Izvorni kôd stranice Fluor

{{Infokutija hemijski element
| Hemijski element = Fluor
| Simbol = F
| Atomski broj = 9
| Serija = Halogeni
| Slika = [[Datoteka:Liquid fluorine tighter crop.jpg|180px]]
| Grupa = 17
| Perioda = 2
| Blok = p
| Boja serije = Khaki
| Izgled = žučkasti gas
| Zastupljenost = 0,028<ref name="binder" />
| Atomska masa = 18,998403163<ref name="iupac" />
| Atomski radijus = 50
| Atomski radijus izračunat = 42
| Kovalentni radijus = 71
| Van der Waalsov radijus = 147
| Elektronska konfiguracija = [[Helij|He]] 2s<sup>2</sup> 2p<sup>5</sup>
| Elektroni u energetskom nivou = 2, 7
| Energija ionizacije_1 = 1681,0
| Energija ionizacije_2 = 3374,2
| Energija ionizacije_3 = 6050,4
| Agregatno stanje = gas
| Mohsova skala tvrdoće = 
| Struktura kristala = 
| Gustoća = 1,6965<ref name="gestis" />
| Magnetizam = dijamagnetičan
| Tačka topljenja_K = 53,53
| Tačka topljenja_C = −219,62
| Tačka ključanja_K = 85,15<ref name="zhang" />
| Tačka ključanja_C = −188
| Molarni volumen = 11,20 · 10<sup>−6</sup> 
| Toplota isparavanja = 6,32<ref name="zhang" />
| Toplota topljenja = 0,2552
| Pritisak pare = 
| Pritisak pare_K = 
| Brzina zvuka = 
| Brzina zvuka_K = 
| Specifična toplota = 
| Specifična toplota_K = 
| Specifična električna provodljivost = 
| Specifična električna provodljivost_K = 
| Toplotna provodljivost = 0,0279
| Toplotna provodljivost_K = 
| Oksidacioni broj = −1
| Oksidi = 
| Elektrodni potencijal = 2,87 V (F + e<sup>−</sup> → F<sup>−</sup>)
| Elektronegativnost = 4,0
| Oznaka upozorenja = {{Oznake upozorenja|T+|C}}<br />
| Oznake upozorenja R = {{Oznake upozorenja R|7|26|35}}
| Oznake upozorenja S = {{Oznake upozorenja S|(1/2)|9|26|36/37/39|45}}
| Radioaktivan = Ne
| Izotopi = 
{{Infokutija Hemijski element/Izotop
| Broj tipova raspada = 1
| Simbol = F
| Maseni broj = 17
| Rasprostranjenost u prirodi = 0
| Vrijeme poluraspada = 64,49 [[Sekunda|s]]
| Tipraspada1ZM = [[Elektronski zahvat|ε]]
| Tipraspada1ZE = 2,761
| Tipraspada1ZP = <sup>17</sup>O
}}
{{Infokutija Hemijski element/Izotop
| Broj tipova raspada = 1
| Simbol = F
| Maseni broj = 18
| Rasprostranjenost u prirodi = 0
| Vrijeme poluraspada = 109,77 [[Minuta|min]]
| Tipraspada1ZM = [[Beta-zraci|β<sup>+</sup>]], [[Elektronski zahvat|ε]]
| Tipraspada1ZE = 1,656
| Tipraspada1ZP = <sup>18</sup>O
}}
{{Infokutija Hemijski element/Izotop
| Broj tipova raspada = 0
| Simbol = F
| Maseni broj = 19
| Rasprostranjenost u prirodi = 100
}}
{{Infokutija Hemijski element/Izotop
| Broj tipova raspada = 1
| Simbol = F
| Maseni broj = 20
| Rasprostranjenost u prirodi = 0
| Vrijeme poluraspada = 11,00 [[Sekunda|s]]
| Tipraspada1ZM = [[Beta-zraci|β<sup>-</sup>]]
| Tipraspada1ZE = 7,025
| Tipraspada1ZP = <sup>20</sup>Ne
}}
{{Infokutija Hemijski element/Izotop
| Broj tipova raspada = 1
| Simbol = F
| Maseni broj = 21
| Rasprostranjenost u prirodi = 0
| Vrijeme poluraspada = 4,158 [[Sekunda|s]]
| Tipraspada1ZM = [[Beta-zraci|β<sup>-</sup>]]
| Tipraspada1ZE = 5,684
| Tipraspada1ZP = <sup>21</sup>Ne
}}
|}}
'''Fluor''' je [[hemijski element]] označen [[hemijski simbol|simbolom]] '''F''' i ima atomski broj 9. U [[periodni sistem elemenata|periodnom sistemu]] nalazi se u 7. glavnoj grupi i spada u [[halogeni elementi|halogene elemente]]. U normalnim uslovima on se nalazi u obliku dvoatomske molekule F<sub>2</sub> kao gas, izuzetno je reaktivan i veoma otrovan. Već i u najmanjim koncentracijama može se primijetiti njegov oštar miris. Fluor je bezbojan, ali u većim koncentracijama ima žuto-zelenu boju. Ima najveću [[elektronegativnost]] među svim poznatim hemijskim elementima. U spojevima sa svim elementima, uz samo nekoliko izuzetaka, ima oksidacijsko stanje -1. Reagira sa svim elementima, osim sa plemenitim inertnim gasovima [[helij]]em i [[neon]]om. [[Voda|Vodu]] razlaže gradeći [[fluorovodik]], HF.

Naziv elementa se izvodi iz latinskog ''fluores''. Ovaj pojam označava najvažniji prirodni izvor fluora, mineral [[fluorit]], koji se u metalurgiji upotrebljava kao sredstvo za snižavanje neophodne temperature topljenja ruda (u prvobitnom kontekstu: ''lapides igni liquescentes (fluores))'').

Elementarni fluor je izuzetno otrovan i jako nagrizajući. Rastvorljivi fluoridi su visokim koncentracijama su također veoma [[otrov]]ni, međutim moguće je da su u tragovima neophodni za razvoj kosti i [[zub]]a. Zbog toga se ponekad djelimično dodaje u vodu za piće i [[so|kuhinjsku so]] (fluoridiranje).

== Historija ==
Prve opisane soli fluora bile su prirodno rasprostranjene soli [[kalcij fluorid]]a (fluorit). Njega je prvi opisao [[Georgius Agricola]] 1530. godine, a 1556. godine spomenuo ga je kao pomoćno sredstvo za topljenje ruda.<ref name="Meiers" /> Djeluje tako što šljaku i istopljenu rudu čini rijeđom, tako da ona može teći. [[Carl Wilhelm Scheele]] se prvi sveobuhvatno bavio fluoritom i njegovim osobinama. Također je otkrio i [[Fluoridna kiselina|fluoridnu kiselinu]] i njeno nagrizajuće djelovanje na [[staklo]] ([[silicij-dioksid]]). Osim toga, otkrio je i osobinu fluorita da pokazuje [[Fluorescencija|fluorescenciju]], a koja je i nazvana po ovom [[mineral]]u.<ref name="Meiers" />

[[Humphry Davy]] je 1811. godine prvi koji je predvidio da je fluor zaseban hemijski element. Nakon toga, mnogi [[hemičar]]i su pokušavali dobiti čisti, elementarni fluor. Zbog velikih teškoća, kojima je uzrok bila velika hemijska reaktivnost fluora, tek 26. juna 1886. godine francuskom hemičaru [[Henri Moissan]]u uspjelo je dobiti elementarni fluor. Dobio ga je pomoću [[elektroliza|elektrolize]] [[rastvor]]a [[kalij-bifluorid]]a u tečnom [[fluorovodik]]u na niskim temperaturama. Za ovaj rad [[Henri Moissan|Moissan]] je nagrađen [[Nobelova nagrada za hemiju|Nobelovom nagradom za hemiju]] 1906. godine.<ref name="Tressaud" />

Značajan rast proizvodnje fluora desio se tokom [[Drugi svjetski rat|Drugog svjetskog rata]], sa jedne strane razvitkom [[nuklearno oružje|atomskog oružja]] u SAD ([[Projekt "Manhattan"]]), za šta je bio neophodan u svrhu obogaćivanja izotopa [[uranij]]a <sup>235</sup>U preko gasovitog [[uranij heksafluorid]]a (UF<sub>6</sub>), koji se dobija uz pomoć elementarnog fluora.<ref name="Voegtlin" /><ref name="Goldwhite" /> Sa druge strane, u tadašnjoj najvećoj svjetskoj hemijskoj kompaniji "[[IG Farben]]", Nijemci su pomoću fluoroelektroliznih ćelija, spojeve fluora koristili samo za pravljenje novog zapaljivog sredstva ([[hlor trifluorid]]), u svrhu proizvodnje zapaljivih bombi.<ref name="karre" /> Da li je [[Treći rajh|nacistička Njemačka]] tada mogla, pomoću ovih fluorovih spojeva, vršiti obogaćivanje uranija <sup>235</sup>U, i danas je predmet kontroverznih diskusija.<ref name="Karlsch" /><ref name="Scalia" />

== Osobine ==
=== Fizičke ===
Fluor na sobnoj temperaturi je svijetložuti gas, snažnog, oštrog mirisa. Boja gasa zavisi od debljine sloja, ispod jednog metra debljine gas je potpuno bezbojan, tek iznad toga javlja se karakteristična žuta boja. Pri temperaturama ispod −188&nbsp;°C fluor je u tečnom stanju, a boja mu prelazi u kanarsko žutu.<ref name="burdon" /> [[Talište]] fluora je na temperaturi od −219,52&nbsp;°C<ref name="HoWi2146" /> Poznate su dvije [[alotropske modifikacije]] čvrstog fluora. Između −227,6&nbsp;°C i tališta fluor se kristalizira u kubičnom kristalnom sistemu sa parametrom rešetke a&nbsp;=&nbsp;667&nbsp;pm (β-fluor).<ref name="streib" /> Ispod −227,6&nbsp;°C fluor je stabilan u monoklinskoj α-modifikaciji sa parametrima rešetke a&nbsp;=&nbsp;550&nbsp;pm, b&nbsp;=&nbsp;328&nbsp;pm, c&nbsp;=&nbsp;728&nbsp;pm i β&nbsp;=&nbsp;102,17°.<ref name="pauling" /> Pri temperaturi od 0&nbsp;°C i pritisku od 1013&nbsp;hPa<ref name="gestis" />, fluor je sa [[gustoća|gustoćom]] od 1,6959&nbsp;kg/m<sup>3</sup> teži od [[zrak]]a. Kritična tačka nalazi se pri pritisku od 52,2&nbsp;bar i temperaturi od 144,2&nbsp;K (−129&nbsp;°C).<ref name="romp" />

=== Molekularne ===
Fluor u elementarnom stanju se nalazi, kao i drugi halogeni elementi, u obliku dvoatomske [[molekula|molekule]]. Dužina veze u molekuli fluora iznosi 144 pm i kraća je nego jednostavna veza kod drugih elementata (naprimjer dužina veze između dva [[atom]]a [[ugljik]]a iznosi 154 pm). I pored ovako kratke međuatomske veze, energija disocijacije fluor-fluor veze iznosi 158 kJ/molu i u poređenju sa drugim spojevima je manja, a približno odgovara onoj u molekuli [[jod]]a, koja ima dužinu veze od 266 pm. Smatra se da razlog niske energije disocijacije prvenstveno leži u činjenici da se slobodni elektronski parovi u molekuli više približavaju jedan drugom te pri tome dolazi do međusobnog odbijanja. Ova slaba veze je jedan od uzroka velike reaktivnosti fluora.

Preko teorije molekulskih orbitala može se također objasniti veza u molekuli fluora. Tom teorijom smatra se da s- i p- atomske orbitale pojedinih atoma sastavljene iz povezujućih i protivpovezujućih molekulskih orbitala. Orbitale 1s- i 2-s atoma fluora tako postaju σ<sub>s</sub> i σ<sub>s</sub>*- povezujuće i protivpovezujuće molekulske orbitale. Iako su ove orbitale u potpunosti popunjene [[elektron]]ima, ne pridonosi ništa da se one povežu. Iz 2p- orbitala nastaje ukupno 6 molekulskih orbitala različitih energija. To su povezujuće orbitale  σ<sub>p</sub>-, π<sub>y</sub>- i π<sub>z</sub>-, kao i odgovarajuće protivpovezujuće σ<sub>p</sub>*-, π<sub>y</sub>*- i π<sub>z</sub>* molekulske orbitale. Pri tome π-orbitale posjeduju istu energiju. Kada se elektroni podijele u molekulske orbitale, dolazi do toga da su određene povezujuće kao protivpovezujuće π*-orbitale potpuno zauzete. Iz toga proizilazi poredak veze od (6–4)/2 = 1 i dijamagnetično ponašanje, koje je i eksperimentalno dokazano.

=== Hemijske ===
Fluor spada među najsnažnija oksidacijska sredstva koja su stabilna na sobnoj temperaturi. On je [[elektronegativnost|najelektronegativniji]] [[hemijski element]] i reagira sa svim drugim elementima osim [[helij]]a i [[neon]]a. Većina reakcija sa fluorom je vrlo burna. Tako naprimjer, za razliku od svih drugih halogena, fluor reagira eksplozivno sa [[vodik]]om bez svjetlosnog aktiviranja, već u čvrstom stanju pri −200&nbsp;°C, gradeći [[fluorovodik]]. Fluor je jedini element koji neposredno reagira sa plemenitim gasovima [[kripton]]om, [[ksenon]]om i [[radon]]om. Tako se pri temperaturi od 400&nbsp;°C reakcijom ksenona i fluora dobija [[ksenon(II) fluorid]].

Također, i mnoge druge supstance burno reagiraju sa fluorom, između ostalih mnogi vodikovi spojevi kao što je [[voda]], [[amonijak]], [[monosilan]], [[propan]] ili organski rastvarači. Fluor sa vodom reagira različito pod različitim uslova. Ako se u hladnu vodu uvedu manje količine fluora, nastaje [[vodik-peroksid]] i [[fluoridna kiselina]]:<ref name="Cady"/>
:<math>\mathrm{F_2 + 2\ H_2O \longrightarrow H_2O_2 + 2\ HF}</math>

Ako se u manje količine vode uvedu prekomjerne količine fluora, nasuprot prethodne reakcije nastat će [[led]] ili hidroksidi kao osnovni proizvodi te kisik i kisik difluorid.<ref name="Cady"/>

=== Izotopi ===
Fluor je jedan od 22 ''čista'', monoizotopna elementa. Prirodni fluor sastoji se 100% iz izotopa <sup>19</sup>F. Osim njega, poznato je 16 vještačkih [[izotop]]a, počev od <sup>14</sup>F do <sup>31</sup>F, kao i [[nuklearni izomer]] <sup>18m</sup>F.<ref name="nubase" />

Osim izotopa <sup>18</sup>F, čije je vrijeme poluraspada 109,77 minuta, svi drugi vještački izotopi se raspadaju u vremenu od zeptosekunde (10<sup>−21</sup>s) do najviše jedne minute. Izotop <sup>18</sup>F se koristi u dijagnostici [[rak (bolest)|raka]] u obliku fluor dezoksiglukoze, fluor etilholina, fluor etiltirozina odnosno <sup>18</sup>F-fluorid kao radionuklid u [[pozitronska emisijska tomografija|pozitronskoj emisijskoj tomografiji]] (PET).

== Rasprostranjenost ==
[[Datoteka:9104 - Milano - Museo storia naturale - Fluorite - Foto Giovanni Dall'Orto 22-Apr-2007.jpg|mini|180px|lijevo|[[Mineral]] [[fluorit]]]]
U Zemljinoj kori, fluor je relativno čest i zastupljen u količini od 0,0525%.<ref name="Wedepohl" /> Zbog svoje velike reaktivnosti, u prirodi se ne može naći u elementarnom stanju već u obliku spojeva fluorida i nekih minerala. Jedan izuzetak je radioaktivni antozonit (stinkspat, varijetet [[fluorit]]a sa sadržajem [[uranij]]a), u kojem nastaje fluor u vrlo malehnim količinama putem radiolize, što uzrokuje pojavu jakog mirisa pri mehaničkoj obradi ovog minerala od oslobođenog fluora.<ref name="Schmedt" /> Morska voda sadrži rastvorene fluoride u tragovima, jer oni općenito imaju vrlo slabu rastvorljivost u vodi. Tragovi spojeva fluora nalaze se i u [[kost]]ima, [[zub]]ima, [[krv]]i i [[mlijeko|mlijeku]]. Najčešći minerali fluora su [[fluorit]] CaF<sub>2</sub> i [[fluorapatit]] Ca<sub>5</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>F. Najveći dio fluorita je spojen sa fluorapatitom, ali on u sebi sadrži vrlo mali maseni udio fluora od oko 3,5%. Stoga se fluorapatit ne koristi zbog svog udjela fluora, nego kao izvor [[fosfat]]a. Osnovni izvor za dobijanje fluora i spojeva fluora je fluorit. Najveća nalazišta fluorita postoje u [[Meksiko|Meksiku]], [[Kina|Kini]], [[Južnoafrička Republika|Južnoafričkoj Republici]], [[Španija|Španiji]] i [[Rusija|Rusiji]].

Pored navedenih, prirodno rasprostranjeni mineral fluora je i [[kriolit]] Na<sub>3</sub>AlF<sub>6</sub>. Davno pronađeno nalazište kriolita kod [[Ivigtut]]a na [[Grenland]]u je već iskorišteno.  Kriolit koji se danas upotrebljava za proizvodnju [[aluminij]]a se hemijski sintetizira. Fluor je i sastavni dio nekih rijetkih minerala. Primjeri takvih minerala su [[topaz]] Al<sub>2</sub>SiO<sub>4</sub>(OH, F)<sub>2</sub>, koji se smatra dragim kamenjem, [[selait]] MgF<sub>2</sub> i [[bastnesit]] (La,Ce)(CO<sub>3</sub>)F.

Neki rijetki organizmi mogu proizvoditi organske spojeve fluora. Južnoafrički grm gifblaar i druge biljne vrste iz roda ''Dichapetalum'' mogu sintetizirati [[fluoroacetatna kiselina|fluoroacetatnu kiselinu]], te je skladištiti u svojim listovima. Ona im služi kao odbrana od biljoždera koji se hrane tim biljkama, jer je ova kiselina za životinje otrovna. Otrovno djelovanje ove kiseline se manifestira prekidanjem ciklusa limunske kiseline (Krebsov ciklus).<ref name="roth" />

== Dobijanje ==
Polazni materijal za dobijanje elementarnog fluora i mnogih spojeva fluora je pretežno [[fluorit]] (CaF<sub>2</sub>). Iz njega se putem reakcije sa koncentriranom [[sumporna kiselina|sumpornom kiselinom]] dobija [[fluorovodik]].
:<math>\mathrm{CaF_2 + H_2SO_4 \longrightarrow CaSO_4 + 2\ HF}</math>
:<small>Reakcija kalcij fluorida sa sumpornom kiselinom.</small>

Drugi izvor [[Fluoridna kiselina|fluoridne kiseline]] je dobijanje [[fosfat]]a, pri čemu nastaje fluoridna kiselina kao otpadni proizvod u preradi [[fluorapatit]]a.

Samo mali dio proizvedene fluoridne kiseline se dalje prerađuje do elementarnog fluora. Najveći dio se neposredno prerađuje u druge spojeve fluora. Ukoliko ovo nije moguće, onda je neophodan elementarni fluor. Pošto je fluor najjače oksidacijsko sredstvo, hemijskim putem je moguće njegovo dobijanje u vrlo malim količinama ali vrlo neekonomično. Umjesto toga, koriste se [[elektrohemija|elektrohemijski]] procesi. Bruto reakcija se odvija u skladu sa reakcijom:

:<math>\mathrm{2\ HF \longrightarrow H_2 + F_2}</math>

Proces je dobio ime po [[Henri Moissan]]u. U njemu se ne koristi čisti fluorovodik za [[elektroliza|elektrolizu]], već mješavina [[kalij fluorid]]a i fluorovodika u omjeru od 1:1 do 1:3. Osnovni razlog za korištenje ove mješavine leži u činjenici da je provodljivost istopljene smjese mnogo viša u odnosu na čisti fluorovodik, koji slabo provodi električnu struju isto kao i čista voda. Za elektrolizu je vrlo važno da je otopina potpuno bezvodna, jer bi u suprotnom umjesto fluora tokom elektrolize nastao [[kisik]].

U industriji primjenjuje se takozvani proces ''srednje temperature'', u kojem se pri temperaturama od 70 do 130&nbsp;°C primjenjuje mješavina kalij fluorida i fluorovodika u omjeru 1:2. Kod većeg udjela fluorovodika nastaje mnogo viši [[pritisak pare]], tako da je on mora prerađivati na niskim temperaturama uz stalno hlađenje. Ako se u mješavini nalazi manji udio fluorovodika (oko 1:1) onda su temperature topljenja znatno više (kod udjela 1:1 - 225&nbsp;°C), što znatno otežava manipulaciju i izaziva [[korozija|koroziju]]. Elektroliza se izvodi korištenjem [[grafit]]nih elektroda u ćeliji izrađenoj od [[čelik]]a i [[monel]]a ([[legura]] bakra, [[nikl]]a i željeza), koja dodatno sadrži željezni lim za odvajanje prostora anode i katode, kako bi se onemogućilo mješanje nastalih gasova. Na elektrode se dovodi napon od 8 do 12 [[volt]]i. Fluorovodik koji se troši pri elektrolizi neophodno je neprestano dodavati.

Sirovi fluor, koji se otpušta u elektrolitičkoj ćeliji, ima primjesa fluorovodika, a ima u tragovima i [[kisik]]a, [[tetrafluor metan]]a (CF<sub>4</sub>) i drugih perfluorugljika, nastalih putem reakcija fluora sa elektrodnim materijalom. Ove nečistoće se mogu odstraniti smrzavanjem i adsorpcijom fluorovodika na [[natrij fluorid]].

U laboratoriji fluor se može dobiti i raspadanjem [[mangan tetrafluorid]]a (MnF<sub>4</sub>). Najprije se K<sub>2</sub>[[Mangan|Mn]]F<sub>6</sub> raspada djelovanjem [[Antimon|Sb]]F<sub>5</sub>, pri čemu se oslobađa nestabilni plavo-ljubičasti MnF<sub>4</sub>. Zatim se mangan tetrafluorid raspada na temperaturi preko 150&nbsp;°C na F<sub>2</sub> i MnF<sub>3</sub>.<ref name="ervin" />

== Upotreba ==
Zbog velike reaktivnosti i teškog rukovanja fluorom, elementarni fluor se može koristiti u samo vrlo ograničenim oblastima. Pretežno se prerađuje u spojeve fluora, koji se ne mogu dobiti na neki drugi način. Najveći dio proizvedenog fluora utroši se za pravljenje [[uranij heksafluorid]]a, koji omogućava obogaćivanje [[Uranij|<sup>235</sup>U]] u gasnim centrifugama ili procesima gasne difuzije, uglavnom zbog svoje velike volatilnosti. Ovaj izotop je vrlo važan za [[nuklearna fisija|razbijanje jezgra]] atoma. Drugi važni proizvod, koji se može načiniti samo pomoću elementarnog fluora, je [[sumpor-heksafluorid]]. On služi kao gasoviti [[izolator]] naprimjer u visokonaponskim prekidačima i visokonaponskim gasom izoliranim električnim vodovima.

Fluor služi i za fluoriranje površine vještačkih materijala. Ovakvi materijali se koriste za izradu spremnika goriva u [[automobil]]ima, gdje povećava nepropusnost spremnika.<ref name="fguma" /> Međutim, u industrijskim zemljama ova tehnika se sve češće zamjenjuje modernim koekstruzijskim tehnologijama u izradi spremnika. Rukovanje izuzetno opasnim fluorom u proizvodnji spremnika je time spriječeno. Osim toga u vezi sa biogorivima za isparavanje hlapljivih organskih spojeva (VOC), željene granične vrijednosti nisu prekoračene.<ref name="PlasFuelSys" /> U siromašnim i zemljama u razvoju, gdje je briga za okolinu i zaštita na radu manja nego u industrijski razvijenim zemljama, tehnika fluoriranja se i dalje dosta primjenjuje. Dodatno djelovanje fluoriranja je da se boje i lakovi mogu lakše zadržavati na tako obrađenim površinama vještačkih materijala (poliolefini). Tako su u tim zemljama vrlo raširena tehnologija obrade plamenom, koja je relativno jeftina. Ukoliko se fluor i [[grafit]] zagrijavaju zajedno, nastaje ugljik fluorid (''grafit fluorid''), koji služi kao sredstvo za suho podmazivanje i materijal za elektrode.

Fluorovi derivati [[metan]]a i [[etan]]a su veoma slabi otrovi za razliku od ostalih jedinjenja fluora te se stoga zbog svoje velike inertnosti upotrebljavaju u rashladnim uređajima pod nazivom [[freon]].

== Spojevi ==
Kao najelektronegativniji među svim elementima, fluor u svojim spojevima se javlja gotovo isključivo u oksidacijskom stanju -1. Poznati su spojevi fluora sa svim elementima, osim sa neonom i helijem.

=== Fluorovodik ===
[[Fluorovodik]] je otrovni gas, prodornog, nagrizajućeg mirisa. Vodeni rastvor fluorovodika naziva se [[fluoridna kiselina]]. Dok se bezvodni, tečni fluorovodik ubraja u najsnažnije [[kiseline]], ponekad zvane i ''super kiseline'', međutim fluoridna kiselina se svrstava srednje jake kiseline. Fluorovodik je jedna od malobrojnih supstanci koje neposredno reagiraju sa [[staklo]]m. Zbog toga se fluoridna kiselina koristi u industriji stakla u rastvorima za jetkanje. Fluorovodik se također koristi i kao sirovina za dobijanje elementarnog fluora i mnogih drugih spojeva fluora.

=== Fluoridi ===
[[Datoteka:Calcium fluoride.jpg|thumb|desno|[[Kalcij fluorid]]]]
[[Fluorid]]i su [[soli]] fluorovodika. One su najznačajnije i najviše rasprostranjene soli fluora. U prirodi se najčešće javljaju teško rastvorljivi [[kalcij fluorid]] CaF<sub>2</sub> u obliku [[mineral]]a [[fluorit]]a. Osim njega, u industriji i drugi fluoridi igraju značajne uloge. Naprimjer uranij heksafluorid i natrij fluroid, koji se koristi, između ostalog, kao sredstvo za zaštitu drveta, dok je ranije bio patentiran i prodavan kao otrov za pacove i insekte.<ref name="patents" />

Jedan od najčešćih fluorida korištenih u [[organska hemija|organskoj hemiji]] je [[tetrabutil amonij fluorid]] (TBAF). Pošto je TBAF rastvorljiv u organskim otapalima, a na fluoridni ion ne utječu kationi (takozvani ''goli fluorid''), koristi se uglavnom kao izvor fluorida u organskim reakcijama. Jedna od važnijih reakcija tetrabutil amonij fluorida je razlaganje silil etera, koji se koriste kao zaštitna grupa za alkohole.<ref name="romp" />

=== Organski spojevi fluora ===
Postoji cijeli niz organskih spojeva sa fluorom. Jedna od najpoznatijih grupa hemijskih spojeva su [[hlorofluorougljici]] (CFC). CFC spojevi niske molekularne mase sa jednim ili dva atoma [[ugljik]]a su gasovi i ranije su služili kao rashladna sredstva u hladnjacima i pogonski gas u sprejevima, lakovima i limenkama. Međutim, otkriveno je da ovi spojevi povećavaju razgradnju [[ozon]]a, a ispuštanjem u atmosferu oštećuju ozonski omotač, postepeno je njihova primjena i proizvodnja ograničena, naročito nakon usvajanja [[Montrealski protokol|Montrealskog protokola]] 1987. godine. Nasuprot njih, fluorougljici nisu štetni za [[ozonski omotač]]. Međutim organski spojevi fluora imaju druge štetne osobine, između ostalih, njihova apsorpcija svjetlosti u infracrvenom spektru značajno doprinosi [[Efekt staklenika|efektu staklenika]], pa se oni smatraju stakleničkim gasovima.<ref name="bayern" />

U svakodnevnici poznat je i organski spoj fluora [[politetrafluoreten]] (PTFE), koji se pod trgovačkim imenom ''Teflon®'' koristi kao premaz tava i posuda za pečenje. Perfluorirani tenzidi, koji se koriste u proizvodnji teflona, kao i drugi perfluorirani spojevi imaju molekule sa izuzetno stabilnim vezama između atoma ugljika i fluora. Ove veze daju ovim supstancama osobine izuzetno velike hemijske i temperaturne otpornosti, ali dovode do toga da su ove supstance također vrlo postojane u okolini te su gotovo nerazgradive.<ref name="allum" />

== Biološki značaj ==
I danas je vrlo diskutabilno, da li je fluor neophodan mikroelement u [[čovjek|ljudskom]] organizmu.<ref name="WHO" /> Procjenjuje se da se u tijelu odrasle osobe od oko 70&nbsp;kg tjelesne težine nalazi oko 5 grama fluorida.<ref name="Kaim" /> Oni su vrlo neravnomjerno raspoređeni, ubjedljivo najveći dio je sadržan u [[kost]]ima i [[zub]]ima.

Fluoridi mogu štititi zube od karijesa i dati čvrstoću [[caklina|caklini]]. Ugrađivanjem fluorida umjesto hidroksid iona u [[hidroksil apatit]] zuba nastaje [[fluorapatit]]. On se teže rastvara u vodi i tako je stabilniji i otporniji na pljuvačku. Fluorid djeluje remineralizirajuće zbog slabe rastvorljivosti fluorapatita, tako da se apatit kojeg rastvore kiseline, u prisustvu fluora ponovo taloži. Osim toga, fluoridi djeluju inhibirajuće na određene [[enzim]]e i utječu na prekidanje procesa glikolize u bakterijama koje izazivaju [[karijes]], što onemogućava njihov rast.<ref name="Heinrich" />

Unos fluorida u organizam prirodnim putem dešava se po pravilu putem vode za piće ili hrane. Ukoliko djeca tokom razvitka zuba unose prekomjerne količine fluorida, može se javiti [[fluoroza|dentalna fluoroza]]. Ona se manifestira tamnim bojenjem i tamnim mrljama na površini zuba, a sami zubi postaju lomljivi i slabije otporni. Najveća preporučena količina fluorida za novorođenčad i dojenčad do 6 mjeseci starosti iznosi 0,7&nbsp;mg dnevno, za djecu od 7 do 17 mjeseci starosti 0,9&nbsp;mg dnevno, a za djecu do 3 godine 1,3&nbsp;mg dnevno. Djeca od četiri od osam godina ne smiju unositi u organizam više od 2,2&nbsp;mg fluorida dnevno. Tek nakon što je razvoj zuba završen kod adolescenata, odrasli mogu podnijeti veće doze do 10&nbsp;mg fluorida dnevno.<ref name="Marktl" />

Godinama se u svijetu provodi [[fluoriranje vode]] za piće, naročito u SAD, [[Izrael]]u, Australiji, [[Brazil]]u, Kanadi i drugim zemljama. Međutim, brojne nevladine organizacije, udruženja i mnogi naučnici protive se fluoriranju vode, navodeći štetne posljedice hroničnog izlaganja fluoridima.<ref name="zdravlje" /><ref name="taylor" /> U većem dijelu [[Evropa|Evrope]] fluoriranje vode nije dopušteno, međutim u nekim zemljama, poput Švicarske, fluoriranje je provođeno u nekim gradovima. Tako naprimjer, u [[Basel]]u se do 2000. godine nije smjela prodavati so koja sadrži fluor, da bi se izbjegla prevelika izloženost fluoru.<ref name="basel" />

Pošto su fluoridi, slično kao i [[selen]], otrovni u velikim količinama, smiju se unositi u tijelo samo u veoma malim količinama bez toksičnog djelovanja.

== Reference ==
{{refspisak|2|refs=
<ref name="binder">Harry H. Binder: ''Lexikon der chemischen Elemente''. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, {{ISBN|3-7776-0736-3}}.</ref>
<ref name="iupac">[http://www.iupac.org/news/news-detail/article/standard-atomic-weights-revised-v2.html IUPAC, Standard Atomic Weights Revised v2]</ref>
<ref name="gestis">[http://gestis.itrust.de/nxt/gateway.dll?f=id$t=default.htm$vid=gestisdeu:sdbdeu$id=007090 GESTIS] baza podataka</ref>
<ref name="zhang">Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: ''Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks''. u: ''Journal of Chemical & Engineering Data''. 56, 2011, str. 328–337, {{doi|10.1021/je1011086}}</ref>
<ref name="Meiers">P. Meiers: [http://www.fluoride-history.de/deutsch/fluor.htm Fluoride History - 1. Entdeckung des Fluors.], april 2007. {{simboli jezika|de|njemački}}</ref>
<ref name="Wedepohl">Hans Wedepohl: ''The composition of the continental crust.'' u: ''Geochimica et Cosmochimica Acta'' 59, Nr. 7, 1995, str. 1217–1232. {{doi|10.1016/0016-7037(95)00038-2}}</ref>
<ref name="Schmedt">Jörn Schmedt auf der Günne, Martin Mangstl, Florian Kraus: ''Elementares Fluor F<sub>2</sub> in der Natur - In-situ-Nachweis und Quantifizierung durch NMR-Spektroskopie.'' u: ''Angewandte Chemie.'' 2012, str.&nbsp;7968–7971, {{doi|10.1002/ange.201203515}}.</ref>
<ref name="Tressaud">Alain Tressaud: ''Henri Moissan: Chemie-Nobelpreisträger 1906.'' u: ''Angew. Chem.'' 2006, 118, 6946–6950. ({{doi|10.1002/ange.200601600}})</ref>
<ref name="roth">Klaus Roth: ''Das Sinnloseste: der Zitronensäurezyklus.'' u: ''Chemie in unserer Zeit.'' 39, 2005, str. 348–354. {{doi|10.1002/ciuz.200590067}}</ref>
<ref name="Voegtlin">C. Voegtlin, H. C. Hodge: ''Pharmacology and toxicology of Uranium Compounds. With a section on the pharmacology and toxicology of fluorine and hydrogen fluoride.'' u: ''National Nuclear Energy Series.'' McGraw Hill Book Company, 1949.</ref>
<ref name="karre">E. Karr: ''Elemental fluorine. I. G. Farbenindustrie Leverkusen.'' u: ''FIAT final report'' 838, 15. juni 1946.</ref>
<ref name="Goldwhite">H. Goldwhite: ''The Manhattan Project.'' In: R. E. Banks, D. W. A. Sharp, J. C. Tatlow (ur.) ''Fluorine – the first hundred years.'' Elsevier, Lausanne/New York, 1986, str. 109 ff. {{ISBN|978-0-444-75039-6}}</ref>
<ref name="Karlsch">R. Karlsch: ''Hitlers Bombe.'' Deutsche Verlags-Anstalt, München 2005. {{ISBN|978-3-421-05809-6}}</ref>
<ref name="Scalia">J. M. Scalia: ''In geheimer Mission nach Japan: U 234.'' 3. izd., Ullstein, 2006, {{ISBN|978-3-613-02199-0}} (Napomena: Oznaka U 234 nije oznaka za izotop uranija nego kôd njemačke podmornice ''U-Boot'').</ref>
<ref name="ervin">Erwin Riedel: ''Anorganische Chemie.'' 6. izdanje, Walter de Gruyter, Berlin 2004. {{ISBN|978-3-11-018168-5}}</ref>
<ref name="pauling">[[Linus Pauling|L. Pauling]], I. Keaveny, A. B. Robinson: ''The Crystal Structure of α-Fluorine.'' u: ''Journal of solid state chemistry.'' 2, 1970, str.&nbsp;225–221. {{doi|10.1016/0022-4596(70)90074-5}}</ref>
<ref name="romp">''Fluor'' u: ''Roempp Chemie Lexikon.'' Thieme Verlag, 2007, ([http://www.roempp.com/prod/index1.html online]).</ref>
<ref name="burdon">J. Burdon, B. Emson, A. J. Edwards: ''Is fluorine gas really yellow?'' u: ''J. Fluorine Chem'' 34, 1987, str.&nbsp;471–474. {{doi|10.1016/S0022-1139(00)85188-X }}</ref>
<ref name="streib">T. Jordan, W. Streib, W. Lipscomb: ''Single Crystal X-Ray Diffraction Study of β-Fluorine.'' u: ''Journal of Chem. Phys.'' 41, 1964, str.&nbsp;760–764. {{doi|10.1063/1.1725957}}</ref>
<ref name="HoWi2146">Nils Wiberg, Egon Wiberg, Arnold Fr. Holleman: ''Lehrbuch der Anorganischen Chemie.'' 102. izd. de Gruyter Berlin, 2007, {{ISBN|978-3-11-017770-1}}, str.&nbsp;2146.</ref>
<ref name="Cady">George Hamilton Cady: ''Reaction of Fluorine with Water and with Hydroxides.'' u: ''Journal of the American Chemical Society.'' 57, 1935, str.&nbsp;246–249, {{doi|10.1021/ja01305a006}}.</ref>
<ref name="nubase">G. Audi, O. Bersillon, J. Blachot, A. H. Wapstra: ''[http://www.nndc.bnl.gov/amdc/nubase/Nubase2003.pdf The Nubase evaluation of nuclear and decay properties] (PDF).''</ref>
<ref name="PlasFuelSys">[http://www.plasfuelsys.org/benefits/biofuels ''European Plastic Fuel Tanks and Systems Manufacturers Association (PlasFuelSys)''].</ref>
<ref name="fguma">[http://loomen.carnet.hr/mod/wiki/prettyview.php?pageid=289 Osposobljenost za rad na tankerima za kemikalije, 4 dio]</ref>
<ref name="patents">[http://www.fluoride-history.de/p-insecticides.htm Patents on Fluoride Rat Poison and Insecticides]</ref>
<ref name="bayern">''[http://www.lfu.bayern.de/umweltwissen/doc/uw_22_fckw.pdf FCKW und FCKW-Ersatzstoffe].'' Bayerisches Landesamt für Umweltschutz, maj 2004. (PDF).</ref>
<ref name="allum">''[http://www.allum.de/?mod=noxe&n_id=92 Perfluorierte Verbindungen].'' Allergie – Umwelt – Gesundheit.</ref>
<ref name="Marktl">Cem Ekmekcioglu, Wolfgang Marktl: ''Essentielle Spurenelemente: Klinik und Ernährungsmedizin.'' Springer, 2006, {{ISBN|978-3-211-20859-5}}, str. 142–143</ref>
<ref name="basel">Zdravstvena služba grada Basela: ''[http://www.bs.ch/mm/showmm.htm?url=2003-06-24-sd-001 Umstellung von der Trinkwasser- zur Salzfluoridierung in Basel].'' Saopćenje za medije 24. juni 2003, pristupljeno 5.12.2012.</ref>
<ref name="Kaim">W. Kaim, B. Schwederski: ''Bioanorganische Chemie.'' 4. izd., Teubner, 2005, {{ISBN|3-519-33505-0}}.</ref>
<ref name="Heinrich">L. Stösser, R. Heinrich-Weltzien: ''Kariesprävention mit Fluoriden'', u: ''Oralprophylaxe und Kinderzahnheilkunde.'' 29, 2007.</ref>
<ref name="WHO">WHO: ''Fluoride in Drinking-water. Background document for development of WHO Guidelines for Drinking-water Quality'' WHO/SDE/WSH/03.04/96, World Health Organization 2004. ([http://www.who.int/water_sanitation_health/dwq/chemicals/fluoride.pdf pdf]).</ref>
<ref name="zdravlje">Tomislav Kolarević: [http://www.planetzdravlja.com/index.php/2011-11-22-14-19-13/otrovi-oko-nas/92-zagadena-voda-koju-pijemo Zagađena voda koju pijemo]</ref>
<ref name="taylor">Franz J. Maiera, Ervin Bellack: ''Fluoridation'',  C R C Critical Reviews in Environmental Control, Vol. 2, Iss. 1-4, 1972, str. 387-430, {{doi|10.1080/10643387109381586}}</ref>
}}

{{Commonscat|Fluorine}}
{{PSE}}

[[Kategorija:Hemijski elementi]]