Visa källa för Fluor

{{Grundämne
|namn                             = Fluor
|atomnummer                       = 9
|tecken                           = F
|grupp                            = 17
|period                           = 2
|block                            = p
<!-- BILDER -->
|bild                             = Liquid fluorine tighter crop.jpg
|bildtext                         = Flytande fluor vid [[Kryoteknik|kryogeniska]] temperaturer.
|bildstorlek                      = 150px
|emissionsspektrum                = Fluorine Spectrum.svg
<!-- GENERELLA EGENSKAPER -->
|generella_egenskaper_ref         = 
|ämnesklass                       = diatomisk icke-metall
|relativ_atommassa                = 18,998403163(6)<ref name="IUPAC">[https://web.archive.org/web/20131423541600/http://www.iupac.org/news/news-detail/article/standard-atomic-weights-revised-v2.html IUPAC, Standard Atomic Weights Revised v2] .</ref><ref name="CIAAW">[http://www.ciaaw.org/atomic-weights.htm CIAAW, Standard Atomic Weights Revised 2013].</ref>
|utseende                         = Blekt gul i sin gasform
|allotroper                       = 
<!-- FYSIKALISKA EGENSKAPER -->
|fysikaliska_egenskaper_ref       = 
|densitet_tillägg                 = vid 0 °C och 101,325 kPa
|densitet                         = 1,696 g/L
|densitet2                        = flytande, vid kokpunkten
|densitet2_text                   = 1,505 g/L
|densitet_enhet                   = nej
|aggregationstillstånd            = [[Gas]]
|smältpunkt                       = 53,48 [[Kelvin|K]] (−219,67 [[Grad Celsius|°C]]){{Sfn|Haynes|2011|p=4.121}}
|kokpunkt                         = 85,03 K (−188,11 °C){{Sfn|Haynes|2011|p=4.121}}
|sublimationspunkt                = 
|trippelpunkt                     = 53,48 K (−219,67 °C)<br>90 [[Kilopascal|kPa]]{{Sfn|Haynes|2011|p=4.121}}
|kritisk_punkt                    = 144,41 K (−128,74 °C)<br>5,1724 MPa{{Sfn|Haynes|2011|p=4.121}}
|molvolym                         = 11,2
|molpotens                        = −6
|värmevärde                       = 
|smältvärme                       = 0,2552
|ångbildningsvärme                = 6,32<ref name="Zhang">Yiming Zhang, Julian R. G. Evans, Shoufeng Yang: ''Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks.'' In: ''Journal of Chemical & Engineering Data.'' 56, 2011, S.&nbsp;328–337, {{DOI|10.1021/je1011086}}.</ref>{{Sfn|Jaccaud et al.|2000|p=382}}
|specifik_värmekapacitet          = 
|molär_värmekapacitet             = C<sub>p</sub>: 31{{Sfn|Compressed Gas Association|1999|p=365}} [[Joule|J]]/([[mol]] × [[Kelvin|K]])<br>C<sub>v</sub>: 23{{Sfn|Compressed Gas Association|1999|p=365}}
<!-- TABELL 1: ÅNGTRYCK -->
|ångtryck_1                       = 38
|ångtryck_10                      = 44
|ångtryck_100                     = 50
|ångtryck_1_k                     = 58
|ångtryck_10_k                    = 69
|ångtryck_100_k                   = 85
|ångtryck_kommentar               = 
<!-- TABELL 2: ÅNGTRYCK -->
|ångtryck_1_2                     = 
|ångtryck_10_2                    = 
|ångtryck_100_2                   = 
|ångtryck_1_k_2                   = 
|ångtryck_10_k_2                  = 
|ångtryck_100_k_2                 = 
|ångtryck_kommentar_2             = 
<!-- ATOMÄRA EGENSKAPER -->
|atomära_egenskaper_ref           = 
|atomradie                        = 50
|kovalent-radie                   = 71
|van-der-Waal-radie               = 135
|elektronaffinitet                = 328
|joniseringspot-1                 = 1 681
|joniseringspot-2                 = 3 374,2
|joniseringspot-3                 = 6 050,4
|joniseringspot-4                 = 8 407,7
|joniseringspot-5                 = 11 022,7
|joniseringspot-6                 = 15 164,1
|joniseringspot-7                 = 17 868
|joniseringspot-8                 = 92 038,1
|joniseringspot-9                 = 10 6434,3
|joniseringspot-10                = 
|arbetsfunktion                   = 
<!-- ELEKTRONKONFIGURATION -->
|elektronkonfiguration_ref        = 
|elektronkonfiguration_tillägg    = 
|e-minus                          = 2, 7
<!-- KEMISKA EGENSKAPER -->
|kemiska_egenskaper_ref           = 
|oxidationstillstånd              = '''−1'''
|oxider                           = (starkt [[Syra|sur]])
|elektronegativitet               = 3,98{{Sfn|Jaccaud et al.|2000|p=381}}
|elektronegativitet_Allen         = 4,193
|normalpotential                  = 2,87 [[Volt|V]] {{Nowrap|1=(F + e<sup>−</sup> → F<sup>−</sup>)}}
<!-- DIVERSE -->
|diverse_ref                      = 
|kristallstruktur                 = [[Kubiska kristallsystemet|Kubisk]]
|bild-kristallstruktur            = Cubic.svg
|ljudhastighet                    = 286
|termisk_expansion                = 
|värmeledningsförmåga             = 0,02591{{Sfn|Yaws|Braker|2001|p=385}}
|termisk_diffusivitet             = 
|elektrisk_konduktivitet          = 
|elektrisk_resistivitet           = 
|magnetism                        = [[Diamagnetism|Diamagnetisk]]
|magnetisk_susceptibilitet        = −1,2 × 10<sup>−4</sup>{{Sfn|Mackay|Mackay|Henderson|2002|p=72}}{{Sfn|Cheng et al.|1999}}
|van_der_Waals_konstant           = 
|permittivitet                    = 
|brytningsindex                   = 1,000195<ref name="periodictable.com">{{Webbref|url=http://periodictable.com/Elements/009/data.html|titel=Technical data for Fluorine|språk=engelska|utgivare=periodictable.com|hämtdatum=4 november 2015}}</ref>
|ytspänning                       = 
|bandgap                          = 
|curiepunkt                       = 
|néelpunkt                        = 
|brottgräns                       = 
|youngs_modul                     = 
|skjuvmodul                       = 
|kompressionsmodul                = 
|poissons_konstant                = 
|hårdhet                          = 
|vickers_hårdhet                  = 
|brinells_hårdhet                 = 
<!-- IDENTIFIKATION -->
|identifikation_ref               = 
|CAS                              = 7782-41-4
|EG                               = 231-954-8
|gmelin                           = 
|NSC                              = 
|pubchem                          = 24524
|ATC                              = 
|ChEBI                            = 
|UN                               = 
|SMILES                           = 
|InChI                            = 
|RTECS                            = LM6475000
<!-- HISTORIA -->
|historia_ref                     = 
|namnursprung                     = Från [[latin]] ''fluere'', ”att flyta”.<ref>[http://www.rsc.org/periodic-table Royal Society of Chemistry – ''Visual Element Periodic Table'']</ref><ref>[http://www.etymonline.com – Online Etymological Dictionary]</ref>
|förutsägelse                     = 
|upptäckt                         = [[André-Marie Ampère]] (1810)
|första_isolation                 = [[Henri Moissan]]{{Sfn|Jaccaud et al.|2000| p=381}} (26 juni 1886)
|upptäckt_och_första_isolation    = 
|fastställt_som_ett_grundämne_av  = 
|namngivare                       = [[Humphry Davy]]
<!-- SÄKERHETSINFORMATION -->
|säkerhetsinformation_ref         = 
|säkerhetsdatablad                = [https://web.archive.org/web/20160304131926/http://www.airliquide.ca/file/otherelement/pj/fluorine_air_liquide_canada_air%202011english%20(us)81780.pdf Extern data]
|Sigma-Aldrich                    = 
|GHS-ref                          = <ref name="CLP_7090"/>
|GHS-symboler                     = {{GHS-tabell|06|03|05|04}}
|H-fraser                         = {{H-fras|330|270|314|280}}
|EUH-fraser                       = EUH071
|P-fraser                         = {{P-fras|260|280|244|220|304+340|303+361+353}}{{Källa behövs|datum=2015-12}}
|faroref                          = <ref name="CLP_7090"/>
|farosymboler                     = {{Farotabell|O|T+|C}}
|R-fraser                         = {{R-fras|8|26|35}}
|S-fraser                         = {{S-fras|9|26|28|36/37/39|45}}
|NFPA704                          = {{NFPA 704|Hälsa=4|Eldfarlighet=0|Reaktivitet=4|Andra=}}
|MAK                              = 
|toxikologiska_data               = 
|flampunkt                        = 
|brandpunkt                       = 
|självantändningspunkt            = 
|radioaktiv                       = 
|övriga_faror                     = 
}}
'''Fluor''' ([[latin]]: ''Fluorum''<ref>{{webbref |url=http://books.google.se/books?id=Fl4sdCYrq3cC&pg=PA150&lpg=PA150&dq=fluorum+latin&source=bl&ots=95WeL0LkwD&sig=ETSzm9nDd0Hl4-JQb7YKWQOZAZ0&hl=sv&ei=BEMMTPgQy604yKaszg8&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=6&ved=0CDEQ6AEwBQ#v=onepage&q=fluorum%20latin&f=false |titel=Fluorum |hämtdatum=7 juni 2010 |efternamn=Senning |förnamn=Alexander |datum=2008 |verk=Elsevier's dictionary of chemoetymology: The Whies and Whences of Chemical Nomenclature and Terminol |utgivare=Elsevier}}</ref>) är ett [[icke-metall]]iskt [[grundämne]] med [[atomnummer]] 9. Den har [[kemiskt tecken]]<ref>Svenska Kemisamfundet, nomenklaturutskottet, ''Visste du att?'', Kemin är ett teckenspråk [https://kemisamfundet.se/wp-content/uploads/2023/05/Visste-du-att-till-webben-2023.pdf]</ref> '''F''' och tillhör gruppen [[halogen]]er. Fluor bildar en tvåatomig [[molekyl]] med sig själv i grundform, vilket resulterar i F<sub>2</sub>, fluorgas. Fluor är det mest reaktiva och [[Elektronegativitet|elektronegativa]] av alla grundämnen. Till exempel antänds [[kolväte]]n spontant och brinner i fluorgas till skillnad från [[förbränning]] av kolväten i luftens [[syre]] som kräver [[aktiveringsenergi|ett tillskott av energi]] för antändning - till exempel genom en gnista. Således är fluorgas mycket farligt – farligare än andra halogener såsom den giftiga [[klor]]gasen.

På grund av sin höga reaktivitet förekommer fluor inte fritt i naturen, utan alltid kemiskt bundet, vanligen som [[fluorid]]. Fluor är det 13:e vanligaste grundämnet på jordskorpan.<ref>''Nationalencyklopedin'' multimedia plus, 2000 (uppslagsord Fluor (kemi))</ref>

Fluor har högst elektronegativitet samt liten atomradie vilket ger unika egenskaper till många av dess [[kemisk förening|föreningar]]. Till exempel bygger diffusionsmetoden för [[anrikning]] av uran på [[flyktighet]]en hos [[uranhexafluorid]]. Dessutom är [[kol–fluor-bindning]]en en av de starkaste bindningarna i [[organisk kemi]]. Detta leder till den höga stabiliteten och härdigheten hos [[:Kategori:Fluororganiska föreningar|fluororganiska föreningar]], såsom [[Teflon|(poly)tetrafluoreten]] (Teflon) och [[perfluoroktansulfonsyra]]. Kol–fluor-bindningens [[Induktiv effekt|induktiva effekter]] leder till styrkan i många fluorhaltiga [[syra|syror]], såsom [[trifluormetansulfonsyra]] och [[trifluoretansyra]]. I mediciner substitueras ofta organiska föreningar med fluor på biologiskt reaktiva platser, för att förhindra deras [[metabolism]] och förlänga deras livslängd.

== Karaktäristik ==
F<sub>2</sub> är en frätande ljusgul eller brun gas och är ett kraftigt [[oxidationsmedel]]. Fluor är det mest reaktiva och mest elektronegativa av alla grundämnen på den klassiska [[Pauling-skalan]] (4,0), och bildar raskt föreningar med de flesta andra grundämnen. Fluor har ett [[oxidationstal]] på -1, förutom när den binder till en annan fluoratom i F<sub>2</sub>, då oxidationstalet är 0. Fluor bildar till och med föreningar med [[ädelgas]]erna [[argon]], [[krypton]], [[xenon]] och [[radon]]. Till och med i mörka, svala förhållanden, [[kemisk reaktion|reagerar]] fluor explosivt med [[väte]]. Reaktionen med väte sker även vid extremt låga temperaturer, med [[vätska|flytande]] väte och [[fast form|fast]] fluor. Fluor är så pass reaktivt att [[metall]]er, och även [[vatten]], samt andra substanser, brinner med en stark låga i en ström av fluor. I fuktig luft reagerar fluor med vatten och bildar den farliga [[gas]]en [[vätefluorid]].

[[Fluorid]]er är föreningar med fluor och en [[Katjon|positivt laddad partikel]]. Dessa förekommer oftast som kristallina, joniska salter. Fluorföreningar med metaller är bland de mest stabila salterna.

Vätefluorid är en svag syra när den löses i vatten, men är ändock mycket frätande och angriper glas. Således bildar fluorider av alkalimetaller [[bas (kemi)|basiska]] [[lösning (kemi)|lösningar]]. Till exempel, en enmolarig (1&nbsp;mol/dm<sup>3</sup>) lösning av [[natriumfluorid]] i vatten har ett pH på 8,59, jämfört med en enmolarig lösning [[natriumhydroxid]], en stark bas, som har ett pH på 14,00.

== Isotoper ==
Trots att fluor har flera olika '''[[isotop]]er''', är endast en av dessa (<sup>19</sup>F) stabil, och de övriga har kort [[halveringstid]] och återfinns ej naturligt. Fluor är således ett [[mononuklidiskt grundämne]].

[[Nuklid]]en [[Fluor-18|<sup>18</sup>F]] är [[radionuklid]]en av fluor med längst halveringstid (ungefär 110 minuter = nästan 2 timmar), och är kommersiellt en viktig källa för [[positron]]er, vilket utnyttjas i [[positronemissionstomografi]].

== Historia ==
Mineralet [[flusspat]] (även kallat fluorit), vilket huvudsakligen består av [[kalciumfluorid]], nämndes år 1530 av [[Georgius Agricola]] för sin användning som [[fluss]]. Fluss används för att främja sammansmältning av [[metall]]er eller [[mineral]]er. Namnet fluor kan härledas därifrån då ”fluere” på latin betyder ”att flöda”. År 1670 upptäckte [[Henrich Schwanhard]] att glas [[Etsning (kemi)|etsas]] vid kontakt med flusspat som hade behandlats med en [[syra]]. [[Carl Wilhelm Scheele]], och senare andra forskare såsom [[Humphry Davy]], [[Caroline Menard]], [[Louis Joseph Gay-Lussac|Gay-Lussac]], [[Antoine Lavoisier]] och [[Louis Jacques Thénard]], har alla experimenterat med fluorvätesyra, som lätt framställdes genom att behandla fluorit med koncentrerad [[svavelsyra]].

På grund av sin extrema reaktivitet så isolerades inte fluorgas förrän många år efter igenkännandet av fluorit. Utvecklingen i att isolera fluorgas gick långsamt på grund av att det endast kunde framställas elektrolytiskt och även under kontrollerade förhållanden angriper gasen många material. År 1886 rapporterades det att [[Henri Moissan]] hade lyckats isolera fluorgas efter nästan 74 år av insatser av andra kemister. Framställningen av fluorgas med fluorvätesyra som utgångspunkt är ytterst farligt, och förblindade eller dödade ett flertal kemister i tidiga försök att isolera denna halogen. Dessa individer kom att kallas fluormartyrer (''eng''. fluorine martyrs). Moissan fick Nobelpriset i kemi år 1906 för sin upptäckt. Den första storskaliga framställningen påbörjades till stöd för [[Manhattanprojektet]], där föreningen [[uranhexafluorid]] hade valts till den form av [[uran]] som skulle möjliggöra separationen av dess [[isotop]]er <sup>235</sup>U och <sup>238</sup>U. I Manhattanprojektet upptäckte man att UF<sub>6</sub> bryts ned till UF<sub>4</sub> och F<sub>2</sub>. Korrosionsproblemet orsakat av F<sub>2</sub> löstes till slut genom att elektrolytiskt täcka all UF<sub>6</sub> med [[nickel]], vilket bildar [[nickeldifluorid]] som inte angrips av fluorgas. Leder och flexibla delar var gjorda av [[teflon]], en då väldigt nyupptäckt [[plast]] som inte heller angrips av F<sub>2</sub>.

== Framställning ==
Industriell framställning av fluorgas medför elektrolys av vätefluorid i närheten av [[kaliumfluorid]]. Denna metod är baserad på pionjärstudierna av Moissan (se ovan). Fluorgas bildas vid [[anod]]en och vätgas vid [[katod]]en. Under dessa förhållanden omvandlas kaliumfluorid till [[kaliumvätefluorid]], vilket är det egentliga elektrolytet. Kaliumvätefluorid understödjer elektrolysen genom att kraftigt öka [[konduktivitet]]en i lösningen.

:HF + KF → KHF<sub>2</sub>
:2KHF<sub>2</sub> → 2 KF + H<sub>2</sub> + F<sub>2</sub>

Den vätefluorid som krävs för elektrolysen skaffas som en biprodukt till framställning av [[fosforsyra]]. Mineraler som innehåller [[fosfat]]joner innehåller stora mängder [[fluorit]]. Vid behandling med svavelsyra släpper dessa mineraler ifrån sig vätefluorid:

:CaF<sub>2</sub> + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> → 2 HF + CaSO<sub>4</sub>

År 1986, under förberedelserna inför en konferens för att fira upptäckten av fluors 100-årsjubileum, upptäckte [[Karl Christe]] ett rent kemisk sätt att framställa fluor med hjälp av vattenfri HF, [[kaliummangan(IV)hexafluorid]] och [[antimonpentafluorid]] vid 150&nbsp;°C:

:2K<sub>2</sub>MnF<sub>6</sub> + 4SbF<sub>5</sub> → 4KSbF<sub>6</sub> + 2MnF<sub>3</sub> + 2F<sub>2</sub>

Trots att detta inte är praktisk syntes på stor skala, så demonstrerar denna rapport att elektrolys inte är det enda sättet att utvinna fluorgas på.

== Användningsområden ==
Fluorgas, F<sub>2</sub>, används huvudsakligen för att framställa två föreningar med kommersiellt intresse; [[uranhexafluorid]] och [[svavelhexafluorid]].

=== Industriellt användande av fluorföreningar ===
* [[Atom]]ärt och [[molekyl]]ärt fluor används för [[plasmaetsning]] i tillverkandet av [[halvledare]], tillverkning av [[plattskärm]]ar och tillverkning av [[MEMS]] (mikroelektromekaniska system). [[Xenondifluorid]] används också för det sistnämnda.
* [[Fluorvätesyra]] används för att [[Etsning (kemi)|etsa]] glas i glödlampor och andra produkter.
* [[Tetrafluoreten]] och [[perfluoroktansyra]] används direkt i tillverkningen av [[plast]]er med låg [[friktionskoefficient]] såsom [[PTFE|(poly)tetrafluoreten]] (PTFE; teflon).

=== Användning inom tandvård och medicin ===
* Oorganiska föreningar med fluor, såsom [[natriumfluorid]], [[tenn(II)fluorid]] och [[natriummonofluorfosfat]], används i [[tandkräm]] och [[Munvatten|fluorsköljningar]] för att förhindra [[karies]]. [[Fluorpensling]] är ytterligare en metod som används för att minska förekomst av hål i tänderna.<ref>[http://www.nrk.no/helse-forbruk-og-livsstil/1.1315074 Bedre tenner med fluorpensling], nrk.no. 12 december 2005. Läst den 16 december 2012.</ref>
* [[Fludrokortison]] (9α-fluokortisol) är en av de vanligaste [[mineralkortikoid]]erna, en typ av läkemedel som härmar [[aldosteron]]s verkan.

== Biologisk roll ==
Även om F<sub>2</sub> är för reaktivt för att ha någon naturlig biologisk roll, används fluor i föreningar med biologisk aktivitet. I denna form är Fluor starkt giftigt och ger svåra hud- och lungskador. Fluor i form av fluorid förekommer hos människan främst inlagrat i ben och tänder i form av [[fluorapatit]].<ref name="ReferenceA">''Nationalencyklopedin'' multimedia plus, 2000 (uppslagsord fluor (kemi))</ref>

Naturligt förekommande [[:Kategori:Fluororganiska föreningar|fluororganiska föreningar]] är ovanliga. [[Fluoretansyra]] används dock som [[Växters skydd mot växtätare|skydd mot växtätare]] av minst 40 olika [[växt]]er i Australien, Brasilien och Afrika.

Enzymet [[adenosylfluoridsyntas]] katalyserar bildningen av 5'-deoxy-5'-fluoradenosin enligt följande [[Kemisk reaktion|reaktion]]:

:''S''-adenosyl-L-metionin + fluorid <math>\rightleftharpoons</math> 5'-deoxi-5'-fluoradenosin + L-metionin

Fluor är inte ett essentiellt [[näringsämne]], men dess betydelse i att förhindra [[karies]] är välkänt. Detta sker till övervägande del [[Administreringsväg|lokalt]], men innan 1981 ansågs det i första hand vara [[enteral]]t (via [[Mag- och tarmkanalen|matspjälkningssystemet]]).

Fluor har i djurförsök visat sig vara nödvändigt för normal tillväxt, men fluorbrist har inte kunnat påvisas hos människa.<ref name="ReferenceA"/>

== Försiktighetsåtgärder ==
=== Fluorgas ===

F<sub>2</sub> (fluorgas), är ett mycket giftigt, frätande oxidationsmedel, som kan antända organiska ämnen. Fluorgas har en karaktäristisk stickande lukt som kan upptäckas i koncentrationer så låga som 20 [[ppb]]. Eftersom det är så reaktivt så måste alla konstruktionsmaterial väljas noga och alla metallytor måste [[Kemisk passivisering|passiviseras]].

=== Fluoridjon ===
Fluoridjoner är giftiga: den dödliga dosen för natriumfluorid för en människa på 70&nbsp;kg uppskattas vara 5-10 g.

=== Vätefluorid och fluorvätesyra ===
[[Vätefluorid]] och [[fluorvätesyra]] (vattenlösningen av vätefluorid) är mycket farliga, mycket farligare än det relaterade ämnet [[saltsyra]], eftersom [[Dissociation (kemi)|odissocierade]] HF-molekyler penetrerar skinnet och biologiska membran, vilket orsakar djupa och smärtsamma brännskador, där dock smärtupplevelsen kan vara fördröjd. Den fria fluoridjonen, som bildas när en vätefluoridmolekyl dissocieras, kan orsaka död på grund av [[arytmi]]. Brännsår större än 160&nbsp;cm<sup>2</sup> kan leda till [[hypokalcemi]].<ref name="RMTHFE">{{Webbref |titel=Recommended Medical Treatment for Hydrofluoric Acid Exposure |url=http://www51.honeywell.com/sm/hfacid/common/documents/HF_medical_book.pdf |hämtdatum=2009-09-16 |utgivare=Honeywell Specialty Materials |format=PDF |arkivurl=https://web.archive.org/web/20090325112238/http://www51.honeywell.com/sm/hfacid/common/documents/HF_medical_book.pdf |arkivdatum=2009-03-25 }}</ref>

=== Fluororganiska föreningar ===
[[:Kategori:Fluororganiska föreningar|Fluororganiska föreningar]] förekommer inte vanligtvis i naturen. De kan vara ogiftiga, som [[oktadekafluornaftalen]], eller mycket giftiga som [[perfluorisobuten]] och [[fluoretansyra]]. Många läkemedel är fluororganiska föreningar, såsom den cancerförebyggande [[fluoruracil]]. [[Perfluoroktansulfonsyra]] är en [[långlivad organisk förorening]].

=== Fluorets ursprung ===
Fluorets ursprung har i många år varit okänt. Ett forskarteam på Lunds universitet har undersökt det ljus som en stjärna sänder ut. Vilka grundämnen stjärnan innehåller har de kunnat räkna ut genom att jämföra ljusets våglängd. Innan stjärnan till slut brinner ut blir den en nebulosa och fluoren slungas ut och blandas upp med olika sorters gaser i nebulosans yttre. Nya stjärnor skapas när stjärnan dör. Fluoret fortsätter därmed sin vandring i det intergalaktiskt kretsloppet. Forskningen har publicerats i tidskriften Astrophysical Journal Letters. I framtiden skall forskarna undersöka om fluor kan skapas i andra sorters stjärnor, innan de blir röda jättar.<ref>{{tidningsref|författare= Robin Nilsson|titel=Din tandkräm kan komma från röd jätte|url=http://www.aftonbladet.se/nyheter/article20084788.ab|hämtdatum=2014-12-29|tidning=Aftonbladet|datum=2014-12-28}}</ref>

== Se även ==
* [[Periodiska systemet]]
* [[Fluorid]]
* [[Grundämne]]
* [[Atomslag]]

== Referenser ==
{{enwp|url=http://en.wikipedia.org/w/index.php?title=Fluorine&oldid=312621882|artikel=Fluorine|datum=11 september 2009}}
=== Noter ===
<references>
{{CLP|CAS=7782-41-4|ZVG=7090|BenenneEinzelnachweis="CLP_7090"}}
</references>
== Externa länkar ==
*{{Commonscat|Fluorine}}
{{Periodiska systemet navbox}}
{{Auktoritetsdata}}

[[Kategori:Grundämnen]]
[[Kategori:Halogener]]
[[Kategori:Fluor| ]]