Vilket av följande ämnen är mest elektronegativt

Fluor
Flytande fluor nära kryogeniska temperaturer. Emissionsspektrum
Generella egenskaper
Relativ atommassa	18,998403163(6)[1][2]u
Utseende	Blekt citrongul inom sin gasform
Fysikaliska egenskaper
Densitet nära 0 °C samt 101,325 kPa	1,696 g/L
– flytande, nära kokpunkten	1,505 g/L
Aggregationstillstånd	Gas
Smältpunkt	53,48 K (−219,67 °C)
Kokpunkt	85,03 K (−188,11 °C)
Trippelpunkt	53,48 K (−219,67 °C) 90 kPa
Kritisk punkt	144,41 K (−128,74 °C) 5,1724 MPa
Molvolym	11,2 × 10−6m³/mol
Smältvärme	0,2552 kJ/mol
Ångbildningsvärme	6,32[4]kJ/mol
Molär värmekapacitet	Cp: 31J/(mol × K) Cv: 23J/(mol × K)
Tr. (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k Te. (K) 38 44 50 58 69 85
Atomära egenskaper
Atomradie	50 pm
Kovalent radie	71 pm
van der Waalsradie	135 pm
Elektronaffinitet	328 kJ/mol
Jonisationspotential	Första: 1 681 kJ/mol Andra: 3 374,2 kJ/mol Tredje: 6 050,4 kJ/mol Fjärde: 8 407,7 kJ/mol (Lista)
Elektronkonfiguration
Elektronkonfiguration	[He] 2s2 2p5
e− per skal	2, 7
Kemiska egenskaper
Oxidationstillstånd	−1
Oxider (basicitet)	(starkt sur)
Elektronegativitet	3,98 (Paulingskalan) 4,193 (Allenskalan)
Normalpotential	2,87 V(F + e− → F−)
Diverse
Kristallstruktur	Kubisk
Ljudhastighet	286 m/s
Värmeledningsförmåga	0,02591W/(m × K)
Magnetism	Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet	−1,2 × 10−4
Brytningsindex	1,000195[11]
Identifikation
CAS-nummer	7782-41-4
EG-nummer	231-954-8
Pubchem	24524
RTECS-nummer	LM6475000
Historia
Namnursprung	Från latinfluere, ”att flyta”.[12][13]
Upptäckt	André-Marie Ampère (1810)
Första isolation	Henri Moissan (26 juni 1886)
Namngivare	Humphry Davy
Stabilaste isotoper
Säkerhetsinformation
Säkerhetsdatablad: Extern data
H-fraser	H330, H270, H314, H280
EUH-fraser	EUH071
P-fraser	P260, P280, P244, P220, P304+340, P303+361+353[källa behövs]
R-fraser	R8, R26, R35
S-fraser	S9, S26, S28, S36/37/39, S45
SI-enheter samt STP används angående inget annat anges.

Fluor (latin: Fluorum^[15]) existerar en icke-metallisktgrundämne tillsammans med atomnummer 9.

Den besitter kemiskt tecken^[16]F samt tillhör gruppen halogener.

Detta kan man säga är en atoms förmåga att dra åt sig elektroner

Fluor bildar ett tvåatomig molekyl tillsammans sig egen inom grundform, vilket resulterar inom F₂, fluorgas. Fluor existerar detta maximalt reaktiva samt elektronegativa från varenda grundämnen. mot modell antänds kolväten spontant samt brinner inom fluorgas mot skillnad ifrån förbränning från kolväten inom luftens syre såsom kräver en tillskott från energi till antändning - mot modell genom ett gnista.

Således existerar fluorgas många farligt – farligare än andra halogener såsom den giftiga klorgasen.

Om ämnet har en hög elektronegativitet så kommer den att dra mycket i elektronerna i de bindningar den gör till andra ämnen

På bas från sin höga reaktivitet förekommer fluor ej fritt inom naturen, utan ständigt kemiskt bundet, vanligen såsom fluorid. Fluor existerar detta 13:e vanligaste grundämnet vid jordskorpan.^[17]

Fluor äger högst elektronegativitet samt små atomradie vilket ger unika attribut mot flera från dess föreningar. mot modell bygger diffusionsmetoden på grund av anrikning från uran vid flyktigheten hos uranhexafluorid.

Dessutom existerar kol–fluor-bindningen ett från dem starkaste bindningarna inom organisk kemi. Detta leder mot den höga stabiliteten samt härdigheten hos fluororganiska föreningar, såsom (poly)tetrafluoreten (Teflon) samt perfluoroktansulfonsyra. Kol–fluor-bindningens induktiva effekter leder mot styrka inom flera fluorhaltiga syror, såsom trifluormetansulfonsyra samt trifluoretansyra.

Den har kemiskt tecken [16] F och tillhör gruppen halogener

inom mediciner substitueras ofta organiska föreningar tillsammans fluor vid biologiskt reaktiva platser, till för att förhindra deras metabolism samt förlänga deras livslängd.

Karaktäristik

[redigera | redigera wikitext]

F₂ existerar enstaka frätande ljusgul alternativt brun gas samt existerar en kraftigt oxidationsmedel.

Fluor existerar detta maximalt reaktiva samt maximalt elektronegativa från varenda grundämnen vid den klassiska Pauling-skalan (4,0), samt bildar raskt föreningar tillsammans dem flesta andra grundämnen. Fluor äger en oxidationstal vid -1, förutom då den binder mot ett ytterligare fluoratom inom F₂, då oxidationstalet existerar 0.

Fluor bildar mot samt tillsammans med föreningar tillsammans ädelgasernaargon, krypton, xenon samt radon. mot samt tillsammans med inom mörka, svala förhållanden, reagerar fluor explosivt tillsammans väte. Reaktionen tillsammans väte sker även nära extremt låga temperaturer, tillsammans med flytande väte samt fast fluor. Fluor existerar således resehandling reaktivt för att metaller, samt även vätska, samt andra substanser, brinner tillsammans ett kraftfull låga inom enstaka ström från fluor.

inom fuktig atmosfär reagerar fluor tillsammans vätska samt bildar den farliga gasenvätefluorid.

Det mest elektronegativa grundämnet är fluor

Fluorider existerar föreningar tillsammans fluor samt ett positivt laddad partikel. Dessa förekommer oftast likt kristallina, joniska salter. Fluorföreningar tillsammans metaller existerar bland dem maximalt stabila salterna.

Vätefluorid existerar ett svag syra då den löses inom dricksvatten, dock existerar ändock många frätande samt angriper kopp.

Således bildar fluorider från alkalimetaller basiskalösningar. mot modell, enstaka enmolarig (1 mol/dm³) svar från natriumfluorid inom en färglösluktlös vätska som är livsnödvändig äger en pH vid 8,59, jämfört tillsammans med ett enmolarig svar natriumhydroxid, ett kraftfull bas, såsom besitter en pH vid 14,00.

Isotoper

[redigera | redigera wikitext]

Trots för att fluor besitter flera olika isotoper, existerar endast ett från dessa (¹⁹F) stadig, samt dem övriga äger vykort halveringstid samt återfinns ej naturligt. Fluor existerar således en mononuklidiskt grundämne.

Nukliden¹⁸F existerar radionukliden från fluor tillsammans längst bort halveringstid (ungefär 110 minuter = nästan 2 timmar), samt existerar kommersiellt ett betydande källa till positroner, vilket utnyttjas inom positronemissionstomografi.

Historia

[redigera | redigera wikitext]

Mineralet flusspat (även kallat fluorit), vilket huvudsakligen består från kalciumfluorid, nämndes tid 1530 från Georgius lantbrukare till sin användning likt fluss. Fluss används till för att främja sammansmältning från metaller alternativt mineraler. Namnet fluor är kapabel härledas därifrån då ”fluere” vid latin betyder ”att flöda”.

tid 1670 upptäckte Henrich Schwanhard för att kopp etsas nära förbindelse tillsammans med flusspat såsom ägde behandlats tillsammans med ett syra. Carl Wilhelm Scheele, samt senare andra vetenskapsman såsom Humphry Davy, Caroline Menard, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier samt Louis Jacques Thénard, besitter varenda experimenterat tillsammans med fluorvätesyra, likt enkel framställdes genom för att behandla fluorit tillsammans koncentrerad svavelsyra.

På bas från sin extrema reaktivitet därför isolerades ej fluorgas förrän flera tid efter igenkännandet från fluorit. Utvecklingen inom för att isolera fluorgas gick långsamt vid bas från för att detta endast kunde framställas elektrolytiskt samt även beneath kontrollerade förhållanden angriper gasen flera ämne.

kalenderår 1886 rapporterades detta för att Henri Moissan ägde lyckats isolera fluorgas efter nästan 74 tid från insatser från andra kemister. Framställningen från fluorgas tillsammans med fluorvätesyra såsom utgångspunkt existerar ytterst farligt, samt förblindade alternativt dödade en flertal kemister inom tidiga försök för att isolera denna halogen.

Dessa individer kom för att kallas fluormartyrer (eng. fluorine martyrs).

Fluor bildar en tvåatomig molekyl med sig själv i grundform, vilket resulterar i F 2, fluorgas

Moissan fick Nobelpriset inom kemi kalenderår 1906 till sin upptäckt. Den inledande storskaliga framställningen påbörjades mot stöd till Manhattanprojektet, var föreningen uranhexafluorid ägde valts mot den struktur från uran likt skulle möjliggöra separationen från dess isotoper²³⁵U samt ²³⁸U. inom Manhattanprojektet upptäckte man för att UF₆ bryts ned mot UF₄ samt F₂.

Korrosionsproblemet orsakat från F₂ löstes mot slut genom för att elektrolytiskt täcka all UF₆ tillsammans nickel, vilket bildar nickeldifluorid såsom ej angrips från fluorgas. Leder samt flexibla delar fanns gjorda från teflon, enstaka då väldigt nyupptäckt plast vilket ej heller angrips från F₂.

Framställning

[redigera | redigera wikitext]

Industriell skildring från fluorgas medför elektrolys från vätefluorid inom närheten från kaliumfluorid.

Denna teknik existerar baserad vid pionjärstudierna från Moissan (se ovan). Fluorgas bildas nära anoden samt hydrogen nära katoden. beneath dessa förhållanden omvandlas kaliumfluorid mot kaliumvätefluorid, vilket existerar detta egentliga elektrolytet.

En stark elektronegativitet såsom fluor har en elektronegativitet på 4, medan det allra minsta återfinns hos francium, som har en elektronegativitet under 1

Kaliumvätefluorid understödjer elektrolysen genom för att kraftigt öka konduktiviteten inom lösningen.

HF + KF → KHF₂

2KHF₂ → 2 KF + H₂ + F₂

Den vätefluorid likt behövs på grund av elektrolysen skaffas liksom enstaka biprodukt mot beskrivning från fosforsyra. Mineraler vilket innehåller fosfatjoner innehåller stora mängder fluorit.

nära behandling tillsammans svavelsyra släpper dessa mineraler ifrån sig vätefluorid:

CaF₂ + H₂SO₄ → 2 HF + CaSO₄

År 1986, beneath förberedelserna inför enstaka möte på grund av för att fira upptäckten från fluors 100-årsjubileum, upptäckte Karl Christe en rent kemisk sätt för att framställa fluor tillsammans med hjälp från vattenfri HF, kaliummangan(IV)hexafluorid samt antimonpentafluorid nära 150 °C:

2K₂MnF₆ + 4SbF₅ → 4KSbF₆ + 2MnF₃ + 2F₂

Trots för att detta ej existerar praktisk syntes vid massiv skal, sålunda demonstrerar denna sammanfattning för att elektrolys ej existerar detta enda sättet för att utvinna fluorgas vid.

Användningsområden

[redigera | redigera wikitext]

Fluorgas, F₂, används huvudsakligen till för att framställa numeriskt värde föreningar tillsammans kommersiellt intresse; uranhexafluorid samt svavelhexafluorid.

Fluor är det mest reaktiva och elektronegativa av alla grundämnen

Industriellt bruk från fluorföreningar

[redigera | redigera wikitext]

Användning inom vård av tänder samt medicin

[redigera | redigera wikitext]

Biologisk roll

[redigera | redigera wikitext]

Även ifall F₂ existerar till reaktivt på grund av för att äga någon naturlig biologisk roll, används fluor inom föreningar tillsammans med biologisk handling.

inom denna form eller gestalt existerar Fluor starkt giftigt samt ger svåra hud- samt lungskador. Fluor inom struktur från fluorid förekommer hos människan främst inlagrat inom ben samt tänder inom form eller gestalt från fluorapatit.^[19]

Naturligt förekommande fluororganiska föreningar existerar ovanliga.

Fluoretansyra används dock liksom skydd mot växtätare från minimalt 40 olika växter inom Australien, Brasilien samt Afrika.

Enzymet adenosylfluoridsyntas katalyserar bildningen från 5'-deoxy-5'-fluoradenosin i enlighet med nästa reaktion:

S-adenosyl-L-metionin + fluorid 5'-deoxi-5'-fluoradenosin + L-metionin

Fluor existerar ej en essentiellt näringsämne, dock dess innebörd inom för att förhindra karies existerar välkänt.

Detta sker mot övervägande sektion lokalt, dock innan 1981 ansågs detta inom inledande grabb existera enteralt (via matspjälkningssystemet).

Fluor äger inom djurförsök demonstrerat sig artikel nödvändigt på grund av normal tillväxt, dock fluorbrist äger ej kunnat påvisas hos människa.^[19]

Försiktighetsåtgärder

[redigera | redigera wikitext]

Fluorgas

[redigera | redigera wikitext]

F₂ (fluorgas), existerar en många giftigt, frätande oxidationsmedel, liksom förmå antända organiska ämnen.

Vanligtvis har ämnen i det övre högra hörnet i periodiska systemet ett högre värde än de andra platserna

Fluorgas besitter enstaka karaktäristisk stickande doft såsom är kapabel upptäckas inom koncentrationer sålunda låga vilket 20 ppb. eftersom detta existerar därför reaktivt således måste samtliga konstruktionsmaterial väljas noga samt varenda metallytor måste passiviseras.

Fluoridjon

[redigera | redigera wikitext]

Fluoridjoner existerar giftiga: den dödliga dosen till natriumfluorid på grund av enstaka människa vid 70 kg uppskattas existera 5-10 g.

Vätefluorid samt fluorvätesyra

[redigera | redigera wikitext]

Vätefluorid samt fluorvätesyra (vattenlösningen från vätefluorid) existerar många farliga, många farligare än detta relaterade ämnet saltsyra, eftersom odissocierade HF-molekyler tränger igenom skinnet samt biologiska membran, vilket orsakar djupa samt smärtsamma brännskador, var dock smärtupplevelsen kunna artikel fördröjd.

Den fria fluoridjonen, liksom bildas då ett vätefluoridmolekyl dissocieras, kunna orsaka död vid bas från arytmi. Brännsår större än 160 cm² är kapabel leda mot hypokalcemi.^[20]

Fluororganiska föreningar

[redigera | redigera wikitext]

Fluororganiska föreningar förekommer ej vanligtvis inom naturen.

dem kunna existera ogiftiga, liksom