Fluor
2s2 2p5 19 F 9
↓ Periodická tabulka ↓
Tekutý fluor za kryogenních teplot
Obecné
Název, značka, číslo	Fluor, F, 9
Cizojazyčné názvy	lat. fluorum
Skupina, perioda, blok	17. skupina, 2. perioda, blok p
Chemická skupina	Halogeny
Koncentrace v zemské kůře	270 až 625 ppm
Koncentrace v mořské vodě	1,3 mg/l
Vzhled	plyn: velmi světle žlutý, kapalina: jasně žlutá, pevná: alpha je neprůhledný, beta je průhledný
Identifikace
Registrační číslo CAS	7782-41-4
Atomové vlastnosti
Relativní atomová hmotnost	18,998403
Atomový poloměr	50 pm
Kovalentní poloměr	71 pm
Van der Waalsův poloměr	135 pm
Elektronová konfigurace	2s2 2p5
Oxidační čísla	−I, 0
Elektronegativita (Paulingova stupnice)	3,98
Ionizační energie
První	1 681,0 kJ/mol
Druhá	3 374,2 kJ/mol
Třetí	6 050,4 kJ/mol
Látkové vlastnosti
Krystalografická soustava	Krychlová
Molární objem	11,20×10−6 m3/mol
Mechanické vlastnosti
Hustota	1,696 kg/m3
Skupenství	Plynné
Tlak syté páry	100 Pa při 50 K
Rychlost zvuku	286 m/s
Termické vlastnosti
Tepelná vodivost	27,7 W⋅m−1⋅K−1
Termodynamické vlastnosti
Teplota tání	−218,62 °C (54,53 K)
Teplota varu	−188,12 °C (85,03 K)
Skupenské teplo tání	0,510 kJ/mol
Skupenské teplo varu	6,54 kJ/mol
Měrná tepelná kapacita	813 Jkg−1K−1
Elektromagnetické vlastnosti
Standardní elektrodový potenciál	2,87 V
Magnetické chování	Nemagnetický
Bezpečnost
GHS03 GHS05 GHS06 [1] Nebezpečí[1]
R-věty	R8, R26, R35
S-věty	S9, S26, S28, S36/37/39, S45
Izotopy
I V (%) S T1/2 Z E (MeV) P 17F umělý 64,49 s ε β+ 2,760 5 17O 18F umělý +1 109,77 min ε β+ 1,655 9 18O IT 1,121 36 18O 19F 100% je stabilní s 10 neutrony 20F umělý 11,00 s β− 7,025 20Ne 21F umělý 4,158 s β− 5,684 21Ne
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP (25 °C, 100 kPa).
Kyslík ≺ F ≻ Neon ⋎ Cl

Fluor (chemická značka F, latinsky fluorum) je nekovový prvek, značně toxický, zelenožlutý plyn, chemicky mimořádně reaktivní. Vyznačuje se vysokou elektronegativitou. Je nejlehčím prvkem z řady halogenů. V historii se ho lidé pokoušeli velmi dlouho získat, ale kvůli jeho vysoké reaktivitě se to podařilo teprve roku 1886 Henrimu Moissanovi elektrolýzou chlazené směsi KHF₂ v HF. Za výrobu fluoru získal Nobelovu cenu.

Fluor se na Zemi vyskytuje pouze ve sloučeninách a to v nevelkém množství. Nejvýznamnější minerály fluoru jsou kazivec CaF₂ a fluorapatit Ca₅(PO₄)₃F, které se používají k jeho výrobě. Fluor se vyrábí elektrolýzou roztoku KHF₂ v HF. Kvůli extrémní reaktivitě a problémům s jeho skladováním se fluor spotřebovává ihned na místě výroby.

Ze sloučenin fluoru se nejvíce využívá kyselina fluorovodíková, jako základní průmyslová chemikálie, kryolit, který se používá na snížení teploty tání bauxitu při výrobě hliníku a fluorid uranový, který slouží k rozdělení izotopů uranu pro použití v jaderných elektrárnách. Fluor se dále využívá na výrobu teflonu a dalších syntetických organických polymerů. Fluor patří také k biogenním prvkům. Vyskytuje se v kostech a zubech.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti

Fluor je plyn v silné vrstvě zelenožlutý s dráždivým zápachem, který připomíná chlorovodík. Fluor je extrémně jedovatý a toxický plyn, který leptá dokonce i sklo. Kapalný fluor má banánově žlutou barvu. Disociační enthalpie molekuly fluoru je velmi nízká a blíží se disociační enthalpii molekuly jodu, což se vysvětluje malou pevností vazby v molekule fluoru (menší překryv vazebných orbitalů), což může být způsobeno větším odpuzováním atomů fluoru vlivem velkého odpuzování volných elektronových párů.

Ve svých sloučeninách má pouze oxidační číslo −1, velmi vzácně může mít fluor v některých komplexech oxidační číslo 0 a opravdu pouze formální oxidační číslo +1 má v kyselině fluorné, ve skutečnosti zde má oxidační číslo −1, jelikož má vyšší elektronegativitu než vodík i kyslík. Pro všechny halogeny obecně platí, že halogen s menším protonovým číslem (lehčí) je schopen vytěsnit halogen s větším protonovým číslem (těžší) z jeho halogenidu. Lehčí halogen přechází v halogenid a těžší halogen z halogenidu v halogen. Fluor vytváří převážně iontové sloučeniny s iontovou vazbou a pouze s některými sloučeninami vytváří kovalentní vazbu.

Fluor je extrémně reaktivní plyn, který se ochotně až explozivně slučuje již za studena s vodíkem, bromem, jodem, sírou, fosforem, arsenem, antimonem, borem, křemíkem a s mnoha kovy. Některé kovy reagují s fluorem za normálních teplot nebo při mírném zahřátí jen na povrchu a vzniklý povlak brání další reakci – pasivace. Při silnějším zahřívání reakce pokračuje do hloubky a některé kovy, jako zinek, cín nebo hliník, dokonce vzplanou. Za červeného žáru působí fluor dokonce i na zlato a platinu. Působením fluoru na vodu vzniká fluorovodík a kyslík, který obsahuje také malé množství ozonu, za jistých podmínek však působením fluoru na vodu vzniká fluorovodík a kyselina fluorná.

Kvůli své silné reaktivitě vytěsňuje fluor většinu anionů ze sloučenin a sám přechází v anion^[zdroj? – sklo, které je chemickou podstatou oxidu křemičitého, reaguje s fluorem za vzniku fluoridu křemičitého a kyslíku. Jelikož je fluor extrémně reaktivní plyn, není jednoduché jej připravit ani dlouhodobě skladovat.

Historický vývoj

Nejstarší známá doložená sloučenina fluoru je kazivec (fluorit) CaF₂, který popisuje Georgius Agricola roku 1529 jako tavidlo. Roku 1670 v Norimberku Heinrich Schwanhard zjistil, že působením silné kyseliny na kazivec se uvolňují kyselé páry, které leptají sklo – od této doby se fluorovodík využívá k uměleckému leptání skla. Roku 1678 popsal J. S. Elsholtz při zahřívání kazivce modrobílé světélkování a roku 1750 popisuje Johan Gottschalk Wallerius stejný jev – v roce 1852 George Gabriel Stokes navrhuje pro tento jev název fluorescence. Roku 1768 provedl Andreas Sigismund Marggraf první chemické pokusy s kazivcem. Roku 1802 našel D. P. Morichini fluoridy ve vápenatých fosíliích a v zubech a Jöns Jacob Berzelius v kostech. André-Marie Ampère navrhl 12. srpna 1812 název nového prvku, který je údajně součástí kazivce a kyseliny fluorovodíkové. Návrh byl le fluore (z latinského fleue – téci) a poslal jej Humphry Davymu, který ho roku 1813 přijal.

Příprava fluoru se velmi dlouhou dobu nedařila, protože ihned po přípravě plyn zreagoval s vodou nebo se stěnami nádob. Poprvé se fluor podařilo připravit až 26. května 1886 Henrimu Moissanovi, který ho připravil elektrolýzou chlazeného roztoku kyselého fluoridu draselného KHF₂, rozpuštěného v bezvodém kapalném fluorovodíku v přístroji s platinovými a iridiovými elektrodami ve tvaru U, který byl těsně uzavřen zátkou z fluoridu vápenatého CaF₂. Vzniklý plyn reagoval s křemíkem za vzniku plamene. Příprava se podařila po 74 neúspěšných letech. Henri Moissan získal za objev fluoru a vynález elektrické pece roku 1906 (dva měsíce před svou smrtí) Nobelovu cenu.

Roku 1900 vznikly první chemické manufaktury na výrobu kryolitu Na₃, který se používá jako tavidlo při výrobě hliníku. Roku 1928 Thomas Midgley, A. L. Henne a R. R. McNary připravili freon CCl₂F₂, který je nehořlavý a netoxický plyn, který se začal používat v chladírenském průmyslu. V letech 1928–1930 připravili Otto Ruff a R. Keim interhalogenidy fluoru (sloučeniny fluoru s jinými halogenidy) a roku 1962 byla připravena poslední interhalogenidní sloučenina W. Mayaou – ClF₅. Roku 1938 připravil Roy J. Plunkett teflon. Roku 1971 byla poprvé připravena kyselina fluorná HOF ve vážitelném množství S. Rozenem.

Výskyt v přírodě

Fluor se v zemské kůře vyskytuje jako 13. nejrozšířenější prvek (na dvanáctém místě je mangan 1060 ppm a na čtrnáctém místě baryum 390 ppm). V zemské kůře je fluor přítomen v koncentraci 544 ppm (mg/kg). Voda oceánů obsahuje pouze přibližně 1 mg F/l, tento nízký obsah je způsoben tím, že většina fluoridů je ve vodě nerozpustná. Ani ve vesmíru není fluor příliš bohatě zastoupen. Předpokládá se, že na jeden atom fluoru připadá přes 30 milionů atomů vodíku.

Na Zemi je fluor přítomen pouze ve formě sloučenin, a to v nepříliš velkém množství. K jeho nejvýznamnějším minerálům patří fluorit (neboli kazivec) CaF₂, kryolit Na₃ a fluoroapatit Ca₅(PO₄)₃(F, Cl). Kryolit patří k vzácným minerálům, který se ve velkém množství vyskytuje pouze v Řecku. Malé množství fluoru se vyskytuje v topazu Al₂SiO₄(OH, F)₂, sellaitu MgF₂, villiaumitu NaF, bastnezitu (Ce, La)(CO₃)F, carobbiit KF, frankdicksonit BaF₂, griceit LiF, tveitit-(Y) Ca₁₄Y₅F₄₃ a zavarickit BiOF.

• 
  Krystaly fluoritu (CaF₂)
• 
  Kryolit Na₃AlF₆
• 
  Minerál fluorit neboli kazivec CaF₂
Zdroj:https://cs.wikipedia.org?pojem=Fluor
Text je dostupný za podmienok Creative Commons Attribution/Share-Alike License 3.0 Unported; prípadne za ďalších podmienok. Podrobnejšie informácie nájdete na stránke Podmienky použitia.

---