Fluors

Fluors
9	; ; ; ; ; 7; 2
	F; 18,9984032 g/mol
	[He]2s22p5
	; Fluora molekulas struktūrformula ar starpatomu attālumu un; fluors sašķidrinātā stāvoklī kriogēnā temperatūrā
Oksidēšanas pakāpes	−1
Elektronegativitāte	3,98
Blīvums	1,696 kg/m3
Kušanas temperatūra	53,53 K (-219,62 °C)
Viršanas temperatūra	85,03 K (-188,12 °C)

Fluors ir ķīmiskais elements ar simbolu F un atomskaitli 9. Visos savienojumos fluors ir vienvērtīgs un tā oksidēšanas pakāpe ir -1. Fluors ir viselektronegatīvākais elements.

Fluors brīvā veidā ir nemetāls, tas ir pieskaitāms pie halogēniem un ir visaktīvākais^[1] no visām vienkāršajām vielām, kā arī ir stipri indīga viela. Normālos apstākļos fluors ir gāzveida viela, kas ir grūti iegūstama tīrā veidā.

Fluora nosaukums ir radies no latīņu un franču valodas vārda fluere, kas nozīmē "tecēšana" vai "plūdums". Pirmo reizi fluors pilnībā tika izolēts 1866. gadā.^[2]

Īpašības[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Fizikālās īpašības[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Fluoru tīrā veidā veido divatomu molekulas, normālos apstākļos tā ir gāze. Fluora blīvums ir 1,696 kg/m³, aptuveni 1,3 reizes lielāks nekā gaisa blīvums. Fluors ir bāli dzeltens, lai gan dažreiz tiek raksturots kā dzeltenzaļš. Tā krāsu var ieraudzīt tikai tad, kad tas atrodas pietiekami koncentrētā stāvoklī kādā caurspīdīgā stikla traukā.

Fluors sašķidrinās 85,03 K (-188,12 °C) lielā temperatūrā. Tad tā krāsa ir spilgti dzeltena. 53,53 K (-219,62 °C) temperatūrā fluors sacietē, veidojot kubiskās singonijas kristālus.

Ķīmiskās īpašības[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Fluors ir viselektronegatīvākais elements, kā arī spēcīgs oksidētājs. Fluors spēj reaģēt ar gandrīz visiem elementiem, izņemot dažas cēlgāzes.

Fluora atmosfērā deg pat tādas stabilas vielas kā ūdens un platīns:

2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂

Pt + 2F₂ → PtF₄

Elektriskās izlādes iedarbībā fluors spēj oksidēt skābekli, veidojot skābekļa fluorīdu OF₂ un dioksidifluorīdu O₂F₂.

Atrašanās dabā[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Fluors dabā brīvā veidā nav sastopams lielās ķīmiskās aktivitātes dēļ. Dabā fluors ir sastopams fluorīdu (fluorūdeņražskābes sāļu) un komplekso fluorīdu (fluorapatīts) veidā. Tam ir tikai viens stabils izotops — fluors-19.^[3]

Izmantošana[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Fluora savienojumus lieto:

urāna bagātināšanā, jo urāna heksafluorīds ir viegli gaistošs šķidrums - tas atvieglo izotopu atdalīšanu;
sēra heksafluorīdu lieto par izolatoru elegāzes slēdžos, jo tam ir labas dielektriskās īpašības;
hlorfluorogļūdeņražus (freonus) lieto par aukstumnesējiem saldēšanas iekārtās, jo tie ir relatīvi maztoksiski, salīdzinot ar amonjaku (tomēr, pēc dažiem pētījumiem, veicina ozona slāņa sairšanu);
fluoru saturošie polimēri parasti ir visai karstumizturīgi (pazīstamākais ir teflons).

1960. gados bija mēģinājumi fluoru lietot par raķešdegvielu, jo fluoram ir liels īpatnējais impulss, taču mēģinājumi beidzās neveiksmīgi, jo fluors ir ļoti korozīvs un degšanas produkti bija ļoti indīgi.

Atsauces[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: fluors

↑ «The Element Fluorine» (angliski). Jefferson Lab. Skatīts: 2012-03-25.
↑ «Fluorine» (angliski). Los Alamos National Laboratory. Skatīts: 2011-10-30.
↑ «Isotopes of the Element Fluorine» (angliski). Jefferson Lab. Skatīts: 2011-08-19.