Fluors ķīmisko elementu periodiskajā tabulā tiek apzīmēts ar simbolu F un atrodas 2. perioda 17. grupā (halogēni). Fluora relatīvā atommasa ir 18,998, un tā atoms sastāv no 9 protoniem, 10 neitroniem un 9 elektroniem (elektronu konfigurācija [He] 2s22p5). Fluors standarta apstākļos ir augsti toksiska bāli dzeltena gāze. Fluors ir elements ar viszemāko elektronegatīvitāti un ir vieglākais starp visiem halogēniem. Tas ir ļoti reaģētspējīgs un reaģē ar visiem ķīmisko elementu periodiskās tabulas elementiem, izņemot argonu, neonu un hēliju. Fluors ir trīspadsmitais izplatītākais elements Zemes garozā, taču dabā fluors nav sastopams brīvā veidā, bet tikai minerālos. Komerciāla fluora ražošana nenotika līdz pat Manhetenas projektam Otrā pasaules kara laikā, kad to sāka izmantot urāna izotopu atdalīšanā kodolieroču ražošanai. Cilvēka ķermenis vidēji satur apmēram 3 miligramus fluorīda.
Saistītie šķirkļi
Fluors.
Satura rādītājs
Fluoru saturošu minerālu fluorītu (CaF2) 1529. gadā aprakstīja vācu ārsts un minerologs Georgijs Agrikola (Georgius Agricola). Tajā laikā fluorītu pievienoja metāla rūdām, lai pazeminātu to kušanas temperatūru metālu kausēšanas procesos, un nosauca latīņu vārdā fluo ‘plūsma’. Savukārt fluorūdeņražskābi (HF) pirmoreiz 1720. gadā pagatavoja nezināms angļu stikla strādnieks. Tikai 1771. gadā zviedru ķīmiķis Karls Vilhelms Šēle (Carl Wilhelm Scheele) ieguva fluorūdeņražskābi neattīrītā veidā, karsējot fluorītu ar koncentrētu sērskābi stikla traukā, kas sadrupa procesa laikā. Rezultātā stikla traukus nomainīja uz metāla, un 1809. gadā ieguva gandrīz bezūdens fluorūdeņražskābi. Pēc diviem gadiem franču fiziķis Andrē Marī Ampērs (André-Marie Ampère) secināja, ka iegūtā viela varētu būt savienojums ar ūdeņradi un nezināmu elementu, kas ir analogs hloram. Viņš piedāvāja to nosaukt par fluoru. Fluora izolēšana ilgu laiku bija viena no galvenajām neatrisinātajām problēmām neorganiskajā ķīmijā, un tikai 1886. gadā franču ķīmiķis Anrī Muasāns (Henri Moissan) ieguva šo elementu, elektrolizējot kālija fluorūdeņraža (KHF2) šķīdumu fluorūdeņražskābē zemā temperatūrā. 1906. gadā viņš saņēma Nobela prēmiju ķīmijā par fluora izolēšanas procesu, kas joprojām tiek izmantots mūsdienās.
Fluors dabā sastopams tikai ķīmisko savienojumu formā. Fluors ir bieži sastopams elements uz Zemes, tā saturs Zemes garozā ir 0,065 %. Galvenie fluoru saturošie minerāli ir fluorīts (CaF2), kas ir galvenais komerciālais fluora iegūšanas avots, kura atradnes ir Ilinoisā un Kentuki Amerikas Savienotajās Valstīs (ASV), Derbišīrā Lielbritānijā, Vācijas dienvidos, Francijas dienvidos un Krievijā; kriolīts (Na3AlF6), kas sastopams galvenokārt Grenlandē; fluorapatīts (Ca5[PO4]3[F,Cl]),), kas ir plaši izplatīts un satur mainīgu daudzumu fluora un hlora; topāzs (Al2SiO4[F,OH]2), dārgakmens, un lepidolīts (K(Li,Al,Rb)2(Al,Si)4O10(F,OH)2), vizlas grupas minerāls, kas ir arī sastopams dzīvnieku kaulos un zobos.
Dabā sastopams tikai viens fluora stabilais izotops – fluors-19. Tam piemīt augsta žiromagnētiskā attiecība un liela jutība pret magnētiskajiem laukiem, tāpēc to izmanto magnētiskās rezonanses tomogrāfijā (MRT). Ir zināmi septiņpadsmit fluora radioizotopi, kuru masas skaitļi ir intervālā no 14 līdz 31. Fluors-18 ir visstabilākais no tiem ar pussabrukšanas periodu 109,77 minūtes. Pārējo izotopu pussabrukšanas periodi ir īsāki par 70 sekundēm, lielākai daļai radioizotopu tie ir pat īsāki par pussekundi.
Fluors ir halogēnu grupas elements, kas istabas temperatūrā ir bāli dzeltena gāze ar kairinošu smaržu. Fluora kušanas temperatūra ir –219,67 ˚C, savukārt tā viršanas temperatūra ir –188,11 ˚C. Standarta apstākļos fluora blīvums ir 1,696 g/cm3, šķidrā stāvoklī (viršanas punktā) – 1,505 g/cm3 (dati no “CRC Ķīmijas un fizikas rokasgrāmatas, 92. izdevuma” (CRC Handbook of Chemistry and Physics. 92th Edition) Viljama Heinsa (William Mickey Haynes) redakcijā). Fluora trīskāršais punkts (vielas temperatūras un spiediena vērtības, pie kurām vienlaikus pastāv trīs agregātstāvokļa fāzes: šķidrā fāze, gāzveida fāze un cietā fāze) atrodas pie 53,48 K un 90 kPa liela spiediena. Fluora relatīvā atommasa ir 18,998, atoma kovalentais rādiuss ir 64 pm, savukārt tā elektronegativitāte ir 3,98, kas ir augstākā eletronegativitātes vērtība starp visiem elementiem periodiskajā tabulā.
Fluoram piemīt visaugstākā reaģētspēja starp visiem periodiskās tabulas elementiem. Tas viegli reaģē ar jebkuru elementu, izņemot dažas cēlgāzes – hēliju, neonu un argonu, un veido fluorīdus. Tas strauji reaģē ar lielāko daļu savienojumu, fluora reakcija ar ūdeni vai ūdeņradi ir eksplozīva. Fluors ir stiprs oksidētājs, taču neeksistē neviena savienojuma, kas spētu oksidēt fluorīda anjonu līdz brīvam fluoram (F2). Šī iemesla dēļ fluors brīvā veidā dabā nav sastopams. Fluora augstā oksidēšanas spēja ļauj tam veidot augstāko oksidēšanas pakāpju savienojumus ar citiem elementiem, piemēram, sudraba difluorīds (AgF2), kobalta trifluorīds (CoF3), rēnija heptafluorīds (ReF7), broma pentafluorīds (BrF5) un joda heptafluorīds (IF7). Fluors strauji reaģē ar organiskiem materiāliem: gumiju, koku un audumu.
Komerciāli fluors netika ražots līdz pat Otrā pasaules kara laikam, kad sākās kodolieroču attīstība un parādījās liels pieprasījums pēc fluora. Līdz tam fluora sāļus (fluorīdus) ilgu laiku izmantoja metināšanā un stikla matēšanā. Mūsdienās fluoru izmanto urāna heksafluorīda (UF6) ražošanai, kas nepieciešams atomenerģijas industrijā urāna izotopu atdalīšanā. Fluoru izmanto arī sēra heksafluorīda (SF6) ražošanai, kas ir izolācijas gāze elektroenerģijas industrijā. Fluoru izmanto vairākās fluorķīmiskās vielās, tostarp šķīdinātājos un plastmasas izgatavošanā. Piemēram, teflons (poli (tetrafluoretēns), PTFE) ir labi pazīstams kā pretpiedeguma pārklājums un tiek izmantots cepšanas pannu izgatavošanā. To izmanto arī kabeļu izolācijai, santehniķu lentēs un kā pamatu Gore-Tex® (ūdensizturīga, elpojoša auduma membrāna). Hlorfluorogļūdeņraži (CFCs, chloro-fluoro-carbons) savulaik tika izmantoti kā aerosola propelenti, dzesētāji un putupolistirola izpūšanai. Tomēr to inertums nozīmēja, ka, nokļūstot atmosfērā, tie izkliedējas stratosfērā un iznīcina Zemes ozona slāni. Tāpēc pašlaik tie ir aizliegti. Fluorīds ir svarīgs jons dzīvām būtnēm, tas stiprina zobus un kaulus. Dažās valstīs to pievieno dzeramajam ūdenim. Tiek uzskatīts, ka fluorīdu pievienošana ūdenim kavē zobu kariesa veidošanos. Fluorīdu pievieno arī zobu pastai. Aptuveni 30 % agroķīmisko līdzekļu satur fluoru, no kuriem lielākā daļa ir herbicīdi un fungicīdi. Fluoru izmanto arī jaunu medikamentu ražošanā; 20 % mūsdienu farmaceitisko preparātu satur vismaz vienu fluora atomu.
Multivide
Fluors.