Fluor

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání



F

Cl

KyslíkFluorNeon

[He] 2s2 2p5

19 F
9
↓Periodická tabulka prvků↓
Obecné
Název (lat.), značka, číslo Fluor (Fluorum), F , 9
Registrační číslo CAS 7782-41-4
Umístění v PSP 17 skupina,

2. perioda, blok p

Char. skupina Halogeny
Hmotnostní zlomekzem. kůře 270 až 625 ppm
Konc. v mořské vodě 1,3 mg/l
Počet přírodních izotopů 1
Vzhled plyn: velmi světle žlutý, kapalina: jasně žlutá, pevná: alpha je neprůhledný, beta je průhledný
Tekutý fluor za kryogeních teplot
[[Soubor:|255px|Emisní spektrum]]
Atomové vlastnosti
Rel. at. hmotnost 18,998403
Atomový poloměr 50 pm
Kovalentní poloměr 71 pm
van der Waalsův poloměr 135 pm
Elektronová konfigurace [He] 2s2 2p5
Elektronů v hladinách 2,7
Oxidační číslo −I, 0
Fyzikální vlastnosti
Skupenství Plynné
Krystalová struktura Krychlová
Hustota 1,696 kg/m3
Kritická hustota {{{kritická hustota}}} g cm−3
Tvrdost (Mohsova stupnice)
Magnetické chování Nemagnetický
Měrná magnetická susceptibilita {{{magnetická susceptibilita}}}
Teplota tání −218,62 °C (52,53 K)
Teplota varu −188,12 °C (85,03 K)
Kritická teplota {{{kritická teplota c}}} °C ({{{kritická teplota k}}} K)
Teplota trojného bodu {{{teplota trojného bodu c}}} °C ({{{teplota trojného bodu k}}} K)
Teplota přechodu do supravodivého stavu {{{teplota supravodivosti}}}
Teplota změny krystalové modifikace {{{teplota změny modifikace}}}
Tlak trojného bodu {{{tlak trojného bodu}}} kPa
Kritický tlak {{{kritický tlak}}} kPa
Molární objem 11,20 · 10−6 m3/mol
Dynamický viskozitní koeficient {{{dynamický viskozitní koef.}}}
Kinematický viskozitní koeficient {{{kinematický viskozitní koef.}}}
Tlak nasycené páry 100 Pa při 50 K
Rychlost zvuku 286 m/s
Index lomu {{{index lomu}}}
Relativní permitivita {{{relativní permitivita}}}
Elektrická vodivost S·m−1
Měrný elektrický odpor
Teplotní součinitel el. odporu {{{součinitel elektrického odporu}}}
Tepelná vodivost 27,7 W·m−1·K−1
Povrchové napětí {{{povrchové napětí}}}
Termodynamické vlastnosti
Skupenské teplo tání 0,510 kJ/mol
Specifické teplo tání {{{spec. teplo tání}}}
Skupenské teplo varu 6,54 kJ/mol
Specifické teplo varu {{{spec. teplo varu}}}
Molární atomizační entalpie {{{molární atomizační entalpie}}}
Entalpie fázové přeměny modifikace {{{entalpie fázové přeměny modifikace}}}
absolutní entropie {{{absolutní entropie}}}
Měrná tepelná kapacita 813 Jkg−1K−1
Molární tepelná kapacita {{{molární tepelná kapacita}}}
Spalné teplo na m³
Spalné teplo na kg
Různé
Van der Waalsovy konstanty {{{van der Waalsovy konstanty}}}
Teplotní součinitel délkové roztažnosti {{{součinitel délkové roztažnosti}}}
Redoxní potenciál 2,87 V
Elektronegativita 3,98 (Paulingova stupnice)
Ionizační energie 1: 1 681,0 kJ/mol
2: 3 374,2 kJ/mol
3: 6 050,4 kJ/mol
Iontový poloměr pm
Izotopy
izo výskyt t1/2 rozpad en. MeV prod.
17F umělý 64,49 s ε 2,220 17O
18F umělý 109,771(20) min β+ 0,633 5 18O
ε 1,655 5 18O
19F 100% je stabilní s 10 neutrony
20F umělý 11,00 s β 7,025 20Ne
21F umělý 4,158 s β 5,684 21Ne
Bezpečnost
Symboly nebezpečí
Oxidující
Oxidující (O)
Vysoce toxický
Vysoce toxický (T+)
Žíravý
Žíravý (C)
R-věty R8, R26, R35
S-věty S9, S26, S28, S36/37/39, S45
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP.

Fluor (latinsky fluorum) je nekovový prvek, značně toxický, zelenožlutý plyn, chemicky mimořádně reaktivní. Vyznačuje se vysokou elektronegativitou. Je nejlehčím prvkem z řady halogenů. V historii se ho lidé pokoušeli velmi dlouho získat, ale kvůli jeho vysoké reaktivitě se to podařilo teprve roku 1886 Henrimu Moissanovi elektrolýzou chlazené směsi KHF2 v HF. Za výrobu fluoru získal 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)3F, které se používají k jeho výrobě. Fluor se vyrábí elektrolýzou roztoku KHF2 v 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 bauxitu při výrobě hliníku a fluorid uranový, který slouží k rozdělení izotopů uranu pro použití v jaderných elektrárnách. Fluor se dále využívá na výrobu teflonu a dalších syntetických organických polymerů. Fluor patří také k biogenním prvkům. Vyskytuje se v kostech a zubech.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Zjednodušená struktura atomu fluoru
Krystalická struktura β-fluoru.

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 jodu, což se vysvětluje malou pevností vazby v molekule fluoru (menší překryv vazebných orbitalů), což může být způsobeno větším odpuzováním atomů fluoru, díky velkému odpuzování volných elektronových párů.

Ve svých sloučeninách má pouze oxidační číslo F, velmi vzácně může mít fluor v některých komplexech oxidační číslo F0 a opravdu pouze formální oxidační číslo F+ má v kyselině fluorné, ve skutečnosti zde má oxidační číslo F, jelikož má vyšší elektronegativitu než vodík i kyslík. Pro všechny halogeny obecně platí, že halogen s menším protonovým číslem (lehčí) je schopen vytěsnit halogen s větším protonovým číslem (těžší) z jeho halogenidu. Lehčí halogen přechází v halogenid a těžší halogen z halogenidu v halogen. Fluor vytváří převážně iontové sloučeniny s iontovou vazbou a pouze s některými sloučeninami vytváří kovalentní vazbu.

Fluor je extrémně reaktivní plyn, který se ochotně až explozivně slučuje již za studena s vodíkem, bromem, jodem, sírou, fosforem, arsenem, antimonem, borem, křemíkem a s mnoha kovy. 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 vodu vzniká fluorovodík a kyslík, který obsahuje také malé množství ozonu, za jistých podmínek však působením fluoru na vodu vzniká fluorovodík a kyselina fluorná.

Díky své silné reaktivitě vytěsňuje fluor většinu anionů ze sloučenin a sám přechází v anion[zdroj?]sklo, které je chemickou podstatou oxidu křemičitého, reaguje s fluorem za vzniku fluoridu křemičitého a kyslíku. Jelikož je fluor extrémně reaktivní plyn, není jednoduché jej připravit ani dlouhodobě skladovat.

Historický vývoj[editovat | editovat zdroj]

Nejstarší známá doložená sloučenina fluoru je kazivec (fluorit) CaF2, který popisuje Georgius Agricola roku 1529 jako tavidlo. Roku 1670 v Norimberku Heinrich Schwanhard zjistil, že působením silné kyseliny na kazivec se uvolňují kyselé páry, které leptají sklo – od této doby se fluorovodík využívá k uměleckému leptání skla. Roku 1678 popsal 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 provedl Andreas Sigismund Marggraf první chemické pokusy s kazivcem. Roku 1802 našel D. P. Morichini fluoridy ve vápenatých fosíliích a v zubech a Jöns Jacob Berzelius v kostech. André-Marie Ampère navrhl 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 Henrimu Moissanovi, který ho připravil elektrolýzou chlazeného roztoku kyselého fluoridu draselného KHF2, rozpuštěného v bezvodém kapalném fluorovodíku v přístroji s platinovými a iridiovými elektrodami ve tvaru U, který byl těsně uzavřen zátkou z fluoridu vápenatého CaF2. Vzniklý plyn reagoval s křemíkem 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) Nobelovu cenu.

Roku 1900 vznikly první chemické manufaktury na výrobu kryolitu Na3[AlF6], který se používá jako tavidlo při výrobě hliníku. Roku 1928 Thomas Midgley, A. L. Henne a R. R. McNary připravili freon CCl2F2, který je nehořlavý a netoxický plyn, který se začal používat v chladírenském průmyslu. V letech 19281930 připravili Otto Ruff a R. Keim interhalogenidy fluoru (sloučeniny fluoru s jinými halogenidy) a roku 1962 byla připravena poslední interhalogenidní sloučenina W. Mayaou – ClF5. Roku 1938 připravil Roy J. Plunkett teflon. Roku 1971 byla poprvé připravena kyselina fluorná HOF ve vážitelném množství S. Rozenem.

Výskyt v přírodě[editovat | editovat zdroj]

Fluor se v 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 ppm (mg/kg). Voda oceánů obsahuje pouze přibližně 1 mg F/l, tento nízký obsah je způsoben tím, že většina fluoridů je ve vodě nerozpustná. Ani ve vesmíru není fluor příliš bohatě zastoupen. Předpokládá se, že na jeden atom fluoru připadá přes 30 milionů atomů vodíku.

Na Zemi je fluor přítomen pouze ve formě sloučenin, a to v nepříliš velkém množství. K jeho nejvýznamnějším minerálům patří fluorit (neboli kazivec) CaF2, kryolit Na3[AlF6] a fluoroapatit Ca5(PO4)3(F, Cl). Kryolit patří k vzácným minerálům, který se ve velkém množství vyskytuje pouze v Řecku. Malé množství fluoru se vyskytuje v topasu Al2SiO4(OH, F)2, sellaitu MgF2, villiaumitu NaF, bastnezitu (Ce, La)(CO3)F, carobbiit KF, frankdicksonit BaF2, griceit LiF, tveitit-(Y) Ca14Y5F43 a zavarickit BiOF.

Výroba[editovat | editovat zdroj]

Průmyslová výroba fluoru v Prestonu

Výroba plynného fluoru je technicky značně obtížná a vzhledem k reaktivitě volného fluoru i poměrně riziková. Vzhledem k vysoké elektronové afinitě fluoru lze jeho výrobu uskutečnit pouze elektrolyticky. První výroba fluoru se zdařila roku 1886 Henrimu Moissanovi, který ho připravil elektrolýzou chlazeného roztoku hydrofluoridu draselného KHF2, rozpuštěného v bezvodém kapalném fluorovodíku v přístroji s platinovými a iridiovými elektrodami ve tvaru U, který byl těsně uzavřen zátkou z fluoridu vápenatého CaF2.

Roku 1919 vypracoval Argo nový způsob výroby fluoru. Základem procesu je elektrolýza taveniny hydrofluoridu draselného KHF2 při 240 °C – 250 °C v elektricky vyhřívané měděné nádobě, která je zároveň katodou. Anoda je grafitová tyč obklopená diafragmou, která zabraňuje přístupu vodíku k anodě. Roku 1928 se při výrobě začal používat dihydrofluorid draselný KH2F3 namísto hydrofluoridu draselného, čímž se snížila teplota taveniny, a měděná nádoba byla nahrazena hořčíkovou nebo z Monelova kovu. Roku 1936 zavedl L. A. Bigelow pro výrobu velmi čistého fluoru výrobu z hydrofluoridu draselného KHF2 při 250 °C v dobře utěsněné niklové nádobě za použití grafitových elektrod.

Dnes se výroba fluoru provádí ve dvou typech elektrolyzérů. 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 oceli, která je zároveň katodou. První typ má několik výhod – uvnitř komor je nižší tlak plynného fluorovodíku, 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 proudu při 10–50 A a průmyslové elektrolyzéry při proudu 4 000–6 000 A a napětí 8–12 V. V praxi se používají elektrolyzéry o rozměrech 3*0,8*0,6 m, které obsahují až 1 t elektrolytu. Za 1 h provozu se vyrobí 3–4 kg fluoru a ve velkém průmyslovém podniku se vyrobí až 9 tun kapalného fluoru za den.

Celková roční produkce fluoru je v USA a Kanadě přibližně 5 000 tun, ve Velké Británii se vyrobí ročně o něco méně fluoru a v České republice se fluor průmyslově nevyrábí, ale výrobny na menší množství existují. Obtížná není jen výroba fluoru, ale také následné uchování vyrobeného fluoru. Obvykle se používají kovové tlakové nádoby pokryté vrstvou teflonu, 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[editovat | editovat zdroj]

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 kyslíkem jako okysličovadla v kapalinových raketových motorech vzhledem k vyššímu dosahovanému 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 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 kyslíkem a dusíkem.

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[editovat | editovat zdroj]

Organické sloučeniny fluoru[editovat | editovat zdroj]

Výrobky z teflonu
Tkaniny s fluorem bývají obvykle hydrofobní

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 olejů, mazacích tuků a polymerů, 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 měrnými tepelnými kapacitami se používají zároveň také jako chladicí kapaliny.
  • Polymer, známý pod obchodním názvem teflon (chemicky polytetrafluorethylen [CF2-CF2]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 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.
  • Freony, jsou organické sloučeniny, které vždy obsahují nejméně 2 atomy fluoru a dva další atomy jiného halogenu (nejčastěji 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 chladniček i automobilových a bytových klimatizačních jednotek po celém světě.
    • Výroba pěnových 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[editovat | editovat zdroj]

Modrofialová označuje ozonovou díru nad Antarktidou v září 2006

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 ozonovou vrstvu zemské 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 ozonem O3 za tvorby obyčejné molekuly kyslíku O2. Jedna molekula freonu přitom může zlikvidovat až několik tisíc molekul ozonu.[1]

Ozonová vrstva je přitom nezbytná pro existenci pozemského života, protože chrání zemský povrch před dopadem vysoce energetických fotonů 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[kdy?] 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[editovat | editovat zdroj]

Jelikož je fluor schopen tvořit své sloučeniny pouze v jediném oxidačním čísle F−I, je počet jeho anorganických sloučenin velmi omezen (jediné kladné oxidační číslo má fluor v kyselině fluorné, ale zde jde pouze o formální význam tohoto oxidačního čísla). V 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[editovat | editovat zdroj]

Fluor nevytváří mnoho anorganických sloučenin. Největší počet jeho sloučenin reprezentují fluoridy, ve kterých dosahují atomy kovů svých maximálních oxidačních čísel (fluoridy jsou popsány u jednotlivých prvků s nimiž fluor tvoří sloučeniny). Zvláštní skupinou fluoridů jsou interhalogenidové sloučeniny, což jsou sloučeniny halogenu s halogeny. Jelikož má fluor nejvyšší hodnotu elektronegativity vytváří také několik sloučenin s kyslíkem. Poslední ze sloučenin fluoru, avšak průmyslově nejdůležitější, jsou jeho dvě kyseliny – kyselina fluorovodíková HF a kyselina fluorná HOF.

Organické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Organické sloučeniny fluoru se v přírodě téměř nevyskytují a jsou výsledkem chemické syntézy. Mezi nejznámější patří:

Biologický význam[editovat | editovat zdroj]

Aplikace fluoridu v Panamě

Přestože fluor není klasickým biogenním prvkem, je známo, že jeho příjem je žádoucí především pro vývoj zdravých zubů. 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 játrech a ledvinách, zprostředkuje vazbu fosforečnanu vápenatého ve tkáních).

Kromě toho byly činěny pokusy o umělé zvyšováni obsahu fluoru v pitné vodě (tzv. fluorování vody) s poměrně diskutabilními výsledky. Fluoridový anion je protoplasmatický jed, zasahující do funkce enzymů, neurotoxický a váže ionty vápníku a při zvýšeném množství způsobuje fluorozu kostí a zubů (bílé, žluté, černé skvrny na zubech). Především americké univerzity 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 sklovinu (hydroxyapatit je po dekarboxylaci disociován s fluorem). Rozpustnost této sloučeniny je 1000krát 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).[4][5]

Reference[editovat | editovat zdroj]

  1. Čestmír Jech: V zájmu života ochraňujme ozónovou vrstvu, Děti Země, Praha 1992, ISBN 80-901355-4-4]
  2. S. Rozen: Eur. J. Org. Chem. 2005, 2433
  3. Miroslav Šuta: Stockholmská úmluva: Tucet špinavců dostal 9 nových parťáků, respekt.cz, 10.5.2009
  4. YUAN, H.; YANG Z.; LI Y.; ZHANG X.; BRUIJN J.D.; DEGROOT K. Osteoinduction by calcium phosphate biomaterials
  5. PARK, J.B. Biomaterials Science and Engineering, Plenum Press, New York, 1984

Literatura[editovat | editovat zdroj]

  • 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[editovat | editovat zdroj]



Periodická tabulka chemických prvků
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H (přehled) He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
 
*Lanthanoidy  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
**Aktinoidy  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
 
Skupiny prvků: Kovy · Nekovy · Polokovy | Blok s · Blok p · Blok d · Blok f