Objaviteľ: Henri Moissan (1886)
Pomenoval: Humphry Davy
T. topenia
-219.67 °C
T. varu
-188.12 °C
Kľúčové vlastnosti
Atómová hmotnosť
18.9984 u
Atómový polomer
50 pm
Hustota
1.696 kg/m³
Elektronegativita
3.98
Ionizačná energia
1681.0 kJ/mol
Elektrónová afinita
328.165 kJ/mol
Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
Načítavajú sa molekulárne štruktúry...
Základná charakteristika
- Názov navrhol André-Marie Ampère (1812), ale prvok ako taký objavil a izoloval až Henri Moissan v roku 1886.
- Za normálnych podmienok je to svetložltý plyn (F₂) s dráždivým zápachom, najľahší halogén.
- Je prvkom s najvyššou elektronegativitou (3,98 Pauling) a patrí medzi prvky s najmenším atómovým polomerom (50 pm).
- Má jednu z najnižších teplôt topenia (-219,67 °C) a varu (-188,12 °C).
- Je najreaktívnejším zo všetkých chemických prvkov; reaguje explozívne alebo veľmi prudko s väčšinou látok, vrátane vody a vodíka (aj v tme a chlade).
- V prírode sa vyskytuje výlučne vo forme zlúčenín, hlavne v mineráloch ako fluorit (CaF₂), kryolit (Na₃AlF₆) a fluorapatit.
- Jeho výroba je náročná, zvyčajne elektrolýzou roztavenej zmesi fluoridu draselného (KF) a fluorovodíka (HF).
- V zlúčeninách má výhradne oxidačné číslo -I (fluoridy).
- Používa sa pri výrobe fluóropolymérov (napr. Teflón), fluoridu uránového (UF₆) na obohacovanie uránu pre jadrové elektrárne.
- Zlúčeniny fluóru sa využívajú na fluoridáciu pitnej vody a v zubných pastách na prevenciu zubného kazu; v minulosti sa používali aj ako chladivá (freóny).
Minerály a zlúčeniny fluóru link
Hlavným zdrojom je minerál fluorit (CaF₂), dôležitý je aj kryolit (Na₃AlF₆) a fluorapatit (Ca₅(PO₄)₃F).
Kľúčovou anorganickou zlúčeninou je fluorovodík (HF). Jeho vodný roztok, kyselina fluorovodíková, je síce slabá kyselina (kvôli silnej väzbe H-F a vodíkovým mostíkom), ale je známa svojou schopnosťou leptať sklo.
Z anorganických solí sú bežné fluoridy, napríklad fluorid sodný (NaF), používaný v zubných pastách a na fluoridáciu vody. Fluór reaguje aj so vzácnymi plynmi za vzniku fluoridov xenónu (napr. XeF₂, XeF₄, XeF₆).
Fluorovodík link
Fluorovodík (HF) je bezfarebný plyn alebo kvapalina, ktorý vzniká priamou reakciou vodíka s fluórom. Je to jediný halogénovodík, ktorý pri bežných podmienkach kondenzuje na kvapalinu. Pripravuje sa reakciou fluoritu s kyselinou sírovou:
\( \ce{CaF2(s) + H2SO4(\text{konc.}) ->[\text{t}] CaSO4(s) + 2HF(g)} \)
Vodný roztok fluorovodíka, kyselina fluorovodíková dokáže leptať sklo (reaguje s SiO₂):
\( \ce{SiO2(s) + 4HF(aq) -> SiF4(g) + 2H2O(l)} \)
Používa sa ďalej v chemickom priemysle na výrobu organických fluorovaných zlúčenín a pri rafinácii kovov.
Kyselina fluorovodíková (HF) patrí medzi slabé kyseliny, pretože sa vo vode nedisociuje úplne – tvorí len málo voľných H⁺ iónov. Napriek tomu je mimoriadne reaktívna, pretože fluoridový ión (F⁻) silno reaguje s oxidom kremičitým (SiO₂), ktorý tvorí sklo. Vďaka tejto reakcii dokáže HF sklo rozleptať, napriek tomu, že ju podľa Brønstedovej definície zaraďujeme medzi slabé kyseliny.
Fluoridy kyslíka link
Fluór tvorí s kyslíkom zlúčeniny, kde má kyslík kladné oxidačné číslo. Najznámejší je fluorid kyslíka (OF₂), jedovatý plyn so silnými oxidačnými vlastnosťami. Vzniká reakciou fluóru s roztokom NaOH.
\( \ce{2F2(g) + 2NaOH(aq) -> OF2(g) + 2NaF(aq) + H2O(l)} \)
