F, atomnr. 9, molvekt 18,9984032 g, elektronkonfigurasjon: (He)+2s2-2p5, smeltepunkt -219,62 °C, kokepunkt -188,14 °C, tetthet 1,696 g/l (0 °C, 1,108 g/cm³ som væske ved kokepunktet). Fluor har en varmeledningsevne på 0,279 mW/cm/K ved 27 °C, langt bedre enn de andre halogenene, litt bedre enn nitrogen og oksygen, dårligere enn helium og neon, men bedre enn de tyngre edelgassene. De sterkeste spektrallinjene ligger i dypt rødt på 6856 og 6902 Å.

Fluor hører til gruppe 17 (VIIA, 7A eller hovedgruppe VII eller 7) (også kjent som 'halogenene') i det periodiske systemet, og har (1995) 14 kjente isotoper, hvorav bare én, 19, er stabil og finnes i naturen. Av de andre har 18 en halveringstid på 109,7 minutter, 17 på 64,8 sekunder, de andre noen få sekunder eller mindre. De lette isotopene 15 og 16 er ultra-ustabile, de spalter av et proton så snart de er dannet, og det er egentlig tvilsomt å kalle dem eksisterende isotoper, men det vil i prinsippet være mulig å måle en halveringstid for prosessen.

HISTORIE
Den saksiske legen, politikeren og bergvitenskapspioneren Georg Bauer (også kjent som Georgius Agricola) nevnte i sin avhandling "Bermannus" som kom ut i 1529 en slags steiner som liknet edelsteiner, men ikke var fullt så harde. Gruvefolkene kalte dem 'fluores', hevdet han, et navn han syntes var passende, fordi de smeltet i ilden som is i sola og fløt bort. Han nevnte også at de hadde varierende og lyse farger, og at de ble brukt til smelting av metaller fordi de gjorde dem mer lettflytende, d.v.s. de ble brukt som flussmidler.

På 1600- og tidlig 1700-tall skrev mange om denne flusspaten i forbindelse med alle skriveriene om det nye, sensasjonelle fosforet, og nevnte at det ble lysende ved oppvarming og kunne brukes til å lage lysende skrift.

I 1670 fant Heinrich Schweinhard fra fristaden Nürnberg at brilleglassene hans ble ødelagt av dampene hvis han behandlet dette mineralet med sterke syrer. Han hørte til en berømt familie av glasslipere og brukte denne oppdagelsen til å perfeksjonere en ny måte å etse glass på uten diamanter eller andre slipemidler. Fremstillingsmåten av det nye etsemidlet er beskrevet som følger: når spiritus nitri (salpetersyre) etter destillasjon har rent ned i samlekaret varmes den opp med en sterk ild og når den er godt deflegmatert (d.v.s. berøvet sin kulde og fuktighet, som ble regnet som grunnstoffer den gangen), helles den over i en Waldenburgflaske, siden den korroderer vanlig glass, så kaster man oppi en "bøhmisk smaragd" (flusspat) og til slutt lar man hele greia ligge i varm sand i 24 timer.

Den prøyssiske kjemikeren Andreas Sigismund Marggraf gjorde den første kjemiske undersøkelsen av flusspat i 1768 og konkluderte med at den ikke inneholdt svovel slik som sinkspat (ZnS), tungspat (BaSO₄) og "selenspat" (anhydritt, CaSO₄). Når han destillerte pulverisert flusspat med svovelsyre fra en glassretorte ble glasset sterkt korrodert og til og med gjennomhullet. Han fant at det dannet seg en "jordart" (kvarts) i samlekaret, og konkluderte med at svovelsyren hadde frigjort en flyktig jordart fra flusspaten.

I 1771 undersøkte den svenske kjemikeren Carl Wilhelm Scheele en grønn og en hvit flusspat fra forskjellige steder i Sverige og fant jern i den grønne, men ikke i den hvite. Da han oppvarmet det pulveriserte mineralet med vitriololje (svovelsyre) så han at glasset i retorten ble etset og at det dannet seg et hvitt bunnfall som besto av selenitt (kalsiumsulfat), mens det destillerte over en syre i samlekaret. Han konkluderte med at flusspat besto av kalkjord mettet med en spesifikk syre og lagde kunstig flusspat ved å tilsette kalkvann til den syren han hadde destillert fra.

Han fant at syren kunne løse opp kiseljord og at det derfor var nesten umulig å fremstille den rene syren. I litteraturen ble den gjerne kalt svensk syre eller spattsyre. Ved å produsere den i en retorte av bly i stedet for glass kunne man få den renere, og den ble et populært virkemiddel i glassindustrien, glassartikler med påskrift og bilder fikk stor utbredelse. Senere ble det vanlig å kalle den flussyre.

Den franske kjemipioneren Antoine Lavoisier mente at alle syrer inneholder oksygen, men den korniske kjemikeren Humphry Davy viste at flussyre ikke gjorde det. Den franske fysikeren André Marie Ampère antydet overfor Davy at den kunne bestå av hydrogen og et ukjent grunnstoff. Under eksperimentene med flussyre for å frigjøre fluor pådro både Davy og de franske kjemikerne Louis-Jacques Thenard og Louis-Joseph Gay-Lussac alvorlige lungeskader ved å puste inn hydrogenfluoridgass. Davy fant at flussyren angrep både sølv og platina, men trodde at man kunne frigjøre fluor hvis man bygde en apparatur av flusspat. De irske kjemikerne George og Thomas Knox fra Toomavara, Co. Tipperary, bygde en intrikat apparatur av flusspat, men oppnådde ikke annet enn å pådra seg alvorlige helseskader. Thomas satte nesten livet til, og George kom til hektene igjen etter et treårig kuropphold i Napoli.

Å bli utsatt for flussyreforgiftning er den verste legemlige tortur man kan tenke seg. Å måtte kjempe for hver liter luft med intense smerter for hvert åndedrag var skjebnen for mange fremstående kjemikere, og helingen kunne ta måneder og år hvis sårene overhodet grodde igjen. Men søkingen etter naturens gåter var liflig, og den ene oppdagerspiren etter den andre lot seg lokke til dristige eksperimenter. Den unge belgiske kjemikeren Paulin Louyet overtok utstyret til Knox-brødrene i 1840, og gjorde mange undersøkelser over forbindelsene til fluor, men med stadig dårligere lunger måtte han etterhvert kaste inn håndkleet, og døde av lungeskadene i 1850, bare 32 år gammel. Den franske kjemikeren Francois Joseph Jérôme Nicklès fant ut i 1857 at fluor var til stede i blodet til mange pattedyr og fugler, og påviste det i bein, galle, eggehvite, gelatin, urin, spytt og hår. Han forsøkte også å isolere fluor, men døde i 1869 av flussyreforgiftning, 49 år gammel.

Den franske kjemikeren Edmond Fremy hadde fulgt med på noen av eksperimentene til Louyet, og prøvde i 1855 å elektrolysere smeltet, vannfritt flusspat. Han fikk kalsium ved katoden, mens det unnslapp en gass ved anoden som må ha vært fluor. Han prøvde forgjeves å oppfange og identifisere gassen, den var for reaktiv og dannet forbindelser med alt mulig. Han tenkte seg at den ville være mindre reaktiv ved lavere temperatur, men usmeltet vannfri flussyre ville ikke lede strøm, og hvis det var noe særlig vann til stede fikk han bare hydrogen, oksygen og oson i elektrolysen.

I 1869 elektrolyserte den engelske kjemikeren George Gore vannfri flussyre og oppdaget at fluor reagerte eksplosivt med hydrogen og med forskjellige karbonanoder og angrep mange metalliske anoder, også anoder av edle metaller som palladium, platina og gull.

Den unge franske kjemikeren Henri Moissan var også en av dem som dristet seg til å eksperimentere med fluor. Han hadde en idé om at det ikke ville lønne seg å prøve å frigjøre fluor fra en stabil forbindelse som f.eks. et krystallinsk salt, og foretrakk heller å bruke en flyktig forbindelse som fosfortrifluorid eller arsentrifluorid. Han gjorde også noen undersøkelser av silisiumtetrafluorid, men konkluderte med at det ville være en veldig stabil forbindelse, som kanskje kunne brukes til å teste på fluor, siden det ventelig ble frigjort mye energi når silisium reagerte med fluor. Han forsøkte en rekke måter å elektrolysere arsen- og fosfortrifluorid på, men fire ganger måtte han ta en pause på grunn av flussyreforgiftning. Til slutt klarte han å få arsenpulver ved katoden og noen gassbobler ved anoden. Men boblene løste seg i arsentrifluoridet og dannet arsenpentafluorid før de kom opp til overflaten.

På vårparten 1886 bestemte han seg for å bruke en løsning av tørt kaliumhydrogenfluorid i vannfri flussyre. Apparaturen besto av to platina-iridiumelektroder i et U-rør av platina som var lukket med skrulokk av flusspat. Røret var avkjølt med metylklorid til -23 ºC. 26. juni 1886 så han endelig en gass ved anoden, og da han testet den med silisium, begynte det straks å brenne. Etter at han hadde demonstrert eksperimentet for det franske akademiet ble det anerkjent at fluor var oppdaget.

Henri Moissan ble født 28. september 1852 i Paris i Rue Montholon nr. 5. I 1864 flyttet familien til småbyen Meau i departementet Seine-et-Marne, hvor han gikk på gymnaset. Faren, som var ansatt på jernbanen, ga ham den første kjemiundervisningen. Økonomiske omstendigheten førte til at han måtte slutte på skolen 18 år gammel og gå i lære i Paris i apoteket på hjørnet av Rue Pernelle og Rue Saint Denis. En gang klarte han ved hjelp av kjemikunnskapene å redde livet til en person som hadde spist arsenikk for å ta livet av seg. I 1872 sa han opp stillingen ved apoteket for å studere kjemi under Edmond Fremy på Musée d'Histoire Naturelle. Her gjorde han raske fremskritt i kjemi og farmasi, men han ble også en kjenner av kunst og litteratur, og skrev et skuespill på vers som *nesten* ble godtatt for oppføring på Odéon-teatret. I 1879 tok han eksamen som farmakolog av klasse 1 og fikk jobb på École Supérieure de Pharmacie. I 1882 ble han gift med Léonie Lugan, som ble en hengiven hustru og kamerat, en gjestfri, sjarmerende vertinne og til stor hjelp i det vitenskapelige arbeidet. Faren hennes var også en ideell svigerfar, som interesserte seg for det vitenskapelige arbeidet til svigersønnen og ga rundhåndet økonomisk bistand slik at han kunne konsentrere seg fullstendig om forskningen uten å tenke på annet arbeid.

Han konstruerte en elektrisk ovn som han brukte til å fremstille mange sjeldne grunnstoffer som uran, wolfram, vanadium, krom, mangan, titan, molybden, niob, tantal og thorium og la mye av grunnlaget for metallurgien slik vi kjenner den i dag. Fru Léonie var trolig den første i verden som kokte mat i aluminiumskjeler. I 1893 gjorde han et forsøk på å lage kunstige diamanter ved å utsette sukkerkull for høyt trykk og fikk en rekke små, svarte krystaller og en glassklar som var 0,7 mm lang, den største av dem alle. Men antakeligvis var trykket for lavt til at det virkelig var diamanter han laget.

Han insisterte alltid på en ekstrem renhet i laboratoriet og fikk tregulvene vokset hver lørdag. Han var en av de dyktigste foreleserne i byen, med et lett foredrag, et perfekt, artistisk fransk, en velmodulert stemme og lun humor kombinert med velvalgte demonstrasjonsforsøk. Den personlige sjarmen hans og den åpenbare gleden han hadde av de tingene han skulle lære bort gjorde forelesningene umåtelig populære. Han holdt et gjestfritt hus i Rue Vauquelin og samlet kunst og autografer på fritida. Familien reiste mye i feriene og besøkte Italia, Spania, Hellas og Alpene eller Pyreneene, men er også observert på verdensutstillingen og de olympiske lekene i St. Louis i USA 1904. Han døde 20. februar 1907, bare 55 år gammel, forgiftningene forkortet sikkert livet hans atskillig. Han hadde en eneste sønn, Louis Moissan, som satte livet til under den første verdenskrigen, men testamenterte 200000 franc til to vitenskapelige priser, Moissan-prisen for kjemi og Lugan-prisen for farmasi til minne om foreldrene sine.

Navnet fluor ble først brukt på mineralet flusspat og andre mineraler som ble brukt som flussmidler. På norsk og fransk er det gått over til grunnstoffet, mens mineralet på fransk heter fluorine. Men på engelsk heter grunnstoffet fluorine mens mineralet heter fluorite eller fluorspar. Fluor er latin og betyr strøm eller flom, en substantivering av fluere 'flyte' (men ordet har ikke noe slektskap med det norske ordet flyte), fra indoeuropeisk bhleu- 'puste opp, svulme, bugne, flyte', som også er opprinnelsen til germansk blauta- 'bløt' og norrønt blautr og norsk bløt eller blaut med samme betydning, med avledninger som bløte, bløyte o.s.v.

Germansk blauta- ble i middelnedertysk til bloot 'naken, bar, bare', som er lånt til dansk som blot og videre til norsk som blott med avledninger som blotte, blotter m.m.

I latin finnes det også flere andre former av fluere, som fluxus 'flytt' og fluidus 'flytende' som har gitt opphav til fremmedord som fluks (men ikke fluksens), fluid, fluidum og sammensetninger med disse.

GEOLOGI
Siden fluor er så reaktivt, forekommer det ikke fritt på jordoverflaten, men det har en vid utbredelse bundet i forskjellige mineraler. Av den øvre, faste jordskorpens masse utgjør det 0,0585 %, og er nr. 13 på hyppighetsstatistikken der. Sjøvann inneholder opptil 0,00013 % fluor (eller 0,0037 % av alt som ikke er hydrogen eller oksygen), og der er fluor nr. 14 i hyppighet.

Fluor er (1977) en hovedkomponent av 175 kjente mineraler, hvorav 14 fluorider, evt. med noe hydoksyd eller oksyd, 2 fluoborater, 4 fluorosilikater, 14 fluoroaluminater, evt. med noe hydroksyd som ekstra anion, og evt. med noe hydroksyd eller oksyd i 75 silikater, 28 fosfater, 13 karbonater, 2 borater, 1 klorid, 6 sulfater, 4 arsenater, 8 niobat-tantalat-titanater, 2 kromater og 2 antimonat-titanater. De grunnstoffene fluor oftest forekommer sammen med i mineraler er oksygen med 152 mineraler og hydrogen med 113, deretter følger silisium med 86, kalsium med 85, natrium med 75, aluminium 55, magnesium 34, fosfor og kalium med 29 hver, cerium 23, titan 21, mangan 20, karbon og barium med 16 hver, litium 15, niob 14, klor 13, bor og svovel 12, yttrium 11, lantan 10, beryllium 9, strontium 8, zirkonium og bly 7, arsen, tantal og thorium 4, nitrogen, krom, antimon og cesium 2 og scandium, kobber, sølv, thallium, vismut og uran 1 hver. Fluor forbinder seg med stort sett hva det skal være, men unngår de mer edle metallene, de chalkofile som liker seg best sammen med svovel.

Mange fluormineraler har ikke noen entydig støkiometri. De opptrer ofte som faste løsninger hvor fluorider er blandet med klorid og/eller hydroksyd. Mange mineraler har egne posisjoner for små anioner i tillegg til de større hovedanionene, og i disse posisjonene kan flour lett alternere med hydroksyd, og ofte også med de større kloridionene, hvis det er plass til det. Dette angis gjerne med (F,OH) eller (F,OH,Cl) i formelen, rekkefølgen av bestanddelene bestemmes av hvor mye det vanligvis er av hver. Hvis det er mest hydroksyd og ikke så mye fluor, skriver man (OH,F), for eksempel. Enkle, rene fluormineraler som flusspat krystalliserer med lite slingringsmonn for ionene, siden krystaller naturlig søker den mest tettpakkede løsningen, og da er det vanligvis heller ikke plass til hydroksydioner.

Det er mye fluor i Jordas indre, og store mengder slippes årlig ut i vulkangasser, for en stor del i form av hydrogenfluorid. For det meste slippes ikke dette ut i atmosfæren, men reagerer med bergartene i omgivelsene. Svært mange av de kjente fluormineralene er dannet ved slik kontaktmetamorfose. Ellers bringes fluor opp fra smeltede deler av mantelen i form av biotitt eller forskjellige amfibolmineraler og diverse andre komponenter som danner vulkanske bergarter. Ved forvitring på overflaten lutes fluoridionene ut og løses i vannet som trekker ned i jordsmonnet eller føres ut i havet. Derfra opptas det av organismer som kan danne mektige sedimenter når de dør. Avsettes de på havbunnen vil sedimentene kunne foldes ned i mantelen igjen.

Biotitt, K(Mg,Fe)₃(Al,Fe)Si₃O₁₀(OH,F)₂, er et av de vanligste bergartsdannende mineralene, og det klart mest utbredte av glimmergruppen. I granitter er det biotitten som tar med seg Fe/Mg- og vann- og fluorinnholdet. I eruptive bergarter stiger jerninnholdet med økende kvartsinnhold. Mest vanlig i sure og middels basiske eruptiver og jernrike metamorfe bergarter som glimmerskifer, gneis, hornfels. Meget viktig kalium- og magnesiumkilde for plantene. Monokline krystaller som opptrer i sekskantede flak eller skjellmasser, bøyelige og elastiske flak. Fargen er lys gulbrun til brun, mørkegrønn og svart med økende jerninnhold. Hardhet 2,5, tetthet 2,8-3,4 g/cm³ med økende jerninnhold, hvit til grå strek.

Flogopitt, KMg₃(Al,Fe)Si₃O₁₀(OH,F)₂, er en ren magnesiumvariant av biotitt som finnes i ultrabasiske bergarter og er lys, ofte brunlig i fargen. Flogopitt fra apatittforekomstene ved Ødegården i Bamble inneholder ca. 0,4 % vanadium.

Lepidolitt, K(Li,Al)₃(Si,Al)₄O₁₀(F,OH)₂, er et hvitt litiumholdig glimmermineral som forekommer i store leier i Zimbabwe, Namibia og Canada.

Apofyllitt, KCa₄Si₈O₂₀(F,OH).8H₂O, er et tetragonalt zeolittmineral som krystalliserer ofte i vakre hvite krystaller med perleglans på sprekker og hulrom i lavaer og andre bergarter. Funnet i Norge i kontaktsonene i Oslofeltet, i Kongsberg sølvgruver, Sulitjelma og andre steder.

Arfvedsonitt, Na_2-3(Fe,Mg,Al)₅Si₈O₂₂(OH,F)₂, monoklint alkaliamfibolmineral.

Eckermannitt, Na₃(Mg,Li)₄(Al,Fe)Si₈O₂₂(OH,F)₂, monoklin alkaliamfibol.

Hiortdahlitt, (Ca,Na)₃ZrSi₂O₇(O,OH,F)₂, et gult, triklint, sjeldent mineral som ble oppdaget i 1888 i nefelinsyenittpegmatitt på Arøy i Langesundfjorden.

Låvenitt, (Na,Ca)₃ZrSi₂O₇(O,OH,F)₂, er et gult, monoklint, sjeldent mineral som forekonner i nefelinsyenittpegmatitter på øyene i Langesundsfjorden og ble oppdaget på øya Låven i 1890.

Leukofan, (Na,Ca)₂Si₂(O,OH,F)₇, rombisk mineral som ble oppdaget ved Langesundsfjorden i 1840.

Melinofan, melifanitt, (Na,Ca)₂Be(Si,Al)₂(O,OH,F)₇, et tetragonalt mineral som ble oppdaget i pegmatitt fra Langesundsfjorden i 1852.

Melanoceritt, (Ce,Ca)₅(Si,B)₃O₁₂(OH,F).nH₂O, er et heksagonalt mineral som ble oppdaget i pegmatitt fra Langesundsfjorden i 1887.

Ceritt, (Ce,Ca)₉(Mg,Fe)Si₇(O,OH,F)₂₈, er et trigonalt mineral som noen steder brytes for innholdet av sjeldne jordmetaller.

Karyoceritt, (Ce,Ca,Th)₅(Si,B)₃O₁₂(OH,F).nH₂O, et heksagonalt, sjeldent mineral som ble oppdaget ved Langesundsfjorden 1890.

Humitt, (Mg,Fe)₇(SiO₄)₃(F,OH)₂, er et rombisk, gult eller rødbrunt mineral med hardhet 6 som finnes i kontaktsoner i metamorfe bergarter flere steder.

Chondroditt, (Mg,Fe)₅(SiO₄)₂(OH,F)₂, er et monoklint mineral som er funnet i kalkstein ved Kristiansand og Arendal.

Mosandritt eller johnstrupitt, (Na,Ca,Ce)₃Ti(SiO₄)₂F, sjeldent, triklint mineral som ble oppdaget i pegmatitt fra Langesundsfjorden i 1841.

Rosenbuschitt, (Ca,Na)₃(Zr,Ti)Si₂O₈F, sjeldent, triklint, gulgrått mineral som ble oppdaget i nefelinsyenittpegmatitt fra Langesundsfjorden i 1887.

Wöhleritt, NaCa₂(Zr,Nb)Si₂O₈(O,OH,F), et honninggult, monoklint mineral som ble oppdaget i en norsk mineralprøve i 1843. Forekommer i Langesundsfjord-området sammen med mineralene låvenitt, hiorthdahlitt og rosenbuschitt, som har liknende sammensetning.

Topas, Al₂SiO₄(F,OH)₂, er rombisk, gjennomskinnelig, fargeløs eller har en gul, rødbrun, brungul, grå eller grønnlig farge. Hardhet 8, tetthet 3,5 g/cm³. Utbredt i små mengder, ofte på pegmatittganger eller trykkmetamorfe bergarter som gneis. Finnes i store krystaller på noen norske granittpegmatitter. Små, klare krystaller av smykkesteinskvalitet er funnet ved Byrud nær Eidsvoll sammen med smaragd. Orientalsk topas er gul korund, spansk topas er en variant av ametyst.

Tritomitt, (Ce,La,Y,Th)₅(Si,B)₃(O,OH,F)₁₃, sjeldent, trigonalt mineral som ble oppdaget ved Langesundsfjorden i 1849.

Kryptohalitt, (NH₄)₂SiF₆, og hieratitt, K₂SiF₆, er kubiske heksafluorosilikater som finnes i naturen.

Apatitt, Ca₅(PO₄)₃(OH,F,Cl), er det vanligste og viktigste fosformineralet, et heksagonalt mineral som kan opptre i alle regnbuens farger. Tettheten er noe lavere enn for feltspat, 3,2 g/cm³. Det finnes i små mengder så å si i alle eruptivbergarter og de fleste metamorfe, og er en hovedbestanddel i noen sedimentære bergarter, fosforittene. I apatitten forekommer hydroksyl, fluor og klor om hverandre, men forholdsvis rene varianter kalles h.h.v. hydroksyl-, fluor- og klorapatitt. Kolahalvøya har de største apatittleiene i verden, og de største gruvene ligger nær byen Kirovsk. Har vært brutt flere steder i sør-Norge, særlig ved Ødegården i Bamble. Apatitt inneholder gjerne betydelige mengder sjeldne jordarter, som også utvinnes fra den. Odontolitt eller tann-turkis er fossile tenner eller bein som har oppstått ved at beinvevet er erstattet av mineralutfellinger i fosfatrike strøk, vanligvis apatitt farget av jernfosfat.

Amblygonitt, (Li,Na)AlPO₄(F,OH), er et triklint, hvitt, gult, grått, grønngrått eller blågrått, gjennomskinnelig til glassklart mineral med glass- til perleglans og tetthet 2,98-3,11 g/cm³ og hardhet 5,5-6 som brytes for litiuminnholdet.

Triplitt, (Mn,Fe,Mg,Ca)₂PO₄(F,OH), er et brunt til svart eller rødlig monoklint mineral med fett- til ravglans, tetthet 3,44-3,9 g/cm³ og hardhet 5 som er kjent fra en rekke fosforrike pegmatittganger, i Norge i Iveland.

Wagneritt eller kierulfin, (Mg,Fe)₂PO₄F, er et monoklint mineral med tetthet 3,07-3,14 g/cm³ og hardhet 5-5,5 som finnes i gulaktige, fettglinsende masser ved Havredal i Bamble. Werfin i Salzburg i Østerrike er en annen kjent forekomst.

Bøggilditt, Na₂Sr₂Al₂(PO₄)F₉, er et monoklint, kjøttrødt, sjeldent mineral. Eneste kjente forekomst er i kryolittbruddene ved Ivigtut på Grønland.

Bastnäsitt, (Ce,La)CO₃(F,OH), et heksagonalt, gult til rødligbrunt mineral med glass- til fettaktig glans. Forekommer i tavleformede krystaller eller i amorfe masser. Ingen spalteflater, ujevnt brudd. Hardhet 4-4,5, tetthet 4,9-5,2 g/cm³. Finnes i varianter med overvekt av La og overvekt av Y. Ikke sjelden i Norge i dypbergarter i Oslofeltet, granittpegmatitter på Sørlandet og Tysfjord i Nordland.

Parisitt, (Ce,La)₂Ca(CO₃)₃F₂, sjeldent, gulbrunt, heksagonalt mineral som finnes på pegmatittganger ved Langesundsfjorden og andre steder.

Pyroklor, (Na,Ca)₂Nb₂O₆(OH,F), svart, kubisk mineral som forekommer på pegmatittganger ved Larvik, Langesundsfjorden og Stavern. Oppdaget ved Stavern 1826. Mineralet inneholder vanligvis så mye radioaktive grunnstoffer, uran og thorium, at det blir metamikt, d.v.s. krystallstrukturen ødelegges av strålingen og mineralet får en amorf indre struktur og blir mer eller mindre deformert, men det kan hende at den opprinnelige krystallformen beholdes og at den amorfe indre strukturen bare kan oppdages med røntgenundersøkelse eller mekaniske prøver.

Flusspat, CaF₂, er et kubisk mineral som oftest opptrer i terningformede eller oktaedriske krystaller. Terningflatene er glatte og skinnende, mens oktaederflatene kan bli mer ujevne og matte. Forekommer ofte i aggregater av sammenvokste krystaller eller i grovkornede og finkornede masser. Kan opptre i en rekke fargenyanser: fargeløs, lysegul, grønn, grønnblå, fiolettblå, hvit, grå, himmelblå, blåsvart eller brun. En og samme krystall kan ha flere farger. Hardhet 4, tetthet 3,18 g/cm³. Glassglans. Hvis den bestråles med ultrafiolett lys, gløder den ofte i livlige farger. Denne fluorescensen opphører tilsynelatende så snart bestrålingen slutter, men det har vist seg at den fortsetter i ultrafiolett opptil en måned etter bestrålingen. Hvis den oppvarmes i mørket til 40-80 ºC, vil den ofte lyse med et klart lys. Opptrer hyppig i sprekker, f.eks. i forkastningsbreksjer. Vanlig i mineralganger med bly- og sølvmalm (f.eks. på Kongsberg). Det er ellers vanlig i den kontaktmetamorfe sonen hvor det er dannet ved reaksjon mellom kalkspat og fluorgasser i magmaet. Har vært drevet på flere steder i Norge, Tveitstå gruver, Lassedalen gruver, Hundholmen gruve i Tysfjord og forekomster i Børtevatn-området i Telemark.

Kryolitt, Na₃AlF₆, er et halvklart, hvitt, monoklint mineral som er litt bløtere enn kalkspatt. Den eneste forekomsten av betydning er Ivigtut på sørvest-Grønland, hvor mineralet opptrer som en stor klumpformet masse. Driften der ble stanset 1962.

I Valley of Ten Thousand Vapors i Alaska, USA, strømmer det årlig 200000 tonn hydrogenfluorid ut av jorda i et område på 77 km².

Fluor utvinnes mest fra flusspat eller apatitt, og de største produksjonslandene er Kina, USA, Mexico, Sørafrika, Spania, Marokko, Frankrike, Brasil, Kenya og Storbritannia. Årsproduksjonen av flusspat i 1999 var ca. 4 millioner tonn.

KJEMI
Fluor er en lysegul, meget giftig gass med sterk, stikkende og ubehagelig lukt. Som de andre halogenene opptrer den både i fast, flytende og gassforming tilstand som toatomige molekyler. Fluormolekylet skiller seg litt fra de andre halogenene fordi det er så svakt bundet. Klormolekylet har mye høyere bindingsenergi, mens bindingsenergien ellers synker nedover mot jod og astat. Bindingsenergien i fluormolekylet er lav fordi fluoratomene er små, med forholdsvis høy kjerneladning, og har tre elektronpar som ikke deltar i bindingen, slik at bindingsorbitalene overlapper mindre og frastøtningen mellom de orbitalene som ikke deltar i bindingen blir sterkere. Tilsvarende er bindingen mellom oksygenatomene i peroksyder og mellom nitrogenatomene i hydraziner også forholdsvis svak.

Fluor er det mest elektronegative av alle grunnstoffer og kan derfor bare opptre med negativt oksydasjonstall. Det er også det mest reaktive av alle de elektronegative grunnstoffene, og reagerer direkte ved romtemperatur med nesten alle stoffer, blant grunnstoffene er nitrogen og edelgassene de eneste unntakene. Selv vann brenner med sterkt lysende flamme i en fluoratmosfære, og natriumklorid reagerer med fluor til natriumfluorid og klorgass. En vanlig måte å lage fluorider på er ved reaksjon mellom fluor og klorid eller et annet halogenid.

Det er enverdig i alle forbindelsene sine og danner salter hvor det foreligger som enverdig negativt ion. På grunn av elektronegativiteten er det kovalente innslaget svært lite i forbindelsene med de mest elektropositive metallene, men det er også kjent en mengde mer eller mindre molekylære forbindelser med orbitalbindinger i bestemte retninger. Også i slike forbindelser er fluor enverdig, men kan i enkelte tilfeller danne bindinger i mer enn en retning. Som de andre halogenene kan enkelte fluoratomer danne bro mellom to andre atomer hvis et molekylært fluorid dimeriseres eller polymeriseres. I noen fluoridkomplekser kan et eller flere av fluoratomene dele bindingsorbitaler med kationene.

Fordi fluoridionene er små er det også karakteristisk for fluor at det kan danne binære forbindelser med mange grunnstoffer hvor det andre stoffet opptrer med sin maksimale valens, f.eks. osmiumoktafluorid, OsF₈, og jodheptafluorid, IF₇. Slike forbindelser kan ikke dannes med de større kloridionene fordi det rett og slett ikke er plass til dem. Fluor er også et godt oksydasjonsmiddel, og direkte reaksjon mellom fluor og et annet grunnstoff gir fluorider hvor det andre grunnstoffet opptrer i et høyt oksydasjonstrinn, ofte sitt høyeste.

Slike fluorider med høyt oksydasjonstrinn er gjerne flyktige, molekylære forbindelser. De har lett for å hydrolysere i vann til hydroksyd eller syrer og hydrogenfluorid. Men de som inneholder det maksimale antallet fluoratomer de kan koordineres til, f.eks. karbontetrafluorid og svovelheksafluorid, er stabile overfor vann, fordi det ikke finnes angrepspunkter for vannet. De fluoridene som koordinerer til færre enn det maksimale kan på sin side lett danne komplekser ved å addere floridioner det det er plass til dem. Alle fluorider av grunnstoffer av gruppe 4 eller høyere samt beryllium og noen unntak i gruppe 3 danner lett fluoridkomplekser hvor koordinasjontallet ofte er så høyt som 8. Fluor har en eventyrlig rik komplekskjemi, og de fleste fluorider danner lettere fluoridkomplekser som også er stabilere enn de tilsvarende kloridkompleksene og andre halogenidkompleksene, men det finnes unntak hvor det er de andre halogenidene og spesielt jod som danner mer stabile komplekser.

Vann brenner med sterkt lysende flamme i fluoratmosfære, og produktene er hydrogenfluorid og oksygen, F₂ + H₂O = O₂ + 2HF, eller oson, 3F₂ + 6H₂O = 2O₃ + 6HF. Fluor reagerer spesielt heftig med hydrogen. Sveisebrennere som drives med fluor og hydrogen kan oppnå temperaturer på 4500 ºC, eller opptil 5000 ºC under trykk. Produktet er hydrogenfluorid, HF. En mer vanlig måte å lage den på er ved å behandle kalsiumfluorid (flusspat) med svovelsyre i platina-, bly- eller støpejernsretorter. I motsetning til hydrogenklorid, som entydig er en gass ved romtemperatur, har hydrogenfluoridet et kokepunkt på +19,54 ºC, og kan opptre som en fargeløs, rykende og meget lettflyktig væske hvis det ikke er spesielt varmt i rommet. Den er også fargeløs i gassform. En væske som er så nær kokepunktet avgir mye damp, noe som er mye av årsaken til alle ulykkene med flussyre i fluorkjemiens barndom. Flussyredamper virker sterkt etsende på åndedrettsorganene, og må ikke innåndes.

Flussyre er navnet på en løsning av hydrogenfluorid i vann, men brukes også om den rene substansen, særlig hvis den opptrer i væskeform. Det er en middels sterk syre, langt fra så sterk som saltsyre. Den har en sterk tendens til å polymerisere med hydrogenbindinger til (HF)_x, hvor x ofte er opptil 6, noe som er årsak til det høye kokepunktet, og i vannløsning får man en høy konsentrasjon av kompleksionet HF₂^-. Syrestyrken svekkes altså ved at noe av hydrogenet hindres i å dissosiere, men også av den høye bindingsenergien mellom H og F. I disse di- og polymerene er det hydrogenbindinger mellom hydrogenet og ett av fluoratomene. Kjededannelsen fører til en høy dielektrisitetskonstant, slik at flussyre er et godt løsnings- og dissosiasjonsmiddel for elektrolytter.

Flussyre angriper alle metaller unntatt gull, sølv, magnesium, platina og bly. Den utmerker seg ved at den etser glass, og kan derfor ikke oppbevares på glassflasker som andre syrer. Den angriper også huden og lager sviende sår som gror dårlig. Derimot er en rekke andre organiske stoffer, som guttaperka, parafinvoks og plaststoffene trolitul, vinidur og polyetylen, motstandsdyktige mot den og kan brukes i oppbevaringsbeholdere i likhet med de nevnte metallene.

Alle metaller angripes av fluor ved at det dannes fluorider, som altså kan opptre i alle valenstrinnene til metallet. Selv de edleste metaller som gull og platina kan etses helt bort ved oppvarming. Metallfluoridene har ofte en betydelig dårligere vannløselighet enn de tilsvarende kloridene. Alle alkalifluoridene er løselige, om ikke litiumfluoridet løses så lett, og alle andre fluorider av enverdige metaller. Fluorider av metaller i høyere oksydasjonstrinn er gjerne tyngre å løse på grunn av høyere gitterenergi, men lettere i sur løsning. Jordalkalifluoridene er tungt løselige, men lettere for de tyngre metallene. Fluoridene av de sjeldne jordmetallene er uløselige. Fluoridene av overgangsmetallene varierer, noen er uløselige, som vanadiumtrifluorid, andre hydrolyserer i vann, som titantetrafluorid, andre har en god løselighet, spesielt de enverdige kobber-, sølv- og gullfluoridene. Det er mulig å lagre fluor på metallflasker av f.eks. kobber fordi det dannes et beskyttende uløselig fluoridskikt.

Litium reagerer raskt ved romtemperatur med fluor til litiumfluorid, LiF, som ellers helst lages ved reaksjon mellom litiumhydroksyd eller litiumkarbonat og flussyre. Det er et hvitt, krystallinsk stoff som ikke er hygroskopisk i motsetning til de andre litiumhalogenidene, og i motsetning til dem danner det heller ikke hydrater som kan isoleres fra vannløsning. Det er det tyngst løselige av alkalimetallfluoridene, men det mest stabile. Løseligheten øker ved tilsetning av flussyre fordi det dannes hydrogenfluoridioner, HF₂^-.

Natriumfluorid, NaF, fargeløse kubiske eller tetragonale krystaller med smeltepunkt 993 °C som løses i vann. Natriumhydrogenfluorid, NaHF₂, er et fargeløst eller hvitt krystallinsk pulver med rombohedriske korn som er løselig i vann. Natriumfluorid kan også danne en del dobbeltsalter med andre anioner.

Kaliumfluorid, KF, danner fargeløse, kubiske krystaller med smeltepunkt 858 ºC som flyter ut i fuktig luft og løses lett i vann. Det danner også et dihydrat med smeltepunkt 41 ºC, kokepunkt 156 ºC og ekstrem løselighet i vann, 37,11 mol/l ved 18 ºC, som krystalliserer som fargeløse, monokline prismer. Kaliumhydrogenfluorid, KHF₂, likner det vannfrie fluoridet i egenskapene, men dekomponerer over 225 ºC.

Rubidiumfluorid, RbF, er fargeløst, krystalliserer kubisk, smelter ved 795 ºC og er lettløselig i vann.

Cesiumfluorid, CsF, danner kubiske krystaller med smeltepunkt 682 ºC og høy vannløselighet, 24,2 mol/l ved 15 ºC, som flyter ut i fuktig luft. Fra løsning kan det krystalliseres et seskvihydrat, CsF.1½H₂O. Cesiumhydrogenfluorid, CsHF₂, krystalliserer som fargeløse nåler som flyter ut i fuktig luft og har høy løselighet i vann.

Berylliumfluorid, BeF₂, dannes som en glassaktig hygroskopisk masse ved oppvarming av ammoniumtetrafluoroberyllat, (NH₄)₂BeF₄. Det er oppbygd av polymerkjeder som de andre berylliumhalogenidene, men med mer uorden. De to krystallformene som er kjent ser ut til å ha en stor likhet med formene kvarts og kristobalitt av silisiumdioksyd. Fluoridet løses i vann, men reagerer med vannet til et molekylært dihydrat, BeF₂(H₂O)₂. Det smelter ved 555 °C til en seig væske med lav elektrisk ledningsevne. Smelten kan gjøres mer lettflytende og elektrisk ledende ved tilsetning av litiumfluorid fordi det dannes tetrafluoroberyllationer.

Berylliumfluorid kan opptre som lewissyre og danne kompleksioner som tetrafluoroberyllat, BeF₄^2-. Tetrafluoroberyllater kan lages ved å løse berylliumoksyd eller -hydroksyd i konsentrerte løsninger eller smelter av sure fluorider som NH₄HF₂. I 1M vannløsninger av ammoniumfluoroberyllat er ca. 15-20 % av ionene BeF₃^-. Fluoroberyllater av alkalimetaller har ofte en struktur som påfallende likner silikatene av jordalkalimetallene. For eksempel har NaBeF₃ samme krystallform som CaSiO₃, og det hvite, vannløselige Na₂BeF₄ har fire krystallformer som nøye tilsvarer de fire krystallformene til Ca₂SiO₄. Fluoroberyllatene av toverdige ioner likner på sulfatene, f.eks. har PbSO₄ og PbBeF₄ samme krystallstruktur og liknende egenskaper.

Det er mulig å lage dimere fluoroberyllater med fluorider av alkalimetaller, thallium, ammonium og nitrogenoksyd, f.eks. NaBe₂F₅, det fargeløse, rombiske, vannløselige kaliumfluoroberyllatet K₂Be₂F₆ og Tl₂Be₂F₆. Fluorodiberyllatene er bygd opp som endeløse skikt med heksagonale ringer av BeF₄-tetraedre som deler hjørner omtrent som skiktsilikatene.

Magnesiumdifluorid, MgF₂, danner tetragonale, fargeløse til blekfiolette krystaller med luminescens som smelter ved 1261 ºC og er tungtløselige i vann.

Kalsiumfluorid, CaF₂, danner fargeløse kubiske krystaller som lyser ved oppvarming og viser fluorescens ved bestråling med ultrafiolett lys. Smeltepunkt 1423 ºC, tungt løselig i vann.

Strontiumfluorid, SrF₂, fås som fargeløse kubiske krystaller eller et hvitt pulver som smelter ved 1473 °C og er tungt løselig i vann. Et strontiumkloridfluorid, Sr₂Cl₂F₂, danner fargeløse tetragonale krystaller som smelter ved 962 °C og er løselige i vann.

Bariumfluorid, BaF₂, danner fargeløse kubiske krystaller med smeltepunkt 1355 ºC som løses tungt i vann.

Det er karakteristisk for fluoridene av de sjeldne jordmetallene at de er uløselige i vann. Yttriumfluorid, YF₃, kjennes som en geleaktig masse med smeltepunkt 1387 °C. Ceriumtrifluorid, CeF₃, danner hvite, heksagonale krystaller med smeltepunkt 1460 ºC. Ceriumtetrafluorid-monohydrat, CeF₄.H₂O, dannes som en fargeløs masse. Også av praseodym er det kjent både et tri- og et tetrafluorid (henholdsvis grønt og fargeløst), men tetrafluoridet er mye mindre stabilt enn ceriumtetrafluoridet. Neodymfluorid, NdF₃, er bleklilla og smelter ved 1410 ºC. Det er kjent et fireverdig cesium-neodym fluoridkompleks Cs₃NdF₇, men det er lite stabilt. Promethiumfluorid, PmF₃, er et rosafarget krystallinsk stoff som smelter over 1000 °C. Samariumtrifluorid, SmF₃, er lysegult og smelter ved 1306 ºC. Det eksisterer også et difluorid. Europiumdifluorid, EuF₂, fås som en lysegul amorf masse som smelter ved 727 ºC og er løselig i vann, mens trifluoridet, EuF₃, er fargeløst. Gadoliniumfluorid, GdF₃, er fargeløst. Terbiumtrifluorid, TbF₃, smelter ved 1172 °C. Det fargeløse terbiumtetrafluoridet TbF₄ dannes når trifluoridet tilføres fluorgass ved 300-400 °C. Det tåler færre påvirkninger enn ceriumtetrafluoridet før det dekomponerer, men flere enn praseodymtetrafluoridet. Det danner en del komplekser med fluorider av de tyngre alkalimetallene, f.eks. K₂TbF₆, RbTbF₅ og Cs₃TbF₇. Dysprosiumfluorid, DyF₃, danner fargeløse krystaller med smeltepunkt 1360 ºC. Holmiumfluorid, HoF₃, fås som lysegule krystaller med smeltepunkt 1143 ºC. Erbiumfluorid, ErF₃, danner rosa krystaller med smeltepunkt 1350 ºC. Thuliumfluorid, TmF₃, smelter ved 1158 °C. Ytterbiumdifluorid, YbF₂, smelter ved °C og trifluoridet, YbF₃, ved 1157 °C. Lutetiumfluorid, LuF₃, smelter ved 1182 ºC.

Actiniumfluorid, AcF₃, er hvitt, uløselig i vann og krystalliserer heksagonalt.

Thoriumtetrafluorid, ThF₄, er et hvitt pulver som krystalliserer kubisk og har smeltepunkt over 900 °C. Tetrahydratet, ThF₄.4H₂O, er et krystallinsk stoff som er tungt løselig i vann og avgir 3 molekyler krystallvann ved moderat oppvarming. Kaliumheksafluorothoriat-tetrahydrat, K₂ThF₆.4H₂O, er fargeløst og løselig i vann.

Protactiniumfluoridene er det rødbrune, monokline PaF₄, som er uløselig i vann, samt Pa₂F₉ og det hvite, vannløselige PaF₅.

Urantrifluorid, UF₃, er svart, løses tungt og hydrolyserer i vann. Urantetrafluorid, UF₄, krystalliserer som grønne, trikline nåler med smeltepunkt 960 °C og løses svært tungt i vann. Uranheksafluorid, UF₆, danner fargeløse, monokline krystaller som flyter ut i fuktig luft. Sublimerer ved 65 °C, hydrolyserer i vann.

Neptuniumtrifluorid, NpF₃, er rosa, krystalliserer heksagonalt og er uløselig i vann. Tetrafluoridet, NpF₄, er grønt, monoklint og uløselig i vann. Heksafluoridet, NpF₆, er brunt, rombisk, hydrolyserer i vann og har et smeltepunkt på 53 ºC. Det er også kjent et pentafluorid. Heksafluoridet har den uvanlige egenskapen at det befinner seg ganske nær trippelpunktet ved 1 atmosfæres trykk. Under denne betingelsen er smeltepunktet 54,8 °C og kokepunktet 55,2 °C. Oksyfluorider som NpOF₃ og NpO₂F₂ eksisterer også.

Plutoniumtrifluorid, PuF₃, er purpurfarget, heksagonalt, smelter ved 1425 ºC og er uløselig i vann. Tetrafluoridet, PuF₄, er blekbrunt, monoklint og smelter ved 1037 ºC. Heksafluoridet, PuF₆, er rødligbrunt, rombisk, hydrolyserer i vann og smelter ved 51,59 ºC og koker ved 62,3 ºC. Tetrafluoridet kan lages av dioksyd ved oppvarming med flussyre. Trifluoridet av dioksyd, flussyre og hydrogen. Heksafluoridet av tetrafluorid og fluor. Oppvarming er nødvendig i alle syntesene, og helst uten lufttilgang. Det kan også dannes oksyfluorider: PuOF, PuO₂F₂ og PuOF₄. Et stort antall fluoroplutonater kan dannes med ammonium-, alkali-, jordalkali- og noen få overgangsmetallfluorider.

Americiumtrifluorid, AmF₃, er heksagonalt og uløselig i vann. Det kan dannes av bestanddelene ved oppvarming eller ved reaksjon mellom americiumoksyd (gjerne dioksyd) og flussyre. Et tetrafluorid, det lysebrune AmF₄, kan dannes av trifluorid og fluor, og et flyktig heksafluorid, AmF₆, kan dannes med trifluorid og kryptondifluorid i tørr hydrogenfluoridatmosfære ved 40-60 °C. Flere forskjellige komplekse fluorider har vært fremstilt, bl.a. Na₂AmF₆. Flere oksyhalogenider som AmO₂F₂ er også kjent, samt komplekser som f.eks. KAmO₂F₂.

Det hvite curiumtrifluoridet, CmF₃, felles når en svakt sur Cm(III)-løsning tilsettes fluorid. Curiumtetrafluorid, CmF₄, er et brunaktig, monoklint krystallinsk stoff som kan dannes ved å oksydere trifluoridet med fluor. Denne forbindelsen inneholder kanskje noe mindre fluor enn det formelen tyder på. Tetrafluoridet er uløselig i vann, men kan løses i en ammoniumfluoridløsning. I en slik løsning blir det raskt redusert til trifluorid, i motsetning til americiumtetrafluoridet. Det stabiliseres noe ved kompleksdannelse med alkalifluorider, og mange komplekse fluorocuriater(IV) kan krystalliseres ut, f.eks. det tetragonale LiCmF₅, det rombiske K₂CmF₆ og til og med Na₇Cm₆F₃₁. Men disse inneholder neppe separate fluorocuriat-ioner. Et grågult oksyfluorid, CmOF, har blitt fremstilt ved å behandle hydroksydet med monofluoreddiksyre, varme sakte opp til 730 °C og holde temperaturen der i fire timer.

Berkeliumtrifluorid, BkF₃, er den første av actinidetrifluoridene som har yttriumfluoridlignende rombisk krystallstruktur ved romtemperatur og lantanfluoridlignende trigonal struktur ved høyere temperatur. Berkeliumtetrafluoridet, BkF₄, er det eneste rene Bk(IV)-halogenidet. Det kan dannes ved fluorering av dioksydet eller trifluoridet.

Californiumtrifluorid, CfF₃, kan lett fås ved å behandle seskvioksydet med flussyre. Det er lysegrønt, uløselig i vann og har to forskjellige krystallformer ved forskjellige temperaturer (d.v.s. det er dimorft). Av californiumtrihalogenidene er fluoridet det eneste som kan oksyderes til tetrafluorid, CfF₄, fortrinnsvis ved behandling med fluor eller klortrifluorid. Det er en lysegrønn, krystallinsk substans som er lite stabil mot oppvarming og lett dekomponerer til trifluorid. Oksyfluoridet CfOF kan fås av trifluoridet ved å varme opp med vanndamp til rundt 700 °C.

Krystallinsk einsteiniumtrifluorid, EsF₃, reduseres lett til difluorid på grunn av strålingseffektene.

Titantrifluorid, TiF₃, er purpurrødt og løselig i vann eller fiolett og uløselig i vann og smelter ved 1200 °C. Titantetrafluorid, TiF₄, er et hvitt, hygroskopisk pulver som sublimerer ved 284 °C og hydrolyserer i vann. Ammoniumheksafluorotitanat, (NH₄)₂TiF₆, krystalliserer som heksagonale prismer og er løselig i vann. Kaliumheksafluorotitanat-monohydrat, K₂TiF₆.H₂O, krystalliserer som fargeløse, monokline, glinsende blad og er løselig i vann. Ved oppvarming forsvinner vannet ved 32 ºC og stoffet smelter ved 780 ºC.

Zirkoniumtetrafluorid, ZrF₄, er hvitt, krystalliserer heksagonalt, sublimerer ved omtrent 600 °C og er løselig i vann. Ammoniumheksafluorozirkonat, (NH₄)₂ZrF₆, krystalliserer rombisk eller heksagonalt. Ammoniumheptafluorozirkonat, (NH₄)₃ZrF₇, danner fargeløse, kubiske krystaller som er tungt løselige i vann. Kaliumheksafluorozirkonat, K₂ZrF₆, er fargeløst, krystalliserer monoklint og løses i vann, lett i varmt.

Hafniumtetrafluorid, HfF₄, krystalliserer monoklint.

Vanadiumtrifluorid, VF₃, danner grønne, rombiske krystaller med smeltepunkt over 800 °C som løses i vann. Trihydratet er mørkegrønt, også rombisk, mister krystallvannet ved 100 °C, men løses i vann ved vanlig temperatur. Vanadiumtetrafluorid, VF₄, er brungult, løses i vann og dekomponerer ved oppvarming til 325 °C. Vanadiumpentafluorid, VF₅, koker ved 111,2 °C. Vanadiumoksydifluorid, VOF₂, er gult og spaltes ved oppvarming. Vanadiumoksytrifluorid, VOF₃, er gulhvitt, hygroskopisk og smelter ved 300 °C.

Niobpentafluorid, NbF₅, krystalliserer som hygroskopiske, fargeløse, monokline prismer som smelter ved 72-73 ºC og dekomponerer i vann. Kaliumpentafluoromonooksyniobat-monohydrat, K₂NbOF₅.H₂O, er løselig i vann og krystalliserer som fargeløse, monokline plater eller blader.

Tantalpentafluorid, TaF₅, danner fargeløse tetragonale krystaller som er løselige i vann og flyter ut i fuktig luft. De smelter ved 96,8 °C og koker ved 229,5 °C. Kaliumheptafluorotantalat, K₂TaF₇, er fargeløst, krystalliserer rombisk og tungt løselig i vann. Det er også mulig å lage 8-koordinerte fluorotantalater med ionet TaF₈^3-.

Kromdifluorid, CrF₂, danner grønne, monokline krystaller som smelter ved 1100 ºC og er tungt løselige i vann. Kromtrifluorid, CrF₃, grønne, rombiske krystaller som smelter ved over 1000 ºC og er uløselige i vann.

Molybdentetrafluorid, MoF₄, blir lett oksydert, disproporsjonert eller hydrolysert ved oppvarming. Smeltepunktet er 3-400 °C. Det er også kjent et gult pentafluorid, MoF₅, med smeltepunkt 70 °C. Det eneste rene molybden(VI)halogenidet er fluoridet, MoF₆, et hvitt, krystallinsk stoff som smelter ved 17,4 °C og koker alt ved 34-35 °C. Molybdenoksytetrafluorid, MoOF₄, er fargeløst/hvitt, flyter ut i fuktig luft, smelter ved 98 ºC, koker ved 180 ºC og løses i vann. Molybdendioksydifluorid, MoO₂F₂, danner hvite hygroskopiske krystaller med høy løselighet i vann som sublimerer ved 270 ºC. Disse oksyhalogenidene har sure egenskaper, og danner komplekssalter med en rekke kationer.

Wolframtetrafluorid, WF₄, hydrolyserer og oksyderes lett. Det finnes også et oksyfluorid WOF₂. Ved direkte reaksjon mellom wolfram og fluor dannes heksafluorid, WF₆, en blekgul, flyktig væske eller fargeløs gass som smelter ved 2,5 °C og koker ved 17,5 °C og hydrolyserer i vann. Wolframoksytetrafluorid, WOF₄, krystalliserer som fargeløse, hygroskopiske plater som smelter ved 110 °C, koker ved 187,5 °C og hydrolyserer i vann. Det kan dannes salter med kompleksionene [WF₇]^- og [WF₈]^2-. De er alle hvite faste stoffer som hydrolyserer lett, men er stabile i tørr luft. Også oksyfluoro- og oksyklorokomplekser er beskrevet, f.eks. kaliumtetrafluorodioksowolframat-monohydrat, K₂WO₂F₄.H₂O, krystalliserer monoklint og er løselig i vann.

Mangandifluorid, MnF₂, danner røde, tetragonale krystaller eller et rødlig pulver som smelter ved 856 ºC og er løselig i vann. Trifluoridet, MnF₃, danner røde krystaller som øyeblikkelig hydrolyseres i vann, men de tåler varme. Det er også kjent et ustabilt blått tetrafluorid, MnF₄, og et mangan(VII)oksyfluorid MnO₃F, en væske som eksploderer ved romtemperatur. Kaliumheksafluoromanganat(IV), K₂MnF₆, en av de få stabile Mn(IV)-forbindelsene, krystalliserer som gule, heksagonale tavler som hydrolyserer i vann.

Fluorering av technetium ved 400 °C gir et gullgult, flyktig heksafluorid, TcF₆, som smelter ved 37 °C og lett hydrolyseres til et svart, vannholdig oksyd. Av oksyfluorider kjennes det blå polymere (TcOF₄)_n som fordamper til enkeltmolekyler ved oppvarming og det gule TcO₃F som smelter ved 18,3 °C og kan fås ved reaksjon mellom flytende HF og pertechnetater,

I motsetning til technetium danner rhenium et heptafluorid, ReF₇, ved fluorering under trykk ved 400 °C, en blekgul, flyktig substans som smelter ved 48 °C og likner jodheptafluorid, det eneste andre kjente heptafluoridet. Fluorering ved 120 °C og atmosfæretrykk gir det like blekgule heksafluoridet, ReF₆, som smelter ved 18,7 °C. Det grønngule pentafluoridet (sm.p. 48 °C) fås ved å redusere heksafluoridet med hydrogen i flytende HF ved 25 °C. Reduksjon med rheniummetall ved 500 °C gir et blått (mørkegrønt?) tetrafluorid, ReF₄, som sublimerer ved over 300 °C. Det er kjent flere oksyfluorider. I oksydasjonstrinn +7 har vi det kremgule ReOF₅ som smelter ved 34,5 °C, det blekgule ReO₂F₃ med smeltepunkt 90 °C og det gule ReO₃F med smeltepunkt 147 °C, som fås ved å løse perrhenater i flytende flussyre. I oksydasjonstrinn +6 fås det blå, polymere (ReOF₄)_n, som smelter ved 107,8 °C og fordamper til enkeltmolekyler ved videre oppvarming. I oksydasjonstrinn +5 finnes det svarte ReOF₃, som har et forholdsvis høyt smeltepunkt. Heksafluoridet kan reagere med fluorider til oktafluororhenat: ReF₈^2-. Det er også kjent oksohalogenokomplekser, f.eks. ReOF₅^2-.

Når fluor angriper jern dannes jerntrifluorid, FeF₃ eller Fe₂F₆, i form av grønne, rombiske krystaller som løses tungt i vann. På rent jern fås et porøst fluoridlag som ikke virker beskyttende, mens det dannes tette, beskyttende lag på mange stålarter. Trifluoridet danner flere hydrater, som nonahydratet, Fe₂F₆.9H₂O eller FeF₃.4½H₂O, som er gult, og løses like tungt. Jerndifluorid, FeF₂, danner hvite, rombiske krystaller som er tungt løselige i vann. Det danner et hvitt tetrahydrat og et grønnblått oktahydrat som begge er tungtløselige. Triammoniumheksafluoroferrat, (NH₄)₃FeF₆, danner fargeløse til lysegule oktahedriske krystaller som er tungt løselige i vann.

Koboltdifluorid, CoF₂, danner rosa, monokline krystaller som smelter ved ca. 1200 ºC og er løselige i vann. Kobolttrifluorid, CoF₃, danner brune, heksagonale krystaller som hydrolyserer i vann.

Nikkelfluorid, NiF₂, danner grønne, tetragonale krystaller som løses i vann.

Rutheniumpentafluorid, RuF₅, danner mørkegrønne krystaller med smeltepunkt 101 ºC og 250 ºC som hydrolyserer i vann.

Rhodiumtrifluorid, RhF₃, danner røde, rombiske krystaller som er uløselige i vann.

Palladiumdifluorid, PdF₂, danner flyktige, brune, tetragonale krystaller som er tungt løselige og nedbrytes i vann. Palladiumtrifluorid, PdF₃, danner svarte, rombiske krystaller som hydrolyserer i vann.

Osmiumtetrafluorid, OsF₄, er et brunt pulver som dekomponerer i vann. Osmiumheksafluorid, OsF₆, danner grønne krystaller med smeltepunkt 32,1 ºC og kokepunkt 45,9 ºC som hydrolyserer i vann.

Iridiumheksafluorid, IrF₆, fås som et gult glass eller tetragonale krystaller med smeltepunkt 44,4 ºC og kokepunkt 53 ºC som hydrolyserer i vann.

Platinadifluorid, PtF₂, er gulliggrønt og uløselig i vann. Platinatetrafluorid, PtF₄, fås som gule til lysebrune krystaller eller en dyprød smelte som er løselig og hydrolyserer i vann. Platinaheksafluorid, PtF₆, er et uhyre ustabilt mørkerødt fast stoff med smeltepunkt 57,6 ºC.

Kobbermonofluorid, CuF eller Cu₂F₂, fås som røde krystaller som smelter ved 908 ºC og er uløselige i vann. Kobberdifluorid, CuF₂, er hvite, trikline krystaller som er løselige i vann. Fra vannløsning fås et dihydrat, CuF₂.2H₂O, i form av blå, monokline krystaller.

Sølvmonofluorid, AgF, er gult, krystalliserer kubisk, smelter ved 435 °C og i motsetning til de andre sølv(I)halogenidene er det lettløselig i vann, og krystallene flyter ut i fuktig luft. Sølvdifluorid, AgF₂, er brunt, krystalliserer rombisk, smelter ved 690 °C og hydrolyserer i vann. Det gule heksagonale disølvmonofluoridet, Ag₂F, spaltes i vann og ved oppvarming til 90 °C.

Sinkfluorid, ZnF₂, fås som fargeløse, monokline eller trikline krystaller med smeltepunkt 872 °C som løses i vann. Fra vannløsning fås et tetrahydrat som krystalliserer rombisk og avgir vannet ved 100 °C.

Kadmiumfluorid, CdF₂, danner hvite, vannløselige krystaller med smeltepunkt 1100 ºC.

Kvikksølv(I)fluorid, Hg₂F₂, danner gule, kubiske krystaller som smelter ved 570 ºC og hydrolyserer i vann. Kvikksølv(II)fluorid, HgF₂, danner fargeløse, kubiske krystaller som hydrolyserer i vann og dekomponerer ved oppvarming til 645 ºC.

Bortrifluorid, BF₃, er en fargeløs gass med kvelende lukt og kokepunkt -99,9 ºC som løses meget lett i vann. Fra vannløsning kan det inndampes et dihydrat, BF₃.2H₂O, som er en væske med smeltepunkt +6 ºC.

Hvis bortrifluoridgass ledes inn i flussyre dannes tetrafluoroborationer, BF₄^-. Det finnes ikke noen tetrafluoroborsyre, men det finnes mange tetrafluoroborater med forskjellige kationer, f.eks. det hvite, vannløselige ammoniumfluoroboratet, NH₄BF₄, det hvite, rombiske, lett vannløselige natriumfluoroboratet NaBF₄, det fargeløse, rombiske eller kubiske og vannløselige kaliumfluoroboratet KBF₄, rubidiumfluoroboratet RbBF₄, som er vannløselig, smelter ved 590 ºC og krystalliserer som bittesmå rombiske krystaller, det rombiske, vannløselige cesiumfluoroboratet, CsBF₄. Bly(II)tetrafluoroborat, Pb(BF₄)₂, krystalliserer prismatisk og dekomponerer i vann.

Aluminiumtrifluorid, AlF₃, er løselig i vann, men krystalliserer fra vannløsning som tungt løselige eller uløselige hydrater. Det er et fargeløst krystallinsk stoff som sublimerer ved oppvarming til 1291 ºC. Natriumheksafluoroaluminat, Na₃AlF₆, naturlig kryolitt, danner fargeløse, monokline krystaller som smelter ved 1000 °C og er tungt løselig i vann.

Galliumtrifluorid, GaF₃, er et hvitt pulver som er tungt løselig i vann. Det kan krystalliseres solvatisert, f.eks. som et trihydrat, GaF₃.3H₂O, eller et triammoniakat, GaF₃.3NH₃. Ammoniumheksafluorogallat, (NH₄)₃GaF₆, er hvitt, tungt løselig i vann og dekomponerer ved temperaturer over 250 ºC. Mangan(II)pentafluorogallat-heptahydrat, MnGaF₅.7H₂O, danner rosa, rombiske krystaller med høy løselighet i vann.

Indiumtrifluorid, InF₃, er fargeløset, løses tungt i vann og har et smeltepunkt på 1170 ºC. Trihydratet har atskillig bedre vannløselighet, mens nonahydratet, som krystalliserer som hvite nåler, også er tungt løselig.

Thalliummonofluorid, TlF, krystalliserer i fargeløse, kubiske oktahedre med smeltepunkt 327 °C som løses lett i vann. Thalliumtrifluorid, TlF₃, er olivengrønt og dekomponerer i vann og ved oppvarming til 550 °C.

Karbon reagerer med fluor ved romtemperatur til karbontetrafluorid, CF₄, en fargeløs gass med kokepunkt -128 ºC som er tungt løselig i vann. Alle de andre halogenene krever oppvarming og finfordeling av karbonet for at det skal bli noen reaksjon. Karbontetrafluorid eller tetrafluormetan, som det også kan kalles, er det enkleste fluorkarbonet, en serie av karbonforbindelser som er parallell med hydrokarbonene. I et hydrokarbon kan ett eller flere hydrogenatomer erstattes med fluor. Hvis alle erstattes snakker man gjerne om perfluorkarboner. Mettede perfluorkarboner er ekstremt reaksjonstrege forbindelser som kan oppvarmes til ekstreme temperaturer uten å brenne og ikke påvirkes av kokende salpetersyre, konsentrert svovelsyre eller sterke oksydasjonsmidler som f.eks. kaliumpermanganat. Reduksjonsmidler som hydrogen og karbon krever temperaturer på over 1000 grader for å påvirke dem. Det umettede fluorkarbonet tetrafluoretylen, C₂F₄, kan polymeres ved å addere andre molekyler av samme slag over dobbeltbindingen på samme måte som i polyetylen, og produktet er kjent i handelen som teflon, eller med et mer systematisk navn polydifluormetylen, et mettet fluorkarbon med ekstremt stor motstand mot kjemiske påvirkninger, det påvirkes f.eks. ikke av kongevann og heller ikke av oson.

Ved å behandle grafitt med flytende hydrogenfluorid ved 20 °C og 2 atmosfærers trykk fås først en substans CF_x, hvor x kan være mellom 2 og 5, deretter går substansen over til C₁₂HF₂. Samme reaksjon skjer ved elektrolyse av smeltede alkalifluorider med grafittanode. Ved temperaturer på 4-600 °C fås en hvit forbindelse (CF)_n ved fluorering av grafitt. Ingen av disse grafittfluoridene leder elektrisk strøm.

Karbonylfluorid, COF₂, er en fargeløs, hygroskopisk gass med kokepunkt -83,1 ºC som nedbrytes i vann.

Den høye elektronegativiteten til fluor påvirker organiske molekyler som inneholder fluor. F.eks. er fluorsubstituert eddiksyre sterkere syrer enn vanlig eddiksyre. Trifluoreddiksyre, CF₃COOH, er en sterk syre som er fullt dissosiert i vann. Natriummonofluoracetat, CH₂FCOONa, er et hvitt pulver med smeltepunkt 200 °C som er lettløselig i vann. Tris-trifluormetylamin, (CF₃)₃N, har ingen basiske egenskaper i motsetning til trimetylaminet. Trifluormetylgruppen kan betraktes som en slags stor pseudohalogen som er omtrent like elektronegativ som klor.

I fluorgass brenner silisium alt ved romtemperatur til silisiumtetrafluorid eller tetrafluorsilan, SiF₄, en fargeløs, meget giftig gass med stikkende lukt. Den ryker sterkt i fuktig luft og har et kokepunkt på -95,5 °C. Den lages renere ved å løse silisiumdioksyd og silikater med flussyre i nærvær av vanntiltrekkende midler: SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O. Grunnen til at flussyre kan etse glass er at det gassformige silisiumtetrafluoridet unnslipper. Silisiumtetrafluoridet er bestandig og lite reaktivt i helt tørr tilstand. I gassfase reagerer det med vanndamp til en blanding av oksofluorsilan, (SiF₃)₂O, og flere andre produkter. Det spaltes av vann i flussyre og kiselsyre, men med et overskudd av flussyre dannes i stedet heksafluorkiselsyre, H₂SiF₆. Ved forbrenning av silisium i fluor dannes også mindre mengder av kjedeforbindelser som tilsvarer silanene, Si₂F₆, Si₃F₈ o.s.v. Førstnevnte er ved romtemperatur en gass, den andre en væske, mens de tyngre er faste stoffer. Langkjedede polymerer dannes ved reaksjon mellom tetrafluorid og silisium ved høy temperatur og bråkjøling.

Diklordifluorsilan, SiCl₂F₂, er en gass med kokepunkt -31,7 °C som hydrolyserer i vann. Klortrifluorsilan, SiClF₃, er en gass med kokepunkt -70 °C som nedbrytes i vann. Trifluorsilan eller silikofluoroform, SiHF₃, er en fargeløs gass med kokepunkt ca. -95 °C som hydrolyserer i vann. Silisiumoksyfluorid, Si₂OF₆, er en fargeløs gass med kokepunkt -23,3 °C som hydrolyserer i vann.

Silisiumdifluorid, SiF₂, kan lages med godt utbytte ved reaksjon mellom silisium og silisiumtetrafluorid ved 1150 °C, og holder seg i noen minutter i godt vakuum (0,000001 atmosfære) hvis det raskt avkjøles til -200 °C. Molekylet likner vann, med en vinkel på 101 ° mellom Si-F-bindingene. Det krystalliserer som et rødbrunt pulver som også inneholder korte kjeder av ×SiF₂(SiF₂)SiF₂× -radikaler. Ved oppvarming blir det hvitt, og polymeriseres til fluorosilaner (opptil Si₁₆F₃₄). Det reagerer med oksygen i gassfasen, men vanskelig med andre gasser. Oppvarming sammen med andre molekylslag fører ofte til at det skyter seg inn i en av bindingene på det andre molekylet, f.eks. SiF₂ + H₂O = HSiF₂OH eller SiF₂ + GeH₄ = GeH₃SiF₂H.

I fortynnet løsning er heksafluorkiselsyre en sterk syre som er fullstendig protolysert og reagerer med baser til heksafluorosilikater. De fleste heksafluorosilikater er vannløselige, men de til alkalimetallene er tungtløselige unntatt litiumforbindelsen, og bariumheksafluorosilikat er også tungtløselig. Både syren og saltene er giftige. En vannløsning av ren heksafluorkiselsyre inneholder ikke fri flussyre og etser f.eks. ikke glass. Ved inndamping spaltes syren i silisiumtetrafluorid og flussyre, men ved avkjøling fryser det ut fargeløse, harde krystaller av et dihydrat, H₂SiF₆.2H₂O. Det er også mulig å lage pentafluorosilikater med fullsubstituert ammonium, f.eks. tetrafenylammoniumopentafluorosilikat, (C₆H₅)₄NSiF₅, og endog med arsonium.

Monohydrazinheksafluorosilikat, (N₂H₅)HSiF₆, er et krystallinsk stoff som er meget lettløselig i vann. Hydroksylaminheksafluorosilikat-dihydrat, (NH₃OH)₂SiF₆.2H₂O, danner skjellaktige krystaller som løses meget lett i vann. Litiumheksafluorosilikat, Li₂SiF₆, opptrer som dihydrat i form av hvite, monokline krystaller som løses lett i vann. Natriumheksafluorosilikat, Na₂SiF₆, fås som fargeløse, heksagonale krystaller som er løselige i vann. Kaliumheksafluorosilikat, K₂SiF₆, fås som fargeløse, kubiske eller heksagonale krystaller som er løselige i vann, men tungt i kaldt. Rubidiumheksafluorosilikat, Rb₂SiF₆, danner kubiske, oktahedriske krystaller som løses i vann, men tungt i kaldt. Cesiumheksafluorosilikat, Cs₂SiF₆, danner hvite, kubiske krystaller som løses lett i vann. Magnesiumheksafluorosilikatet, MgSiF₆, er hvitt og løses lett i vann. Det danner også et heksahydrat som er hvitt, krystalliserer trigonalt og løses lett i vann. Kalsiumheksafluorosilikat, CaSiF₆, danner fargeløse, tetragonale krystaller som er tungt løselige i vann. Strontiumfluorosilikat-dihydrat, SrSiF₆.2H₂O, krystalliserer monoklint og er løselig i vann. Bariumfluorosilikat, BaSiF₆, krystalliserer i rombiske nåler og er tungt løselig i vann. Manganheksafluorosilikat-heksahydrat, MnSiF₆.6H₂O, krystalliserer som rosa heksagonale prismer som løses lett i vann. Nikkelheksafluorosilikat-heksahydrat, NiSiF₆.6H₂O, danner grønne trigonale krystaller. Kobber(II)heksafluorosilikat, CuSiF₆, krystalliserer gjerne med 4 eller 6 molekyler krystallvann, henholdsvis som monokline prismer og blå, rombiske krystaller som flyter ut i fuktig luft. Begge løses lett i vann. Sølv(I)heksafluorosilikat-tetrahydrat, Ag₂SiF₆.4H₂O, er et hvitt pulver eller fargeløse krystaller som flyter ut i fuktig luft og løses lett i vann. Sinkheksafluorosilikat-heksahydrat, ZnSiF₆.6H₂O, krystalliserer i fargeløse, heksagonale prismer som løses lett i vann og dekomponerer ved oppvarming til 100 °C. Kadmiumheksafluorosilikat-heksahydrat, CdSiF₆.6H₂O, danner fargeløse, heksagonale, vannløselige krystaller. Kvikksølv(I)heksafluorosilikat-dihydrat, Hg₂SiF₆.6H₂O, krystalliserer i fargeløse prismer og er tungt løselig i vann. Kvikksølv(II)heksafluorosilikat-heksahydrat, HgSiF₆.6H₂O, danner fargeløse, rombiske krystaller som flyter ut i fuktig luft og tåler lite oppvarming. Thallium(I)heksafluorosilikat-dihydrat, Tl₂SiF₆.2H₂O, krystalliserer i heksagonale plater og er lettløselig i vann. Bly(II)heksafluorosilikat, PbSiF₆, krystalliserer gjerne med to eller fire molekyler krystallvann som fargeløse monokline krystaller som løses i vann.

Germaniumdifluorid, GeF₂, er hvitt og løselig i vann, spesielt varmt. Germaniumtetrafluorid eller tetrafluorgerman, GeF₄, er en fargeløs gass som sublimerer fra krystallinsk form ved -37 ºC og dekomponerer til germaniummonoksyd og heksafluorogermaniumsyre i vann. Det kan krystalliseres et trihydrat av tetrafluoridet. Ett eller flere av fluoratomene kan erstattes med klor, klortrifluorgerman, GeF₃Cl, er en fargeløs gass med kokepunkt -20,63 ºC, diklordifluorgerman, GeF₂Cl₂, er en fargeløs gass med kokepunkt -2,8 ºC, mens triklorfluorgerman, GeFCl₃, er en fargeløs væske med smeltepunkt -49,8 ºC og kokepunkt 37,5 ºC.

Ammoniumheksafluorogermanat, (NH₄)₂GeF₆, er fargeløst, krystalliserer som heksagonale prismer og bipyramider og er løselig i vann. Hydrazinheksafluorogermanat, (N₂H₅)₂GeF₆, krystalliserer som monokline prismer og er løselig i vann. Hydroksylaminheksafluorogermanat-dihydrat, (NH₃OH)₂GeF₆.2H₂O, krystalliserer som monokline prismer som er løselige i vann. Kaliumfluorogermanat, K₂GeF₆, er hvitt, heksagonalt, vannløselig og smelter ved 730 ºC. Rubidiumfluorogermanat, Rb₂GeF₆, danner hvite krystaller som løses tungt i kaldt vann, men lett i varmt. Cesiumfluorogermanat, Cs₂GeF₆, krystalliserer i isotrope regulære oktaedre og er tungt løselig i vann.

Tinndifluorid, SnF₂, er hvitt, krystalliserer monoklint og er løselig i vann. Tinntetrafluorid, SnF₄, danner hvite, hygroskopiske monokline krystaller som har en ionegitterstruktur, løses lett i vann og er krystallinsk til 705 °C, men sublimerer til en molekylær gass ved denne temperaturen. Kaliumheksafluorostannat-monohydrat, K₂SnF₆.H₂O, krystalliserer som monokline prismer og er løselig i vann, spesielt i varmt.

Blydifluorid, PbF₂, danner fargeløse, rombiske krystaller med smeltepunkt 855 ºC som er tungt løselige i vann. Giftig. Bly(II)fluoridklorid, PbFCl, er hvitt og krystalliserer tetragonalt. Det er også tungt løselig i vann og har lavere smeltepunkt, 601 ºC.

Fluor reagerer med ammoniakk med kobberkatalysator til en blanding av nitrogenfluorider. Nitrogentrifluorid, NF₃, er en fargeløs gass med kokepunkt -128,8 ºC som er svært tungt løselig i vann, i motsetning til ammoniakk som har samme molekylstruktur. I motsetning til ammoniakk har det heller ikke noen basiske egenskaper i løsning, men salter av et tetrafluorammoniumion kan fås med fluor og en sterk lewissyre som bortrifluorid, f.eks. NF₄BF₄. Tetrafluorhydrazin, N₂F₄, er en reaktiv gass som kan fremstilles rent ved å oppvarme NF₃ med kobber. Den dissosieres lett i reaktive difluoraminradikaler som reagerer som typiske frie radikaler. Difluirdiazen, N₂F₂, er en reaktiv gass fremstilles rent ved elektrolyse av ammoniumfluorid. Også fluoramin, NH₂F, og -imin, NHF₂, kan fremstilles, med liknende egenskaper. Nitrosylfluorid, NOF, er en fargeløs gass med kokepunkt -56 ºC. Nitrylfluorid, NO₂F, er en fargeløs gass med kokepunkt -63,5 ºC som dekomponerer i vann. Nitrogentrioksyfluorid eller fluornitrat, NO₃F, er en fargeløs, termisk ustabil, potensielt eksplosiv gass med kokepunkt -45,9 ºC som bl.a. reagerer heftig med vann.

Ammoniumfluorid, NH₄F, fås som fargeløse, heksagonale krystaller som flyter ut i fuktig luft og løses meget lett i vann. Ammoniumhydrogenfluorid, NH₄HF₂, danner rombiske eller tetragonale krystaller med liknende egenskaper.

Fosfortrifluorid, PF₃, er en fargeløs gass med kokepunkt -101,5 ºC som hydrolyserer i vann og fremstilles best ved fluorering av fosfortriklorid. Den danner komplekser med overgangsmetaller som likner karbonylforbindelsene med karbonmonoksyd og er derfor like giftig som dette. Fosforpentafluorid, PF₅, er også en fargeløs gass med kokepunkt -75 ºC, som hydrolyserer øyeblikkelig i vann. Det danner sterke komplekser med aminer, etere, nitrater, sulfoksyder og organiske baser og er en sterk katalysator ved ioniske polymerisasjonsreaksjoner. Av fosforpentafluorid og flussyre kan det lages heksafluorofosforsyre, HPF₆, en fargeløs rykende væske. Fosfordikloridtrifluorid, PCl₂F₃, er en fargeløs væske eller gass med smeltepunkt -8 ºC og kokepunkt +10 ºC. Fosfordibromidtrifluorid, PBr₂F₃, er en fargeløs, blekgul væske som smelter ved -20 ºC og dekomponerer over +15 ºC. Den nedbrytes også i vann. Fosforoksyfluorid, POF₃, er en fargeløs gass med kokepunkt -39,8 ºC som dekomponerer i vann. En eller flere av hydroksygruppene i fosforsyre kan erstattes med fluor, f.eks. i monofluorofosforsyre, H₂PO₃F, en fargeløs seig væske, og difluorofosforsyre, HPO₂F₂, en fargeløs rykende væske med smeltepunkt -75 ºC og kokepunkt 116 ºC. Tiofosforylfluorid, PSF₃, er en gass som er tungt løselig og nedbrytes i vann.

Av disse syrene er det kjent en rekke salter. Ammoniumdifluorofosfat, NH₄PO₂F₂, fås i form av fargeløse rombiske krystaller som løses i vann. Natriummonofluorofosfat, Na₂PO₃F, er fargeløst, smelter ved ca. 625 °C og er løselig i vann. Ammoniumheksafluorofosfatet, NH₄PF₆, krystalliserer som fargeløse kubiske plater som er lettløselige i vann. Natriumheksafluorofosfat-monohydrat, NaPF₆.H₂O, løses lett i vann. Kalkumheksafluorofosfat, KPF₆, er løselig i vann og smelter ved ca. 575 ºC.

Arsentrifluorid, AsF₃, er en oljeaktig væske med smeltepunkt -8,5 ºC som hydrolyserer i vann. Arsenpentafluorid, AsF₅, er en fargeløs gass med kokepunkt -53 ºC som er løselig i vann.

Ved å brenne antimon i fluorgass fås antimontrifluorid, SbF₃, en fargeløs oljeaktig væske som har smeltepunkt 7 ºC og er løselig i vann. Antimonpentafluorid, SbF₅, danner fargeløse rombiske krystaller med en ekstrem vannløselighet i kaldt vann, 5,087 mol/l ved 0 ºC, men bare 0,2600 mol/l ved 30 ºC. Det er en god kompleksdanner, og eksisterer i fluoridløsninger som SbF₆^-. Dette ionet har en dobbeltpyramideform, og det kan oppta flere pentafluoridmolekyler og danne en hel kjede av dobbeltpyramider som deler et fluoratom med naboene. En rekke fluoroantimonater kan krystalliseres fra slike løsninger. Ammoniumpentafluoroantimonat, (NH₄)₂SbF₅, opptrer som fargeløse rombiske krystaller som løses lett i vann. Natriumheksafluoroantimonat, NaSbF₆, krystalliserer rombisk og løses lett i vann. I rent vann hydrolyserer antinmonpentafluorid til antimon(V)oksyd, som er tungtløselig og felles fra vannløsning. Smeltet pentafluorid er ekstremt seigt p.g.a. dannelse av lineære polymerer. I fast fase dannes sykliske tetramerer.

Vismuttrifluorid, BiF₃, kan dannes ved å brenne metallet i halogenatmosfære. Det er mer ionisk enn trifluoridene av arsen og antimon. I motsetning til dem er det ingen registrerbar molekylenhet overhodet i krystaller av vismuttrifluorid, og det krystalliserer som grå, kubiske krystaller med samme struktur som yttriumfluorid, mer kompakt og tettere enn de andre. Smeltepunktet er også høyt, 727 ºC, og i likhet med yttriumfluoridet er det uløselig i vann. Vismutoksyfluorid, BiOF, danner hvite krystaller eller pulver som ikke løses i vann.

Vismutpentafluorid, BiF₅, fås av vismutmetall og fluorgass ved oppvarming til 600 °C. Det er et hvitt, krystallinsk stoff, men med mye lavere smelte- og kokepunkt enn trifluoridet (151,4 og 230 °C). Det er også et kraftig oksydasjons- og fluoreringsmiddel og kan oksydere brom til bromtrifluorid og urantetrafluorid til uranheksafluorid. Det er ikke så lett å lage heksafluorovismutatkomplekser som det er med antimon og arsen, men et sølvheksafluorovismutat, AgBiF₆, kan dannes ved å opphete vismuttrifluorid med fluorgass og bromtrifluorid slik at det dannes difluorobromylheksafluorovismutat, BrF₂BiF₆, og deretter reagere dette med sølvtetrafluorobromat.

Fluor reagerer ikke direkte med oksygen, men oksygendifluorid, OF₂, kan lages ved å føre fluorgass raskt gjennom en tynn løsning av natriumhydroksyd. Det er en fargeløs gass eller gulbrun væske med kokepunkt -144,8 ºC som er tungt løselig i kaldt vann, men uløselig i varmt. Løsningen reagerer ikke surt i motsetning til de tilsvarende monoksydløsningene av klor og brom, selv om molekylstrukturen er tilsvarende. Den reagerer langsomt med vannet til oksygengass og flussyre. Dioksygendifluorid, O₂F₂ eller FOOF, er en brun gass, rød væske eller oransjefarget krystallinsk stoff med smeltepunkt -163,5 ºC og kokepunkt -57 ºC, som kan lages ved å sende elektriske utladninger gjennom en blanding av oksygen og fluor ved under -100 °C. Det er ustabilt og dekomponerer raskt til bestanddelene. Det er også påvist oksygenmonofluorid, OF, og dioksygenmonofluorid, O₂F.

Ved reaksjon mellom fluor og vann ved lav temperatur kan det med en viss vanskelighet fås et hydroksyfluorid, HOF. Det er en gass ved romtemperatur, kan kondenseres til en blekgul væske og fryser til gule krystaller ved -117 ºC. Den reagerer kraftig med vann og spaltes raskt til flussyre og oksygen ved romtemperatur. H-O-F-vinkelen er bare 97 grader, og det er den minste vinkelen mellom to oksygenbindinger i et molekyl hvor den ikke er sammenbøyd fordi andre deler av molekylet sitter fast i hverandre. Det kan ikke dannes 'hypofluoritter' av metaller, men det finnes en rekke kovalente forbindelser som CF₃OF, SF₅OF, O₃ClOF og FSO₂OF, som kalles hypofluoritter.

Derimot reagerer fluor med svovel ved romtemperatur, og danner svovelheksafluorid, SF₆, en fargeløs og bemerkelsesverdig stabil og ureaktiv gass med sublimeringspunkt -63,8 °C. Den kan varmes opp til 400 ºC med hydrogen, oksygen og alle halogenene uten at det skjer noe. Den reagerer ikke med smeltet kaliumhydroksyd, ikke en gang med flytende natrium. Svoveltetrafluorid, SF₄, er hvis den eksisterer, en gass med kokepunkt -40 °C som hydrolyserer i vann. Svovel-"mono"-fluorid, S₂F₂, er en fargeløs gass med kokepunkt -38,4 °C som nedbrytes i vann. Disvoveldekafluorid, S₂F₁₀, er en fargeløs væske med smeltepunkt -92 °C og kokepunkt 29 °C. Sulfonyldifluorid, SO₂F₂, er en fargeløs gass med kokepunkt -55,4 °C som er løselig i vann. Sulfonylkloridfluorid, SO₂ClF, er en fargeløs gass med kokepunkt 7,1 °C som nedbrytes i vann. Tionyldifluorid eller sulfinyldifluorid, SOF₂, er en fargeløs gass med kokepunkt -43,8 °C. Tionylkloridfluorid, SOClF, er en gass med kokepunkt 12,2 °C.

Ved å bytte ut en av hydroksygruppene i svovelsyre med fluor fås fluorsulfonsyre, HSO₃F, en fargeløs væske med smeltepunkt -87,3 ºC og kokepunkt 165,5 ºC som er løselig i vann. Det er kjent en rekke salter. Ammoniumfluorosulfonat, NH₄SO₃F, krystallerer som fargeløse nåler som er løselige i vann. Litiumfluorosulfonat, LiSO₃F, er et hvitt pulver med smeltepunkt 360 ºC som løses lett i vann. Natriumfluorosulfonat, NaSO₃F, krystalliserer som skinnende, hygroskopiske blad som løses i vann. Kaliumfluorosulfonat, KSO₃F, krystalliserer som korte, tykke prismer som smelter ved 311 ºC og løses i vann. Rubidiumfluorosulfonat, RbSO₃F, krystalliserer i nålform og smelter ved 304 ºC. Fluorsulfonyloksyfluorid, FOSO₂F, kan lages ved å addere fluor til svoveltrioksyd. Fluorsulfonyloksyklorid, ClOSO₂F, og tilsvarende forbindelser med brom og jod, kan lages ved reaksjon mellom halogenet og peroksydisulfonyldifluorid, S₂O₆F₂.

Selentetrafluorid, SeF₄, er en fargeløs væske med smeltepunkt -13,8 ºC som hydrolyserer i vann. Selenheksafluorid, SeF₆, er en fargeløs gass med kokepunkt -34,5 ºC som er løselig og hydrolyserer i vann. Selenylfluorid, SeOF₂, er en fargeløs væske med smeltepunkt 4,6 ºC og kokepunkt 124 ºC som hydrolyserer i vann.

Tellurtetrafluorid, TeF₄, danner hvite, hygroskopiske krystaller som hydrolyserer i vann. Tellurheksafluorid, TeF₆, er en fargeløs gass med ubehagelig lukt som har smeltepunkt -36 °C og kokepunkt 35,5 °C og hydrolyserer i vann. Cesiumpentafluorotelluritt, CsTeF₅, krystalliserer i form av fargeløse nåler som hydrolyserer i vann. Kaliumdifluorotrioksotellurat-trihydrat, K₂TeO₃F₂.3H₂O, danner masser med oktahedrisk, monoklin mikrostruktur og er tungt løselig i vann.

Halogenfluorider er gjerne reaktive substanser som kan reagere heftig, ofte eksplosivt, med vann og organiske stoffer. Reaktiviteten stiger omtrent i følgende orden: BrF-IF₅-ClF-IF₇-BrF₅-BrF₃-ClF₃. De er kraftige fluoreringsmidler, også for organiske stoffer hvis de blandes opp med nitrogen. De har en amfoter karakter, og kan danne anioner med sterke baser som alkalifluorider og kationer med sterke lewissyrer som f.eks. antimonpentafluorid.

Ved å varme opp en blanding av klor- og fluorgass til 220-250 ºC, fås klormonofluorid, ClF, en fargeløs gass med kokepunkt -100,8 ºC som hydrolyserer i vann og er mer reaktiv enn fluorgass. Produktet forurenses gjerne med klortrifluorid, som kan fjernes ved destillasjon. Klortrifluorid, ClF₃, er en fargeløs gass eller væske med kokepunkt +11,3 ºC. Også denne hydrolyserer i vann. Klorpentafluorid, ClF₅, er en fargeløs gass med kokepunkt -14 ºC som kan lages ved å oppvarme kaliumklorid og fluorgass til 200 ºC i en bombe. Den er mindre reaktiv enn klortrifluorid, men tåler mindre varme.

Fluorperklorat eller klortetroksyfluorid, ClO₄F, er en fargeløs gass med kokepunkt -15,9 ºC som vanligvis er uhyre eksplosjonsfarlig p.g.a. urenheter. Men hvis den lages ved varmespaltning av tetrafluorammoniumperklorat, NF₄ClO₄, fås den svært ren og kan behandles sikrere. Perklorylfluorid, ClO₃F, er en giftig gass med kokepunkt -46,8 ºC som kan lages ved reaksjon mellom kaliumperklorat og en blanding av flussyre og antimonpentafluorid ved 40-50 ºC. Den er stabil til 500 ºC og er et kraftig oksydasjonsmiddel som også kan brukes til selektiv fluorering, spesielt av metylengrupper i alkylkjeder. Den kan også innføre perklorylgrupper i organiske molekyler. I motsetning til fluorperkloratet er fluoratomet bundet direkte til klor i denne forbindelsen, og det finnes også en rekke andre liknende forbindelser: ClOF, ClO₂F, ClOF₃, ClO₂F₃. Slike forbindelser er også amfotere og danner anioner med basiske og kationer med sure fluorider.

Brommonofluorid, BrF, er en rødbrun gass eller væske med kokepunkt 20 ºC som kan lages ved å oppvarme en blanding av bromdamp og fluor, men den er bare stabil under smeltepunktet -33 ºC og disproporsjonerer ellers til brom og bromtrifluorid. Bromtriflorid, BrF₃, lages ved å oppvarme brom og tre ganger så mye fluor til 200 ºC og er en fargeløs til grå eller gul væske med smeltepunkt 8,8 ºC som hydrolyserer heftig i vann og kan eksplodere i kontakt med fuktighet. I flytende form selvioniserer den lett til BrF₂⁺ og BrF₄^-, og har derfor god elektrisk ledningsevne. På samme måte kan den oppta eller avgi fluoridioner fra og til andre fluorider og danne komplekser som KBrF₄ eller [BrF₂]AuF₄. Ved reaksjon mellom fluor og bromtrifluorid fås brompentaflorid, BrF₅, en fargeløs væske med kokepunkt 40,5 ºC som hydrolyserer i vann.

Det kan også dannes forskjellige bromoksyfluorider, f.eks. perbromylfluorid, BrO₃F, en væske med smeltepunkt -110 ºC, som lages på tilsvarende måte som perklorylfluoridet, men er mer reaktivt og hydrolyseres av baser til perbromat og fluorid. Også BrO₂F og BrOF₃ er kjent.

Jodmonofluorid har bare vært observert spektroskopisk i mikromengder som lynraskt disproporsjonerer til jod og jodpentafluorid. Trifluoridet, IF₃, fås som et gult pulver ved fluorering av jod i freon ved -78 ºC og er noe mer stabilt, men dekomponerer også til de samme produktene over -35 ºC , raskt ved romtemperatur. Ved reaksjon mellom jod og fluor i romtemperatur fås jodpentafluorid, IF₅, en fargeløs, tung væske med frysepunkt 9,6 ºC og kokepunkt 98 ºC, som hydrolyserer i vann. Jodheptafluorid, IF₇, lages ved reaksjon mellom kaliumjodid og fluor og er en fargeløs gass som fortettes til fargeløse krystaller under +4,77 ºC. Den løses lett i vann, og hydrolyserer i vannet.

Det er også kjent en rekke jodoksyfluorider: IO₂F, IOF₃, IO₃F, IO₂F₃, IOF₅.

I organiske aromatiske forbindelser som er bromert eller jodert på arylringen kan brom- eller jodatomet fluoreres med fluorgass ved lav temperatur uten at resten av molekylet påvirkes. Ved høyere temperaturer angripes også andre deler av molekylet. Typiske eksempler er C₆H₅BrF₂ og C₆H₅IF₄, men det er også mulig å lage alifatiske varianter som C₂H₅BrF₂ og varianter hvor det tunge halogenatomet er bundet til to arylgrupper, f.eks. (C₆H₅)₂IF.

På grunn av reaktiviteten er fluor det grunnstoffet det er mest aktuelt å lage edelgassforbindelser med. Edelgassene reagerer ikke direkte med noe annet enn fluor. Alt annet, klorider, oksyder og andre oksoforbindelser, må lages med fluoridene som utgangspunkt.

Av alle edelgasser er helium den vanskeligste å lage forbindelser av. Etter eksperimenter med helium som ble ionisert sammen med andre reagenser i ionisasjonskammeret til et massespektrometer har man lykkes i å fastslå eksistensen av et difluorid, HeF₂. Men det er ustabilt og går i stykker straks det er dannet, og man må ha fintmerkende instrumenter for overhodet å registrere det.

Et neonfluorid har vært påvist bare med høy grad av usikkerhet.

Ved fotokjemisk spaltning av flussyre i frosset argon er det nylig (2000) påvist et argonfluorohydrid, HArF, som ser ut til å ha en høy grad av stabilitet.

Siden 1963 har det vært kjent at det går an å fremstille et kryptondifluorid, KrF₂, ved å ionisere en blanding av krypton- og fluorgass med ultrafiolett lys ved temperaturer nede på 20 K. Det spaltes bare langsomt ved romtemperatur og kan stabiliseres ytterligere ved å danne komplekser med forbindelser som har sterk affinitet til fluor, slik som arsen- og antimonpentafluorid. I slike forbindelser er KrF⁺- og Kr₂F₃⁺-ioner bundet ionisk til monomere eller dimere fluoroarsenat- og antimonationer som AsF₆^-, SbF₆^- eller Sb₂F₁₁^-.

Xenon reagerer direkte med fluor, og xenonfluoridene XeF₂, XeF₄ og XeF₆ kan alle dannes ved å varme opp en blanding av xenon og fluor under trykk. Alle fluoridene er fargeløse, krystallinske stoffer som virker sterkt oksyderende. De har lave smeltepunkter og et høyt damptrykk også ved romtemperatur, slik at de lett fordamper hvis de ligger åpent til. De er forholdsvis stabile, ved romtemperatur nedbrytes de bare sakte og de kan lagres lenge ved lavere temperatur, hvis de ikke utsettes for fuktighet.

Det letteste å lage er tetrafluoridet, som "bare" trenger oppvarming til 400 °C i nikkelbombe under 6 atmosfærers trykk for at reaksjonen skal gå. Omtrent alt xenon blir omsatt fra en reaksjonsblanding med 5 ganger så mye molekylært fluor (10 ganger så mye F) som xenon. (Volum-forhold.) Difluoridet fås ved å blande fluor med et overskudd av xenon og varme opp under høyt trykk. Det løses i vann og gir en løsning på maksimalt 0,15 M (0 °C) som inneholder XeF₂-molekyler. Det hydrolyserer sakte i nøytral og sur løsning, men raskt i basisk: 2XeF₂ + 4OH^- = 2Xe + O₂ + 4F^- + H₂O. Både di- og tetrafluoridene utvikler gul farge når de hydrolyserer, men den forsvinner når reaksjonen er over.

Heksafluoridet trenger et stort overskudd av fluor, trykk over 50 atmosfærer og temperatur over 250 °C for å dannes. Det har en komplisert krystallstruktur og det er registrert fire forskjellige krystallformer med forskjellige stabilitetsområder. Det smelter ved 49,6 °C og er gult både som væske og damp, da det opptrer som molekylære enheter. I krystallene slår molekylene seg sammen fire og fire eller seks og seks, og disse enhetene er altså fargeløse. Heksafluoridet virker uhyre sterkt fluorerende og angriper f.eks. kvarts: 2XeF₆ + SiO₂ = 2XeOF₄ + SiF₄. Heksafluoridet er ekstremt følsomt for fuktighet og hydrolyserer med perxenat som resultat i basisk vann mens i surt kan det dannes flere produkter, bl.a. en rekke oksyfluorider med XeO₂F₂ og XeOF₄ som de viktigste. Det sistnevnte er en fargeløs væske som smelter ved -46 °C og fås kvantitativt ved å tilsette nøyaktig 1 mol vann til 1 mol av heksafluoridet.

Som nevnt danner xenon fluorokationet XeF⁺ når gassen utsettes for sterkt oksyderende fluorider. Med utgangspunkt i xenonfluoridene kan også flere andre fluorokationer dannes. XeF⁺ fås av difluoridet når det reagerer med gode fluoridakseptorer som pentafluoridet av platina, PtF₅. Også dimeren Xe₂F₃⁺ kan dannes i slike reaksjoner. Når antimonforbindelsen XeF⁺Sb₂F₁₁^- reageres med mer xenongass fås det grønne, paramagnetiske ionet Xe₂⁺. Xenontetrafluorid kan gi slike ting som [XeF₃⁺][BiF₆^-] og heksafluoridet oksyderer gull til femverdig: [Xe₂F₁₁⁺][AuF₆^-]. Disse formlene er litt misvisende, siden forbindelsene ikke er helt ioniske. Fluoratomene i anionene danner sterke fluorbroer til de i kationene. Liknende fluorokationer kan også forøvrig dannes av oksyfluoridene.

Alle fluoridene reagerer med sterke fluorerte oksosyrer som HSO₃F og HPO₂F₂, og danner produkter som er ustabile ved romtemperatur og ofte høyeksplosive.

Xenonfluoridene er alle rikelig utstyrt med elektronpar som ikke deltar i bindinger, og kan derfor addere forbindelser som har affinitet til slike par, f.eks. BF₃, AsF₅ og SbF₅. Heksafluoridet kan også addere alkalifluorider, unntatt litiumfluorid, ved at smeltet heksafluorid tilføres alkalifluorid. Disse sammensetningene er ekte kompleksforbindelser, hepta- og oktafluoroxenater. De sistnevnte er langt de stabileste, og oktafluoroxenatene av rubidium og cesium, Rb₂XeF₈ og Cs₂XeF₈, tåler oppvarming til 400 °C og er de stabileste av alle xenonforbindelser.

Også oksyfluoridene kan addere alkalifluorider og danne oksofluoroanioner, f.eks. i Cs[XeOF₄]F og Cs[(XeOF₄)₃]F.

Det er påvist at radon reagerer med fluor ved oppvarming og danner forskjellige fluorider. Radondifluorid, RnF₂, er et krystallinsk, reaktivt stoff som kan lages ved å oppvarme radon til 400 °C med fluor. Det sublimerer ved ca. 250 °C.

Analyse:

Fluor i fluorider kan påvises ved behandling med svovelsyre fordi det frigjøres flussyre som etser glass. Hvis det er silikater til stede frigjøres i stedet silisiumtetrafluorid, som blakker vann. I et lukket rør som inneholder en fluoridholdig prøve, litt kaliumhydrogensulfat, KHSO₄, og glasspulver, frigjøres det ved oppvarming silisiumtetrafluorid som spaltes til silisiumdioksyd og legger seg på veggen som et hvitt belegg.

Kvantitativt kan fluor bestemmes i vannløsning ved titrering med en løsning av thoriumnitrat, som danner et uløselig bunnfall av thoriumfluorid.

Fremstilling:

Fluor lages i dag helst ved å elektrolysere smeltet, vannfritt kaliumhydrogenfluorid i et elektrisk oppvarmet stål-, kobber- eller nikkelkar ved ca. 90 til 300 ºC med grafittelektroder eller katode av lavkarbonstål og anode av kull. Det er viktig at hydrogen og fluor holdes atskilt, siden de danner eksplosive blandinger som utvikler store varmemengder. Ofte lager man en stålbarriere som stikkes ned i smelten mellom elektrodene.

Det har vist seg mulig å fremstille fluor ved reaksjon mellom kaliumheksafluoromanganat(IV) og antimonpentafluorid: K₂MnF₆ + 2SbF₅ = 2KSbF₆ + MnF₃ + F₂.

Demonstrasjonsforsøk:

Flussyre er et tøft kjemikalium, og det kan være spennende å prøve etsing av glass med flussyre. Dekk en glassting med voks, f.eks. ved å dyppe det i smeltet voks, og skrap vekk voksen med noe som ikke riper glasset der du vil at glasset skal etses. Tegn f.eks. bokstaver og forskjellige motiver. Hell ut flussyre i et egnet kar, f.eks. en kobberkjele, i avtrekk og dypp glasset i syrebadet. Jo lengre du holder det der, jo dypere blir det etset. Hold gjerne glasset i en lang tang. Det kan være en fordel å holde det slik at du kan rotere det hvis du ikke heller ut så mye flussyre at du kan dyppe glasset helt ned i det. Etter behandlingen må glasset skylles grundig med rent vann. Flussyra kan brukes om igjen, siden gassformig silisiumtetrafluorid utgjør storparten av reaksjonsproduktene, men den vil inneholde noe fluorid og fluorosilikat av natrium, kalsium og andre metaller som finnes i glasset, og er ikke helt ren, så hvis du bruker helt ren flussyre og vil ha den ren kan det ikke helles tilbake på den samme beholderen igjen hvis det er noe igjen på beholderen.

Dette er den tradisjonelle formen for glassetsing. I dag dekker man gjerne glasset med selvklebende vinyl med ferdiglaget design eller bruker en kniv til å skjære ut sitt eget, og du kan få miljø- og brukervennlig etsepasta i handelen, som også er fluorbasert. Velassorterte hobbybutikker har gjerne slikt utstyr.

Synet av vann som brenner i fluorgassatmosfære kan være en betagende opplevelse. Prøv for eksempel med et reaksjonskammer av solid bronse, lavkarbonstål eller andre ting som tåler fluor og flussyre, og med vinduer av flusspat eller natriumfluorid eller andre materialer som tåler det samme, og med gassventiler for å slippe inn fluorgass fra en flaske og slippe ut forbrenningsproduktene gjennom. Fra utløpsventilen ledes avgassene gjennom et kobberrør til en sterk lutløsning med litt kalsiumklorid eller gjerne lantan- eller yttriumklorid for at du skal kunne se når du har fylt kammeret med fluor og når det kommer flussyreholdige forbrenningsprodukter fra kammeret. Så må du ha et rør som det kan tappes inn vann gjennom og som har en tynn dyseåpning. Kammeret fylles med fluor, og det åpnes for vannet, som antennes spontant og brenner med lysende flamme. Gassutløpet må være åpent, eller kan kammeret sprenges av trykkøkningen, som skjer både på grunn av oppvarmingen og fordi produktene er gassformede. Hvis du tapper inn en liten vanndam før du fyller kammeret med fluor, vil du se at den begynner å brenne mens kammeret fylles, som eter i luft. Det kan hende at vannet er for kaldt til å ta fyr av seg selv. Prøv da med varmt vann, eller monter utstyr for gnistutladning ved dyseåpningen.

Demonstrer fluorescensegenskapene til flusspat og andre fluorider ved å belyse dem med ultrafiolett lys. Vis lysfenomenene ved oppvarming av flusspatkrystallen (termoluminescens). Begge fenomenene kommer best fram hvis det er helt mørkt i rommet. Oppvarmingen kan gjerne skje på en kokeplate.

Vis bestandigheten av teflonbelegget på stekepanner, f.eks. ved å helle konsentrert svovelsyre på det, eller kokende salpetersyre eller kongevann. Prøv med de sterkeste oksydasjonsmidlene du kan finne, som kaliumperoksydisulfat, eller de sterkeste reduksjonsmidlene, som natriumborohydrid. Prøv å brenne det med en sveiseflamme. Diskuter hvorfor et slikt stoff brukes på husholdningsartikler.

Bygg en kjølekrets med kompressor hvor kjølemidlet komprimeres, en kondensator med stor overflate hvor det kondenserer og avgir varme, og en reduksjonsventil hvor det ekspanderer og fordamper og trekker varme ut av omgivelsene. Fyll det med et kjølemiddel, f.eks. et fluorkarbon eller et klorfluorkarbon og demonstrer kjølekretsen. Diskuter hvordan klorfluorkarbonene kan influere på osonlaget.

Noen viktige forbindelser er:

Hydrogenfluorid, flussyre, en fargeløs, rykende væske eller gass med stikkende lukt. Tetthet 0,987 g/cm³, sm.p. -83,1 °C og kok.p. -19,54 °C. Blandbar med kaldt vann i alle forhold, meget lettløselig også i varmt.

Kalsiumfluorid, naturlig flusspat, fargeløse kubiske krystaller som viser fluorescens ved bestråling med ultrafiolett lys og lyser i mørket ved oppvarming. Tetthet 3,180 g/cm³, sm.p. 1423 °C, kok.p. ca. 2500 °C. Tungt løselig i vann, 0,00020 mol/l ved 18 °C, 0,00022 mol/l ved 26 °C. Løselig i ammoniumsalter, tungt løselig i syrer, uløselig i aceton.

Natriumfluorid, fargeløse kubiske eller tetragonale krystaller, tetthet 2,558 g/cm³, sm.p. 993 °C, kok.p. 1695 °C. Løselig i vann, 1,005 mol/l ved 18 °C. Løses også i flussyre. Meget tungt løselig i alkohol.

Kaliumheksafluorosilikat, kaliumfluorosilikat, naturlig hieratitt. Fargeløse, kubiske eller heksagonale krystaller. Tetthet 3,08 g/cm³ (heksagonal) 2,665 g/cm³ (kubisk, ved 17 °C). Tungt løselig i vann, 0,0054 mol/l ved 17,5 °C, 0,0433 mol/l ved 100 °C. Løses i saltsyre. Uløselig i ammoniakk. Meget tungt løselig i alkohol.

Uranheksafluorid, fargeløse, monokline krystaller som flyter ut i fuktig luft. Tetthet 4,68 g/cm³ (21 °C). Sublimerer ved 56,2 °C. Dekomponerer i vann, alkohol og eter. Løselig i karbontetraklorid og kloroform. Uløselig i karbondisulfid.

Difluordiklormetan, karbondifluoriddiklorid, freon 12. Fargeløs gass med tetthet 1,1834 g/l ved 57 °C. Smeltepunkt -158 °C. Kokepunkt -29,8 °C. Løselig i vann, alkohol, eter og eddiksyre.

BIOLOGI
Med en normal diett spiser man 0,3-0,5 mg fluor daglig, og en person på 70 kg inneholder gjerne noe rundt 2,6 g fluor. Fluoridioner har en rekke fysiologiske virkninger, blant annet hemmer de en rekke enzymer, påvirker kationbalansen og virker etsende i surt miljø.

Hvis drikkevann inneholder mer enn 0,0002 % fluor som fluoridioner kan det føre til skader på tannemaljen og helt ødelagte tenner hos barn. Men mindre mengder er gunstig fordi fluoret går inn i hydroksyposisjonen i hydroksydapatitten, Ca₅(PO₄)₃(OH), som tannemaljen lages av, og fluorapatitten som dannes er hardere.

Fluorose er en sykdom som kan oppstå hvis dyr eller mennesker får for mye fluor i fôret i lengre tid. Faregrensen for storfe og sau er 0,003 % fluor. Har opptrådt i nærheten av aluminiumfabrikker hvor fluoren stammer fra støv og røyk av kryolitt. Plantene tar opp fluor fra støvet hvis det legger seg på dem. Bartrær blir brune og tørker, mens gress og korn ikke tar synlig skade, men kan inneholde så mye fluor at det kan gi forgiftninger. Symptomene er stivt og tørt hår, stiv og smertefull gange, ofte halthet, knokkeloppdrivinger, emaljedefekter på tennene, karies i kinntennene og tyggevansker.

Hos mennesker kan langtidsinntak av små mengder fluorid gi tannråte, genetiske skader, kreft og skader på nervesystemet og beinbygningen, spesielt hofteskålen. Gjentatte doser på 100 mg fluor kan gi nyrelidelser og forstyrrelser av beinveksten. Akutt, dødelig forgiftning kan skje ved doser på 2000-5000 mg.

Høye konsentrasjoner av fluor og fluorid er giftig. Fluorgass har en karakteristisk stikkende lukt som kan merkes ned til konsentrasjoner på 0,000002 %. På arbeidssteder anbefales en faregrense på 0,00001 % i luft.

I USA er det gjort en rekke undersøkelser over virkningen av langvarig inntak av små fluormengder fordi mange stater ennå tilsetter fluor i drikkevannet, og det ser ut til at fluor kan forbindes med omtrent alle mulige lidelser. Blant de mer troverdige resultatene er at fluor er nødvendig ved siden av aluminium, i form av aluminiumfluorid, for å fremkalle de skadene som fører til Alzheimers sykdom (tidlig senilitet). Det er mulig at fluorid også kan svekke produksjonen av melatonin og dermed gi søvnforstyrrelser.

Flussyre drepte eller invalidiserte mange kjemikere i fluorkjemiens barndom. Damper av flussyre må ikke pustes inn. Hvis man får den på huden dannes det sviende sår som gror dårlig. Grundig vask og evt. behandling med kalsiumglukonat er botemidlet.

UTNYTTELSE
Flusspat ble tidlig tatt i bruk som flussmiddel, til å blande i malm for å senke smeltetemperaturen for slagget, derav også navnet. Flussmidler til slaglodding er gjerne basert på fluorider, gjerne av aluminium og kalium.

Ren fluorgass brukes til sveising sammen med hydrogen, hvis det er nødvendig med spesielt høy flammetemperatur. Man kan oppnå opptil 5000 °C. Det har også vært gjort forsøk med fluor som rakettbrennstoff, fordi gassen har en uvanlig gunstig spesifikk impuls. Fluorbehandling av plast, spesielt beholdere for brensel og andre hydrokarboner, er vanlig fordi hydrokarboner og beslektede stoffer har en viss evne til å trenge gjennom ubehandlet plast. En god del fluorgass går med til kjemisk syntese.

Flussyre brukes som nevnt til etsing av tegninger og tekst og mønstre på glass. Glasset dekkes gjerne med voks eller andre stoffer som motstår flussyre, der det ikke skal etses, så dyppes det i syrebadet. Dette kan gjerne gjøres i flere trinn for å etse noen deler mer enn andre. Mye flussyre går med til å etse glasset matt i matte lyspærer.

Ellers brukes den til å rense metallsaker som er støpt med støpesand hvis sanden henger igjen på dem, til å fjerne emalje og rust, ved galvanisering, til konservering av anatomiske preparater, fremstilling av bensin med høyt oktantall og i brennerier og bryggerier for å hindre utvikling av villgjær, samt som katalysator eller fluorkilde i mange kjemiske synteser.

Litiumfluorid som flussmiddelovertrekk på sveiseelektroder gir lav vekt og lettere håndterbarhet. Det brukes også som tilsetning til glass, emalje og keramikk, både for litiumets og fluorets skyld. Ved elektrolytisk aluminiumutvinning gir en tilsetning av litiumfluorid høyere ledningsevne og dermed produksjon til lavere pris. Litiumfluorid brukes også i røntgendosimetri basert på termoluminescens.

Natriumfluorid, NaF, brukes til munnskylling og sammen med tinn(II)fluorid, SnF₂, i fluortannpasta til å styrke emaljen på tennene. Noen steder brukes det også til fluorering av drikkevann, og forøvring til konservering av tre, behandling av lær, rensing av vintønner, som oppslutningsmiddel (d.v.s. for å overføre stoffer som hverken lar seg løse av vann eller syre til en løselig form) og flussmiddel, i aluminiumssveising, til fremstilling av matt emalje og glass, til etsing av glass, i giftåte for gnagere, gresshopper, maur, kakerlakker o.l., som tilsetninger til sementblandinger, som bestanddel av smeltebadet ved smelteraffinering av aluminium, silisium og legeringer, som bestanddel av sveisepulver og flussmiddelovertrekk på sveisetråd/sveiseelektroder, i spritbrennerier for å hemme danning av smørsyre og melkesyre ved gjæringen m.m. Store, feilfrie krystaller av natriumfluorid brukes i optikk og detektorer for infrarød og ultrafiolett stråling. Også gammadetektorer bruker slike krystaller.

Natriumhydrogenfluorid, NaHF₂, brukes som passiviserende bestanddel av galvaniske bad, som rustfjerningsmiddel og nøytraliseringsmiddel i tekstilindustrien og produksjon av katalysatorer for polymerisering av olefiner.

Kaliumfluorid, KF, brukes i emaljeindustrien til fremstilling av glasurer, som tilsetning til sement, som oksydløsende bestanddel i sveisepulvere for aluminium, i gjæringsindustrien, som trekonserveringsmiddel, til glassetsing, til å fjerne rust- og blekkflekker, til fremstilling av fluor, som katalysator ved polymerisasjons- og kondensasjonsreaksjoner, til innføring av fluor i organiske forbindelser m.m.

Kaliumhydrogenfluorid, KHF₂, brukes som hovedbestanddel av elektrolysebad for fremstilling av fluorgass, som bestanddel av konserveringsmidler for treverk, til matting av glass, som katalysator for kondenserings- og polymeriseringsreaksjoner, som bestanddel av spesielle optiske glass, og av flussmidler for lodding og slaglodding.

Kalsiumfluorid, CaF₂, har siste årene fått stor utbredelse i optikken, bl.a. i kameralinser og detektor- og laserteknologien. Det brukes også i glassindustrien som forgrumsingsmiddel for å lage matt opalglass, til fluorescerende lamper, som flussmiddel og til forbehandling av glass, emalje og glassfritte før matting, som friksjonsmiddel på bremseskiver som skal tåle høy temperatur, i aluminiummetallurgien som bestanddel av elektrolytten og av flussmidler og beskyttelses- og raffineringssalter, i odontologien til fremstilling av kunstige tenner samt som bestanddel av sveisepulver og flussmiddelovertrekk på sveisetråd/sveiseelektroder.

Bariumfluorid, BaF₂, brukes som smeltebadkomponent ved aluminiumraffinering, som flussmiddel ved produksjon av emalje og glasert fritte og til forbehandling før matting, samt som bestanddel av sveisepulver og flussmiddelovertrekk på sveisetråd/sveiseelektroder.

Lantanfluorid, LaF₃, brukes som kjerne i kullelektroder, bl.a. i kinoprosjektører.

Samariumfluorid, SmF₃, brukes til å dope kalsiumfluorid i optiske masere eller lasere.

Terbiumtrifluorid, TbF₃, tilsettes i små mengder til kalsiumfluorid for å gi det bedre egenskaper for visse formål som detektorkrystaller og liknende.

Uranheksafluorid, UF₆, brukes som nevnt til separasjon av uranisotoper ved diffusjon. Ved å la gassen diffundere gjentatte ganger utnytter man de små forskjellene i diffusjonsgrad på grunn av molekylvekten. Hvis man skal bruke uran i atombomber må den spaltbare isotopen separeres helt fra den uspaltbare, mens naturlig uran godt kan brukes i atomreaktorer.

Kaliumheksafluorotitanat, K₂TiF₆, brukes som bestanddel av flussmidler og kornraffineringsmidler for aluminium og magnesium og til elektrolytisk utvinning av titan.

Mangandifluorid, MnF₂, brukes i keramikk og som beskyttende dekkstoff for smelter av mangan og dets legeringer.

Kaliumtetrafluoroborat, KBF₄, brukes til å lage glass-fritte, til elektrolyttisk fremstilling av bor, som aktivt fyllstoff i kunstharpiksbaserte slipemidler for metallbehandling, som bestanddel av flussmidler for lodding og slaglodding og i aluminiumsmetallurgien som bestanddel av flussmidler og kornraffineringsmidler for aluminium og magnesium og som bestanddel av beskyttelsessalter for støping i lettmetall.

Aluminiumfluorid-trihydrat, AlF₃.3H₂O, brukes som bestanddel i flussmiddelovertrekk på sveisetråder/sveiseelektroder.

Litiumheksafluoroaluminat eller litium-kryolitt, Li₃AlF₆, brukes som aktivt fyllstoff i kunstharpiksbaserte slipemidler for metallbehandling, som bestanddel av sveisepulver og flussmiddelovertrekk på sveisetråd/sveiseelektroder og som bestanddel i flussmidler i alminnelighet.

Kryolitt eller natriumheksafluoroaluminat, Na₃AlF₆, lages i dag kunstig og brukes som i aluminiumsmetallurgien som bestanddel av flussmidler og beskyttelses- og raffineringssalter, i slipemidler for metaller, som fluksmiddel og til matting av emalje, glass og glassfritte, som flussmiddel til lodding, som bestanddel av sveisepulver og flussmiddelovertrekk på sveisetråd/sveiseelektroder, i fyrverkeri og som bestanddel i beisepasta for rustfritt stål.

Kaliumtetrafluoroaluminat, KAlF₄, brukes som bestanddel av sveisepulver og flussmiddelovertrekk på sveisetråd/sveiseelektroder, som bestanddel av flussmidler for aluminiumlodding og som aktivt fyllstoff i kunstharpiksbaserte slipemidler for metallbehandling.

Kaliumheksafluoroaluminat eller kalium-kryolitt, K₃AlF₆, brukes som bestanddel av sveisepulver og flussmiddelovertrekk på sveisetråd/sveiseelektroder, i fyrverkeri og som aktivt fyllstoff i kunstharpiksbaserte slipemidler for metallbehandling.

Diklordifluormetan, CCl₂F₂, er det mest brukte av klorfluorkarbonene (KFK), som kan være avledet enten av metan eller andre enkle hydrokarboner og også kalles freoner eller freon-gasser med et fellesnavn. De har vært uhyre utbredt som kuldemedium i kjøleskap, kunstisbaner o.l., samt som drivmiddel for spraybokser og som løsnings- og ekstraksjonsmidler fordi de er stabile, ikke-korroderende, ikke brennbare og ugiftige, men på grunn av stabiliteten vil de spre seg til de øvre atmosfærelagene hvor de utsettes for fotokjemiske reaksjoner som danner reaktive frie kloratomer og radikaler som er en fare for osonlaget selv i meget lav konsentrasjon.

Hydroklorfluorkarboner (HKFK), hvor ikke alle hydrogenatomene er erstattet med halogen, kan være nesten like reaksjonstrege og brannsikre som klorfluorkarbonene, og har små forskjeller i egenskapene som gjør dem brukbare til forskjellige formål, f.eks. klordiflurmetan, CHClF₂, 1-fluor-1,1-dikloretan, CCl₂FCH₃, og 1,1-diklor-2,2,2-trifluoretan, CHCl₂CF₃. Bruksområdene er de samme som for klorfluorkarbonene, men mye går også med til oppblåsing av skumplast.

Som erstatning for klorfluorkarboner brukes i dag en del hydrofluorkarboner (HFK), som også er brannsikre og gode kjølemidler og ikke inneholder klor som frigjøres i osonlaget. Det mest utbredte for husholdningsutstyr er 1,1,1,2-tetrafluoretan, CF₃CH₂F, med industriell betegnelse R134a. Ellers brukes en del trifluormetan eller fluoroform, CHF₃, difluormetan, CH₂F₂, 1,1,1-trifluoretan, CF₃CH₃, pentafluoretan, CF₃CHF₂ og forskjellige blandinger. Til spraybokser er 1,1,1,2,3,3,3-heptafluorpropan, CF₃CHFCF₃, et av de vanligste produktene i dag. Til skumplast 1,1-difluoretan, CHF₂CH₃ og 1,1,1,3,3-pentafluorbutan, CF₃CH₂CHFCH₃.

Polytetrafluoretylen eller teflon, (CF₂)_n, er en polymer med ekstremt stor motstand mot kjemiske påvirkninger, slike ting som oson og kokende kongevann påvirker det ikke det minste, det angripes bare av smeltede alkalier. Med slike egenskaper er det et nyttig stoff i kjemisk og annen industri, som foring i rørledninger for transport av korroderende væsker og liknende formål. Det er forholdsvis dyrt å produsere, men det problemet ble løst ved å markedsføre det som smørefritt belegg i stekepanner, kokekar og annet kjøkkenutstyr, hvor det har fått universell utbredelse.

Heksafluorkiselsyre, H₂SiF₆, og saltene av den er giftige og brukes som bakterie- og insektdrepende midler.

Natriumheksafluorosilikat, Na₂SiF₆, brukes i emalje- og melkeglassfabrikasjonen, til å forgifte mus og insekter m.m.

Glasskeramer er materialer som lar seg forme ved pressing og blåsing som glass, men ved varmebehandling forvandles til en finkrystallinsk masse. Det er mye sterkere enn glass, like kjemisk motstandsdyktig og kan lages med lav varmeutvidelseskoeffisient slik at det tåler sterk oppvarming. Glassmassen tilsettes gjerne titandioksyd, fluor, litium og/eller magnesium, som fremmer krystallveksten.

Emalje er et overtrekk av en glassaktig masse på metaller for å beskytte dem mot korrosjon eller for dekorasjonsformål. Den må ha samme varmeutvidelsesevne som metallet, og består gjerne av to lag hvor det nederste er en grunnemalje som skal binde emaljen til metallet, og det øverste en dekkemalje. For jern inneholder grunnemaljen gjerne noe sånt som 30 % boraks, 30 % kvarts og 15 % feltspat samt mindre mengder natrium, fluor m.m., mens dekkemaljen eksempelvis kan inneholde 25 % boraks, 50 % feltspat, 5 % kvarts, samt kryolitt (Na₃AlF₆), natrium, fluor og noen stoffer som er uløselige i emaljen for å gjøre den ugjennomsiktig, f.eks. oksyder av tinn, cerium eller titan.

Nitrogentrifluorid, NF₃, kan sammen med hydrogen gi en sveiseflamme på 4-5000 °C og sveise metaller med svært høyt smeltepunkt.

Ammoniumfluorid, NH₄F, brukes til polering av aluminium før anodiseringsprosessen, som tilsetning til galvaniseringsbad, i metallurgien for separasjon av niob og tantal og i elektronikken til kjemisk etsing av kretskort.

Ammoniumhydrogenfluorid, NH₄HF₂, brukes til anodisering av aluminium, overflatebehandling av metaller, f.eks. rensing av komponenter som er støpt med støpesand eller beising av rustfritt stål, som sopp- og insektdrepende bestanddel av impregneringsmidler for treverk, til å etse glass matt, i rense- og desinfeksjonsmidler, som hjelpemiddel ved boring i silikatbergarter, til kontroll av gjæringsprosessen i bryggerier og i elektronikkindustrien som bestanddel av tinn- og blyskrellere.

Sarin eller isopropyl-metylfluorofosfonat, (CH₃)₂CHOPOFCH₃, er en av de mest brukte nervegassene. De fleste andre nervegasser er også slike estere av fluorfosforsyre, H₂PO₃F, eller modifiserte varianter av den.

Antimonfluoridene SbF₃ og SbF₅ og oksyfluoridet SbOF₃ er bestanddeler i et viktig beisemiddel til bomullsfarging med basiske farger.

Svovelheksafluorid, SF₆, brukes som isolasjonsmiddel i høyspenningsteknikken fordi den kan oppnå samme dielektrisitetskonstant som et flytende isolasjonsmiddel under trykk, men til en brøkdel av prisen. Den høye kjemiske stabiliteten og brannsikkerheten er andre fordeler. Svovelheksafluorid brukes også som dekkgass ved smelting av magnesium og andre reaktive metaller, fordi den er tung og bare trenger å ligge i et tynt lag over metallet for tilstrekkelig beskyttelse.

Hovedkilder:

Prof.dr.phil. Haakon Haraldsen (Asch.konv.leks.5.utg.b.6)
CRC Handbook of Chemistry and Physics, 57th ed. 1976-77.
Sienko & Plane, Chemical Principles & Properties, McGraw-Hill, 1974.
F. Albert Cotton og Geoffrey Wilkinson, Advanced Inorganic Chemistry, John Wiley & Sons, 1988.
Gunnar Hägg "Allmän och oorganisk kemi" Almqvist & Wiksell, Uppsala 1969.
Per Kofstad "Uorganisk kjemi" Aschehoug, Oslo 1979.
http://www.solvay.com/fluor/en/index.html

:-) LEF