Флуор

Флуор је хемијски елемент који се у собним условима појављује као гас жуто-зелене боје. Он је најреактивнији од свих елемената. Директно реагује на све метале и неметале. Воду разлаже градећи флуороводоник, HF.

Флуор

течни флуор, при екстремно ниској температури
Општа својства
Име, симбол	флуор, F
Алотропи	алфа, бета
Изглед	гас: врло бледо жут течност: светла жута чврст: алфа је непрозиран, бета је прозиран
У периодном систему
Водоник Хелијум Литијум Берилијум Бор Угљеник Азот Кисеоник Флуор Неон Натријум Магнезијум Алуминијум Силицијум Фосфор Сумпор Хлор Аргон Калијум Калцијум Скандијум Титанијум Ванадијум Хром Манган Гвожђе Кобалт Никл Бакар Цинк Галијум Германијум Арсен Селен Бром Криптон Рубидијум Стронцијум Итријум Цирконијум Ниобијум Молибден Технецијум Рутенијум Родијум Паладијум Сребро Кадмијум Индијум Калај Антимон Телур Јод Ксенон Цезијум Баријум Лантан Церијум Празеодијум Неодијум Прометијум Самаријум Европијум Гадолинијум Тербијум Диспрозијум Холмијум Ербијум Тулијум Итербијум Лутецијум Хафнијум Тантал Волфрам Ренијум Осмијум Иридијум Платина Злато Жива Талијум Олово Бизмут Полонијум Астат Радон Францијум Радијум Актинијум Торијум Протактинијум Уранијум Нептунијум Плутонијум Америцијум Киријум Берклијум Калифорнијум Ајнштајнијум Фермијум Мендељевијум Нобелијум Лоренцијум Радерфордијум Дубнијум Сиборгијум Боријум Хасијум Мајтнеријум Дармштатијум Рендгенијум Коперницијум Нихонијум Флеровијум Московијум Ливерморијум Тенесин Оганесон – ↑ F ↓ Cl кисеоник ← флуор → неон ‍
Атомски број (Z)	9
Група, периода	група 17 (халогени), периода 2
Блок	p-блок
Категорија	диатомски неметал
Рел. ат. маса (Ar)	18,998403163(6)[1]
Ел. конфигурација
по љускама	2, 7
Физичка својства
Тачка топљења	53,48 K ​(−219,67 °‍C, ​−363,41 °F)[2]
Тачка кључања	85,03 K ​(−188,11 °‍C, ​−306,60 °F)[2]
Густина на СТП (0 °‍C и 101,325 kPa)	1,696 g/L[3]
течно ст., на т.к.	1,505 g/cm3[4]
Тројна тачка	53,48 K, ​90 kPa[2]
Критична тачка	144,41 K, 5,1724 MPa[2]
Топлота испаравања	6,51 kJ/mol[3]
Мол. топл. капацитет	Cp: 31 J/(mol·K)[4] (на 21,1 °C) Cv: 23 J/(mol·K)[4] (на 21,1 °C)
Напон паре P (Pa) 100 101 102 на T (K) 38 44 50 P (Pa) 103 104 105 на T (K) 58 69 85
Атомска својства
Електронегативност	3,98[5]
Енергије јонизације	1: 1681 kJ/mol 2: 3374 kJ/mol 3: 6147 kJ/mol (остале)[6]
Ковалентни радијус	64 pm[7]
Валсов радијус	135 pm[8]
Спектралне линије
Остало
Кристална структура	​кубична
Топл. водљивост	0,02591 W/(m·K)[9]
Магнетни распоред	дијамагнетичан (−1,2×10−4)[10][11]
CAS број	7782-41-4[5]
Историја
Именовање	по минералу флуориту, који је добио име по латинској речи fluo (тећи, у топљењу)
Откриће	Андре-Мари Ампер (1810)
Прва изолација	Анри Моасан[5] (26. јун 1886)
Именовање и епоним	Хамфри Дејви
Главни изотопи[12]
изотоп расп. пж. (t1/2) ТР ПР 18F трагови 109,8 мин β+ (97%) 18O ε (3%) 18O 19F 100% стабилни
референце • Википодаци

Реактивност флуора била је дуго година препрека за његово добијање у елементарном стању. Данас се флуор индустријски добија електролизом истопљеног калијум-флуорида на анхидрованом флуороводонику.У природи се флуор налази у виду једињења са оксидационим бројем -1 и то најчешће у виду флуорита, CaF₂, и карналита, Na₃AlF₆. Трагови једињења флуора налазе се у морској води, костима, зубима, крви и млеку. Флуорови деривати метана и етана су веома слаби отрови за разлику од осталих једињења флуора те се због своје велике инертности употребљавају у расхладним уређајима под називом фреон. Флуор се користи и за синтезу уранхексафлуорида који се примењује у изради нуклеарног оружја.