Fluorin (af L. Fluere, der betyder “at flyde”) er et kemisk grundstof i det periodiske system, der har symbolet F og atomnummer 9. Det er et giftigt lysegult, ukvivalent, gasformigt halogen, der er det mest kemisk reaktive og elektronegative af alle grundstoffer. I sin rene form er det meget farligt og forårsager alvorlige kemiske forbrændinger ved kontakt med huden.

Oxygen – Fluor – Neon F Cl
Generelt
Navn, Symbol, nummer	Fluor, F, 9
Serie	Halogener
Gruppe, periode, blok	17 (VIIA), 2 , p
Densitet, hårdhed	1.696 kg/m3 (273 K), NA
Udseende	bleg grønlig-gul gas
Atomiske egenskaber
Atomvægt	18.9984 amu
Atomradius (beregnet.)	50 (42) pm
Kovalent radius	71 pm
van der Waals radius	147 pm
Elektronkonfiguration	2s2 2p5
e- ‘er pr. energiniveau	2, 7
Oxidationstilstande (Oxid)	-1 (stærk syre)
Krystalstruktur	kubisk
Fysiske egenskaber
Materietilstand	Gas (umagnetisk)
Smeltepunkt	53.53 K (-363,32 °F)
Kogningspunkt	85,03 K (-306,62 °F)
Molært rumfang	11.20 ×10-6 m3/mol
fordampningsvarme	3.2698 kJ/mol
Fusionsvarme	0.2552 kJ/mol
Damptryk	ingen data
Lydhastighed	ingen data
Diverse
Elektronegativitet	3.98 (Pauling-skalaen)
Specifik varmekapacitet	824 J/(kg*K)
Elektrisk ledningsevne	ingen data
Termisk ledningsevne	0.0279 W/(m*K)
1. ioniseringspotentiale	1681,0 kJ/mol
	2. ioniseringspotentiale	3374.2 kJ/mol
3. ioniseringspotentiale	6050,4 kJ/mol
4. ioniseringspotentiale	8407,7 kJ/mol
5. ioniseringspotentiale	11022.7 kJ/mol
6. ioniseringspotentiale	15164,1 kJ/mol
7. ioniseringspotentiale	17868 kJ/mol
8. ioniseringspotentiale	92038.1 kJ/mol
	9. ioniseringspotentiale	106434,3 kJ/mol
SI-enheder & STP anvendes, medmindre andet er angivet.

Noterede egenskaber

Rent fluor er en ætsende lysegul gas, der er et kraftigt oxidationsmiddel. Det er det mest reaktive og elektronegative af alle grundstoffer og danner forbindelser med de fleste andre grundstoffer, herunder ædelgasserne xenon og radon. Selv i mørke, kølige omgivelser reagerer fluor eksplosivt med brint. I en stråle af fluorgas brænder glas, metaller, vand og andre stoffer med en lysende flamme. Det forekommer altid kombineret og har en sådan affinitet for de fleste grundstoffer, især silicium, at det hverken kan fremstilles eller bør opbevares i glasbeholdere.

I vandig opløsning forekommer fluor almindeligvis som fluoridionen F-. Andre former er fluoro-komplekser (f.eks. -) eller H2F+.

Fluorider er forbindelser, der kombinerer fluorid med en eller anden positivt ladet rest. De består ofte af ioner.

Anvendelser

Fluor anvendes til fremstilling af plast med lav friktion, f.eks. teflon, og i haloner, f.eks. freon. Andre anvendelser:

• Hydrofluorsyre (kemisk formel HF) bruges til at ætsning af glas i pærer og andre produkter.
• Monatomisk fluor anvendes til plasmaforaskning ved fremstilling af halvledere.
• Sammen med sine forbindelser anvendes fluor til fremstilling af uran (fra hexafluorid) og i mere end 100 forskellige kommercielle fluor-kemikalier, herunder mange højtemperaturplastmaterialer.
• Fluorchlorkulbrinter anvendes i vid udstrækning i klimaanlæg og i køleanlæg. Chlorfluorcarboner er blevet forbudt til disse anvendelser, fordi de mistænkes for at bidrage til ozonhullet. Svovlhexafluorid er en ekstremt inaktiv og ugiftig gas. Disse klasser af forbindelser er potente drivhusgasser.
• Kaliumhexafluoraluminat, den såkaldte cryolit, anvendes i elektrolyse af aluminium.
• Natriumfluorid er blevet anvendt som insekticid, især mod kakerlakker.
• En del andre fluorider tilsættes ofte til tandpasta og (noget kontroversielt) til kommunale vandforsyninger for at forebygge huller i tænderne.

Nogle forskere har undersøgt elementær fluorgas som et muligt raketdrivmiddel på grund af dets usædvanligt høje specifikke impuls.

Historie

Fluor (L fluere betyder strøm eller flux) i form af flusspat blev beskrevet i 1529 af Georigius Agricola for dets anvendelse som flusmiddel, som er et stof, der bruges til at fremme sammensmeltningen af metaller eller mineraler. I 1670 fandt Schwandhard ud af, at glas blev ætset, når det blev udsat for flusspat, der blev behandlet med syre. Karl Scheele og mange senere forskere, herunder Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier og Louis Thenard, ville alle eksperimentere med flussyre (nogle eksperimenter ville ende i tragedie).

Dette grundstof blev ikke isoleret i mange år efter dette på grund af det faktum, at når det adskilles fra en af dets forbindelser, angriber det straks de resterende materialer i forbindelsen. Endelig i 1886 blev fluor isoleret af Henri Moissan efter næsten 74 års uafbrudt arbejde.

Den første kommercielle produktion af fluor var til atombomben Manhattan-projektet under Anden Verdenskrig, hvor forbindelsen uranhexafluorid (UF6) blev brugt til at adskille isotoper af uran. Denne proces anvendes stadig i dag i kernekraftanvendelser.

Forbindelser

Fluor kan ofte erstattes af hydrogen, når det forekommer i organiske forbindelser. Gennem denne mekanisme kan fluor have et meget stort antal forbindelser. Fluorforbindelser, der involverer ædelgasser, er blevet bekræftet med fluorider af krypton, radon og xenon. Dette grundstof genvindes fra fluorit, kryolit og fluorapatit.

Forholdsregler

Fluor og HF skal håndteres med stor forsigtighed, og enhver kontakt med hud og øjne bør strengt undgås.

Både elementært fluor og fluoridioner er meget giftige. Når det er et frit grundstof, har fluor en karakteristisk skarp lugt, der kan påvises i koncentrationer helt ned til 20 ppb. Det anbefales, at den maksimalt tilladte koncentration for en daglig 8-timers tidsvægtet eksponering er 1 ppm (lavere end f.eks. hydrogencyanid)

Sikre håndteringsprocedurer gør det imidlertid muligt at transportere flydende fluor i tonsvis.

Reference

• Los Alamos National Laboratory – Fluor (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)