Fluor, har atomsymbol F, atomnummer 9 og i grunnstoffenes periodesystem står fluor øverst i gruppe 17 (halogenene). Elektronkonfigurasjon [He]2s2p5.

Bare en stabil isotop av fluor finnes i naturen: 19F. Radioaktive isotoper med massetall fra 17 til 22 er fremstilt, de har halveringstider fra 4 sekunder for 22F til 110 minutter for 18F.

Fluorionet (F-) har samme elektronkonfigurasjon som neon da fluoratomet har tatt opp ett elektron: He]2s2p6.

Jordskorpen inneholder 540 ppm fluor (alltid som fluorid). Viktige fluorholdige mineraler er fluoritt (flusspat CaF2), kryolitt (Na3AlF6) og fluoridapatitt (Ca5(FPO4)3.

Fluor er ved romtemperatur en svakt gul, meget reaktiv gass som består av to-atomige molekyler, F2. Ved 0 °C og 1 atm er gassens tetthetet 1,696 g/L. Fluor er det sterkeste kjemiske oksidasjonsmiddel som er i handelen (standard reduksjonspotensial Eo = +2,87 V). Det kan derfor ikke frigjøres fra kjemiske forbindelser ved rene kjemiske reaksjoner.

Fluor er det mest elektronegative av alle grunnstoffer og har alltid formell ladning –1 i forbindelser. Det er blitt laget fluorforbindelser av alle grunnstoffer. Det blir betraktet som det mest reaktive grunnstoff og reagerer raskt med mange andre grunnstoffer som svovel, fosfor og mange metaller. Fluor reagerer eksplosjonsartet med hydrogen allerede ved –252 °C, og det reagerer heftig med hydrogenholdige forbindelser som vann, ammoniakk og organiske stoffer. Derfor er fluor meget giftig. Mange fluorforbindelser, særlig uorganiske, er også giftige, og kan forårsake dype, etsende sår.

Fluor fremstilles ved først å lage hydrogenfluorid ved å behandle fluoritt med konsentrert svovelsyre:

CaF2(s) + H2SO4(l) ↔ 2HF(g) + CaSO4(s)

Hydrogenfluoridet blandes deretter med kaliumfluorid (omtrent i forholdet 1:4), og fluorgass fremstilles ved elektrolyse av smelten ved temperaturer rett under 100 °C. Anoden består vanligvis av karbon og katoden av stål med lavt innhold av karbon. Elektrolysen utføres i kar av stål, kobber eller nikkel. Til tross for at fluor er meget reaktivt, kan det oppbevares i kar av disse metallene fordi det dannes beskyttende sjikt av fluorider på metallet.

Fluor har stor praktisk anvendelse, vesentlig i form av sine forbindelser. Se fluorforbindelser.

Alle organismer inneholder noe fluor i form av fluorider eller organiske fluorforbindelser (perfluoralkylforbindelser) hvor F-atomer har erstattet H-atomer. De kommer sannsynligvis fra fremstilling og bruk av teflon

Ved fremstillng av aluminium produseres 1 kg tetrafluormetan og 0,1 kg heksafluoretan per tonn aluminium. Disse fungerer som drivhusgasser i naturen.

HF(g) er meget giftig og mange av de tidlige pionerer som studerte den led fryktelig ved å innhalere små mengder av gassen.

En viss liten mengde fluorid i vann styrker tennene da noen hydroksylgrupper i apatitten i emaljen erstattes med fluoridioner.

Carl Wilhelm Scheele i 1771 isolerte en ukjent syre fra CaF2(s). Syren ble i tiden etter fremstilt av flere og blant annet brukt til å etse glass. Å fremstille selve grunnstoffet viste seg å være svært vanskelig da fluorgassen er meget reaktiv. Først i 1886 lyktes Henri Ferdinand Frédéric Moissan å fremstille fluorgass ved elektrolyse av kaliumhydrogenfluorid løst i flytende hydrogenfluorid (normalkokepunkt 20 oC) i et platinakar og med platinaelektroder.

Navnet fluor kommer fra trivialnavnet fluorspar på mineralet CaF2(s) som på 1500-tallet ble kalt fluor lapis (flytende stein) fordi fluorspar/flusspat ble tilsatt under metallfremstilling for å senke smeltepunktet og viskositeten av smelten metallet ble fremstilt fra.

Kjemisk symbol F
Atomnummer 9
Relativ atommasse 18,998403
Smeltepunkt -219,6 °C
Kokepunkt -188,1 °C
Densitet 1,505·10-3g/cm3
Oksidasjonstall -I
Elektronkonfigurasjon [He]2s22p5

Foreslå endringer i tekst

Foreslå bilder til artikkelen

Kommentarer

Har du spørsmål til artikkelen? Skriv her, så får du svar fra fagansvarlig eller redaktør.

Du må være logget inn for å kommentere.