Fluori

Wikipedia
Loikkaa: valikkoon, hakuun
HappiFluoriNeon


F

Cl  
 
 
F-TableImage.png
Yleistä
Nimi Fluori
Tunnus F
Järjestysluku 9
Luokka epämetalli
Lohko p
Ryhmä 17, halogeeni
Jakso 2
Tiheys 0,0017×103 kg/m3
Kovuus - (Mohsin asteikko)
Väri kelmeän kellanvihreä
Löytövuosi, löytäjä 1886, Henri Moissan
Atomiominaisuudet
Atomipaino 18,9984032[1] amu
Atomisäde, mitattu (laskennallinen) 50 (42) pm
Kovalenttisäde 71 pm
Van der Waalsin säde 147 pm
Orbitaalirakenne [He] 2s2 2p5
Elektroneja elektronikuorilla 2, 7
Hapetusluvut -I
Kiderakenne kuutiollinen
Fysikaaliset ominaisuudet
Olomuoto kaasu
Sulamispiste 53,53 K (−219,62 °C)
Kiehumispiste 85,03 K (−188,12 °C)
Moolitilavuus 11,20×10−6 m3/mol
Höyrystymislämpö (F2) 6,62 kJ/mol
Sulamislämpö (F2) 0,510 kJ/mol
Höyrynpaine 100 Pa 50 K:ssa
Muuta
Elektronegatiivisuus 3,98 (Paulingin asteikko)
Ominaislämpökapasiteetti 0,824 (F2) kJ/kg K
Lämmönjohtavuus (300 K) 0,0277 W/(m×K)
CAS-numero 7782-41-4
Tiedot normaalilämpötilassa ja -paineessa

Fluori on halogeeneihin kuuluva alkuaine, jonka kemiallinen merkki on F (lat. fluor), järjestysluku 9 ja CAS-numero 7782-41-4. Esiintyessään vapaana alkuaineena se on myrkyllinen, kalpean kellanvihreä, pistävänhajuinen kaasu. Fluori on kemiallisesti kaikkein reaktiokykyisin alkuaine, ja vastaavasti sen metallisuolat ovat kaikkein vakaimpia.

Ominaisuudet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Nestemäinen fluori on väriltään kellertävää.

Puhdas fluori on hyvin voimakas hapettava aine. Se on reaktiivisin ja elektronegatiivisin kaikista alkuaineista, ja se yhdistyy jopa jalokaasuihin ksenoniin ja radoniin, ja jossa jopa vesi, lasi ja monet metallit syttyvät palamaan. Fluoria verraten hyvin kestäviä ovat kupari, teräs, nikkeli ja iridium sekä happi, kloori ja typpi.

Fluoria ja vetyfluoridia (HF) täytyy käsitellä suurella varovaisuudella, ja kaikkea kosketusta silmän ja ihon kanssa on tiukasti vältettävä. Fluori ja fluoridit ovat hyvin myrkyllisiä.

Historia[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Muutamat fluorin yhdisteet ovat olleet tunnettuja jo satoja vuosia sitten. Vuonna 1530 ilmestyneessä teoksessaan Georgius Agricola mainitsi fluorspar-nimisen aineen, jolla tarkoitettiin kalsiumfluoridia eli fluoriittia ja jota käytettiin metallurgiassa[2]. Vuonna 1670 Schwanhard havaitsi, että lasia voitiin etsata aineella, jota saatiin käsittelemällä fluoriittia jollakin hapolla. Nykyisin tämän aineen tiedetään olleen vetyfluoridia. Sen ominaisuuksia tutkivat myöhemmin monet kemistit kuten Carl Wilhelm Scheele ja monet myöhemmät tutkijat kuten Humphry Davy, Caroline Menard, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier ja Louis Thénard.

Jo 1800-luvun alussa kemistit päättelivät, että fluoriitti ja siitä saatu vetyfluoridi sisälsivät erästä tuntematonta alkuainetta. Myös Mendelejev sisällytti sen vuonna 1869 laatimaansa alkuaineiden jaksolliseen järjestelmään. Fluorin eristäminen vapaana alkuaineena osoittautui kuitenkin sen suuren reaktiivisuuden vuoksi erittäin hankalaksi. Sen eristäminen on mahdollista vain elektrolyysin avulla, ja useimmissa tapauksissa se silloinkin reagoi välittömästi jonkin muun aineen kanssa. Sitä yrittivät 74 vuoden ajan monet tutkijat, mutta vasta vuonna 1886 ranskalainen kemisti Henri Moissan onnistui siinä.[3] Jotta fluori ei välittömästi reagoinut minkään muun aineen kanssa, oli elektrolyyttinä käytettävä kalsiumfluoridin vetyfluoridiliuosta ja elektrodit olivat platinaa. Tästä keksinnöstään Moissan sai Nobelin kemianpalkinnon vuonna 1906. Fluorin eristäminen vetyfluoridista on erittäin vaarallista, ja ennen Moissania monet sitä yrittäneet tutkijat olivat sen vuoksi kuolleet tai menettäneet näkönsä.

Suuremmassa määrin vapaata fluoria eristettiin vasta toisen maailmansodan aikana Manhattan-projektissa. Atomipommin valmistaminen edellytti, että uraanin isotooppi U-235 oli saatava eristetyksi. Tämä kävi päinsä, kun onnistuttiin valmistamaan uraaniheksafluoridia (UF6), kaasumaista uraaniyhdistettä, josta eri isotoopit voitiin erottaa toisistaan kaasudiffuusion avulla.

Yhdisteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Fluori muodostaa monia hyvin erilaisia yhdisteitä. Fluoriatomi on pieni ja sen sidoksissa on taipumusta kovalenssiin (vrt. litium), mutta toisaalta se on äärimmäisen elektronegatiivinen ja hapettava. Esimerkiksi fluorivetyhappo on erittäin vaarallinen syövyttävä myrkky, kun sen sijaan synteettisissä lääkkeissä, joissa on fluorilla substituoitu aromaattinen rengas, fluori on reagoimaton ja estää toksikaation.

Hapettimena fluori on voimakkain tunnettu, ja alkuaineena se voi jo toimia hapettimena kuten happi. On olemassa vieläkin voimakkaampi hapetin klooritrifluoridi, joka pystyy polttamaan vettä ja hiekkaa, jotka ovat heikomman hapettimen eli hapen yhdisteitä.

Fluoridit[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Fluoridi-ioni on vesiliuoksessa emäksinen, ja siksi fluoridisuolojen vesiliuokset ovat emäksisiä. Vesi on kuitenkin osallisena, koska jos liuotin vaihdetaan vähemmän emäksiseen, kuten laimentamattomaan etikkahappoon, fluorivetyhapon havaitaan olevan voimakkain halogeenien hapoista (vetykloorihappo jne.). Fluoridi on Lewis-emäksinen ja sitoutuu voimakkaasti tiettyihin aineisiin kuten kalsiumiin ja piihin. Fluorivetyhapolla esimerkiksi poistetaan silyylisuojaryhmiä. Fluoridi-ioni on myrkyllinen.

Fluoridi-ioni muodostaa vakaita suoloja useiden metallien kanssa. Monet niistä ovat veteen liukenemattomia. Esimerkiksi kalsiumfluoridi ei liukene veteen, toisin kuin runsasliukoinen kalsiumkloridi.

Fluorin jalokaasuyhdisteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Fluori oli myös ensimmäinen aine, joka saatiin muodostamaan yhdisteitä jalokaasujen kanssa (jalokaasuyhdiste): ensimmäinen oli Neil Bartlettin vuonna 1962 valmistama ksenonheksafluoroplatinaatti XePtF6. Ksenonfluorideja tunnetaan kolme, ksenonin di-, tetra-, ja heksafluoridi. Myös radon-, ja kryptonfluorideita on valmistettu, ja suomalainen Markku Räsäsen tutkijaryhmä on onnistunut valmistamaan myös argonin yhdistettä argonfluorihydridiä, joka kuitenkin hajoaa yli −256 °C:ssa.

Fluorin ja hiilen yhdisteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Fluori-hiili -sidos on erittäin vakaa ja kovalentti. Käytännössä orgaanisessa rakenteessa vedyn voi korvata fluorilla ilman reaktiivisuuseroja. Esimerkiksi CFC-yhdisteet, joita aikoinaan käytettiin muun muassa aerosolipulloissa, ovat hiilen, fluorin ja kloorin yhdisteitä. Niiden käytöstä on kuitenkin luovuttu, koska niiden on todettu tuhoavan ilmakehän otsonikerrosta.

Suurimolekyyliset hiilen ja fluorin yhdisteet ovat yleensä kiinteitä aineita. Tyypillinen esimerkki on fluorihiili PTFE eli kauppanimeltään Teflon, joka on niin lämmönkestävä, että sitä käytetään paistinpannujen pinnoitteena.

Organofluoriyhdisteitä voi turvallisesti käyttää sellaisiin käyttötarkoituksiin kuten lääkkeiksi, ilman että niistä vapautuisi myrkyllistä fluoridi-ionia. Synteettisissä lääkkeissä fluoria käytetään elektronegatiivisena aineena ja toksikaation estämiseen. Toksikaatiosta esimerkki on se, kun aromaattisen renkaan para-asema reagoi elimistössä entsyymireaktion kautta myrkylliseksi epoksidiksi. Kun para-asemaan vaihdetaan vedyn sijaan fluori, se ei enää reagoi, ja myrkyn muodostuminen estyy.

Käyttö[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Imeskeltävät fluoritabletit parantavat hammaskiillettä korvaamalla hampaan pinnalta pois kuluneita hydroksidi-ioneja.

Fluoria käytetään monien orgaanisten fluoriyhdisteiden valmistuksessa, teflonmuovin valmistuksessa, vetyfluoridina (HF) lasin syövytyksessä, hyönteismyrkyissä, hammastahnoissa sekä ydinteknologiassa uraanin isotooppien erottamiseen. Uraani saadaan kaasumaiseksi liittämällä se fluoriin uraaniheksafluoridiksi (UF6), josta tärkeä kevyempi uraani-isotooppi U-235 erotetaan kaasudiffuusiolla tai kaasusentrifugeilla.

Fluoria valmistetaan fluorimineraaleista, kuten fluoriitista, kryoliitista, apatiitista sekä useista silikaattimineraaleista.

Ihmisen terveys[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Fluoridi-ioneina fluori on ihmiselle pieninä määrinä hyödyllistä, sillä se vahvistaa hammaskiillettä ja auttaa sen muodostumista. Tällöin fluori-ionit korvaavat kiilteessä hydroksidi-ioneita. Hammastahnoihin usein lisätäänkin natriumfluoridia (NaF). Joissakin maissa myös juomaveteen lisätään fluoria kansan hammasterveyden edistämiseksi. Suuret annokset (> 5 mg/painokilo) voivat kuitenkin olla hengenvaarallisia ja vaativat välitöntä hoitoa. Kuopiossa lisättiin vesijohtoveteen fluoridia vuoteen 1992 saakka enimmillään 1,2 mg/l. EU:n talousvedelle asettama laatuvaatimuksen raja-arvo on 1,5 mg/l.

Suomalaiset vesilaitokset eivät lisää talousveteen fluoria. Esimerkiksi Helsingin talousveden luontainen fluoripitoisuus juomavedessä on n. 0,1 mg/l.[4] Näin pienillä pitoisuuksilla ei juomavedellä ole positiivisia terveysvaikutuksia eli se ei ehkäise kariesta. Suomessa korkea juomaveden fluoripitoisuus on alueellinen maaperän laadusta johtuva ongelma ja korkeita fluoripitoisuuksia saattaa esiintyä pohjavesissä, ei pintavesissä.

Lähteet[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

  1. Michael T. Wieser & Tyler B. Coplen: Atomic Weights of the Elements 2009 (IUPAC technical report). Pure and Applied Chemistry, 2011, 83. vsk, nro 2. IUPAC. Artikkelin verkkoversio Viitattu 16.4.2011. (englanniksi)
  2. Fluoride History Discovery of fluorine
  3. http://gallica.bnf.fr/ark:/12148/btp6k3058f/f1541.chemindefer Henri Moissan: Action d'un courant électrique sur l'acide fluorhydrique anhydre, Comptes rendus hebdomaires des séances de l'Académie des scienses, n:0 102/1886, sivut 1543-1544
  4. Veden laatu pääkaupunkiseudulla

Aiheesta muualla[muokkaa | muokkaa wikitekstiä]

Commons
Wikimedia Commonsissa on kuvia tai muita tiedostoja aiheesta Fluori.