Spring til indhold

Fluor

Fra Wikipedia, den frie encyklopædi
Ikke at forveksle med fluoren, fluorid og fluorit.
Fluor
Bleg gul-brun
Periodiske system
Generelt
AtomtegnF
Atomnummer9
Elektronkonfiguration2, 7 Elektroner i hver skal: 2, 7. Klik for større billede.
Gruppe17 (Halogener)
Periode2
Blokp
Atomare egenskaber
Atomradius50 pm
Kovalent radius71 pm
Van der Waals-radius147 pm
Elektronkonfiguration1s² 2s² 2p5
Elektroner i hver skal2, 7
Kemiske egenskaber
Oxidationstrin−1
Elektronegativitet3,98 (Paulings skala)
Fysiske egenskaber
Tilstandsformgas
KrystalstrukturKubisk
Massefylde (gas)1,7 g/L
Smeltepunkt−219,62 °C
Kogepunkt−188,12 °C
Kritisk punkt−129,08 °C (ved 5,172 MPa)
Smeltevarme(F2) 0,510 kJ/mol
Fordampningsvarme(F2) 6,62 kJ/mol
Varmefylde(F2) 31,304 J·mol–1K–1
Varmeledningsevne27,7⋅10-3 W·m–1K–1
Magnetiske egenskaberIkke magnetisk

Fluor er det 9. grundstof i det periodiske system og har det kemiske symbol F. Frit fluor findes som F2, en ekstremt reaktiv, giftig, svagt gul-brun gas. Frit fluor er det mest kemisk reaktive og elektronegative af alle grundstoffer. Det reagerer med alle andre grundstoffer undtagen neon og helium[1]. Fluor oxiderer (brænder) kulbrinter ved stuetemperatur, i kontrast til forbrænding af kulbrinter med ilt, som kræver tilførsel af energi med fx en gnist. Derfor er frit fluor ekstremt farligt; langt farligere end andre halogener såsom klorgas.

Fluors høje elektronegativitet og lille atomradius er baggrunden for dets unikke egenskaber i mange kemiske forbindelser. Til berigning af 235U udnyttes, at uranhexafluorid, UF6, er en flygtig forbindelse. Carbon-fluor-bindingen er en af de stærkeste bindinger i organisk kemi. Dette bidrager til stabilitet og holdbarheden af fluoralkan-baserede organofluor-forbindelser, som fx teflon (polytetrafluoroethylen).

Carbon-fluor-bindingens polaritet er forklaringen på den høje styrke af mange fluorinerede syrer, som fx triflinsyre og trifluoreddikesyre.

I USA anses fluor og fluorforbindelser for at være blandt de ti største forurenere af hjemme-miljøet

[redigér | rediger kildetekst]
  1. ^ "Fluorine Video - The Periodic Table of Videos - University of Nottingham". Arkiveret fra originalen 24. oktober 2016. Hentet 18. oktober 2016.
  2. ^ "Top 10 Common Household Toxins The Hazards Lurking at HOME, Time 2010". Arkiveret fra originalen 7. juli 2013. Hentet 8. juli 2013.
  3. ^ "Per- and polyfluorinated substances in the Nordic Countries. Use, occurence and toxicology". Arkiveret fra originalen 20. februar 2014. Hentet 7. november 2014.


Wikimedia Commons har medier relateret til: