Fluor

Från Rilpedia

Version från den 6 maj 2009 kl. 05.26 av Jotterbot (Diskussion)
(skillnad) ← Äldre version | Nuvarande version (skillnad) | Nyare version → (skillnad)
Hoppa till: navigering, sök
Wikipedia_letter_w.pngTexten från svenska WikipediaWikipedialogo_12pt.gif
rpsv.header.diskuteraikon2.gif
syre - fluor - neon

F
Cl 
 
F-TableImage.png
Periodiska systemet
Allmänt
Namn, kemiskt tecken, nummer fluor, F, 9
Ämnesklass halogen
Grupp, period, block 17, 2, p
Densitet 1,696 kg/m3 (273 K)
Hårdhet -
Utseende blekt gul gas
F,9.jpg
Atomens egenskaper
Atommassa 18,998403 u
Atomradie (beräknad) 50 (42) pm
Kovalent radie 71 pm
van der Waalsradie 147 pm
Elektronkonfiguration [ He ]2s22p5
e per skal 2,7
Oxidationstillstånd (oxid) −1 (starkt sur)
Kristallstruktur kubisk
Ämnets fysiska egenskaper
Aggregationstillstånd gas
Magnetiska egenskaper icke magnetisk
Smältpunkt 53,53 K (−220 °C)
Kokpunkt 85,03 K (−188 °C)
Molvolym 11,2 ·10- m3/mol
Ångbildningsvärme 3,2698 kJ/mol
Smältvärme 0,2552 kJ/mol
Ångtryck -
Ljudhastighet - m/s vid 293,15 K
Diverse
Elektronegativitet 3,98 (Paulingskalan)
Värmekapacitet 824 J/(kg·K)
Elektrisk ledningsförmåga ___ ·106 S/m (Ω−1·m−1)
Värmeledningsförmåga 0,0279 W/(m·K)
1a jonisationspotential 1681 kJ/mol
2a jonisationspotential 3374,2 kJ/mol
3e jonisationspotential 6050,4 kJ/mol
4e jonisationspotential 8407,7 kJ/mol
5e jonisationspotential 11022,7 kJ/mol
6e jonisationspotential 15164,1 kJ/mol
7e jonisationspotential 17868 kJ/mol
8e jonisationspotential 92038,1 kJ/mol
9e jonisationspotential 106434,3 kJ/mol
Mest stabila isotoper
Isotop Förekomst Halv.tid Typ Energi (MeV) Prod.
18F syntetisk 109,771 min ε 1,656 MeV 18O
19F 100 % 19F, stabil isotop med 10 neutron(er)
SI-enheter & STP används om ej annat angivits

Fluor är ett icke-metalliskt grundämne med atomnummer 9 och kemiskt tecken F, tillhörande gruppen halogener. Fluor är en mycket giftig, blekt gul gas bestående av molekyler (F2). Fluor är det mest reaktiva och elektronegativa av alla grundämnen, och reagerar med alla övriga grundämnen utom de två lättaste ädelgaserna helium och neon. Även vatten brinner med ljus låga i fluoratmosfär. Fluor förekommer därför inte i ren form i naturen.

Innehåll

Historia

År 1670 upptäcktes att glas kunde etsas av en blandning av flusspat (kalciumfluorid) och svavelsyra. Snart förstod man att den syra som bildades innehöll ett okänt grundämne. Nästa problem var att isolera grundämnet. Först år 1886 lyckades detta av Henri Moissan, genom elektrolys av kaliumvätefluorid löst i vattenfri vätefluorid i vätskeform vid −50 °C. Moissan fick 1906 nobelpriset i kemi för sina arbeten med fluor.

Framställning

Fluor framställs industriellt med en metod som i stort sett är Moissans ursprungliga, se ovan.

Användningsområden

Fluor förekommer i föreningar som bland annat används för att skydda mot karies, till exempel natriumfluorid (NaF), en aktiv komponent i fluorsköljningar och tandkräm.

Se även

Personliga verktyg