Fluor (z l. fluere, což znamená „proudit“) je chemický prvek v periodické tabulce prvků, který má symbol F a atomové číslo 9. Je to jedovatý světle žlutý, jednosytný plynný halogen, který je ze všech prvků chemicky nejreaktivnější a elektronegativní. V čisté formě je velmi nebezpečný a při styku s kůží způsobuje těžké chemické popáleniny.

Kyslík – Fluor – Neon F Cl .
Obecně
Název, Symbol, číslo	Fluor, F, 9
Řada	Halogeny
Skupina, perioda, blok	17 (VIIA), 2 , p
Hustota, tvrdost	1.696 kg/m3 (273 K), NA
Vzhled	bledě zelenožlutý plyn
Atomické vlastnosti
Atomická hmotnost	18.9984 amu
Atomový poloměr (calc.)	50 (42) pm
Kovalentní poloměr	71 pm
van der Waals. poloměr	147 pm
Elektronová konfigurace	2s2 2p5
e- na energetickou hladinu	2, 7
Oxidační stavy (oxid)	-1 (silná kyselina)
Struktura krystalu	kubická
Fyzikální vlastnosti
Hmotnostní stav	Plyn (nemagnetický)
Teplota tání	53.53 K (-363,32 °F)
Teplota varu	85,03 K (-306,62 °F)
Molární objem	11.20 ×10-6 m3/mol
Hodnota vypařování	3,2698 kJ/mol
Hodnota tání	0.2552 kJ/mol
Tlak par	bez údajů
Rychlost zvuku	bez údajů
Různé
Elektronegativita	3.98 (Paulingova stupnice)
Specifická tepelná kapacita	824 J/(kg*K)
Elektrická vodivost	žádné údaje
Tepelná vodivost	0.0279 W/(m*K)
1. ionizační potenciál	1681,0 kJ/mol
2. ionizační potenciál	3374.2 kJ/mol
3. ionizační potenciál	6050,4 kJ/mol
4. ionizační potenciál	8407,7 kJ/mol
5. ionizační potenciál	11022.7 kJ/mol
6. ionizační potenciál	15164,1 kJ/mol
7. ionizační potenciál	17868 kJ/mol
8. ionizační potenciál	92038.1 kJ/mol
9. ionizační potenciál	106434,3 kJ/mol
Jsou použity jednotky SI & STP, pokud není uvedeno jinak.

Významné vlastnosti

Čistý fluor je korozivní světle žlutý plyn, který je silným oxidačním činidlem. Je nejreaktivnější a elektronegativní ze všech prvků a tvoří sloučeniny s většinou ostatních prvků, včetně vzácných plynů xenonu a radonu. I v tmavých a chladných podmínkách fluor výbušně reaguje s vodíkem. V proudu plynného fluoru hoří sklo, kovy, voda a další látky jasným plamenem. Vyskytuje se vždy kombinovaně a má takovou afinitu k většině prvků, zejména ke křemíku, že jej nelze připravovat ani uchovávat ve skleněných nádobách.

Ve vodném roztoku se fluor běžně vyskytuje jako fluoridový ion F-. Dalšími formami jsou fluorokomplexy (jako -) nebo H2F+.

Fluoridy jsou sloučeniny, které kombinují fluorid s některým kladně nabitým zbytkem. Často se skládají z iontů.

Použití

Fluor se používá při výrobě plastů s nízkým třením, jako je teflon, a v halonech, jako je freon. Další použití:

• Kyselina fluorovodíková (chemický vzorec HF) se používá k leptání skla v žárovkách a dalších výrobcích.
• Monatomický fluor se používá k plazmovému zpopelňování při výrobě polovodičů.
• Společně se svými sloučeninami se fluor používá při výrobě uranu (z hexafluoridu) a ve více než 100 různých komerčních fluorochemikáliích, včetně mnoha vysokoteplotních plastů.
• Fluorochlorouhlovodíky se hojně používají v klimatizačních zařízeních a v chladicích zařízeních. Chlorfluoruhlovodíky byly pro tyto aplikace zakázány, protože se předpokládá, že přispívají ke vzniku ozonové díry. Fluorid sírový je extrémně inertní a netoxický plyn. Tyto třídy sloučenin jsou silnými skleníkovými plyny.
• hexafluorohlinitan draselný, tzv. kryolit, se používá při elektrolýze hliníku.
• Fluorid sodný se používá jako insekticid, zejména proti švábům.
• Některé další fluoridy se často přidávají do zubních past a (poněkud kontroverzně) do městských vodovodů, aby se zabránilo vzniku zubního kazu.

Někteří vědci zkoumali elementární plynný fluor jako možné raketové palivo díky jeho mimořádně vysokému specifickému impulsu.

Historie

Fluor (L fluere znamená tok nebo tavidlo) ve formě fluoritu popsal v roce 1529 Georigius Agricola pro jeho použití jako tavidla, což je látka, která se používá k podpoře tavení kovů nebo minerálů. V roce 1670 Schwandhard zjistil, že sklo se leptá, když je vystaveno působení fluoritu, který byl ošetřen kyselinou. Karl Scheele a mnoho pozdějších badatelů, včetně Humphryho Davyho, Gay-Lussaca, Antoina Lavoisiera a Louise Thenarda, experimentovali s kyselinou fluorovodíkovou (některé pokusy skončily tragicky).

Tento prvek nebyl izolován ještě mnoho let poté kvůli tomu, že když se oddělí od jedné ze svých sloučenin, okamžitě napadá zbývající materiály sloučeniny. Nakonec byl fluor v roce 1886 izolován Henri Moissanem po téměř 74 letech nepřetržitého úsilí.

První komerční výroba fluoru byla určena pro projekt atomové bomby Manhattan za druhé světové války, kde byla sloučenina hexafluorid uranu (UF6) použita k oddělení izotopů uranu. Tento proces se dodnes používá v jaderné energetice.

Sloučeniny

Fluor lze často nahradit vodíkem, pokud se vyskytuje v organických sloučeninách. Tímto mechanismem může mít fluor velmi velké množství sloučenin. Sloučeniny fluoru za účasti vzácných plynů byly potvrzeny u fluoridů kryptonu, radonu a xenonu. Tento prvek se získává z fluoritu, kryolitu a fluorapatitu.

Ochranná opatření

S fluorem a HF se musí zacházet velmi opatrně a je třeba přísně zabránit jakémukoli kontaktu s kůží a očima.

Jak elementární fluor, tak fluoridové ionty jsou vysoce toxické. Pokud je fluor volným prvkem, má charakteristický štiplavý zápach, který je zjistitelný již v koncentracích 20 ppb. Doporučuje se, aby maximální přípustná koncentrace pro denní 8hodinovou časově váženou expozici byla 1 ppm (nižší než např. u kyanovodíku)

Postupy bezpečné manipulace však umožňují přepravu kapalného fluoru po tunách.

Reference

• Los Alamos National Laboratory – Fluorine (http://periodic.lanl.gov/elements/9.html)

• WebElements.com – Fluorine (http://www.webelements.com/webelements/elements/text/F/index.html)
• EnvironmentalChemistry.com – Fluorine (http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/F.html)
• It’s Elemental – Fluorine (http://education.jlab.org/itselemental/ele009.html)