Sysop: Nahrazení textu

2011-04-10T09:43:37Z

Nahrazení textu

Nová stránka

{| border="1" cellpadding="2" cellspacing="0" align="right" style="margin-left: 0.5em; width: 28em"
| colspan="2" |
{| align="center"
|
| align="center" | [[Kyslík]] – '''Fluor''' - [[Neon]]
|-----
|   '''F''' [[Chlór|Cl]]      
| <div id="table" style="position:relative;">
{{Periodická tabulka}}
<div id="text0" style="font-size:12px; font-weight:normal; position:absolute; top:11px; left:27px;">[He]2s22p5</div>
<div id="text2" style="font-size:10px; position:absolute; top:5px; left:140px;">19</div>
<div id="text3" style="font-size:10px; position:absolute; top:15px; left:146px;">9</div>
<div id="text1" style="font-size:20px; font-weight:bold; position:absolute; top:11px; left:155px;">F</div>
<div id="box2" style="border:solid 1px black; position:absolute; top:10px; left:240px; width:7px; height:9px; overflow:hidden;" />
</div>
<div align="right">[[Periodická tabulka]]</div>
|}
|-----
! colspan="2" bgcolor="#CDCD00" | Obecné
|-----
| [[Seznam chemických prvků podle abecedy|Název]], [[Seznam chemických prvků podle značky|značka]], [[Seznam chemických prvků podle atomového čísla|číslo]]
| Fluor, F, 9
|-----
| [[Skupina prvků|Skupina]]
| [[Halogeny]]
|-----
| [[Skupina periodické tabulky|Skupina]], [[Perioda periodické tabulky|Perioda]], [[Blok periodické tabulky|Blok]]
| [[Halogen|17]], [[Prvek periody 2|2]], [[Blok p|p]]
|-----
| [[Barva|Vzhled]]
|align="center"| nazelenalý plyn [[Soubor:F,9.jpg|150px|]]
|-----
| Hmotnostní část [[zemská kůra|zemské kůry]] || 0,03 %
|-----
| [[Oxidační číslo|Oxidační čísla]] || '''F-I''', F0
|-----
| Počet stabilních izotopů || 1
|-----
! colspan="2" bgcolor="#CDCD00" | Atomové vlastnosti
|-----
| [[Relativní atomová hmotnost]]
| 18,998 403 [[Atomová hmotnostní konstanta|amu]]
|-----
| [[Atomový poloměr]] (vypočten)
| 50 (42) [[pikometr|pm]]
|-----
| [[Kovalentní poloměr]]
| 71 pm
|-----
| [[Iontový poloměr]]
| 133 pm
|-----
| [[Van der Waalsův poloměr]]
| 135 pm
|-----
| Vzdálenost F-F v molekule F2
| 143 pm
|-----
| [[Elektronová konfigurace]]
| [<nowiki></nowiki>[[Helium|He]]]2s22p5
|-----
! colspan="2" bgcolor="#CDCD00" | Fyzikální vlastnosti
|-----
| [[Skupenství]]
| plynné
|-----
| [[Krystalová struktura]]
| kubická
|-----
| [[Hustota]] ([[Mohsova stupnice tvrdosti|tvrdost]])
| 1,696 [[kilogram na metr krychlový|kg/m3]] (—)
|-----
| [[Magnetické vlastnosti]]
| nemagnetický
|-----
| [[Teplota tání]]
| 52,53 [[kelvin|K]] (−218,62 [[Stupeň Celsia|°C]])
|-----
| [[Teplota varu]]
| 85,03 K (−188,12 °C)
|-----
| [[Molární objem]]
| (F2) 11,20 · 10−3 m3/mol
|-----
| [[Skupenské teplo varu]]
| (F2) 6,54 kJ/mol
|-----
| [[Skupenské teplo tání]]
| (F2) 0,510 kJ/mol
|-----
| [[Tlak nasycené páry]]
| 100 [[pascal|Pa]] při 50 K
|-----
| [[Rychlost zvuku]]
| 286 [[metr za sekundu|m/s]]
|-----
| [[Měrná tepelná kapacita]]
| 813 [[joule na kilogram a kelvin|J/(kg · K)]] 824 J/(kg · K) při 25 °C
|-----
| [[Tepelná vodivost]]
| 0,0279 [[watt na metr a kelvin|W/(m · K)]]
|-----
! colspan="2" bgcolor="#CDCD00" | Různé
|-----
| [[Elektrodový potenciál]]
| 2,87 [[volt|V]] (F + e− → F−)
|-----
| [[Elektronegativita]]
| 3,98 ([[Paulingova stupnice]])
|----
| 1. [[Ionizační potenciál]]
| 1 681,0 kJ/mol
|-----
| 2. Ionizační potenciál
| 3 374,2 kJ/mol
|-----
| 3. Ionizační potenciál
| 6 050,4 kJ/mol
|-----
| 4. Ionizační potenciál
| 8 407,7 kJ/mol
|-----
| 5. Ionizační potenciál
| 11 023 kJ/mol
|-----
| 6. Ionizační potenciál
| 15 164 kJ/mol
|-----
| 7. Ionizační potenciál
| 17 868 kJ/mol
|-----
| [[Elektronová afinita]]
| 332,6 kJ/mol
|-----
! colspan="2" bgcolor="#CDCD00" | Izotopy
|-----
| colspan="2" |
{| border="1" cellspacing="0" cellpadding="2" width="100%"
! [[Izotop|izo]]
! [[Přirozený výskyt|výskyt]]
! [[Poločas rozpadu|t1/2]]
! [[Radioaktivní rozpad|rozpad]]
! [[Energie rozpadu|en.]] [[MeV]]
! [[Výsledek rozpadu|výsl.]]
|-----
| 17F
| [[syntetický radioizotop|{syn.}]]
| 64,49 [[sekunda|s]]
| [[Zachycení elektronu|ε]]
| 2,761
| 17[[Kyslík|O]]
|-----
| 18F
| {syn.}
| 109,77 [[minuta|min]]
| ε
| 1,656
| 18O
|-----
| 19F
| '''100 %'''
| colspan="4" align="center" | je [[stabilní izotop|stabilní]] s 10 [[neutron]]y
|-----
| 20F
| {syn.}
| 11,00 s
| [[Rozpad beta|β−]]
| 7,025
| 20[[Neon|Ne]]
|-----
| 21F
| {syn.}
| 4,158 s
| β−
| 5,684
| 21Ne
|-----
|}
|-----
! colspan="2" bgcolor="#CDCD00" | Vlastnosti [[NMR]]
|-----
| colspan="2" |
{| border="1" cellspacing="0" cellpadding="2" width="100%"
! |
! 19F
|-----
| [[Spin jádra]] || 1/2
|}
|-----
! colspan="2" bgcolor="#CDCD00" | Pokud není uvedeno jinak, jsou použity jednotky [[soustava SI|SI]] a [[standardní teplota a tlak|STP]].
|}

'''Fluor''' (latinsky fluor) je [[nekov]]ový [[chemický prvek|prvek]], značně toxický, zelenožlutý [[plyn]], chemicky mimořádně reaktivní, vyznačuje se největší [[Elektronegativita|elektronegativitou]] ze všech prvků [[periodická soustava prvků|periodické soustavy]]. Je nejlehčím [[chemický prvek|prvkem]] z řady [[halogeny|halogenů]]. V historii se ho lidé pokoušeli velmi dlouho získat, ale kvůli jeho vysoké reaktivitě se to podařilo teprve roku 1886 [[Henri Moissan|Henrimu Moissanovi]] elektrolýzou chlazené směsi [[hydrogenfluorid draselný|KHF2]] v [[fluorovodík|HF]]. Za výrobu fluoru získal [[Nobelova cena|Nobelovu cenu]].

Fluor se na Zemi vyskytuje pouze ve sloučeninách a to v nevelkém množství. Nejvýznamnější minerály fluoru jsou [[kazivec]] CaF2 a [[fluorapatit]] Ca5(PO4)3(F, Cl), které se používají k jeho výrobě. Fluor se vyrábí elektrolýzou roztoku [[hydrogenfluorid draselný|KHF2]] v [[fluorovodík|HF]]. Díky extrémní reaktivitě se fluor spotřebovává ihned na místě výroby, kvůli problémům s jeho skladováním.

Ze sloučenin fluoru se nejvíce využívá [[kyselina fluorovodíková]], jako základní průmyslová chemikálie, [[kryolit]], který se používá na snížení teploty tání [[bauxit]]u při výrobě [[hliník]]u a [[fluorid uranový]], který slouží k rozdělení izotopů [[uran (prvek)|uranu]] pro použití v [[jaderná elektrárna|jaderných elektrárnách]]. Fluor se dále využívá na výrobu [[teflon]]u a dalších syntetických organických [[polymer]]ů. Fluor patří také k [[biogenní prvky|biogenním prvkům]]. Vyskytuje se v [[kost]]ech a [[zub]]ech.

== Základní fyzikálně - chemické vlastnosti ==

[[Soubor:Hazard TT.png|left|75px]]
[[Soubor:Hazard C.png|left|75px]]
Fluor je plyn v silné vrstvě zelenožlutý s dráždivým zápachem, který připomíná [[chlorovodík]]. Fluor je extrémně jedovatý a toxický plyn, který leptá dokonce i [[sklo]]. Kapalný fluor má banánově žlutou barvu. [[Disociační enthalpie]] molekuly fluoru je velmi nízká a blíží se disociační enthalpii molekuly [[jod]]u, což se vysvětluje malou pevností vazby v [[molekula|molekule]] fluoru (menší překryv vazebných [[orbital]]ů), což může být způsobeno větším odpuzováním [[atom]]ů fluoru, díky velkému odpuzování volných [[elektronový pár|elektronových párů]]. Ve svých sloučeninách má pouze oxidační číslo F−, velmi vzácně může mít fluor v některých [[komplexní sloučenina|komplexech]] oxidační číslo F0 a opravdu pouze formální [[oxidační číslo]] F+ má v [[kyselina fluorná|kyselině fluorné]]. Pro všechny [[halogen]]y obecně platí, že halogen s menším protonovým číslem (lehčí) je schopen vytěsnit halogen s větším [[protonové číslo|protonovým číslem]] (těžší) z jeho halogenidu. Lehčí halogen přechází v halogenid a těžší halogen z halogenidu v halogen. Fluor vytváří převážně iontové sloučeniny s [[iontová vazba|iontovou vazbou]] a pouze s některými sloučeninami vytváří [[kovalentní vazba|kovalentní vazbu]].

Fluor je '''extrémně reaktivní plyn''', který se ochotně až explozivně slučuje již za studena s [[vodík]]em, [[brom]]em, [[jod]]em, [[síra|sírou]], [[fosfor]]em, [[arsen]]em, [[antimon]]em, [[Bor (prvek)|borem]], [[křemík]]em a s mnoha [[kov]]y. Některé kovy reagují s fluorem za normálních teplot nebo při mírném zahřátí jen na povrchu a vzniklý povlak brání další reakci - [[pasivace]]. Při silnějším zahřívání reakce pokračuje do hloubky a některé kovy, jako [[zinek]], [[cín]] nebo [[hliník]], dokonce vzplanou. Za červeného žáru působí fluor dokonce i na [[zlato]] a [[platinu]]. Působením fluoru na [[voda|vodu]] vzniká [[fluorovodík]] a [[kyslík]], který obsahuje také malé množství [[ozon]]u, za jistých podmínek však působením fluoru na vodu vzniká fluorovodík a [[kyselina fluorná]]. Díky své silné reaktvitě vytěsňuje fluor většinu anionů ze sloučenin a sám přechází v anion - sklo, které je chemickou podstatou [[oxid křemičitý]], reaguje s fluorem za vzniku [[fluorid křemičitý|fluoridu křemičitého]] a kyslíku. Jelikož je fluor extémně reaktivní plyn, není jednoduché jej připravit ani dlouhodobě skladovat.

== Historický vývoj ==

[[Soubor:Fluorite crystals 270x444.jpg|thumb|left|100px|Krystaly fluoritu (CaF2)]]
Nejstarší známá doložená sloučenina fluoru je '''''[[kazivec]]''''' ('''''[[fluorit]]''''') CaF2, který popisuje Georgius Agricola roku 1529 jako [[tavidlo]]. Roku 1670 v [[Norimberk]]u zjišťuje [[H. Schwanhard]], že působením silné [[kyselina|kyseliny]] na kazivec se uvolňují kyselé páry, které leptají [[sklo]] - od této doby se využívá [[fluorovodík]] k uměleckému leptání skla. Roku 1678 popisuje [[J. S. Elsholtz]] při zahřívání kazivce modrobílé světélkování a roku 1750 popisuje [[Johan Gottschalk Wallerius]] stejný jev - v roce 1852 [[George Gabriel Stokes]] navrhuje pro tento jev název [[fluorescence]]. Roku 1768 provádí [[Andreas Sigismund Marggraf]] první chemické pokusy s kazivcem. Roku 1802 našel [[D. P. Morichini]] [[fluoridy]] ve vápenatých fosíliích a v zubech a [[Jöns Jakob Berzelius]] v kostech. [[André-Marie Ampère]] navrhuje 12. srpna 1812 název nového prvku, který je údajně součástí kazivce a kyseliny fluorovodíkové. Návrh byl ''le fluore'' (z latinského ''fleue'' - téci) a poslal jej Humphry Davymu, který ho roku 1813 přijal.

Příprava fluoru se velmi dlouhou dobu nedařila, protože ihned po přípravě plyn zreagoval s vodou nebo se stěnami nádob. Poprvé se fluor podařilo připravit až 26. května 1886 [[Henri Moissan|Henrimu Moissanovi]], který ho připravil [[elektrolýza|elektrolýzou]] chlazeného roztoku kyselého [[fluorid draselný|fluoridu draselného]] KHF2, rozpuštěného v bezvodém kapalném [[fluorovodík]]u v přístroji s [[platina|platinovými]] a [[iridium|iridiovými]] elektrodami ve tvaru U, který byl těsně uzavřen zátkou z [[fluorid vápenatý|fluoridu vápenatého]] CaF2. Vzniklý plyn reagoval s [[křemík]]em za vzniku plamene. Příprava se podařila po 74 neúspěšných letech. Henri Moissan získal za objev fluoru a vynález elektrické peci roku [[1906]] (dva měsíce před svou smrtí) [[Nobelova cena|Nobelovu cenu]].

Roku 1900 vznikly první chemické manufaktury na výrobu '''''[[kryolit]]u''''' Na3[AlF6], který se používá jako tavidlo při výrobě [[hliník]]u. Roku [[1928]] [[Thomas Midgley]], [[A. L. Henne]] a [[R. R. McNary]] připravili [[Freony|freon]] CCl2F2, který je nehořlavý a netoxický plyn, který se začal používat v chladírenském průmyslu. V letech [[1928]] - [[1930]] připravili [[Otto Ruff]] a [[R. Keim]] interhalogenidy fluoru (sloučeniny fluoru s jinými halogenidy) a roku [[1962]] byla připravena poslední interhalogenidní sloučenina [[W. Maya]]ou - ClF5. Roku [[1938]] připravil [[R. J. Plunket]] [[teflon]]. Roku [[1971]] byla poprvé připravena [[kyselina fluorná]] HOF ve vážitelném množství [[S. Rozen]]em.

== Výskyt v přírodě ==

[[Soubor:Cryolite.jpg|thumb|left|250px|Kryolit Na3AlF6]]
[[Soubor:USDA Mineral Flourite 93c3962.jpg|thumb|right|200px|Minerál fluorit neboli kazivec CaF2]]
[[Soubor:Apatite crystals.jpg|thumb|right|200px|Minerál apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH)]]

Fluor se v [[zemská kůra|zemské kůře]] vyskytuje jako 13. nejrozšířenější prvek (na dvanáctém místě je [[mangan]] 1060 ppm a na čtrnáctém místě [[baryum]] 390 ppm). V zemské kůře je fluor přítomen v koncentraci 544 [[Parts per million|ppm]] (mg/kg). Voda oceánů obsahuje pouze přibližně 1 mg F/l, tento nízký obsah je způsoben tím, že většina [[Fluoridy|fluoridů]] je ve vodě nerozpustná. Ani ve [[vesmír]]u není fluor příliš bohatě zastoupen. Předpokládá se, že na jeden [[atom]] fluoru připadá přes 30 milionů atomů [[vodík]]u.

Na [[Země|Zemi]] je fluor přítomen pouze ve formě sloučenin, a to v nepříliš velkém množství. K jeho nejvýznamnějším [[minerál]]ům patří '''''[[fluorit]]''''' (neboli kazivec) CaF2, '''''[[kryolit]]''''' Na3AlF6 a '''''[[fluoroapatit]]''''' Ca5(PO4)3(F, Cl). Kryolit patří k vzácným minerálům, který se ve velkém množství vyskytuje pouze v [[Řecko|Řecku]]. Malé množství fluoru se vyskytuje v '''''[[topas]]u''''' Al2SiO4(OH, F)2, '''''[[sellait]]u''''' MgF2, '''''[[villiaumit]]u''''' NaF, '''''[[bastnezit]]u''''' (Ce, La)(CO3)F, '''''[[carobbiit]]''''' KF, '''''[[frankdicksonit]]''''' BaF2, '''''[[griceit]]''''' LiF, '''''[[tveitit-(Y)]]''''' Ca14Y5F43 a '''''[[zavarickit]]''''' BiOF.

== Výroba ==

Výroba plynného fluoru je technicky značně obtížná a vzhledem k reaktivitě volného fluoru i poměrně riziková. Vzhledem k vysoké [[elektronová afinita|elektronové afinitě]] fluoru lze jeho výrobu uskutečnit pouze [[elektrolýza|elektrolyticky]]. První výroba fluoru se zdařila roku 1886 [[Henri Moissan|Henrimu Moissanovi]], který ho připravil [[elektrolýza|elektrolýzou]] chlazeného roztoku [[hydrofluorid draselný|hydrofluoridu draselného]] KHF2, rozpuštěného v bezvodém kapalném [[fluorovodík]]u v přístroji s [[platina|platinovými]] a [[iridium|iridiovými]] elektrodami ve tvaru U, který byl těsně uzavřen zátkou z [[fluorid vápenatý|fluoridu vápenatého]] CaF2.

Roku [[1919]] vypracoval [[Argo]] nový způsob výroby fluoru. Základem procesu je [[elektrolýza]] taveniny [[hydrofluorid draselný|hydrofluoridu draselného]] KHF2 při 240 °C - 250 °C v elektricky vyhřívané [[měď|měděné]] nádobě, která je zároveň [[katoda|katodou]]. [[Anoda]] je [[grafit]]ová tyč obklopená diafragmou, která zabraňuje přístupu [[vodík]]u k anodě. Roku [[1928]] se při výrobě začal používat [[dihydrofluorid draselný]] KH2F3 namísto [[hydrofluorid draselný|hydrofluoridu draselného]], čímž se snížila teplota taveniny, a měděná nádoba byla nahrazena [[hořčík]]ovou nebo z [[Monelův kov|Monelova kovu]]. Roku [[1936]] zavedl [[L. A. Bigelow]] pro výrobu velmi čistého fluoru výrobu z hydrofluoridu draselného KHF2 při 250 °C v dobře utěsněné [[nikl]]ové nádobě za použití grafitových [[elektroda|elektrod]].

[[Soubor:Elektrolyzér.JPG|right|thumb|300px|Elektrolyzér na výrobu fluoru]]
Dnes se výroba fluoru provádí ve dvou typech [[elektrolyzér]]ů. V prvním se elektrolýza provádí při teplotě 72 °C a elektrolyzuje se [[dihydrofluorid draselný]] KH2F3 a v druhém se elektrolýza provádí při 240 °C a elektrolyzuje se [[hydrofluorid draselný]]. V obou typech se používají negrafitizovatelné kompaktní tyče z uhlíku, které tvoří anody, a oba typy mají plášť z měkké [[ocel]]i, která je zároveň katodou. První typ má několik výhod - uvnitř komor je nižší tlak plynného [[fluorovodík]]u, který se při vyšší teplotě uvolňuje, elektrolyzér má sníženou možnost [[koroze]] a anody mají delší životnost. Plyny vycházející z elektrolyzéru se oddělují krátkou přepážkou nebo diafragmou. Laboratorní elektrolyzéry pracují [[elektrický proud|proudu]] při 10 - 50 [[ampér|A]] a průmyslové elektrolyzéry při proudu 4 000 - 6 000 [[ampér|A]] a napětí 8 - 12 [[volt|V]]. V praxi se používají elektrolyzéry o rozměrech 3*0,8*0,6 m, které obsahují až 1 [[tuna|t]] [[elektrolyt]]u. Za 1 [[hodina|h]] provozu se vyrobí 3 - 4 [[kilogram|kg]] fluoru a ve velkém průmyslovém podniku se vyrobí až 9 tun kapalného fluoru za den.

Celková roční produkce fluoru je v [[Spojené státy americké|USA]] a [[Kanada|Kanadě]] přibližně 5 000 tun, ve [[Spojené království|Velké Británii]] se vyrobí ročně o něco méně fluoru a v [[Česká republika|České republice]] se fluor průmyslově nevyrábí, ale výrobny na menším množství existují. Obtížná není jen výroba fluoru, ale také následné uchování vyrobeného fluoru. Obvykle se používají kovové tlakové nádoby pokryté vrstvou [[teflon]]u, do kterých se vejde objem 2,27 tun kapalného fluoru. Často se však výroba koncipuje tak, aby byl vyrobený fluor co nejrychleji spotřebován přímo na místě výroby, např. při následné organické syntéze.

== Využití ==

Elementární fluor se používá jako surovina v chemickém průmyslu.

V 50. letech [[20. století]] se uvažovalo o využití kapalného fluoru nebo jeho směsi s kapalným [[kyslík]]em jako okysličovadla v kapalinových raketových [[motor]]ech vzhledem k vyššímu dosahovanému [[specifický impuls|specifickému impulsu]]. Problémy s výrobou a skladováním, spolu s jeho nebezpečím pro obsluhu, vedly k tomu, že tato myšlenka byla brzy opuštěna. Přesto v tehdejším [[Sovětský svaz|SSSR]] byly postaveny a vyzkoušeny prototypy motorů pracujících s touto pohonnou látkou. V dnešní době se pro raketové motory velmi intenzivně studují sloučeniny fluoru s [[kyslík]]em a [[dusík]]em.

Fluor se dříve využíval k přípravě těžko dostupných fluoridů a dnes se využívá jako velmi účinné [[oxidační činidlo]]. Většího praktického uplatnění než čistý fluor dosahují jeho sloučeniny:

=== Anorganické sloučeniny fluoru ===

* ''[[Kyselina fluorovodíková]]'' HF, dodávána na trh často jako 40% roztok, leptá a rozpouští [[sklo]] a uplatňuje se proto ve sklářském průmyslu (leptání a matování skla) i při chemických rozkladech odolných silikátových hornin. Reakce čistého [[křemík]]u s fluorovodíkem se využívá v polovodičovém průmyslu k řízenému odleptávání určených vrstev křemíkové matrice. Také je hned po vodě snad nejpoužívanější [[polární rozpouštědlo]]. Používá se též k [[fluorace|fluoraci]] organických sloučenin, výrobu freonů, fluoroplastů,aj.

* ''[[Kryolit]]'' Na3AlF6 podstatně snižuje bod tání oxidu hlinitého ([[bauxit]]u) a je cennou přísadou při elektrolytické výrobě [[hliník]]u.

* ''[[Hexafluorid uranu]]'' UF6 je poměrně snadno těkavá sloučenina a již od [[druhá světová válka|druhé světové války]] ([[1940]]) slouží při metodě difusní separace jako jeden z postupů pro ''oddělování [[izotop]]ů [[uran (prvek)|uranu]]'' 235U a 238U. Na její výrobu hexafluoridu uranu se spotřebuje 70 - 80 % vyrobeného fluoru.

* Velké množství fluoru se spotřebuje na výrobu [[fluorid sírový|fluoridu sírového]] SF6, který se používá jako [[dielektrikum]] a k výrobě fluoračních činidel (ClF3, BrF3, IF3), které se používají k fluoraci při organických syntézách (BF3 je katalyzátorem ve Friedel-Craftsově syntéze,-polymerace alkenů). [[Fluorid wolframový]] WF6 a [[fluorid rhenový]] ReF6 se používají k nanášení tenké kovové vrstvy (metodou CVD) [[wolfram]]u a [[rhenium|rhenia]] na složitě vytvarovné součástky.

=== Organické sloučeniny fluoru ===

[[Soubor:PTFE jacket.JPG|thumb|250px|Výrobky z teflonu]]
Uhlovodíky, v nichž jsou atomy vodíku kompletně nahrazeny atomy halogenů, se vyznačují mimořádnou chemickou stabilitou a nejsou prakticky vůbec toxické. Výroba organických sloučenin fluoru se velmi rychle započala rozvíjet na začátku 20. století.

* První významný úspěch při výrobě sloučenin fluoru byl objev inertních fluorovaných [[olej]]ů, mazacích [[Tuky|tuk]]ů a [[polymer]]ů, které jsou velmi odolné, nehořlavé, netoxické - tedy zcela inertní. Jejich použití je velmi všestranné. Oleje a tuky slouží k mazání namáhaných součástek a ložisek a oleje s vysokými [[měrná tepelná kapacita|měrnými tepelnými kapacitami]] se používají zároveň také jako chladicí kapaliny.

* Polymer, známý pod obchodním názvem ''[[teflon]]'' (chemicky [[polytetrafluorethylen]] <s>[</s>CF2-CF2<s>]</s>n), je mimořádně chemicky a tepelně odolný. Má velmi mnohostranné využití od pokrývání povrchu kuchyňského nádobí po výrobu odolných chemických aparatur pro práci s agresivními médii, nádob pro uchovávání silných [[kyselina|kyselin]] a reaktivních organických sloučenin. Dobrých elektrických izolačních vlastností a tepelné odolnosti teflonu využívá elektrotechnický průmysl. Z teflonu se vyrábějí velmi odolná těsnění pro průmyslové účely i využití v domácnostech.

[[Soubor:CFCs.jpg|right|thumb|200px|Molekuly freonů]]
* ''[[Freony]]'', jsou organické sloučeniny, které vždy obsahují nejméně 2 atomy fluoru a dva další atomy jiného halogenu (nejčastěji [[Chlór|chloru]]) - nejznámější je [[dichlordifluormethan]] CCl2F2. Tyto halogenouhlovodíky dosáhly v posledních několika desetiletích masového uplatnění především v těchto oborech:
** ''Chladírenská technika'', kde nahradily dříve používaný toxický [[amoniak]] nebo [[oxid siřičitý]]. Dodnes jsou freony chladicím médiem desítek milionů [[lednička|chladniček]] i automobilových a bytových klimatizačních jednotek po celém světě.
** ''Výroba přenových hmot'' (pěnový [[polystyren]], pěnový [[polyurethan]] apod.), kde se využívaly jako pěnicí činidlo.
** ''Hnací náplň do sprejů'', především pro svoji zdravotní nezávadnost a nehořlavost.

* Dnes se však z ekologických důvodů produkce freonů celosvětově snižuje.

=== Vliv freonů na životní prostředí ===
Po dlouhou dobu se věřilo, že netečnost freonů jsou zárukou jejich bezpečnosti i při masové výrobě. Teprve v 70. letech 20. století vědci upozornili na jejich možný negativní vliv na [[ozonová vrstva|ozonovou vrstvu]] zemské [[atmosféra|atmosféry]]. V 80. letech 20. století bylo prokázáno, že molekuly freonů, které se tepelnou difuzí postupně dostávají do horních vrstev atmosféry, reagují velmi ochotně s přítomným [[ozon]]em O3 za tvorby obyčejné molekuly [[kyslík]]u O2. Jedna molekula freonu přitom může zlikvidovat až několik tisíc molekul ozonu.<ref>Čestmír Jech: ''V zájmu života ochraňujme ozónovou vrstvu'', [[Děti Země]], Praha [[1992]], ISBN 80-901355-4-4]</ref>

Ozonová vrstva je přitom nezbytná pro existenci pozemského života, protože chrání zemský povrch před dopadem vysoce energetických [[foton]]ů [[Ultrafialové záření|ultrafialového záření]] ze [[Slunce]]. Její oslabování, především v oblasti zemských pólů, dávají vědci do souvislosti především s masovým využitím freonů v minulých 30 až 40 letech.

V současné době proto probíhá intenzivní výzkum s cílem nahradit většinu freonů jinými látkami. Především náplně sprejů se dnes již prakticky plně obejdou bez freonů. V chladírenské technice, která využívá uzavřený cyklus oběhu chladicího média, jsou úniky do atmosféry podstatně nižší. Přesto se i zde hledají jiné, alternativní látky nebo se alespoň využívají takové typy freonů, které mají na ozonovou vrstvu co nejmenší vliv.

== Sloučeniny fluoru ==

Jelikož je fluor schopen tvořit své sloučeniny pouze v jediném oxidačním čísle F-I, je počet jeho [[anorganická sloučenina|anorganických sloučenin]] velmi omezen (jediné kladné [[oxidační číslo]] má fluor v [[kyselina fluorná|kyselině fluorné]], ale zde jde pouze o formální význam tohoto oxidačního čísla). V [[komplexní sloučenina|komplexních sloučeninách]] vystupuje fluor velmi často jako ligand, avšak jeho komplexy nejsou většinou nijak stabilní. Naproti tomu je fluor schopen tvořit velmi mnoho organických sloučenin.

=== Anorganické sloučeniny ===

Fluor nevytváří mnoho anorganických sloučenin. Největší počet jeho sloučenin reprezentují [[fluoridy]], ve kterých dosahují [[atom]]y [[kov]]ů svých maximálních oxidačních čísel (fluoridy jsou popsány u jednotlivých [[chemický prvek|prvků]] s nimiž fluor tvoří sloučeniny). Zvláštní skupinou fluoridů jsou [[interhalogenidy|interhalogenidové]] sloučeniny, což jsou sloučeniny [[halogen]]u s halogeny. Jelikož má fluor nejvyšší hodnotu [[elektronegativita|elektronegativity]] vytváří také několik sloučenin s [[kyslík]]em. Poslední ze sloučenin fluoru, avšak průmyslově nejdůležitější, jsou jeho dvě kyseliny - [[kyselina fluorovodíková]] HF a [[kyselina fluorná]] HOF.

* [[Kyselina fluorovodíková]] HF byla donedávna jedinou známou [[kyselina|kyselinou]] fluoru. Fluorovodík je velmi jedovatý, bezbarvý plyn, který leptá sliznice. Připravuje se zahříváním [[fluorid vápenatý|fluoridu vápenatého]] s koncentrovanou [[kyselina sírová|kyselinou sírovou]]. V zředěných vodných [[roztok|roztocích]] se chová jako středně silná až slabá kyselina, avšak koncentrovaná je téměř stejně silná jako [[kyselina sírová]]. Molekula HF je velmi malá a stává se, že při neopatrném potřísnění kůže difunduje kyselina fluorovodíková tkáněmi až ke kostem, které chemicky napadá a neopatrný chemik pocítí po několika hodinách velmi nepříjemnou a úpornou bolest kosti. Se všemi [[kov]]y tvoří kyselina fluorovodíková soli ''[[fluoridy]]''. Soli kyseliny fluorovodíkové jsou nejhůře rozpustné ze všech halogenidů, čehož se využívá v [[analytická chemie|analytické chemii]] i v průmyslovém měřítku k separaci těchto látek ze směsi s ostatními kovy.

* [[Kyselina fluorná]] HOF neboli monofluorovaná voda je doposud nejzajímavější, ale stále ještě málo známá látka. Je to pevná krystalická látka, která se samovolně rozkládá za vzniku [[fluorovodík]]u a kyslíku, proto je nutné ji ihned po výrobě zužitkovat. Je to jedno z nejlepších oxidačních činidel, které není destruktivní. Při oxidacích se z [[kyselina fluorná|kyseliny fluorné]] odštěpuje [[kyslík]] a vzniká [[fluorovodík]]. Kyselina fluorná se připravuje zaváděním plynné směsi z 10% fluoru a 90% [[dusík]]u do [[acetonitril]]u obsahujícího [[voda|vodu]]. [[Acetonitril]] CH3CN je zde netečný a fluor reaguje s [[voda|vodou]] za vzniku [[kyselina fluorná|kyseliny fluorné]] a [[kyselina fluorovodíková|kyseliny fluorovodíkové]].<ref>S. Rozen: Eur. J. Org. Chem. 2005, 2433</ref>

* Protože fluor jako jediný prvek vykazuje větší elektronegativitu než [[kyslík]], tvoří s ním několik [[Fluoridy|fluoridů]], v nichž se kyslík vyskytuje v mocenství O2+, O+ nebo zlomkových [[oxidační číslo|oxidačních číslech]] (např. OF2, O2F2, O4F2, O5F2, O6F2. [[Difluorid kyslíku]] OF2 je jedovatý plyn, který se připravuje zaváděním fluoru do vodného roztoku [[hydroxid sodný|hydroxidu sodného]]. [[Difluorid dikyslíku]] O2F2 je slabě hnědá plynná látka, která se za normální teploty rozkládá na [[kyslík]] a fluor, připravuje se přímým slučováním fluoru a kyslíkem za [[doutnavý výboj|doutnavého výboje]].

* Podobně dokáže fluor jako jediný vytvářet nestálé sloučeniny s [[vzácný plyn|vzácnými plyny]] [[argon]]em, [[krypton]]em, [[xenon]]em a [[radon]]em.

* Fluor vytváří velké množství [[interhalogenové sloučeniny|interhalogenních sloučenin]]. Interhalogeny jsou sloučeniny [[halogen]]ů s halogeny (v tomto případě fluoru s jinými halogeny). S [[Chlór|chlorem]] vytváří [[fluorid chlorný]] ClF, [[fluorid chloritý]] ClF3,[[fluorid chlorečný]] ClF5, kationt fluorido dichlorný Cl2F, kationt tetrafluorido chlorečný ClF4+ a kationt hexafluorido chloristý ClF6+, s [[brom]]em [[fluorid bromný]] BrF, [[fluorid bromitý]] BrF3, [[fluorid bromičný]] BrF5, kationt tetrafluorido bromičný BrF4+ a kationt hexafluorido bromistý BrF6+ a s [[jód]]em [[fluorid jodný]] IF, [[fluorid joditý]] IF3, [[fluorid jodičný]] IF5, [[fluorid jodistý]] IF7, kationt tetrafluorido jodičný IF4+ a kationt hexafluorido jodistý IF6+. Nejstálejší interhalogenidy tvoří fluor s jodem a nejméně stabilní s chlorem, stbilita těchto sloučenin také klesá se zvětšujícím se oxidačním číslem kationtu. Tvar molekul interhalogenidů se řídí pravidly [[VSEPR]] a elektronegativitou substituentů (např. tvar molekuly ClF3 je tvaru '''T''', BrF5 tvaru [[tetragonální pyramida|tetragonální pyramidy]] a IF7 tvaru [[pentagonální bipyramida|pentagonální bipyramidy]]). Interhalogenidy fluoru se chovají jako volný fluor - mají silné oxidační a fluorační účinky a vystupují jako [[Lewisova kyselina|Lewisovy kyseliny]].

* Kromě interhalogenidních sloučenin je fluor schopen tvořit také [[oxid]]y interhalogenidních sloučenin (popř. je lze nazývat [[fluoridy oxokyselin]]) s ostatními halogeny. Například s [[Chlór|chlorem]] vytváří fluor [[fluorid-oxid chloritý]] ClOF, [[fluorid-dioxid chlorečný]] ClO2F, [[fluorid-trioxid chloristý]] ClO3F, [[trifluorid-oxid chlorečný]] ClOF3, [[trifluorid-dioxid chloristý]] ClO2F3. Tvar molekul se řídí teorií [[VSEPR]].

=== Organické sloučeniny ===
[[Soubor:Antarcitc_ozone_layer_2006_09_24.jpg|thumb|Modrofialová označuje [[ozonová díra|ozonovou díru]] nad [[Antarktida|Antarktidou]] v září 2006]]

[[Organická sloučenina|Organické sloučeniny]] fluoru se v přírodě téměř nevyskytují a jsou výsledkem chemické syntézy. Mezi nejznámější patří:
* [[Polymer]]ní '''polytetrafluorethylen''' ([[teflon]]) o vzorci F-(-CF2-)2''n''-F, polymerní [[Uhlovodíky|uhlovodík]], v němž jsou všechny atomy vodíku nahrazeny fluorem.
* '''[[Freony]]''' - řada plynných nebo [[kapalina|kapalných]] látek, které obsahují jeden až pět atomů uhlíku a jejichž vodíkové atomy jsou substituovány fluorem, [[Chlór|chlorem]] a někdy také [[brom]]em. Bývají též označovány zkratkou ''CFC'' (z [[angličtina|angl.]] ''chlorofluorocarbon'').Vzhledem ke schopnosti narušovat [[ozonosféra|ozonovou vrstvu]] [[Země]] je jejich použití regulováno [[Montrealský protokol|Montrealským protokolem]].
* '''[[PFOS|Perfluoroktansulfonan]] (PFOS)''' - používá se pro výrobu teflonu nebo jako látka ovlivňující povrchové napětí. V roce [[2009]] byl zařazen na černou listinu [[Stockholmská úmluva|Stockholmské úmluvy]] o [[Perzistentní organická látka|perzistentních organických látkách]].<ref>[[Miroslav Šuta]]: [http://suta.blog.respekt.cz/c/79200/Stockholmska-umluva-Tucet-spinavcu-dostal-9-novych-partaku.html Stockholmská úmluva: Tucet špinavců dostal 9 nových parťáků], respekt.cz, 10.5.2009</ref>

== Biologický význam ==

[[Soubor:MandibularLeftFirstMolar08-15-06.jpg|thumb|right|250px|Zuby]]
Přestože fluor není klasickým [[biogenní prvek|biogenním prvkem]], je známo, že jeho příjem je žádoucí především pro vývoj zdravých [[zub]]ů. Některé zubní pasty proto mají záměrně zvýšený obsah sloučenin fluoru ([[fluorid sodný]], [[aminfluoridy]], [[fluorofosforečnany]]). Přípustné množství fluoru je 1 [[ppm]], při koncentraci 2-3 ppm na zubech vznikají hnědé skvrny. Při jednorázovém požití 150 mg [[fluoridu sodného]] NaF může dojít k nevolnosti, zvracení, průjmu a akutní bolesti břicha, po požití vápenatých iontů (např. mléka ve kterém jsou) tyto problémy velmi rychle mizí. Dále stimuluje fyziologické pochody (tvorba organických sloučenin v [[játra|játrech]] a [[ledvina|ledvninách]], zprostředkuje vazbu [[fosforečnan vápenatý|fosforečnanu vápenatého]] ve tkáních).

Kromě toho byly činěny pokusy o umělé zvyšováni obsahu fluoru v [[pitná voda|pitné vodě]] (tzv. fluorování vody) s poměrně diskutabilními výsledky. Fluoridový anion je protoplasmatický jed, zasahující do funkce [[enzym]]ů, neurotoxický a váže ionty [[vápník]]u a při zvýšeném množství způsobuje fluorozu [[kost]]í a [[zub]]ů (bílé, žluté, černé skvrny na zubech). Především americké university před 40 lety prokázaly přínos fluoru v ionizovaném stavu, dnes se téměř výhradně používá prevence lokální (výplachy a laky, pečetění fisur). Vznik fluorhydroxyapatitu (pentahydrát) vytváří pro agresivní prostředí dutiny prostředek, jak zabránit útoku organických kyselin na [[sklovina|sklovinu]] ([[hydroxyapatit]] je po dekarboxylaci disociován s fluorem). Rozpustnost sloučeniny je 10−3krát nižší. Ke stejné prevenci patří i zubní pasty s [[fluoridy]] (aminfluorid užívá jediný výrobce na světě, všechny ostatní natrium fluoratum, fluorofosforečnany vznikají v 8 nm vrstvě zubního plaku, [[fluorid cínatý]] a podobné látky jsou již obsoletní).<ref>YUAN, H.; YANG Z.; LI Y.; ZHANG X.; BRUIJN J.D.; DEGROOT K. ''Osteoinduction by calcium phosphate biomaterials''</ref><ref>PARK, J.B. ''Biomaterials Science and Engineering'', Plenum Press, New York, 1984</ref>

== Reference ==
<references/>
== Literatura ==
* Cotton F.A., Wilkinson J.:Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha [[1973]]
* Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha [[1974]]
* Heinrich Remy, ''Anorganická chemie'' 1. díl, 1. vydání [[1961]]
* N. N. Greenwood - A. Earnshaw, ''Chemie prvků'' 1. díl, 1. vydání [[1993]] ISBN 80-85427-38-9
== Externí odkazy ==
* [http://home.tiscali.cz/~cz382002/slouc/index.html Periodická soustava a tabulka vlastností prvků]
* [http://chemie.gfxs.cz/index.php?pg=tabulka_seznam Chemický vzdělávací portál ]
* [http://www.webelements.com/ WebElements (anglicky)]
* [http://www.tabulka.cz/Periodická tabulka prvků ]

{{Tabulka prvků}}{{Dobrý článek}}
{{Commonscat|Fluorine}}{{Článek z Wikipedie}}
[[Kategorie:Fluor]]
[[Kategorie:Chemické prvky]]
[[Kategorie:Halogeny]]

Fluor - Historie editací

Sysop: 1 revizi

Sysop: Nahrazení textu