Fluor

Fluor
Nummer 9 Tecken F Grupp 17 Period 2 Block p
F ↓ Cl Syre ← Fluor → Neon     [He] 2s2 2p5             9F                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                                         Flytande fluor vid kryogeniska temperaturer. Emissionsspektrum
Generella egenskaper
Relativ atommassa	18,998403163(6)[1][2] u
Utseende	Blekt gul i sin gasform
Fysikaliska egenskaper
Densitet vid 0 °C och 101,325 kPa	1,696 g/L
– flytande, vid kokpunkten	1,505 g/L
Aggregationstillstånd	Gas
Smältpunkt	53,48 K (−219,67 °C)[3]
Kokpunkt	85,03 K (−188,11 °C)[3]
Trippelpunkt	53,48 K (−219,67 °C) 90 kPa[3]
Kritisk punkt	144,41 K (−128,74 °C) 5,1724 MPa[3]
Molvolym	11,2 × 10−6 m³/mol
Smältvärme	0,2552 kJ/mol
Ångbildningsvärme	6,32[4][5] kJ/mol
Molär värmekapacitet	Cp: 31[6] J/(mol × K) Cv: 23[6] J/(mol × K)
Ångtryck Tr. (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k Te. (K) 38 44 50 58 69 85
Atomära egenskaper
Atomradie	50 pm
Kovalent radie	71 pm
van der Waalsradie	135 pm
Elektronaffinitet	328 kJ/mol
Jonisationspotential	Första: 1 681 kJ/mol Andra: 3 374,2 kJ/mol Tredje: 6 050,4 kJ/mol Fjärde: 8 407,7 kJ/mol (Lista)
Elektronkonfiguration
Elektronkonfiguration	[He] 2s2 2p5
e− per skal	2, 7
Kemiska egenskaper
Oxidationstillstånd	−1
Oxider (basicitet)	(starkt sur)
Elektronegativitet	3,98[7] (Paulingskalan) 4,193 (Allenskalan)
Normalpotential	2,87 V (F + e− → F−)
Diverse
Kristallstruktur	Kubisk
Ljudhastighet	286 m/s
Värmeledningsförmåga	0,02591[8] W/(m × K)
Magnetism	Diamagnetisk
Magnetisk susceptibilitet	−1,2 × 10−4[9][10]
Brytningsindex	1,000195[11]
Identifikation
CAS-nummer	7782-41-4
EG-nummer	231-954-8
Pubchem	24524
RTECS-nummer	LM6475000
Historia
Namnursprung	Från latin fluere, ”att flyta”.[12][13]
Upptäckt	André-Marie Ampère (1810)
Första isolation	Henri Moissan[7] (26 juni 1886)
Namngivare	Humphry Davy
Stabilaste isotoper
Huvudartikel: Fluorisotoper Nuklid NF t1/2 ST SE (MeV) SP 17F {syn.} 64,49 s β+ 2,761 17O 18F {syn.} 109,771 min β+ 1,656 18O 19F 100 % Stabil 20F {syn.} 11,163 s β− 7,025 20Ne 21F {syn.} 4,158 s β− 5,684 21Ne
Säkerhetsinformation
Säkerhetsdatablad: Extern data
Globalt harmoniserat system för klassifikation och märkning av kemikalier GHS-märkning av farliga ämnen enligt EU:s förordning 1272/2008 (CLP) på grundval av följande källa: [14] Giftig Oxiderande Frätande Gasflaska
H-fraser	H330, H270, H314, H280
EUH-fraser	EUH071
P-fraser	P260, P280, P244, P220, P304+340, P303+361+353[källa behövs]
EU-märkning av farliga ämnen EU-märkning av farliga ämnen enligt EU:s förordning 1272/2008 (CLP) på grundval av följande källa: [14] Oxiderande (O) Mycket giftig (T+) Frätande (C)
R-fraser	R8, R26, R35
S-fraser	S9, S26, S28, S36/37/39, S45
NFPA 704 0 4 4
SI-enheter och STP används om inget annat anges.

Fluor (latin: Fluorum^[15]) är ett icke-metalliskt grundämne med atomnummer 9. Den har kemiskt tecken^[16] F och tillhör gruppen halogener. Fluor bildar en tvåatomig molekyl med sig själv i grundform, vilket resulterar i F₂, fluorgas. Fluor är det mest reaktiva och elektronegativa av alla grundämnen. Till exempel antänds kolväten spontant och brinner i fluorgas till skillnad från förbränning av kolväten i luftens syre som kräver ett tillskott av energi för antändning - till exempel genom en gnista. Således är fluorgas mycket farligt – farligare än andra halogener såsom den giftiga klorgasen.

På grund av sin höga reaktivitet förekommer fluor inte fritt i naturen, utan alltid kemiskt bundet, vanligen som fluorid. Fluor är det 13:e vanligaste grundämnet på jordskorpan.^[17]

Fluor har högst elektronegativitet samt liten atomradie vilket ger unika egenskaper till många av dess föreningar. Till exempel bygger diffusionsmetoden för anrikning av uran på flyktigheten hos uranhexafluorid. Dessutom är kol–fluor-bindningen en av de starkaste bindningarna i organisk kemi. Detta leder till den höga stabiliteten och härdigheten hos fluororganiska föreningar, såsom (poly)tetrafluoreten (Teflon) och perfluoroktansulfonsyra. Kol–fluor-bindningens induktiva effekter leder till styrkan i många fluorhaltiga syror, såsom trifluormetansulfonsyra och trifluoretansyra. I mediciner substitueras ofta organiska föreningar med fluor på biologiskt reaktiva platser, för att förhindra deras metabolism och förlänga deras livslängd.