Fluor

Fluor er det 9. grundstof i det periodiske system og har det kemiske symbol F. Frit fluor findes som F₂, en ekstremt reaktiv, giftig, svagt gul-brun gas. Frit fluor er det mest kemisk reaktive og elektronegative af alle grundstoffer. Det reagerer med alle andre grundstoffer undtagen neon og helium[1]. Fluor oxiderer (brænder) kulbrinter ved stuetemperatur, i kontrast til forbrænding af kulbrinter med ilt, som kræver tilførsel af energi med fx en gnist. Derfor er frit fluor ekstremt farligt; langt farligere end andre halogener såsom klorgas.

Ikke at forveksle med fluoren, fluorid og fluorit.

Fluor
Bleg gul-brun
Periodiske system
Generelt
Atomtegn	F
Atomnummer	9
Elektronkonfiguration	2, 7
Gruppe	17 (Halogener)
Periode	2
Blok	p
Atomare egenskaber
Atomradius	50 pm
Kovalent radius	71 pm
Van der Waals-radius	147 pm
Elektronkonfiguration	1s² 2s² 2p5
Elektroner i hver skal	2, 7
Kemiske egenskaber
Oxidationstrin	−1
Elektronegativitet	3,98 (Paulings skala)
Fysiske egenskaber
Tilstandsform	gas
Krystalstruktur	Kubisk
Massefylde (gas)	1,7 g/L
Smeltepunkt	−219,62 °C
Kogepunkt	−188,12 °C
Kritisk punkt	−129,08 °C (ved 5,172 MPa)
Smeltevarme	(F2) 0,510 kJ/mol
Fordampningsvarme	(F2) 6,62 kJ/mol
Varmefylde	(F2) 31,304 J·mol–1K–1
Varmeledningsevne	27,7⋅10-3 W·m–1K–1
Magnetiske egenskaber	Ikke magnetisk

Fluors høje elektronegativitet og lille atomradius er baggrunden for dets unikke egenskaber i mange kemiske forbindelser. Til berigning af ²³⁵U udnyttes, at uranhexafluorid, UF₆, er en flygtig forbindelse. Carbon-fluor-bindingen er en af de stærkeste bindinger i organisk kemi. Dette bidrager til stabilitet og holdbarheden af fluoralkan-baserede organofluor-forbindelser, som fx teflon (polytetrafluoroethylen).

Carbon-fluor-bindingens polaritet er forklaringen på den høje styrke af mange fluorinerede syrer, som fx triflinsyre og trifluoreddikesyre.

I USA anses fluor og fluorforbindelser for at være blandt de ti største forurenere af hjemme-miljøet

• fluorid i tandpasta og
• perfluoroctansyre (PFOA) i teflon.[2]