Atvērt galveno izvēlni

Fluors ir ķīmiskais elements ar simbolu F un atomskaitli 9. Fluors ir nemetāls, tas ir pieskaitāms pie halogēniem un ir visaktīvākais[1] no visiem elementiem, kā arī ir indīga viela. Normālos apstākļos fluors ir gāzveida viela, kas ir grūti iegūstama tīrā veidā. Visos savienojumos fluors ir vienvērtīgs un tā oksidēšanas pakāpe ir -1. Fluors ir viselektronegatīvākais elements.

Fluors
9





7
2
F

18,9984032 g/mol

[He]2s22p5
F-TableImage.svg
Difluorine-2D-dimensions.pngLiquid fluorine tighter crop.jpg
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)

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]

Satura rādītājs

ĪpašībasLabot

Fizikālās īpašībasLabot

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 kubisko singoniju.

Ķīmiskās īpašībasLabot

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 + 2F2PtF4

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

Atrašanās dabāLabot

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]

IzmantošanaLabot

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.

AtsaucesLabot

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