Jest niemetalem i najaktywniejszym pierwiastkiem o największejelektroujemności, tworzącym związki z większością innych pierwiastków (nawet zgazami szlachetnymi –kryptonem,ksenonem iradonem). W przeciwieństwie do innych fluorowców fluor łączy się wybuchowo zwodorem, tworzącfluorowodór bez dostępu światła i w niskiej temperaturze. W strumieniu gazowego fluoru palą sięszkło,metale iwoda. Z powodu jego dużej aktywności nie można go przechowywać ani wytwarzać w naczyniach szklanych.
Zarówno w skali przemysłowej, jak i laboratoryjnej, fluor otrzymuje się praktycznie wyłącznie poprzezelektrolizę ciekłej mieszaniny fluorowodoru ifluorku potasu. Pierwotnie stosowano mieszaninę bogatą w HF i temperaturę niższą od pokojowej, później opracowano proces wysokotemperaturowy, w którym elektrolit miał skład KF·HF i temperaturę topnienia 239 °C. Metoda ta dominowała w pierwszej połowie XX w. Obecnie przeważa proces średniotemperaturowy, prowadzony w 80–110 °C, z elektrolitem o składzie KF·2HF (ttopn. = 71,7 °C)[6].
Gazowego fluoru używa się przy produkcjimonomerów, fluorowanychalkenów, z których otrzymuje sięteflon i jego pochodne. Oprócz tego jest stosowany do produkcjihalonów, które są stosowane jako ciecze chłodzące i hydrauliczne (np.freon). Inne zastosowania:
kwas fluorowodorowy (HF) oraz fluorki litowców i amonu są używane do trawienia szkła, m.in. w żarówkach;
Fluoryt (tj.fluorek wapnia,CaF 2) został opisany w 1529 roku przezGeorgiusa Agricolę jakotopnik obniżający temperaturę topnienia innych minerałów (od właściwości tej pochodzi nazwa minerału: łac.fluere = płynąć). W 1670 rokuHeinrich Schwanhard odkrył, że w wyniku działania kwasów na fluoryt powstaje gaz trawiącyszkło (był tofluorowodór, HF). Właściwości kwasowe HF odkrył w roku 1780Carl Scheele.Humphry Davy po otrzymaniu pierwiastkowegochloru przez utlenieniechlorowodoru (1810) usiłował – bez powodzenia – wraz zAndré Ampèrem w podobny sposób wyizolować fluor z fluorowodoru. Badacze ci nadali nowemu pierwiastkowi nazwęfluorum od minerału fluorytu,CaF 2[5]. Polską nazwę – fluor – wprowadziłFilip Walter.
Wolnego fluoru przez wiele lat nie udawało się wyodrębnić z powodu jego ogromnej aktywności chemicznej – po wytworzeniu poprzezelektrolizę stopionego fluorytu, w wysokiej temperaturze procesu (temperatura topnieniaCaF 2 wynosi ok. 1400 °C) natychmiast reagował z substancjami i materiałami obecnymi w naczyniach reakcyjnych. Próby otrzymania fluoru doprowadziły przy tym do śmierci kilku badaczy. W roku 1885Edmond Frémy rozpoczął badania nad elektrolizą fluorowodoru, jednak okazało się, że suchy związek nie przewodzi prądu, a związek wilgotny prąd wprawdzie przewodził, ale na elektrodzie wydzielał się tlen z obecnej wody, a nie fluor. Badania te kontynuował jego uczeń,Henri Moissan, który ostatecznie w 1886 roku otrzymał fluor przez elektrolizę fluorowodoru zawierającego dodatekKHF 2 (było to przypadkowe zanieczyszczenie materiału do elektrolizy). Moissanowi otrzymanie nowego pierwiastka przyniosłoNagrodę Nobla w dziedzinie chemii w 1906 roku[5].
Na 100-lecie odkrycia fluoru Karl Christe otrzymał ten pierwiastek poprzez reakcję heksafluoromanganianu(IV) potasu zfluorkiem antymonu(V) w temp. 150 °C:
Fluor może zastępowaćwodór w związkach organicznych, dlatego liczba związków fluoru może być bardzo duża. Związki fluoru z gazami szlachetnymi po raz pierwszy otrzymaliHoward Claassen,Henry Selig iJohn Malm w 1962 roku. Pierwszym z tych związków byłtetrafluorek ksenonu. Otrzymano również fluorkikryptonu iradonu.
Pierwiastkowy fluor, jak i jony fluorkowe, są silnie toksyczne. Zaburza procesy enzymatyczne w komórkach, hamując oddychanie tkankowe, przemianęwęglowodanów,lipidów oraz syntezę hormonów. Sam fluor i niektóre jego związki działają żrąco, powodując głębokie martwice. Wolny fluor ma charakterystyczny drażniący zapach i jest wyczuwalny nawet w stężeniu 20ppm[8][9][10][11].
Gazowy fluor łatwo wchłania się przez drogi oddechowe i pokarmowe. Związki fluoru obecne np. w żywności dobrze wchłaniają się z dróg pokarmowych[8][9][12][10][11].
Po podaniu doustnym w dużych stężeniach związki fluoru powodują zatrucia ostre, na skutek żrącego działania wydzielającego się fluorowodoru. Dalsze objawy to płytki oddech, kurcz dłoni, drgawki, ślinotok i nudności. Bezpośrednią przyczyną zgonu w wyniku zatrucia fluorem jest porażenie ośrodka oddechowego[8][9][11].
Zatrucia przewlekłe małymi dawkami fluoru, czylifluoroza, objawiają się zaburzeniami w uwapnieniu kości, brunatnym cętkowaniem zębów, zmniejszeniem ruchliwości[8][9][10].
Dozwolone maksymalne stężenie przy założeniu 8-godzinnej ekspozycji na działanie fluoru to 0,05 mg/m³ (czyli mniej niż w przypadkucyjanowodoru)[8][9].
Pomimo znacznej toksyczności, fluor w odpowiednich ilościach jestpierwiastkiem niezbędnym dla prawidłowego rozwoju kości i zębów[8]. Może on modyfikowaćhydroksyapatyty budująceszkliwo zębów i poprzez substytucję grup wodorotlenowych tworzyćfluoroapatyty. Szkliwo zawierające taką modyfikację ulega wzmocnieniu oraz wykazuje większą oporność na działanie kwasów produkowanych przezbakterie próchnicotwórcze obecne wpłytce nazębnej. Te specyficzne właściwości wynikają z faktu, iż fluoroapatyty wykazują lepszą krystaliczność, twardość oraz mniejszą rozpuszczalność w kwasach niż naturalnie występujące hydroksyapatyty[13].
Zarówno fluor, jak i fluorowodór muszą być przechowywane z zachowaniem szczególnych środków ostrożności. Powinno się unikać wszelkiego kontaktu ze skórą lub oczami. Fluoru nie przechowuje się w szkle.
↑ Podana wartość stanowi przybliżoną standardową względną masę atomową (ang.abridged standard atomic weight) publikowaną wraz ze standardową względną masą atomową, która wynosi 18,998403162 ± 0,000000005. Zob.Prohaska i in. 2021 ↓, s. 584.
↑Wartość dla ciała stałego według:Singman, Charles N. Atomic volume and allotropy of the elements. „Journal of Chemical Education”. 61 (2), s. 137–142, 1984.DOI:10.1021/ed061p137.
↑Michel Jaccaud, Robert Faron, Didier Devilliers: Fluorine. W: Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH Verlag, 2005.DOI:10.1002/14356007.a11_293.ISBN 978-3-527-30673-2. Brak numerów stron w książce
↑K. Christe. Chemical synthesis of elemental fluorine. „Inorg. Chem.”. 25 (21), s. 3721–3722, 1986.DOI:10.1021/ic00241a001.
↑abcdefWitold Seńczuk red.: Toksykologia. Podręcznik dla studentów, lekarzy i farmaceutów, Wydanie IV. Warszawa: Wydawnictwo Lekarskie PZWL, 2002. Brak numerów stron w książce
↑abcS. Sabour, Z. Ghorbani. Developmental fluoride neurotoxicity: clinical importance versus statistical significance. „Environ Health Perspect”. 121 (3), s. A70, 2013.DOI:10.1289/ehp.1206192.PMID:23455234.PMCID:PMC3621182.
↑A.L. Choi, G. Sun, Y. Zhang, P. Grandjean. Developmental fluoride neurotoxicity: a systematic review and meta-analysis. „Environ Health Perspect”. 120 (10), s. 1362–1368, 2012.DOI:10.1289/ehp.1104912.PMID:22820538.PMCID:PMC3491930.
