Fluor er et reaktivt grunnstoff og danner et stort antall kjemiske forbindelser, både organiske og uorganiske. Av grunnstoffene er fluor det desidert sterkeste oksidasjonsmiddelet (se spenningsrekken, standard elektrodepotensial). 

Grunnstoffets evne til å inngå i kjemiske forbindelser kan forstås ut fra fluoratomets sterke elektronegative karakter (se elektronegativitet). Med elektronkonfigurasjonen 1s22s22p5 og dermed 7 elektroner i ytterste elektronskall, mangler fluoratomet bare ett elektron på full oktett. Fluoratomet viser stor tilbøyelighet til å oppnå dette, enten ved å ta opp ett elektron fra andre grunnstoffers atomer under dannelse av fluoridionet F, eller ved å danne en enkel kovalent binding, der ett elektronpar deles med andre grunnstoffers atomer. I begge tilfeller tilskrives fluor oksidasjonstallet −I, og fluor er et typisk enverdig grunnstoff. Også i forbindelsen oksygenfluorid OF2 er oksydasjonstallet –I, dvs. oksygen har det uvanlige oksidasjonstall +II.

De binære forbindelser fluor danner med andre grunnstoffer kalles fluorider. Med unntak av edelgassene helium, neon og argon, kjenner man fluorider av alle andre grunnstoffer. Egenskapene til fluorider avviker ofte betydelig fra trender for de øvrige halogenene.

De uorganiske fluorider kan deles i flyktige og ikke-flyktige, og de ikke-flyktige kan videre deles i to undergrupper. Den ene undergruppen omfatter ioniske fluorider som krystalliserer med ionegitre, dvs. tredimensjonale krystallstrukturer som er regelmessig bygd opp av positive metallioner og negative fluoridioner, F. Typiske eksempler er alkalimetall- og jordalkalimetallfluoridene. Disse fluoridene kan betraktes som salter av flussyre, HF. Av denne avledes normale fluorider MeIF og MeIIF2, f.eks. natriumfluorid NaF og kalsiumfluorid CaF2 (flusspat) samt hydrogenfluorider (sure fluorider), MeIHF2, f.eks. kaliumhydrogenfluorid, KHF2, som anvendes til fremstilling av fluor. Den andre undergruppen omfatter kovalente metallfluorider, der krystallstrukturen kan beskrives som tredimensjonale nettverk av F-koordinasjonspolyedre. Et eksempel er aluminiumtrifluorid, AlF3.

De flyktige uorganiske fluorider er molekylforbindelser. Eksempler er hydrogenfluorid, HF, bortrifluorid, BF3, og silisiumtetrafluorid, SiF4. Bindingstypen er polar-kovalent. Fordi de er molekylære og ikke danner tre-dimensjonale, tette strukturer, har de lave smelte- og kokepunkter og er reaktive. Kationet har oftest et høyt, ofte det høyest mulige oksidasjonstrinn. Forbindelsene er vanligvis fargeløse. Fluor-anioner som f.eks. AlF63 og SiF64, er meget stabile. Dette er årsaken til at noen metaller som ikke løses av andre syrer, f.eks. titan og zirkon, løses av flussyre. Fisjonabelt uran \(\ce{^235_92U}\) til kjernereaktorer konsentreres i form av det flyktige uranheksafluorid \(\ce{^235_92UF6}\), som deretter reduseres med hydrogen og magnesium til metall. Fluorider benyttes som tilsetningsstoffer til smelting ved elektrolyse av aluminium.

Et stort antall organiske fluorforbindelser er kjent. De kan betraktes som avledet av tilsvarende organiske hydrogenforbindelser ved at hydrogenatomer er blitt erstattet med fluoratomer. Organiske fluorforbindelser har viktige tekniske anvendelser, som smøremiddel, isolasjonsstoff, impregneringsmiddel for tekstiler, lær og papir, brannslokningsmiddel, metallbehandlingsmiddel, som utgangsstoff for fremstilling av viktige høypolymere plaststoffer. Som eksempel kan nevnes det fullstendig fluorerte tetrafluoroeten, C2F4, eller F2C = CF2, som ved polymerisasjon gir det viktige plaststoffet teflon, som pga. sine mange verdifulle egenskaper har fått en utstrakt anvendelse. Andre eksempler er de delvis fluorerte metanderivater CF2Cl2, CF3Cl og CF3H, som under navn av freon i stor grad tidligere ble brukt som kjølevæske i kjøleskap, fryseanlegg, og som drivstoff i aerosolbokser («spraybokser») m.m. Slike gasser er nå forbudt pga. deres skadelige virkninger på det beskyttende ozonlaget som omgir Jorden.

Alle uorganiske fluorider som er merkbart løselige i vann, er giftige ved svelgning. Selv så lite som 150 mg natriumfluorid kan fremkalle alvorlige forgiftninger og 5–10 g er dødelig dose ved en legemsvekt på 70 kg. Kronisk fluorforgiftning, fluorose, hos mennesker vil kunne oppstå gjennom opptak av 0,2–0,4 mg per dag per kg legemsvekt gjennom meget lang tid. Hos mennesket er kronisk fluorforgiftning sett bl.a. hos kryolittarbeidere, men symptomene er her oftest mindre dramatiske; de kan imidlertid føre til total invaliditet pga. forkalkninger i sener og muskelfester.

En indikasjon på et mildt overskudd av fluorid er dannelsen av brune flekker på tennene. Den vanlige kilde for slike små mengder av fluorider er drikkevannet, men for å fremkalle en mer alvorlig flekkdannelse, må drikkevannet inneholde mer enn 12–14 mg fluorid per liter. Det ansees som utvetydig fastslått at et fluoridinnhold i drikkevann på 1 mg per liter virker forebyggende mot tannkaries, og at en daglig tilførsel av slike små mengder fluorid motvirker knokkelskader hos eldre mennesker. På huden kan løselige fluorider pga. hydrolyse til flussyre fremkalle sviende sår som vanskelig leges. Ved hud- og øyeskader må det straks foretas omhyggelig vasking med rikelige mengder vann, og lege bør søkes.

De fysiologiske virkninger av organiske fluorforbindelser er pga. deres store mangfoldighet mer kompliserte. Mettede karbonfluorider ansees for å være verken giftige eller narkotiske. Fri monofluoroeddiksyre, CH2FCOOH, er derimot f.eks. årsak til flere tropiske planters store giftighet. Estere av monofluorofosforsyre, H2FPO3, er kjent som nervegasser.

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.