Visa källa för Fluor

{{grundämne|
|namn=fluor
|tecken=F
|atomnr=9
|föreg-namn=[[syre]]
|nästa-namn=[[neon]]
|föreg-i-serie=
|nästa-i-serie=[[Klor|Cl]]
|bild-periodiska-systemet=F-TableImage.png
|kemisk-serie=halogen
|grupp=17
|period=2
|block=p
|densitet=1,696
|hårdhet=-
|utseende=blekt gul gas
|bild-utseende=F,9.jpg
|atommassa=18,998403
|atomradie=50 (42)
|kovalent-radie=71
|van-der-Waal-radie=147
|elektronkonfig=[ [[helium|He]] ]2s<sup>2</sup>2p<sup>5</sup>
|e-minus=2,7
|oxidationstillstånd-oxid=−1 (starkt [[pH|sur]])
|kristallstruktur=kubisk
|tillstånd=gas
|magnetiska egenskaper=icke magnetisk
|smältpunkt=53,53 [[Kelvin|K]] (−220 [[Grad Celsius|°C]])
|kokpunkt=85,03 K (−188&nbsp;°C)
|molvolym=11,2
|molpotens=-
|ångbildningsvärme=3,2698
|smältvärme=0,2552
|ångtryck=-
|ljudhastighet=-
|elektronegativitet=3,98
|värmekapacitet=824
|elektrisk-ledning=___ ·10<sup>6</sup>
|värmeledning=0,0279
|joniseringspot-1=1681
|joniseringspot-2=3374,2
|joniseringspot-3=6050,4
|joniseringspot-4=8407,7
|joniseringspot-5=11022,7
|joniseringspot-6=15164,1
|joniseringspot-7=17868
|joniseringspot-8=92038,1
|joniseringspot-9=106434,3
|isotoper={{Grundämne/Isotop
  |isotop=<sup>18</sup>F
  |förekomst=[[Isotop|syntetisk]]
  |halveringstid=109,771 [[minut|min]]
  |sönderfallstyp=[[Elektroninfångning|ε]]
  |sönderfallsenergi=1,656 [[Mega|M]][[Elektronvolt|eV]]
  |sönderfallsprodukt=<sup>18</sup>[[Syre|O]]}}
{{Grundämne/Isotop
  |isotop=<sup>19</sup>F
  |förekomst=100 %
  |stabil-neutroner=10}}
}}
'''Fluor''' (latin: ''Fluorum''<ref>{{webbref |url=http://books.google.se/books?id=Fl4sdCYrq3cC&pg=PA150&lpg=PA150&dq=fluorum+latin&source=bl&ots=95WeL0LkwD&sig=ETSzm9nDd0Hl4-JQb7YKWQOZAZ0&hl=sv&ei=BEMMTPgQy604yKaszg8&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=6&ved=0CDEQ6AEwBQ#v=onepage&q=fluorum%20latin&f=false |titel=Fluorum |hämtdatum=7 juni 2010 |efternamn=Senning |förnamn=Alexander |medförfattare= |datum=2008 |verk=Elsevier's dictionary of chemoetymology: The Whies and Whences of Chemical Nomenclature and Terminol |utgivare=Elsevier}}</ref>) är ett [[icke-metall]]iskt [[grundämne]] med [[atomnummer]] 9 och den [[kemiskt tecken|kemiska beteckningen]] '''F''', tillhörande gruppen [[halogen]]er. Fluor bildar en tvåatomig [[molekyl]] med sig själv i grundform, vilket resulterar i F<sub>2</sub>. Fluor är det mest reaktiva och [[Elektronegativitet|elektronegativa]] av alla grundämnen. Till exempel ’’brinner’’ fluor i närheten av [[kolväte]]n, till skillnad från [[förbränning]] av kolväten med hjälp av [[syre]], vilket kräver [[aktiveringsenergi|ett tillskott av energi]]. Således är F<sub>2</sub> mycket farligt, farligare än andra halogener såsom den giftiga [[klor]]gasen.

Fluor har högst elektronegativitet samt liten atomradie vilket ger unika egenskaper till många av dess [[kemisk förening|föreningar]]. Till exempel förlitar sig <sup>235</sup>[[uran|U]] (uran-235), det huvudsakliga kärnbränslet, på volatiliteten hos [[Uranhexafluorid|UF<sub>6</sub>]] (uranhexafluorid). Dessutom är [[kol–fluor-bindning]]en en av de starkaste bindningarna i [[organisk kemi]]. Detta leder till den höga stabiliteten och ihärdigheten hos [[:Kategori:Fluororganiska föreningar|fluororganiska föreningar]], såsom [[Teflon|(poly)tetrafluoreten]] (Teflon) och [[Perfluoroktansulfonsyra|C<sub>8</sub>F<sub>17</sub>SO<sub>3</sub>H]] (perfluoroktansulfonsyra). Kol–fluor-bindningens [[Induktiv effekt|induktiva effekter]] leder till styrkan i många fluorhaltiga [[syra|syror]], såsom [[Trifluormetansulfonsyra|CF<sub>3</sub>SO<sub>3</sub>H]] (trifluormetansulfonsyra) och [[Trifluoretansyra|CF<sub>3</sub>COOH]] (trifluoretansyra). I mediciner substitueras ofta organiska föreningar med fluor på biologiskt reaktiva platser, för att förhindra deras [[metabolism]] och förlänga deras livslängd.

== Karaktäristik ==
F<sub>2</sub> är en frätande ljusgul eller brun gas och är ett kraftigt [[oxidationsmedel]]. Fluor är det mest reaktiva och mest elektronegativa av alla grundämnen på den klassiska [[Pauling-skalan]] (4,0), och bildar raskt föreningar med de flesta andra grundämnen. Fluor har ett [[oxidationstal]] på -1, förutom när den binder till en annan fluoratom i F<sub>2</sub>, då oxidationstalet är 0. Fluor bildar till och med föreningar med [[ädelgas]]erna [[Argon|Ar]] (argon), [[Krypton|Kr]] (krypton), [[Xenon|Xn]] (xenon) och [[Radon|Rn]] (radon). Till och med i mörka, svala förhållanden, [[kemisk reaktion|reagerar]] fluor explosivt med [[Väte|H<sub>2</sub>]] (vätgas). Reaktionen med väte sker även vid extremt låga temperaturer, med [[vätska|flytande]] väte och [[fast form|fast]] fluor. Fluor är så pass reaktivt att [[metall]]er, och även [[vatten]], samt andra substanser, brinner med en stark låga i en ström av fluor. I fuktig luft reagerar fluor med vatten och bildar den farliga [[gas]]en [[vätefluorid]].

[[Fluorid]]er är föreningar med fluor och en [[Katjon|positivt laddad partikel]]. Dessa förekommer oftast som kristallina, joniska salter. Fluorföreningar med metaller är bland de mest stabila salterna.

Vätefluorid är en svag syra när den löses i vatten, men är ändock mycket frätande och angriper glas. Således bildar fluorider av alkalimetaller [[bas (kemi)|basiska]] [[lösning (kemi)|lösningar]]. Till exempel, en enmolarig (1&nbsp;mol/dm<sup>3</sup>) lösning av [[Natriumfluorid|NaF]] (natriumfluorid) i vatten har ett pH på 8,59, jämfört med en enmolarig lösning [[Natriumhydroxid|NaOH]] (natriumhydroxid), en stark bas, som har ett pH på 14,00.

== Isotoper ==
Trots att fluor har flera olika '''[[isotop]]er''', är endast en av dessa (<sup>19</sup>F) stabil, och de övriga har kort [[halveringstid]] och återfinns ej naturligt. Fluor är således ett [[mononuklidiskt grundämne]].

[[Nuklid]]en [[Fluor-18|<sup>18</sup>F]] är [[radionuklid]]en av fluor med längst halveringstid (ungefär 110 minuter = nästan 2 timmar), och är kommersiellt en viktig källa för [[positron]]er, vilket utnyttjas i [[positronemissionstomografi]].

== Historia ==
Mineralet [[flusspat]] (även kallat fluorit), vilket består till mestadels av [[Kalciumfluorid|CaF<sub>2</sub>]] (kalciumfluorid), nämndes år 1530 av [[Georgius Agricola]] för sin användning som [[fluss]]. Fluss används för att främja sammansmältning av [[metall]]er eller [[mineral]]er. Namnet fluor kan härledas därifrån då ”fluere” på latin betyder ”att flöda”. År 1670 upptäckte [[Schwanhard]] att glas [[Etsning|etsas]] vid kontakt med flusspat som hade behandlats med en [[syra]]. [[Carl Wilhelm Scheele]], och senare andra forskare såsom [[Humphry Davy]], [[Caroline Menard]], [[Louis Joseph Gay-Lussac|Gay-Lussac]], [[Antoine Lavoisier]] och [[Louis Jacques Thénard]], har alla experimenterat med fluorvätesyra, som lätt framställdes genom att behandla fluorit med koncentrerad [[Svavelsyra|H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>]] (svavelsyra).

På grund av sin extrema reaktivitet så isolerades inte fluorgas förrän många år efter igenkännandet av fluorit. Utvecklingen i att isolera fluorgas gick långsamt på grund av att det kunde endast framställas elektrolytiskt och även under kontrollerade förhållanden angriper gasen många material. År 1886 rapporterades det att [[Henri Moissan]] hade lyckats isolera fluorgas efter nästan 74 år av insatser av andra kemister. Framställningen av fluorgas med fluorvätesyra som utgångspunkt är ytterst farligt, och förblindade eller dödade ett flertal kemister i tidiga försök att isolera denna halogen. Dessa individer kom att kallas fluormartyrer (''eng''. fluorine martyrs). Moissan fick Nobelpriset i kemi år 1906 för sin upptäckt. Den första storskaliga framställningen påbörjades till stöd för [[Manhattanprojektet]], där föreningen [[Uranhexafluorid|UF<sub>6</sub>]] (uranhexafluorid) hade valts till den form av [[uran]] som skulle möjliggöra separationen av dess [[isotop]]er <sup>235</sup>U och <sup>238</sup>U. I Manhattanprojektet upptäckte man att UF<sub>6</sub> bryts ned till UF<sub>4</sub> och F<sub>2</sub>. Korrosionsproblemet orsakat av F<sub>2</sub> löstes till slut genom att elektrolytiskt täcka all UF<sub>6</sub> med [[Nickel|Ni]] (nickel), vilket bildar [[Nickeldifluorid|NiF<sub>2</sub>]] (nickeldifluorid) som inte angrips av fluorgas. Leder och flexibla delar var gjorda av [[teflon]], en då väldigt nyupptäckt [[plast]] som inte heller angrips av F<sub>2</sub>.

== Framställning ==
Industriell framställning av fluorgas medför elektrolys av vätefluorid i närheten av [[Kaliumfluorid|KF]] (kaliumfluorid). Denna metod är baserad på pionjärstudierna av Moissan (se ovan). Fluorgas bildas vid [[anod]]en och vätgas vid [[katod]]en. Under dessa förhållanden omvandlas kaliumfluorid till [[Kaliumvätefluorid|KHF<sub>2</sub>]] (kaliumvätefluorid), vilket är det egentliga elektrolytet. Kaliumvätefluorid understödjer elektrolysen genom att kraftigt öka [[konduktivitet]]en i lösningen.

:HF + KF → KHF<sub>2</sub>
:KHF<sub>2</sub> → 2 KF + H<sub>2</sub> + F<sub>2</sub>

Den vätefluorid som krävs för elektrolysen skaffas som en biprodukt till framställning av [[Fosforsyra|H<sub>3</sub>PO<sub>4</sub>]] (fosforsyra). Mineraler som innehåller [[Fosfat|PO<sub>4</sub><sup>3−</sup>]] (fosfatjoner) innehåller stora mångder [[fluorit]]. Vid behandling med svavelsyra släpper dessa mineraler ifrån sig vätefluorid:

:CaF<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → 2 HF + CaSO<sub>4</sub>

År 1986, under förberedelserna inför en konferens för att fira upptäckten av fluors 100-årsjubileum, upptäckte [[Karl Christe]] ett rent kemisk sätt att framställa fluor med hjälp av vattenfri HF, [[Kaliummangan(IV)hexafluorid|K<sub>2</sub>MnF<sub>6</sub>]] (kaliummangan(IV)hexafluorid) och [[Antimonpentafluorid|SbF<sub>5</sub>]] (antimonpentafluorid) vid 150&nbsp;°C:

:2K<sub>2</sub>MnF<sub>6</sub> + 4SbF<sub>5</sub> → 4KSbF<sub>6</sub> + 2MnF<sub>3</sub> + 2F<sub>2</sub>

Trots att detta inte är praktisk syntes på stor skala, så demonstrerar denna rapport att elektrolys inte är det enda sättet att utvinna fluorgas på.

== Användningsområden ==
Fluorgas, F<sub>2</sub>, används huvudsakligen för att framställa två föreningar med kommersiellt intresse; [[Uranhexafluorid|UF<sub>6</sub>]] (uranhexafluorid) och [[Svavelhexafluorid|SF<sub>6</sub>]] (svavelhexafluorid).

=== Industriellt användande av fluorföreningar ===
* [[Atom]]ärt och [[molekyl]]ärt fluor används för [[plasmaetsning]] i tillverkandet av [[halvledare]], tillverkning av [[plattskärm]]ar och tillverkning av [[MEMS]] (mikroelektromekaniska system). [[Xenondifluorid|XeF<sub>2</sub>]] (xenondifluorid) används också för det sistnämnda.
* [[Fluorvätesyra|HF(aq)]] (fluorvätesyra) används för att [[Etsning|etsa]] glas i glödlampor och andra produkter.
* [[Tetrafluoreten|C<sub>2</sub>F<sub>4</sub>]] (tetrafluoreten) och [[Perfluoroktansyra|C<sub>7</sub>F<sub>15</sub>COOH]] (perfluoroktansyra) används direkt i tillverkningen av [[plast]]er med låg [[friktionskoefficient]] såsom [[Teflon|(poly)tetrafluoreten]] (Teflon).
*

=== Användning inom tandvård och medicin ===
* Oorganiska föreningar med fluor, såsom [[Natriumfluorid|NaF]] (natriumfluorid), [[Tenn(II)fluorid|SnF<sub>2</sub>]] (tenn(II)fluorid) och [[Natriummonofluorfosfat|Na<sub>2</sub>PFO<sub>3</sub>]] (natriummonofluorfosfat), används i [[tandkräm]] och [[Munvatten|fluorsköljningar]] för att förhindra [[karies]]. [[Fluorpensling]] är ytterligare en metod som används för att minska förekomst av hål i tänderna.<ref>"[http://www.nrk.no/helse-forbruk-og-livsstil/1.1315074 Bedre tenner med fluorpensling]", nrk.no. 12 december 2005. Läst den 16 december 2012.</ref>

* [[Fludrokortison]] (9α-fluokortisol) är en av de vanligaste [[mineralkortikoid]]erna, en typ av läkemedel som härmar [[aldosteron]]s verkan.

== Biologisk roll ==
Även om F<sub>2</sub> är för reaktivt för att ha någon naturlig biologisk roll, används fluor i föreningar med biologisk aktivitet. Naturligt förekommande [[:Kategori:Fluororganiska föreningar|fluororganiska föreningar]] är ovanliga; [[Fluoretansyra|FCH<sub>2</sub>COOH]] (fluoretansyra) används dock som [[Växters skydd mot växtätare|skydd mot växtätare]] av minst 40 olika [[växt]]er i Australien, Brasilien och Afrika.

Enzymet [[adenosylfluoridsyntas]] katalyserar bildningen av 5'-deoxy-5'-fluoradenosin enligt följande [[Kemisk reaktion|reaktion]]:

:''S''-adenosyl-L-metionin + fluorid <math>\rightleftharpoons</math> 5'-deoxi-5'-fluoradenosin + L-metionin

Fluor är inte ett essentiellt [[näringsämne]], men dess betydelse i att förhindra [[karies]] är välkänt. Detta sker till övervägande del [[Administreringsväg|lokalt]], men innan 1981 ansågs det i första hand vara [[enteral]]t (via [[Mag-tarmkanalen|matspjälkningssystemet]]).

== Försiktighetsåtgärder ==
=== Fluorgas ===

F<sub>2</sub> (fluorgas), är ett mycket giftigt, frätande oxidationsmedel, som kan antända organiska ämnen. Fluorgas har en karaktäristisk stickande lukt som kan upptäckas i koncentrationer så låga som 20 [[ppb]]. Eftersom det är så reaktivt så måste alla konstruktionsmaterial väljas noga och alla metallytor måste [[Kemisk passivisering|passiviseras]].

=== Fluoridjon ===
Fluoridjoner är giftiga: den dödliga dosen för natriumfluorid för en människa på 70&nbsp;kg uppskattas vara 5-10 g.

=== Vätefluorid och fluorvätesyra ===
[[Vätefluorid|HF]] (vätefluorid) och [[Fluorvätesyra|HF(aq)]] (fluorvätesyra, vattenlösningen av vätefluorid) är mycket farliga, mycket farligare än det relaterade ämnet [[Saltsyra|HCl]] (väteklorid), eftersom [[Dissociation (kemi)|odissocierade]] HF-molekyler penetrerar skinnet och biologiska membran, vilket orsakar djupa och smärtfria brännsår. Den fria fluoridjonen, som bildas när en vätefluoridmolekyl dissocieras, kan orsaka död på grund av [[arytmi]]. Brännsår större än 160&nbsp;cm<sup>2</sup> kan leda till [[hypokalcemi]].<ref name='RMTHFE'>{{Webbref | titel = Recommended Medical Treatment for Hydrofluoric Acid Exposure| url = http://www51.honeywell.com/sm/hfacid/common/documents/HF_medical_book.pdf| hämtdatum = 2009-09-16| utgivare = Honeywell Specialty Materials| format = PDF}}</ref>

=== Fluororganiska föreningar ===
[[:Kategori:Fluororganiska föreningar|Fluororganiska föreningar]] förekommer inte vanligtvis i naturen. De kan vara ogiftiga, som [[Oktadekafluornaftalen|C<sub>10</sub>F<sub>18</sub>]] (oktadekafluornaftalen), eller mycket giftiga som [[Perfluorisobuten|C<sub>4</sub>F<sub>8</sub>]] (perfluorisobuten) och [[Fluoretansyra|FCH<sub>2</sub>COOH]] (fluoretansyra). Många läkemedel är fluororganiska föreningar, såsom den cancerförebyggande [[Fluoruracil|C<sub>4</sub>H<sub>3</sub>FN<sub>2</sub>O<sub>2</sub>]] (fluoruracil). [[Perfluoroktansulfonsyra|C<sub>8</sub>F<sub>17</sub>SO<sub>3</sub>H]] (perfluoroktansulfonsyra) är en [[långlivad organisk förorening]].

== Se även ==
* [[Periodiska systemet]]
* [[Fluorid]]
* [[Grundämne]]
* [[Atomslag]]

== Referenser ==
{{enwp|url=http://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Fluorine&oldid=312621882|artikel=Fluorine|datum=11 september 2009}}
<references/>

{{Periodiska systemet navbox}}

[[Kategori:Grundämnen]]
[[Kategori:Halogener]]
[[Kategori:Fluor| ]]