Fluor

fluor

Fluor er en svært giftig, lysegul gass som reagerer med alle andre grunnstoffer enn edelgassene helium og neon.

Fluor er et grunnstoff med atomsymbol F og atomnummer 9. Det er det letteste grunnstoffet i gruppe 17 (halogenene) i periodesystemet. Fluorgass består av F₂-molekyler.

¹⁹F er den eneste stabile isotopen av fluor, så atomvekten for fluor er 19,00. 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 edelgassen neon, så det er et meget stabilt ion.

Forbindelser av fluor har en lang rekke anvendelser, blant annet i tannpleie.

Jordskorpen inneholder 540 ppm fluor, alltid i form av fluorider. Noen viktige fluorholdige mineraler er fluoritt (flusspat, CaF₂), kryolitt (Na₃AlF₆) og fluoridapatitt (Ca₅(FPO4)₃.

Fluor er det mest elektronegative av alle grunnstoffer og har alltid formell ladning –1 i forbindelser. Det 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 uorganiske fluorforbindelser er giftige og kan forårsake dype, etsende sår.

Fluor-karbonbinding er den sterkeste bindingen som finnes i organisk kjemi. Siden bindingen med karbon er så vanskelig å bryte, er fluor i perfluorforbindelser (som teflon) lite reaktivt.

Fluor kan fremstilles på den måten det først ble fremstilt av Henri Moissan. Da fremstilles først hydrogenfluorid ved å behandle fluoritt med konsentrert svovelsyre, som vist i denne reaksjonsligningen:

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.

Fluorgass kan også fremstilles kjemisk:

2KMnO₄(s) + 2KF(s) + 3H₂O₂(l) → 2K₂MnF₆ (s) + 8H₂O(aq) + 3O₂(g)

2K₂MnF₆(s) + 4SbF₅(s) → 4KSbF₆(s) + 2 MnF₆(s) + F₂(g)

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) der F-atomer har erstattet H-atomer.

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

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

En liten mengde fluorid i vann styrker tennene, da noen hydroksylgrupper i apatitten i emaljen erstattes med fluoridioner. Se egen artikkel om fluorforbindelser i tannpleie.

Navnet fluor kommer fra trivialnavnet fluorspar på mineralet CaF₂(s), som på 1500-tallet av Agricola 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. Navnet gikk over til grunnstoffet fluor da det ble fremstilt.

Å fremstille selve grunnstoffet viste seg å være svært vanskelig, da fluorgass er meget reaktiv. Det lyktes Henri Moissan først i 1886 å fremstille fluorgass ved elektrolyse av kaliumhydrogenfluorid løst i flytende hydrogenfluorid (normalkokepunkt 20 °C) i et kar av platina og med platinaelektrode (utstyr finansiert av hans svigerfar). Også hans helse ble på virket av hydrogenfluorgass, og dette kan ha bidratt til hans tidlige død.

Carl Wilhelm Scheele isolerte flussyre (HF(aq)) fra fluoritt (CaF₂(s) i 1771. Flussyre ble i tiden etter fremstilt av flere og blant annet brukt til å etse glass.