Fluori
| |||||
| Yleistä | |||||
| Nimi | Fluori | ||||
| Tunnus | F | ||||
| Järjestysluku | 9 | ||||
| Luokka | epämetalli | ||||
| Lohko | p | ||||
| Ryhmä | 17, halogeeni | ||||
| Jakso | 2 | ||||
| Tiheys | 0,001696[1][2] · 103 kg/m3 | ||||
| Kovuus | - (Mohsin asteikko) | ||||
| Väri | kelmeän kellanvihreä | ||||
| Löytövuosi, löytäjä | 1886, Henri Moissan | ||||
| Atomiominaisuudet | |||||
| Atomipaino (Ar) | 18,998403163(6)[3] | ||||
| Atomisäde, mitattu (laskennallinen) | 42[1] pm | ||||
| Kovalenttisäde | 71[1] pm | ||||
| Van der Waalsin säde | 147[1] pm | ||||
| Orbitaalirakenne | [He] 2s2 2p5 | ||||
| Elektroneja elektronikuorilla | 2, 7 | ||||
| Hapetusluvut | -I | ||||
| Kiderakenne | kuutiollinen | ||||
| Fysikaaliset ominaisuudet | |||||
| Olomuoto | kaasu | ||||
| Sulamispiste | 53,63[2] K (−219,52 °C) | ||||
| Kiehumispiste | 85,03[1] K (−188,12 °C) | ||||
| Moolitilavuus | 11,202[2] · 10−3 m3/mol | ||||
| Höyrystymislämpö | 3,2698[1][2] kJ/mol | ||||
| Sulamislämpö | 0,26[1][2] kJ/mol | ||||
| Muuta | |||||
| Elektronegatiivisuus | 3,98[1][2] (Paulingin asteikko) | ||||
| Ominaislämpökapasiteetti | 0,824 (F2) kJ/(kg K) | ||||
| Lämmönjohtavuus | (300 K) 0,0279[2] 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
Fysikaaliset ominaisuudet muokkaa
Fluori on huoneenlämmössä kellertävä kaasu. Fluorilla on ominainen haju, jonka pystyy tunnistamaan hyvin alhaisissakin pitoisuuksissa. Ihminen voi tunnistaa hajusta jopa 20 nmol/l pitoisuuden.[4] Sen tiheys on 1,696 g/l eli se on hieman ilmaa raskaampaa. Sen kiehumispiste on noin –188 °C ja sulamispiste –220 °C.[5]
Kemialliset ominaisuudet muokkaa
Fluori kuuluu halogeeneihin. Fluori esiintyy vapaana alkuaineena kaksiatomisena molekyylinä F2. Se on voimakas hapetin.[2] Luonnossa fluori ei kuitenkaan koskaan esiinny hapetusluvulla 0, vaan fluoridina. Fluori on reaktiivisin ja elektronegatiivisin kaikista alkuaineista. Se reagoi muun muassa joidenkin jalokaasujen kanssa sopivissa olosuhteissa. Reagoidessaan veden kanssa fluori räjähtää.[5] Alkuaineista kloori, typpi, happi ja jalokaasut ovat melko kestäviä fluoria vastaan. Reaktiivisuuden takia fluori joudutaan säilyttämään erikoisastioissa, jotka on päällystetty fluorohiiliyhdisteellä.[4] Vedyn kanssa se reagoi muodostaen vetyfluoridia, jonka vesiliuosta kutsutaan fluorihapoksi.[6]
Orgaanisten yhdisteiden fluorauksissa voidaan käyttää monia fluorin eri yhdisteitä. Selektiivisissä fluorauksissa käytetään esimerkiksi koboltti(III)fluoridia (CoF3), nikkeli(IV)fluoridia, uraaniheksafluoridia (UF6) ja ksenonfluorideja.[7]
Yhdisteet muokkaa
Fluori esiintyy yhdisteissä hapetusluvulla -I.[6]
Terveys ja myrkyllisyys muokkaa
Fluori on ihmiselle pieninä määrinä hyödyllistä. Fluori kertyy luihin ja hampaisiin. Se vahvistaa luita muuttamalla kalsiumfosfaatin fluoriapatiitiksi. Fluoridi tekee hammaskiilteen suojaavammaksi. Hammastahnaan lisätäänkin usein fluoridia. Ihminen saa fluoria muun muassa kananmunista, kanasta, sianlihasta, maitotuotteista ja teestä.[8]
Suurina määrinä fluoridi on myrkyllistä ihmisille. Se on erityisen myrkyllistä hengitysteiden pehmytkudokselle. Fluori saattaa aiheuttaa keuhkopöhön.[9] Vetyfluoridi voi reagoida luun kanssa. Se korvaa hydroksidiryhmät luussa muuttaen luun rakennetta. Sen tappava annos ihmisille on 25 ppm viiden minuutin ajan.[4]
Joissakin maissa juomavettä fluorataan hampaiden suojelun takia. Suomessa on kokeiltu juomaveden fluoraamista. Sosiaali- ja terveysministeriön laatuvaatimuksissa veden fluoripitoisuus saa olla korkeintaan 1,5 mg/l. Esimerkiksi Helsingissä puhdistetussa vedessä on fluoridia noin 0,1 mg/l.[10][8]
Isotoopit muokkaa
Fluorin ainoa stabiili isotooppi on 19F. Fluorin radioaktiivinen isotooppi 18F on tärkeä positronien lähde ja sitä tuotetaan hiukkaskiihdyttimillä säteilyttämällä happi-18 isotooppia protoneilla. Sen puoliintumisaika on 110 minuuttia ja se hajoaa ß+-hajoamisella eli positroniemissiolla (97 %) ja osittain myös elektroniseppauksella (3 %) stabiiliksi happi-18 isotoopiksi. 18F-leimattuja radiolääkkeitä käytetään hyväksi lääketieteessä PET-kuvantamisessa.[5]
|
1 osuus kaikesta luonnosta löytyvästä fluoridista. |
Historia muokkaa
Saksalainen fyysikko Georgius Agricola löysi 1500-luvulla fluorisälvän, jota käytettiin metallurgiassa. Sana fluere tarkoittaa virtaamista.[8] Fluorisälpä on todellisuudessa fluoriittia eli kalsiumfluoridia. Sulatetun fluoriitin avulla pystyttiin liuottamaan kiviä. Vuonna 1670 Heinrich Schwanhard huomasi, että jos fluoriittiin lisää happoa, pystyttiin etsaamaan lasia. Nykyään tiedetään, että tällöin syntyy vetyfluoridia, joka liuottaa lasia. Vuonna 1768 Andreas Marggraf antoi selityksen reaktiolle. Marggrafin työstä inspiroituneena ruotsalainen Carl Wilhelm Scheele alkoi tutkia systemaattisesti fluoriitin reaktiota. Scheele huomasi, että kun sekoitti rikkihappoa ja fluoriittia, syntynyt kiinteä jäte sisälsi kalsiumin oksideja. Jos höyryn antoi reagoida veden kanssa, syntyi erilaisia silikaatteja. Kun vesiliuoksesta poisti kiinteän silikaatin, jäi jäljelle fluorihappoa. Vuonna 1822 Jöns Jacob Berzelius löysi fluoria vesinäytteestä, kun hän huomasi, että happokäsitelty vesinäyte reagoi platina-astiassa lasin kanssa.[13]
Suolahapon löydyttyä ymmärrettiin, ettei hapon tarvitse sisältää happea. Vuonna 1810 Humphry Davy esitti, että fluorihappo oli analoginen suolahapolle eli se olisi uuden alkuaineen ja vedyn muodostama yhdiste.[11] Louis Jacques Thénard ja Louis-Joseph Gay-Lussac valmistivat ensimmäisenä väkevää fluorihappoa, joka reagoi nopeasti lasin kanssa sekä aiheutti palovammoja kosketuksessa ihon kanssa. Vuonna 1886 Henri Moissan valmisti ensimmäisenä fluoria elektrolyysin avulla. Moissan sai vuonna 1906 Nobelin kemianpalkinnon löydöstään.[14] Ennen Moissania moni tieteilijä sai pahoja vammoja ja belgialainen Paulin Louyet (1818–1850) kuoli yrittäessään eristää fluoria, mikä johtui sen myrkyllisyydestä ja voimakkaasta pehmytkudoksia syövyttävästä vaikutuksesta. Fluorin eristämisyritykset johtivat myös muutamien patenttien julkaisuun.[13][5]
Toisen maailmansodan aikana fluoria käytettiin uraaniheksafluoridin valmistamiseen. Uraaniheksafluoridia tarvittiin uraanin isotooppien erottamiseen toisistaan. Tämä oli osa Manhattan-projektia, joka johti ydinaseen valmistamiseen.[13]
Esiintyminen ja eristäminen muokkaa
Fluori on maankuoren 13. yleisin alkuaine. Noin 0,06 % (585 ppm)[14] maankuoren massasta on fluoria. Fluori esiintyy luonnossa aina fluoridina. Tärkeitä mineraaleja ovat muun muassa fluoriitti eli kalsiumfluoridi (CaF2), fluoroapatiitti (kalsium fluorofosfaatti, Ca5(PO4)3F) ja kryoliitti (natrium heksafluoroaluminaatti, Na3AlF6). Kryoliittia esiintyy vain Grönlannissa niin paljon, että se on kaupallisesti hyödyllistä jalostaa. Muita tärkeitä fluorimineraalien esiintymisalueita ovat Kiina, Meksiko, Mongolia ja Etelä-Afrikka.[5]
Fluoria valmistetaan yleisesti Moissanin metodilla. Moissanin metodissa vetyfluoridin ja kaliumvetyfluoridin muodostaman seoksen läpi johdetaan sähkövirta. Tällöin anodilla syntyy fluoria ja katodilla vetyä.[5][14] Fluoria voidaan valmistaa myös ilman elektrolyysiä: vuonna 1986 Karl Christe esitteli reaktion fluorin valmistamiselle, mutta sillä ei ole kaupallista hyötyä.[2]
- 2 K2MnF6 + 4 SbF5 → 4 K4SbF6 + 2 MnF2 + 2 F2
Käyttö muokkaa
Suurin osa jalostetusta fluorista käytetään metallien jalostuksessa ja eristyksessä. Fluoriittia käytetään raudan jalostamisessa ja kryoliittia alumiinin valmistamisessa elektrolyyttinä.[6] Uraanin väkevöinti tarvitsee fluorikaasua: uraaniheksafluoridi on kaasumaista, jolloin uraanin eri isotoopit on helpompi erottaa toisistaan. Fluorikaasua voidaan käyttää myös rakettipolttoaineissa, sillä se parantaa monien aineiden palamista. Sitä käytetään myös rikkiheksafluoridin valmistamiseen. Rikkiheksafluoridia käytetään muun muassa sähkötekniikassa.[8][5][11]
Fluoria käytetään fluoridina paljon muun muassa hammastahnoissa. Osa valtioista ja ulkomaiden kaupungeista lisää juomaveteen fluoridia, koska se parantaa hampaiden hyvinvointia.[5] Natriumfluoridia voidaan käyttää hyönteismyrkkynä, jolloin fluoripitoisuus on huomattavasti korkeampi kuin ihmiskäyttöön tarkoitetuissa fluoritableteissa, joissa natriumfluoridi-pitoisuus on Suomessa yleensä 0,1 %.[6]
Fluoria sisältäviä yhdisteitä käytetään paljon polymeeriteollisuudessa. Tunnetuin fluorattu polymeeri on vuonna 1938 kehitetty Teflon eli polytetrafluorieteeni (PTFE), jota käytetään muun muassa avaruustekniikassa sekä paistinpannuissa. Teflon pysyy joustavana myös hyvin kylmissä olosuhteissa. Siihen ei myöskään tartu juuri mikään, mikä tekee siitä hyvän materiaalin paistinpannuja varten.[8] Fluorattuja hiilivetyjä voidaan käyttää myös liukasteina ja laakereissa, sillä niillä on hyvin pieni kitkakerroin.[6] Fluoria on käytetty myös CFC-yhdisteissä, joita on käytetty kylmä- ja ilmastointilaitteissa. Nykyään CFC-yhdisteiden käyttöä on rajoitettu, koska ne ovat haitallisia otsonikerrokselle.[5]
Lääketeollisuus hyödyntää fluorattuja hiiliyhdisteitä. Ne ovat tavallisesti stabiilimpeja kuin fluoraamattomat yhdisteet, jotka saattavat hajota ennen kuin lääke on vaikuttanut halutusti. Ongelmaksi on muodostunut, että jotkin yhdisteet ovat liian pysyviä ja ne kertyvät ympäristössä. Fluorin isotooppia 18F käytetään lääketieteellisessä kuvantamisessa.[11]
Lähteet muokkaa
- F. Albert Cotton, Geoffrey Wilkinson, Carlos A. Murillo, Manfred Bochmann: Advanced Inorganic Chemistry. New York: Wiley-Interscience, 1999. ISBN 0-471-19957-5. (englanniksi)
- N. N. Greenwood & A. Earnshaw: Chemistry of the Elements. Oxford: Elsevier Ltd, 1997. ISBN 978-0-7506-3365-9. (englanniksi)
Viitteet muokkaa
- ↑ a b c d e f g h Technical data for Fluorine periodictable.com. Viitattu 8.3.2016. (englanniksi)
- ↑ a b c d e f g h i Fluorine 3rd1000.com. Viitattu 8.3.2016. (englanniksi)
- ↑ Meija, Juris et al.: Atomic Weights of the Elements 2013 (IUPAC technical report). Pure and Applied Chemistry, 2016, 88. vsk, nro 3, s. 272–274. IUPAC. Artikkelin verkkoversio (pdf). Viitattu 17.12.2016. (englanniksi)
- ↑ a b c Fluorine (T3D0211) t3db.ca. Viitattu 10.3.2016. (englanniksi)
- ↑ a b c d e f g h i Fluorine chemistryexplained.com. Viitattu 8.3.2016. (englanniksi)
- ↑ a b c d e Fluorine infoplease.com. Viitattu 9.3.2016. (englanniksi)
- ↑ Cotton s. 549
- ↑ a b c d e Marko Hamilo: Teflonpannuja jo ennen kuumatkoja 5. kesäkuuta 2007. Helsingin Sanomat. Arkistoitu 11.6.2016. Viitattu 8.3.2016.
- ↑ Fluorin kansainvälinen kemikaalikortti Viitattu 10.3.2016
- ↑ Vedenlaatu 2015 (pdf) Hsy. Arkistoitu 8.3.2016. Viitattu 8.3.2016.
- ↑ a b c d About Fluorine americanelements.com. Viitattu 9.3.2016. (englanniksi)
- ↑ Isotopes of Fluorine (Z=9) Lawrence Berkeley National Laboratory. Arkistoitu 3.6.2015. Viitattu 9.3.2016.
- ↑ a b c Peter Meiers: The discovery of fluoride and fluorine Fluoride History. Viitattu 8.3.2016. (englanniksi)
- ↑ a b c Fluorine chemicool.com. Viitattu 9.3.2016.
Aiheesta muualla muokkaa
- Periodictable: Technical data for Fluorine (englanniksi)
- Webmineral: Mineral Species containing Fluorine (F ) (englanniksi)
- Mindat: The Mineralogy of Fluorine (englanniksi)
- Dr. Duke's Phytochemical and Ethnobotanical Databases: Fluorine (englanniksi)