Fluor (F) er et kemisk grundstof med atomnummer 9 og er det mest elektronegative grundstof i det periodiske system. Det tilhører halogenerne (gruppe 17) og er yderst reaktivt.
1. Introduktion til fluor
Fluor har 9 protoner, typisk 10 neutroner og 9 elektroner. Som det letteste halogen optræder det som en bleggul, giftig gas ved stuetemperatur. Fluor er stærkt ætsende og reagerer voldsomt med de fleste stoffer – også glas.
2. Fysiske og kemiske egenskaber
Fluor er en diatomisk gas (F₂), som er yderst reaktiv og elektronegativ. Den angriber mange materialer, herunder metaller, plast og organiske forbindelser.
- Smeltepunkt: –219,6 °C
- Kogepunkt: –188,1 °C
- Meget giftig og ætsende
Fluor danner salte og forbindelser kaldet fluorider – fx natriumfluorid (NaF) og uranhexafluorid (UF₆).
3. Isotoper af fluor
Der findes én stabil naturlig isotop:
- Fluor-19 (¹⁹F): 9 protoner og 10 neutroner (100 % naturlig forekomst)
Fluor-18 (¹⁸F) er en radioaktiv isotop, der bruges i medicinsk billeddiagnostik (PET-scanning).
4. Industrielle anvendelser
Fluor anvendes i mange industrier, ofte i form af fluorforbindelser:
| Anvendelse | Beskrivelse |
| Fluorplast (Teflon) | Polytetrafluorethylen (PTFE) er et ikke-klæbende, varmebestandigt plast anvendt i fx stegepander. |
| Aluminiumsproduktion | Fluoridforbindelser anvendes som elektrolytter i aluminiumssmelteværker. |
| Vandfluorering og tandpleje | Små mængder fluorid tilsættes drikkevand og tandpasta for at styrke tandemaljen. |
| Kølemidler og drivgasser | Fluorcarboner har været anvendt i køleanlæg og spraydåser, men mange er nu udfaset pga. miljøhensyn. |
5. Sundhed og sikkerhed
Fluor i rene former er ekstremt giftigt og må kun håndteres under kontrollerede forhold. Indånding af fluor- eller fluoridgasser kan være livstruende.
Dog er små mængder fluorid (som i tandpasta) gavnlige for tandhygiejne og forebyggelse af huller. Overskud kan dog føre til dental fluorose – misfarvning af tænderne.
