Fluor

I dagens verden er Fluor et emne, der har fået stor relevans på forskellige områder. Uanset om det er på et personligt, professionelt eller socialt plan, har Fluor fanget opmærksomheden hos millioner af mennesker rundt om i verden. Dens virkning og betydning har skabt en kontinuerlig debat og en konstant interesse i at forstå dens implikationer. Fra sin oprindelse til sin nuværende udvikling har Fluor været en kilde til undersøgelse, analyse og refleksion. I denne artikel vil vi udforske de forskellige dimensioner af Fluor og dens indflydelse på det moderne samfund.

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

Se også

  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: