[Lat. fluere, vloeien], symbool F, scheikundig element.
Fluor bestaat in vloeibare zowel als in gasvormige toestand uit moleculen F2. Het hoort thuis bij de halogenen in de 7B kolom van het periodiek systeem. Door één elektron op te nemen, vormt het -1 geladen ionen met de neonelektronenstructuur (1s22s22p6). Het is het sterkste elektronegatieve element dat men kent; het kan met vrijwel alle chemische elementen verbindingen geven, zelfs met enkele edelgassen (zie edelgaschemie). Het fluorion is het kleinste negatieve ion, hierdoor is de roosterenergie van zuiver ionogene fluorverbindingen uitzonderlijk hoog. Gekoppeld met de genoemde elektronegativiteit krijgt men een zeer grote vormingswarmte voor die verbindingen.
Dit is de verklaring voor de stabiliteit van metaalfluoriden en ook voor de reactiviteit van fluorgas. Fluor verdrijft alle andere elektronegatieve elementen uit de verbindingen, er is geen materiaal te vinden waar het niet mee reageert behalve de fluoriden zelf en enkele edele metalen. Het is zeer giftig. De calciumverbinding van fluor, het vloeispaat, was reeds bekend aan Basilius Valentinus eind 15e eeuw. De waterstofverbinding is in 1771 door Scheele ontdekt. Alle pogingen het fluor zelf in vrije toestand te bereiden, mislukten, totdat in 1886 Moissan door elektrolyse van watervrij waterstofzuur, waarin kaliumhydrofluoride was opgelost, fluor verkreeg.
Hij gebruikte een platinavat en platina-elektroden, terwijl de afsluiting en isolatie door vloeispaatstoppen plaats had. De commerciële produktie van fluor is pas in de Tweede Wereldoorlog ontstaan door de toepassing bij het kernonderzoek en de atoombomproduktie. De uraanisotopen 238 en 235 kunnen nl. worden gescheiden via het hexafluoride (UF6). Door toepassing van speciale legeringen en koolstof-fluorpolymeren is fluor gemakkelijker hanteerbaar geworden en kan het tegenwoordig in metalen cylinders worden geleverd. In verband met de toenemende rol, die organische fluorverbindingen in de chemische industrie gaan spelen, heeft men gezocht naar gemakkelijker bereidingsmethoden. Volgens de methode-Simons is het mogelijk langs betrekkelijk eenvoudige weg vele fluorverbindingen te maken door elektrolyse van watervrije oplossingen in vloeibaar fluorwaterstofzuur (HF).
De elektrolyse wordt uitgevoerd in stalen vaten, die door watervrij HF niet aangetast worden, met anoden van nikkel en kathoden van staal. Sinds 1940 elektrolyseert men het zout kalium-waterstof-fluoride (KHF2), waarbij ook hogere temperaturen tot 150 °C mogelijk waren. Hierdoor is het mogelijk grote hoeveelheden te bereiden.
De fluorchemie heeft een hoge vlucht genomen. Zo zijn er vele freonen gevormd, die als koelmiddel of oplosmiddel dienen. Van de kunstharsen met fluor gevormd, is teflon belangrijk. Met het chloortrifluoride, ClF3, in verbrandingsgassen kunnen zeer hoge temperaturen bereikt worden (ca. 5000 °C). Dit zgn. fluorbranden is van groot belang voor raketten en lastechniek.
