106. ↑ Lide 2004, 4.72, 4.91, 4.93. o.
  107. ↑ a b Greenwood & Earnshaw 1998, 561–563. o.
  108. ↑ Emeléus & Sharpe 1983, 256–277. o.
  109. ↑ Mackay, Mackay & Henderson 2002, 355–356. o.
  110. ↑ Greenwood & Earnshaw 1998, (various pages, by metal in respective chapters).
  111. ↑ Lide 2004, 4.71, 4.78, 4.92. o.
  112. ↑ Drews et al. 2006.
  113. ↑ Greenwood & Earnshaw 1998, 819. o.
  114. ↑ Bartlett 1962.
  115. ↑ Pauling 1960, pp. 454–464.
  116. ↑ Atkins & Jones 2007, pp. 184–185.
  117. ↑ Emsley 1981.
  118. ↑ Greenwood & Earnshaw 1998, 812–816. o.
  119. ↑ Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 425. o.
  120. ↑ Chambers & Holliday 1975, pp. 328–329.
  121. ↑ Air Products and Chemicals 2004, 1. o.
  122. ↑ Noury, Silvi & Gillespie 2002.
  123. ↑ Chang & Goldsby 2013, p. 706.
  124. ↑ Ellis 2001, p. 69.
  125. ↑ Aigueperse et al. 2000, 423. o.
  126. ↑ Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 897. o.
  127. ↑ Raghavan 1998, pp. 164–165.
  128. ↑ Godfrey et al. 1998, p. 98.
  129. ↑ Aigueperse et al. 2000, 432. o.
  130. ↑ Murthy, Mehdi Ali & Ashok 1995, pp. 180–182, 206–208.
  131. ↑ Greenwood & Earnshaw 1998, 638–640, 683–689, 767–778. o.
  132. ↑ Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 435–436. o.
  133. ↑ Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 392–393. o.
  134. ↑ Wiberg, Wiberg & Holleman 2001, 395–397, 400. o.
  135. ↑ Lewars 2008, 68. o.
  136. ↑ Pitzer 1993, p. 111.
  137. ↑ Lewars 2008, 67. o.
  138. ↑ a b Bihary, Chaban & Gerber 2002.
  139. ↑ Lewars 2008, 71. o.
  140. ↑ O'Hagan 2008.
  141. ↑ Siegemund et al. 2005, 444. o.
  142. ↑ Siegemund et al. 2005, 451–452. o.
  143. ↑ Salager 2002, p. 45.
  144. ↑ Carlson & Scmiegel 2005, 3. o.
  145. ↑ Carlson & Scmiegel 2005, 3–4. o.
  146. ↑ Rhoades 2008, p. 2.
  147. ↑ Okada et al. 1998.
  148. ↑ Carlson & Scmiegel 2005, 4. o.
  149. ↑ Czvikovszky Tibor, Gaál János, Nagy Péter. A polimertechnika alapjai. Műegyetemi Kiadó (2000). ISBN 9789634206217 
  150. ↑ Jaccaud et al. 2000, 386. o.
  151. ↑ Jaccaud et al. 2000, 384–285. o.
  152. ↑ Greenwood & Earnshaw 1998, 796–797. o.
  153. ↑ http://www.essentialchemicalindustry.org/chemicals/fluorine.html
  154. ↑ a b Greenwood & Earnshaw 1998.
  155. ↑ Jaccaud et al. 2000, 384–385. o.
  156. ↑ a b Jaccaud et al. 2000, 390–391. o.
  157. ↑ Shriver & Atkins 2010, p. 427.
  158. ↑ a b Christe Research Group n.d.
  159. ↑ a b Kirsch 2004, pp. 3–10.
  160. ↑ Miller 2003b.
  161. ↑ PRWeb 2012.
  162. ↑ Bombourg 2012.
  163. ↑ TMR 2013.
  164. ↑ Fulton & Miller 2006, p. 471.
  165. ↑ a b Jaccaud et al. 2000, 392. o.
  166. ↑ Aigueperse et al. 2000, 430. o.
  167. ↑ Jaccaud et al. 2000, 391–392. o.
  168. ↑ El-Kareh 1994, p. 317.
  169. ↑ Arana et al. 2007.
  170. ↑ Miller 2003a.
  171. ↑ Energetics, Inc. 1997, pp. 41, 50.
  172. ↑ Aigueperse et al. 2000, 428. o.
  173. ↑ Willey 2007, p. 113.
  174. ↑ PRWeb 2010.
  175. ↑ Renner 2006.
  176. ↑ Green et al. 1994, pp. 91–93.
  177. ↑ DuPont 2013b.
  178. ↑ Walter 2014.
  179. ↑ a b Buznik 2009.
  180. ↑ PRWeb 2013.
  181. ↑ a b c Martin 2007, pp. 187–194.
  182. ↑ DeBergalis 2004.
  183. ↑ Grot 2011, pp. 1–10.
  184. ↑ Ramkumar 2012, p. 567.
  185. ↑ Burney 1999, p. 111.
  186. ↑ Pizzo 2007.
  187. ↑ CDC 2001.
  188. ↑ Ripa 1993.
  189. ↑ Cheng, Chalmers & Sheldon 2007.
  190. ↑ NHMRC 2007; see Yeung 2008 for a summary.
  191. ↑ United States Environmental Protection Agency (2010). „Comment-Response Summary Report for the Peer Review of the Fluoride: Dose-Response Analysis for Non-Cancer Effects Document”. Laikus összefoglaló – EPA (2010. november 3.) 
  192. ↑ „Impact of fluoride on neurological development in children”, 2012. július 25. (Hozzáférés: 2016. május 16.) 
  193. ↑ http://www.ncbi.nlm.nih.gov/pmc/articles/PMC3491930/
  194. ↑ Baelum, Sheiham & Burt 2008, p. 518.
  195. ↑ Cracher 2012, p. 12.
  196. ↑ Emsley 2011, p. 178.
  197. ↑ Johnson 2011.
  198. ↑ a b Swinson 2005.
  199. ↑ Hagmann 2008.
  200. ↑ Mitchell 2004, pp. 37–39.
  201. ↑ Preskorn 1996, chap. 2.
  202. ↑ Werner et al. 2011.
  203. ↑ Brody 2012.
  204. ↑ Nelson et al. 2007.
  205. ↑ King, Malone & Lilley 2000.
  206. ↑ Parente 2001, p. 40.
  207. ↑ Raj & Erdine 2012, p. 58.
  208. ↑ Filler & Saha 2009.
  209. ↑ Bégué & Bonnet-Delpon 2008, pp. 335–336.
  210. ↑ a b Schmitz et al. 2000.
  211. ↑ Bustamante & Pedersen 1977.
  212. ↑ Gabriel et al. 1996.
  213. ↑ Sarkar 2008.
  214. ↑ Schimmeyer 2002.
  215. ↑ Kevi.hu a halogénekről
  216. ↑ Nielsen 2009.
  217. ↑ Olivares & Uauy 2004.
  218. ↑ a b Murphy, Schaffrath & O'Hagan 2003
  219. ↑ Proudfoot, Bradberry & Vale 2006.
  220. ↑ O'Hagan et al. 2002.

Források

Fordítás

  • Ez a szócikk részben vagy egészben a fluorine című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel. Ez a jelzés csupán a megfogalmazás eredetét és a szerzői jogokat jelzi, nem szolgál a cikkben szereplő információk forrásmegjelöléseként.

További információk

A lap eredeti címe: „https://hu.wikipedia.org/w/index.php?title=Fluor&oldid=23867011”