Fluor

Egenskaper

Fluor är en ljusgul tvåatomig gas. Det är en mycket reaktiv gas som existerar i form av tvåatomiga molekyler. Det är faktiskt det mest reaktiva grundämnet. Fluor har en mycket stor dragningskraft på elektroner, eftersom det saknas en elektron. Detta gör det till det mest kraftfulla oxidationsmedlet. Det kan slita elektroner från vatten (vilket ger syre) och antända propan vid kontakt. Den behöver ingen gnista. Metaller kan fatta eld när de placeras i en ström av fluor. Efter att det reducerats genom att reagera med andra saker bildar det den stabila fluoridjonen. Fluor är mycket giftigt. Fluor binder sig mycket starkt till kol. Det kan reagera med de oreaktiva ädelgaserna. Det exploderar när det blandas med väte. Fluors smältpunkt är -363,33°F (-219,62°C), kokpunkten är -306,62°F (-188,12°C).

Kemiska föreningar

Kemiska föreningar som innehåller fluorjoner kallas fluorider. Fluor finns endast i ett oxidationstal: -1.

• Aluminiumfluorid
• Antimontrifluorid
• Antimonpentafluorid
• Arsenik trifluorid
• Arsenikpentafluorid
• Bismut(III)fluorid
• Bismut(V)fluorid
• Bromtrifluorid
• Brompentafluorid
• Klormonofluorid
• Klortrifluorid
• Kobolt(II)fluorid
• Kobolt(III)fluorid
• Disulfiddekafluorid
• Fluorvätesyra, en lösning av vätefluorid i vatten.
• Vätefluorid
• Jodtrifluorid
• Jodpentafluorid
• Jodheptafluorid
• Mangan(II)fluorid
• Mangan(III)fluorid
• Mangan(IV)fluorid
• Kaliumfluorid
• Selentetrafluorid
• Selenhexafluorid
• Silver(I)fluorid, brungul
• Silver(II)fluorid, mycket reaktiv, vit eller grå
• Natriumaluminiumfluorid, kryolit
• Natriumfluorid
• Svavelhexafluorid
• Svaveltetrafluorid
• Tellur(IV)-fluorid
• Tellur(VI)-fluorid
• Thallium(I)-fluorid
• Tallium(III)-fluorid
• Tenn(II)fluorid
• Tenn(IV)fluorid
• Zinkfluorid

 

Förekomst

Fluor finns inte som grundämne på jorden, det är alldeles för reaktivt. Det finns dock flera fluorider på jorden. När kalciumfosfat reagerar med svavelsyra för att göra fosforsyra bildas en del fluorvätesyra. Även fluorit kan reageras med svavelsyra för att göra fluorvätesyra. Fluorit förekommer naturligt på jordskorpan i stenar, kol och lera.

 
Fluoritkristaller, fluorets "malm".  

Förberedelse

Fluor framställs normalt genom elektrolys. Vätefluorid löses upp i kaliumfluorid. Denna blandning smälts och en elektrisk ström leds genom den. Detta är elektrolys. Vätgas produceras på ena sidan och fluor på den andra sidan. Om sidorna inte separeras kan cellen explodera.

Någon tillverkade fluor 1986 utan att använda elektrolys. De framställde mangan(IV)fluorid med hjälp av olika kemiska föreningar, som släppte ut fluorgas.

 

Använder

Fluor används för att berika uran för kärnvapen. Det används också för att framställa svavelhexafluorid. Svavelhexafluorid används för att driva ut saker ur en aerosolburk. Det används också för att tillverka integrerade kretsar. Fluorföreningar har många användningsområden. Fluoridjoner finns i fluorföreningar. Fluoridjoner kan finnas i tandkräm. En del används i anti-stickbeläggningar. Freoner innehåller fluor.

 

Säkerhet

Fluor som grundämne är extremt reaktivt och giftigt. Det kan reagera med nästan allt, till och med med glas. Fluor är också giftigt.

Fluoridjoner är något giftiga. Om man äter för mycket tandkräm som innehåller fluorid kan fluoridförgiftning uppstå. Fluorid är dock inte reaktivt.

 

Relaterade sidor

• Kategori:Fluorföreningar
• Förteckning över gemensamma element
• Halogen