Eigenschaften
[ He ] 2 s 2 2 p 5 9 F Periodensystem
Allgemein
Name , Symbol , Ordnungszahl	Fluor, F, 9
Elementkategorie	Halogene
Gruppe , Periode , Block	17 , 2 , p
Aussehen	blasses, gelbliches Gas
CAS-Nummer	7782-41-4
EG-Nummer	231-954-8
ECHA -InfoCard	100.029.049
Massenanteil an der Erdhulle	0,028 % (18. Rang) [1]
Atomar [2]
Atommasse	18,998403163(6) [3] u
Atomradius (berechnet)	50 (42) pm
Kovalenter Radius	71 pm
Van-der-Waals-Radius	147 pm
Elektronenkonfiguration	[ He ] 2 s 2 2 p 5
1. Ionisierungsenergie	17 . 42282(5) eV [4] ? 1 681 . 05 kJ / mol [5]
2. Ionisierungsenergie	34 . 97081(12) eV [4] ? 3 374 . 17 kJ/mol [5]
3. Ionisierungsenergie	62 . 70798(25) eV [4] ? 6 050 . 4 kJ/mol [5]
4. Ionisierungsenergie	87 . 175(17) eV [4] ? 8 411 . 11 kJ/mol [5]
5. Ionisierungsenergie	114 . 249(6) eV [4] ? 11 023 . 3 kJ/mol [5]
6. Ionisierungsenergie	157 . 16311(25) eV [4] ? 15 163 . 9 kJ/mol [5]
7. Ionisierungsenergie	185 . 1868(6) eV [4] ? 17 867 . 8 kJ/mol [5]
Physikalisch [2]
Aggregatzustand	gasformig (F 2 )
Dichte	1,6965 kg/m 3 [6] bei 273 K
Magnetismus	diamagnetisch
Schmelzpunkt	53,53 K (?219,62 °C)
Siedepunkt	85,15 K [7] (?188 °C)
Molares Volumen	(fest) 11,20 · 10 ?6 m 3 ·mol ?1
Verdampfungsenthalpie	6,32 kJ/mol [7]
Schmelzenthalpie	0,2552 kJ·mol ?1
Warmeleitfahigkeit	0,0279 W ·m ?1 ·K ?1
Chemisch [2]
Oxidationszustande	?1
Normalpotential	2,87 V (F + e ? → F ? )
Elektronegativitat	3,98 [8] ( Pauling-Skala )
Isotope
Isotop NH t 1/2 ZA ZE (M eV ) ZP 17 F {syn.} 64,49 s β + 2,761 17 O 18 F {syn.} 109,77 min β + , ε 1,656 18 O 19 F 100 % Stabil 20 F {syn.} 11,00 s β ? 7,025 20 Ne 21 F {syn.} 4,158 s β ? 5,684 21 Ne
Weitere Isotope siehe Liste der Isotope
NMR -Eigenschaften
Spin- Quanten- zahl I γ in rad · T ?1 · s ?1 E r  ( 1 H) f L bei B = 4,7 T in MHz 19 F 1/2 25,17 · 10 7 [9] 0.832 94,077 (bei 2,3488 T) [10]
Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus  Verordnung (EG) Nr. 1272/2008 (CLP) , [11] ggf. erweitert [6] Gefahr H- und P-Satze H: 270 ​‐​ 280 ​‐​ 330 ​‐​ 314 EUH: 071 P: 260 ​‐​ 280 ​‐​ 244 ​‐​ 220 ​‐​ 304+340 ​‐​ 303+361+353 ​‐​ 305+351+338 ​‐​ 315 ​‐​ 370+376 ​‐​ 405 ​‐​ 403 [6]
MAK	Schweiz: 0,1 ml·m ?3 bzw. 0,15 mg·m ?3 [12]
Soweit moglich und gebrauchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen .

Fluor [ ?fluːoː?? ] ist ein chemisches Element mit dem Symbol F und der Ordnungszahl 9. Im Periodensystem steht es in der 7.  Hauptgruppe und gehort damit zur 17.  IUPAC-Gruppe , den Halogenen , von denen es das leichteste ist. Es liegt unter Normalbedingungen in Form des zweiatomigen Molekuls F ₂ gasformig vor und ist das reaktivste aller Elemente ^[13] . Es reagiert mit allen Elementen mit Ausnahme der Edelgase Helium und Neon . Fluor ist farblos und erscheint stark verdichtet blassgelb. Es ist das elektronegativste aller Elemente und hat in Verbindungen mit anderen Elementen stets die Oxidationsstufe ?1.

Der Name des Elementes ist von lateinisch fluores fur Flussspat abgeleitet, dem naturlich vorkommenden Mineral Fluorit , das in der Metallurgie als Flussmittel zur Herabsetzung des Schmelzpunktes von Erzen verwendet wird.

Elementares Fluor ist stark atzend und sehr giftig; sein durchdringender Geruch kann schon in geringeren Konzentrationen bemerkt werden. Dessen Salze ? Fluoride und diverse Fluorokomplexsalze wie Natriummonofluorophosphat ? sind in hoherer Konzentration ebenfalls giftig. Schon in Spuren beeinflussen Fluor und Fluoride die Bildung von Knochen und Zahnen, insbesondere des Zahnschmelzes . Sie werden daher zur Prophylaxe von Zahnkaries in Zahnpasten eingesetzt sowie als Fluoridierung dem Trinkwasser oder dem Speisesalz zugesetzt.

Das erste beschriebene Fluorsalz war das naturlich vorkommende Calciumfluorid (Flussspat). Es wurde 1529 von Georgius Agricola als Hilfsmittel zum Schmelzen von Erzen beschrieben. ^[14] Es macht Erzschmelzen und Schlacken dunnflussiger, lasst sie fließen (Flussmittel).

Carl Wilhelm Scheele beschaftigte sich ab 1771 erstmals eingehender mit Flussspat und seinen Eigenschaften sowie der daraus bei Saurebehandlung gebildeten Flusssaure . Er erforschte die Reaktionen bei Einwirkung von Flusssaure auf Glas unter Bildung von Siliciumtetrafluorid und Fluorkieselsaure . Eine weitere Eigenschaft, die er an Flussspat entdeckte, war die Fluoreszenz , die nach dem Mineral benannt ist. ^[15]

In einem Leserbrief an das Philosophical Magazine , der lediglich mit dem Kurzel ?E.B.“ signiert ist, beklagte 1808 der Schreiber das seiner Meinung nach inkonsequente Vorgehen bei der Namensgebung fur neue Elemente. In einem Nachtrag schlug er fur den in der Flusssaure (engl.: fluoric acid ) gebundenen Grundstoff den Namen Fluor vor. ^[16] Andre-Marie Ampere außerte in einem Brief vom 25. August 1812 an Humphry Davy den Gedanken, dass wie in der Salzsaure auch in der Flusssaure das Radikal (engl. fluorine , gelegentlich auch fluorin , in Analogie zu chlorine fur Chlor) an Wasserstoff gebunden sei. ^[17] Danach versuchten viele Chemiker, das Element zu isolieren, was wegen seiner Reaktivitat und Giftigkeit aber schwierig war. Am 26. Juni 1886 gelang es Henri Moissan erstmals, elementares Fluor herzustellen und zu charakterisieren. Er erhielt es durch Elektrolyse einer Losung von Kaliumhydrogendifluorid in flussigem Fluorwasserstoff bei tiefen Temperaturen in einer speziell entwickelten Apparatur (teilweise aus Flussspat). Fur diese Leistung erhielt Moissan 1906 den Nobelpreis fur Chemie . ^[18]

Aufschwung nahm die Fluorherstellung im Zweiten Weltkrieg , zum einen durch die Entwicklung der Atomwaffen in den USA ( Manhattan-Projekt ), da die Isotopenanreicherung von ²³⁵ Uran uber gasformiges Uranhexafluorid (UF ₆ ) erfolgt, das mit Hilfe von elementarem Fluor hergestellt wird. ^{[19] [20]} Zum anderen betrieb die I.G. Farben in Gottow damals eine Fluorelektrolyse-Zelle, deren Produkt angeblich nur zur Herstellung eines neuen Brandmittels ( Chlortrifluorid ) fur Brandbomben dienen sollte. ^[21] Ob es in Deutschland damals moglich gewesen ware, mit Hilfe dieser Fluorproduktion ²³⁵ Uran anzureichern, ist kontrovers diskutiert worden. ^{[22] [23]}

In Knochen kann Fluor selbst dann noch angereichert werden, wenn sie als Fossilien tausende Jahre in Erdreich eingebettet sind. Dieser Umstand wurde vor allem zwischen 1950 und 1970 in Form der Fluor-Datierung fur die Altersbestimmung von Knochenfunden genutzt. ^[24]

In der Erdkruste ist Fluor mit 525  ppm ein relativ haufiges Element. ^[25] Es kommt aufgrund seiner Reaktivitat in der Natur nur außerst selten elementar, sondern fast ausschließlich gebunden als Fluorid in Form einiger Minerale vor. Eine Ausnahme bildet Stinkspat (eine uranhaltige Fluorit-Varietat) u. a. aus Wolsendorf , sowie Villiaumit, in denen geringe Mengen elementares Fluor durch Radiolyse entstanden sind, was bei mechanischen Bearbeitungen einen starken Geruch durch freigesetztes Fluor verursacht. ^{[26] [27]} Meerwasser enthalt wenig geloste Fluoride, da bei Anwesenheit von Calcium die Loslichkeit durch Bildung von schwerloslichem Calciumfluorid eingeschrankt wird. Die haufigsten Fluorminerale sind der Fluorit CaF ₂ und der Fluorapatit Ca ₅ (PO ₄ ) ₃ F. Der großte Teil des Fluors ist in Fluorapatit gebunden, jedoch enthalt dieser nur einen geringen Massenanteil Fluor von ca. 3,8 %. Daher wird Fluorapatit nicht wegen seines Fluorgehaltes, sondern vor allem als Phosphatquelle abgebaut. Die Hauptquelle fur die Gewinnung von Fluor und Fluorverbindungen ist der Fluorit. Großere Fluoritvorkommen existieren in Mexiko , China , Sudafrika , Spanien und Russland . Auch in Deutschland findet sich Fluorit, beispielsweise im eingangs erwahnten Wolsendorf.

Ein weiteres naturlich vorkommendes Fluormineral ist Kryolith Na ₃ AlF ₆ . Die ursprunglich bedeutenden Kryolithvorkommen bei Ivigtut auf Gronland sind ausgebeutet. Das in der Aluminiumproduktion benotigte Kryolith wird heute chemisch hergestellt.

Fluorid-Ionen kommen daneben auch in einigen seltenen Mineralen vor, in denen sie die Hydroxidgruppen ersetzen. Beispiele sind Asbest sowie der Schmuckstein Topas Al ₂ SiO ₄ (OH, F) ₂ , Sellait MgF ₂ und Bastnasit (La,Ce)(CO ₃ )F. Eine Ubersicht gibt die Kategorie:Fluormineral .

Einige wenige Organismen konnen Fluoride in fluororganische Verbindungen einbauen. Der sudafrikanische Busch Gifblaar und weitere Pflanzenarten der Gattung Dichapetalum konnen Fluoressigsaure synthetisieren und in ihren Blattern speichern. Dies dient zur Abwehr von Fressfeinden, fur die Fluoressigsaure todlich wirkt. Die Giftwirkung wird durch Unterbrechung des Citratzyklus ausgelost. ^[28]

Das Ausgangsmaterial fur die Gewinnung elementaren Fluors und anderer Fluorverbindungen ist uberwiegend Fluorit (CaF ₂ ). Aus diesem wird durch Reaktion mit konzentrierter Schwefelsaure Fluorwasserstoff gewonnen.

${\displaystyle \mathrm {CaF_{2}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow CaSO_{4}+2\ HF} }$

Reaktion von Calciumfluorid mit Schwefelsaure.

Eine weitere Quelle fur Flusssaure ist die Phosphatgewinnung , bei der Flusssaure als Abfallprodukt bei der Verarbeitung von Fluorapatit entsteht.

Der großte Teil der produzierten Flusssaure wird zur Herstellung fluorierter Verbindungen eingesetzt. Wo dazu die Reaktivitat der Flusssaure nicht ausreicht, gelangt elementares Fluor zum Einsatz, das aus einem kleineren Teil der HF-Produktion gewonnen wird.

Da Fluor eines der starksten Oxidationsmittel ist, kann es auf chemischem Weg nur sehr umstandlich und nicht wirtschaftlich gewonnen werden. Stattdessen wird ein elektrochemisches Verfahren eingesetzt. Die Bruttoreaktion verlauft gemaß:

${\displaystyle \mathrm {2\ HF\longrightarrow H_{2}+F_{2}} }$

Das Verfahren wird nach Henri Moissan benannt. Dabei wird kein reiner Fluorwasserstoff zur Elektrolyse verwendet, sondern eine Mischung von Kaliumfluorid und Fluorwasserstoff im Verhaltnis von 1:2 bis 1:2,2. ^[29] Der Hauptgrund fur die Verwendung dieser Mischung liegt darin, dass die Leitfahigkeit der Schmelze im Vergleich zu reinem Fluorwasserstoff, der wie reines Wasser Strom nur sehr wenig leitet, stark erhoht ist. Fur die Elektrolyse ist es wichtig, dass die Schmelze komplett wasserfrei ist, da sonst wahrend der Elektrolyse Sauerstoff anstatt Fluor entstehen wurde.

Technisch wird das sogenannte Mitteltemperatur-Verfahren mit Temperaturen von 70 bis 130 °C und einer Kaliumfluorid-Fluorwasserstoff-Mischung von 1:2 angewendet. Bei hoheren Fluorwasserstoffgehalten wurde ein großerer Dampfdruck entstehen, so dass bei tiefen Temperaturen und aufwandiger Kuhlung gearbeitet werden musste. Bei niedrigeren Gehalten (etwa 1:1) sind die Schmelztemperaturen hoher (1:1-Verhaltnis: 225 °C), was den Umgang erheblich erschwert und die Korrosion fordert. Die Elektrolyse findet mit Graphit - Elektroden in Zellen aus Stahl oder Monel statt, die zusatzliche Eisenbleche zur Trennung von Anoden - und Kathodenraum enthalten, um eine Durchmischung der entstehenden Gase zu verhindern. An die Elektroden wird eine Spannung von etwa 8?12  Volt angelegt. Der bei der Elektrolyse verbrauchte Fluorwasserstoff wird kontinuierlich ersetzt.

Das Rohfluor, das die Elektrolysezelle verlasst, ist mit Fluorwasserstoff verunreinigt, enthalt aber auch Sauerstoff , Tetrafluormethan (CF ₄ ) und andere Perfluorcarbone , die durch Reaktion von Fluor und dem Elektrodenmaterial entstehen. Diese Verunreinigungen konnen durch Ausfrieren und Adsorption von Fluorwasserstoff an Natriumfluorid entfernt werden.

Eine Aufsehen erregende Reaktion zur Synthese von Fluor im Labormaßstab, die ohne Elektrochemie auskommt, wurde im Jahr 1986 von Karl O. Christe mitgeteilt. ^[30] Die experimentellen Details wurden in der Zeitschrift Inorganic Chemistry beschrieben. ^[31] Hierzu wird das Dikaliumsalz der Hexafluoromangan(IV)saure ? Dikaliumhexafluoromanganat(IV), K ₂ MnF ₆ ? mit Antimon(V)-fluorid SbF ₅ versetzt, wobei molekulares Fluor und Mangan(III)-fluorid gebildet wird. Zunachst entsteht das instabile blaue Mangan(IV)-fluorid MnF ₄ . Dieses zerfallt bei Temperaturen uber 150 °C in F ₂ und MnF ₃ . ^[32]

Fluor ist bei Raumtemperatur ein blassgelbes, stechend riechendes Gas . Die Farbe ist von der Schichtdicke abhangig, unterhalb von einem Meter Dicke erscheint das Gas farblos, erst daruber ist es gelb. Unterhalb von ?188 °C ist Fluor flussig und von ?kanariengelber“ Farbe. ^[33] Der Schmelzpunkt des Fluor liegt bei ?219,52 °C. ^[34] Von festem Fluor sind zwei Modifikationen bekannt. Zwischen ?227,6 °C und dem Schmelzpunkt liegt Fluor in einer kubischen Kristallstruktur mit Gitterparameter a = 667 pm vor (β-Fluor). ^[35] Unterhalb von ?227,6 °C ist die monokline α-Modifikation mit den Gitterparametern a = 550 pm, b = 328 pm, c = 728 pm und β = 102,17° stabil. ^[36] Fluor ist mit einer Dichte von 1,6959 kg/m³ bei 0 °C und 1013 hPa ^[6] schwerer als Luft. Der kritische Punkt liegt bei einem Druck von 52,2 bar und einer Temperatur von 144,2 K (?129 °C). ^[37]

Fluor liegt im elementaren Zustand wie die anderen Halogene in Form zweiatomiger Molekule vor. Die Bindungslange im Fluormolekul ist mit 144 pm kurzer als die Einfachbindungen in anderen Elementen (beispielsweise Kohlenstoff -Kohlenstoff-Bindung: 154 pm). Trotz dieser kurzen Bindung ist die Dissoziationsenergie der Fluor-Fluor-Bindung im Vergleich zu anderen Bindungen mit 158 kJ/mol gering und entspricht etwa der des Iodmolekuls mit einer Bindungslange von 266 pm. Die Grunde fur die geringe Dissoziationsenergie liegen vor allem darin, dass sich die freien Elektronenpaare der Fluoratome stark nahern und es zu Abstoßungen kommt. Diese schwache Bindung bewirkt die hohe Reaktivitat des Fluors.

Durch die Molekulorbitaltheorie lasst sich die Bindung im Fluormolekul ebenfalls erklaren. Dabei werden die s- und p- Atomorbitale der einzelnen Atome zu bindenden und antibindenden Molekulorbitalen zusammengesetzt. Die 1s- und 2s-Orbitale der Fluoratome werden jeweils zu σ _s und σ _s *- bindenden und antibindenden Molekulorbitalen. Da diese Orbitale vollstandig mit Elektronen gefullt sind, tragen sie nichts zur Bindung bei. Aus den 2p-Orbitalen werden insgesamt sechs Molekulorbitale mit unterschiedlicher Energie. Dies sind die bindenden σ _p -, π _y - und π _z - sowie die entsprechenden antibindenden σ _p *-, π _y *- und π _z *-Molekulorbitale. Die π-Orbitale besitzen dabei gleiche Energie. Werden Elektronen in die Molekulorbitale verteilt, kommt es dazu, dass sowohl samtliche bindenden als auch die antibindenden π*-Orbitale vollstandig besetzt sind. Dadurch ergibt sich eine Bindungsordnung von (6?4)/2 = 1 und ein diamagnetisches Verhalten, das auch beobachtet wird.

Fluor gehort zu den starksten bei Raumtemperatur bestandigen Oxidationsmitteln . Es ist das elektronegativste Element und reagiert mit allen Elementen außer Helium und Neon. Die Reaktionen verlaufen meist heftig. So reagiert Fluor im Gegensatz zu allen anderen Halogenen ohne Lichtaktivierung selbst als Feststoff bei ?200 °C explosiv mit Wasserstoff unter Bildung von Fluorwasserstoff . Fluor ist das einzige Element, das mit den Edelgasen Krypton , Xenon und Radon direkt reagiert; so bildet sich bei 400 °C aus Xenon und Fluor Xenon(II)-fluorid .

Auch viele andere Stoffe reagieren lebhaft mit Fluor, darunter viele Wasserstoffverbindungen wie beispielsweise Wasser , Ammoniak , Monosilan , Propan oder organische Losungsmittel . Mit Wasser reagiert Fluor bei verschiedenen Bedingungen unterschiedlich: Werden geringe Mengen Fluor in kaltes Wasser geleitet, bilden sich Wasserstoffperoxid und Flusssaure . ^[38]

${\displaystyle \mathrm {F_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow H_{2}O_{2}+2\ HF} }$

Bei der Reaktion eines Fluor-Uberschusses mit geringen Wassermengen, Eis oder Hydroxiden entstehen dagegen als Hauptprodukte Sauerstoff und Sauerstoffdifluorid . ^[38]

Mit festen Materialien reagiert Fluor dagegen wegen der kleineren Angriffsflache langsamer und kontrollierter. Bei vielen Metallen fuhrt die Reaktion mit elementarem Fluor zur Bildung einer Passivierungsschicht auf der Metalloberflache, die das Metall vor dem weiteren Angriff des Gases schutzt. Da die Schicht bei hohen Temperaturen oder Fluordrucken nicht dicht ist, kann es dabei zu einer Weiterreaktion von Fluor und Metall kommen, die zur Aufschmelzung des Materials fuhrt. Da beim Aufschmelzen standig frisches Metall freigelegt wird, das dann wieder zur Reaktion mit Fluor bereitsteht, kann es letztlich sogar zu einem unkontrollierten Reaktionsverlauf kommen (so genanntes Fluorfeuer ).

Auch Kunststoffe reagieren bei Raumtemperatur zumeist sehr kontrolliert mit elementarem Fluor. Wie bei den Metallen fuhrt auch beim Kunststoff die Reaktion mit Fluor zur Bildung einer fluorierten Oberflachenschicht.

Glas ist bei Raumtemperatur gegen Fluorwasserstoff-freies Fluor inert. Bei hoherer Temperatur wird jedoch eine mehr oder weniger schnelle Reaktion beobachtet. Verantwortlich hierfur sind Fluoratome, die durch die thermische Dissoziation des molekularen Fluors gebildet werden und dadurch besonders reaktionsfreudig sind. Produkt der Reaktion ist gasformiges Siliciumtetrafluorid . Spuren von Fluorwasserstoff fuhren dagegen auch ohne Erhitzen zu einer schnellen Reaktion.

Fluor ist eines von 22 Reinelementen . Naturlich vorkommendes Fluor besteht zu 100 % aus dem Isotop ¹⁹ F. Daneben sind weitere 16 kunstliche Isotope von ¹⁴ F bis ³¹ F sowie das Isomer ^18m F bekannt. ^[39] Außer dem Isotop ¹⁸ F, das eine Halbwertszeit von 109,77 Minuten besitzt, zerfallen alle anderen kunstlichen Isotope innerhalb von Zeptosekunden (10 ^?21 s) bis etwas uber einer Minute.

¹⁸ F wird in der Krebsdiagnostik in Form von Fluordesoxyglucose , Fluorethylcholin , Fluorethyltyrosin bzw. ¹⁸ F-Fluorid als Radionuklid in der Positronen-Emissions-Tomographie (PET) eingesetzt.

Siehe auch: Liste der Fluor-Isotope

Aufgrund der hohen Reaktivitat und des schwierigen Umgangs mit Fluor kann elementares Fluor nur eingeschrankt verwendet werden. Es wird uberwiegend zu fluorierten Verbindungen weiterverarbeitet, die auf andere Weise nicht hergestellt werden konnen. Der großte Teil des produzierten Fluors wird fur die Herstellung von Uranhexafluorid benotigt, was infolge seiner Leichtfluchtigkeit die Anreicherung von ²³⁵ U mit Gaszentrifugen oder durch das Gasdiffusionsverfahren ermoglicht. Dieses Isotop ist fur die Kernspaltung wichtig. Ein zweites wichtiges Produkt, das nur mit Hilfe von elementarem Fluor hergestellt werden kann, ist Schwefelhexafluorid . Dieses dient als gasformiger Isolator beispielsweise in Hochspannungsschaltern und gasisolierten Rohrleitern .

Fluor dient zudem zur Oberflachenfluorierung von Kunststoffen . Dies wird unter anderem bei Kraftstofftanks in Automobilen eingesetzt, wobei sich eine fluorierte Barriereschicht ausbildet, die unter anderem eine niedrigere Benzindurchlassigkeit bewirkt. Diese Anwendung der Fluorierung steht in Konkurrenz zur Koextrusionstechnologie und dem Metalltank. Eine zweite Wirkung der Fluorierung ist, dass die Oberflachenenergie vieler Kunststoffe erhoht werden kann. Dies findet vor allem Anwendungen, wo Farben , Lacke oder Klebstoffe auf ansonsten hydrophobe Kunststoffoberflachen ( Polyolefine ) aufgebracht werden sollen. Die Vorteile der Fluorierung von Kunststoffoberflachen liegen in der Behandelbarkeit von Korpern mit ausgepragten 3D-Strukturen und Hohlraumen. Zudem lassen sich Kleinteile als Schuttgut behandeln und der Effekt bleibt uber eine lange Zeit erhalten. Die Fluorierung wird eingesetzt, wenn weiter verbreitete und kostengunstigere Methoden, wie z. B. die Beflammung , nicht einsetzbar sind. Weiter mogliche Effekte, die durch Fluorierung von Kunststoffoberflachen erreicht werden konnen, sind: verbesserte Faser-Matrix-Haftung , verringerte Reibung und verbesserte Selektivitaten in der Membrantechnik . ^[40]

Werden Fluor und Graphit zusammen erhitzt, entsteht Graphitfluorid , das als Trocken schmiermittel und Elektrodenmaterial eingesetzt werden kann.

Fur Fluoridionen existieren mehrere Nachweise . Bei der sogenannten Kriechprobe wird in einem Reagenzglas aus Glas eine fluoridhaltige Substanz mit konzentrierter Schwefelsaure versetzt.

${\displaystyle \mathrm {2\ F^{-}+H_{2}SO_{4}\longrightarrow SO_{4}^{2-}+2\ HF} }$

Fluorid-Ionen reagieren mit Schwefelsaure zu Sulfat-Ionen und Fluorwasserstoff.

Es steigen Fluorwasserstoffdampfe auf, die das Glas anatzen. Gleichzeitig ist die Schwefelsaure aufgrund der Veranderung der Oberflache nicht mehr in der Lage, das Glas zu benetzen . ^[41]

Eine zweite Nachweismoglichkeit ist die sogenannte Wassertropfenprobe . Dabei wird die fluoridhaltige Substanz mit Kieselsaure und Schwefelsaure zusammengebracht. Es entsteht gasformiges Siliciumtetrafluorid . Uber das Gefaß mit der Probe wird ein Wassertropfen gehalten. Durch Reaktion von Siliciumtetrafluorid mit dem Wasser bildet sich Siliciumdioxid , das als charakteristischer weißer Rand um den Tropfen kristallisiert. ^[41]

${\displaystyle \mathrm {4\ F^{-}+2\ H_{2}SO_{4}+SiO_{2}\longrightarrow SiF_{4}\uparrow +2\ SO_{4}^{2-}+2\ H_{2}O} }$

Bildung des Siliciumtetrafluorids.

${\displaystyle \mathrm {SiF_{4}+2\ H_{2}O\longrightarrow SiO_{2}\downarrow +4\ HF} }$

Reaktion im Wassertropfen

Siehe auch: Nachweise fur Fluorid

In der modernen Analytik , insbesondere fur organische Fluorverbindungen spielt die NMR-Spektroskopie eine große Rolle. Fluor besitzt den Vorteil, zu 100 % aus einem Isotop ( Reinelement ) zu bestehen, das durch NMR-Spektroskopie nachweisbar ist.

Fluor selbst kommt wegen seiner starken Reaktivitat nicht elementar vor und hat daher keine biologische Bedeutung. Dagegen spielen die Salze des Fluors, Fluoride , eine Rolle, da sie naturlicherseits und durch technische Zugabe (? Fluoridierung “) in Nahrungsmitteln und Trinkwasser enthalten sind.

Fluor und viele Fluorverbindungen sind fur den Menschen und andere Lebewesen sehr giftig, die letale Dosis (LD ₅₀ , eine Stunde) liegt bei elementarem Fluor bei 150?185  ppm . ^[6] Elementares Fluor wirkt auf Lunge , Haut und besonders auf die Augen stark verbrennend und veratzend. Schon bei einem funfminutigen Kontakt mit 25 ppm Fluor kommt es zu einer erheblichen Reizung der Augen. Gleichzeitig entsteht durch Reaktion mit Wasser (Luftfeuchtigkeit, Hautoberflache) der ebenfalls giftige Fluorwasserstoff. ^[6] Eine akute Fluorvergiftung außert sich je nachdem, uber welchen Weg, in welcher Verbindung und Dosis das Fluor in den Korper gelangt ist, mit unterschiedlichen Beschwerden. Eine gastrointestinal entstandene akute Vergiftung mit Fluoriden fuhrt zu Schleimhautveratzungen, Ubelkeit, anfanglich schleimigem, spater blutigem Erbrechen, unstillbarem Durst, heftigen Leibschmerzen und blutigem Durchfall. Teilweise versterben Betroffene. Bei Aufnahme von Fluorwasserstoff und staubformigen Fluoriden mit der Atemluft folgen Tranenfluss, Niesen, Husten, Atemnot, Lungenodem bis hin zum Tod unter Krampfen. Eine uber die Haut entstandene Vergiftung mit Fluorwasserstoff (auch in sauren Losungen von Fluoriden) hat tiefgreifende Nekrosen und schlecht heilende Ulzera zur Folge.

Auf Grund seiner hohen Reaktivitat muss Fluor in speziellen Behaltnissen aufbewahrt werden. Die Werkstoffe mussen dabei so beschaffen sein, dass sie durch den Kontakt mit Fluor eine Passivierungsschicht ausbilden und so eine Weiterreaktion verhindern. Beispiele fur geeignete Werkstoffe sind Stahl oder die Nickel - Kupfer - Legierung Monel . Nicht geeignet sind beispielsweise Glas , das durch entstandenen Fluorwasserstoff angegriffen wird, oder Aluminium . Brennbare Stoffe wie Fett durfen ebenfalls nicht in Kontakt mit Fluor kommen, da sie unter heftiger Reaktion verbrennen. ^[6]

Fluor brennt zwar selbst nicht, wirkt aber brandfordernd . Brande bei Anwesenheit von Fluor konnen nicht mit Loschmitteln geloscht werden, es muss zunachst der weitere Zutritt von Fluor verhindert werden. ^[6]

Als elektronegativstes aller Elemente kommt Fluor in Verbindungen fast ausschließlich in der Oxidationsstufe ?I vor. Es sind von allen Elementen außer Helium und Neon Fluorverbindungen bekannt.

Fluorwasserstoff ist ein stark atzendes, giftiges Gas. Die wassrige Losung des Fluorwasserstoffs wird Flusssaure genannt. Wahrend wasserfreier, flussiger Fluorwasserstoff zu den starksten Sauren, den so genannten Supersauren zahlt, ist Flusssaure nur mittelstark. Fluorwasserstoff ist eine der wenigen Substanzen, die direkt mit Glas reagieren. Dementsprechend ist die Verwendung als Atzlosung in der Glasindustrie eine Anwendung von Flusssaure. Daruber hinaus ist Fluorwasserstoff das Ausgangsmaterial fur die Herstellung von Fluor und vielen anderen Fluorverbindungen.

Fluoride sind die Salze des Fluorwasserstoffs. Sie sind die wichtigsten und verbreitetsten Fluorsalze. In der Natur kommt vor allem das schwerlosliche Calciumfluorid CaF ₂ in Form des Minerals Fluorit vor. Technisch spielen auch andere Fluoride eine Rolle. Beispiele sind das unter Verwendung erwahnte Uranhexafluorid oder Natriumfluorid , das unter anderem als Holzschutzmittel verwendet wird und vor etwa 100 Jahren als Rattengift und Insektizid vermarktet wurde. ^[42]

Ein in der organischen Chemie haufig verwendetes Fluorid ist das Tetrabutylammoniumfluorid (TBAF). Da TBAF in organischen Losungsmitteln loslich ist und das Fluoridion nicht durch Kationen beeinflusst wird (sogenanntes ?nacktes Fluorid“) wird es als Fluoridquelle in organischen Reaktionen benutzt. Eine weitere wichtige Reaktion des Tetrabutylammoniumfluorids ist die Abspaltung von Silylethern , die als Schutzgruppe fur Alkohole verwendet werden. ^[43]

Es existiert eine Reihe von organischen Fluorverbindungen. Eine der bekanntesten fluorhaltigen Stoffgruppen sind die Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKW). Die niedermolekularen FCKW mit einem oder zwei Kohlenstoffatomen sind gasformige Stoffe und dienten fruher als Kaltemittel in Kuhlschranken und Treibgas fur Spraydosen . Da diese Stoffe den Ozonabbau verstarken und somit die Ozonschicht schadigen, ist ihre Herstellung und Verwendung mit dem Montreal-Protokoll stark eingeschrankt worden. Dagegen sind Fluorkohlenwasserstoffe fur die Ozonschicht ungefahrlich. Eine weitere umweltschadliche Auswirkung fluorhaltiger organischer Verbindungen ist ihre Absorptionsfahigkeit fur Infrarotstrahlung . Daher wirken sie als Treibhausgase . ^[44]

Eine aus dem Alltag bekannte organische Fluorverbindung ist Polytetrafluorethen (PTFE), die unter dem Handelsnamen Teflon® als Beschichtung von Bratpfannen verwendet wird. Perfluorierte Tenside , die unter anderem bei der Herstellung von PTFE verwendet werden, und andere perfluorierte Verbindungen verfugen uber eine außerst stabile Kohlenstoff-Fluor-Bindung. Diese Bindung verleiht den Stoffen eine hohe chemische und thermische Bestandigkeit, was aber auch dazu fuhrt, dass die Substanzen in der Umwelt persistent sind und kaum abgebaut werden. ^[45]

Siehe auch Kategorie:Organofluorverbindung

Mit den anderen Halogenen bildet Fluor eine Reihe von Interhalogenverbindungen . Ein wichtiges Beispiel hierfur ist Chlortrifluorid , ein giftiges Gas, das vor allem als Fluorierungsmittel eingesetzt wird.

Fluor ist elektronegativer als Sauerstoff, weshalb die Verbindungen zwischen Fluor und Sauerstoff nicht wie die anderen Halogen-Sauerstoffverbindungen als Halogenoxide , sondern als Sauerstofffluoride bezeichnet werden.

Im Gegensatz zu den schwereren Halogenen existiert nur eine Fluorsauerstoffsaure, die Hypofluorige Saure HOF. Der Grund hierfur liegt darin, dass Fluor keine Drei-Zentren-vier-Elektronen-Bindungen ausbildet.

Fluor bildet auch mit den Edelgasen Krypton , Xenon , und Argon einige Verbindungen wie Xenon(II)-fluorid . Kryptondifluorid , die einzige bekannte Kryptonverbindung, ist das starkste bekannte Oxidationsmittel . Weitere Edelgasverbindungen des Fluor enthalten oft auch noch Atome anderer Elemente, wie beispielsweise das Argonhydrogenfluorid (HArF), die einzige bekannte Argonverbindung.

• A. F. Holleman , E. Wiberg , N. Wiberg : Lehrbuch der Anorganischen Chemie . 102. Auflage. Walter de Gruyter, Berlin 2007, ISBN 978-3-11-017770-1 , S. 430?433.
• Norman N. Greenwood , Alan Earnshaw : Chemie der Elemente. Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9 , S. 1018?1022.
• Michael Binnewies, Manfred Jackel, Helge Willner, Geoff Rayner-Canham: Allgemeine und Anorganische Chemie. Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg 2004, ISBN 3-8274-0208-5 , S. 552, 556?557, 575.
• Ralf Steudel : Chemie der Nichtmetalle. de Gruyter, Berlin 1998, ISBN 3-11-012322-3 .

• Woher kommt das Fluor in der Zahnpasta? aus der Fernseh-Sendereihe alpha-Centauri (ca. 15 Minuten) . Erstmals ausgestrahlt am 26. Nov. 2003.
• chemie-master.de ? Foto von flussigem Fluor

1. ↑ Harry H. Binder: Lexikon der chemischen Elemente. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3 .
2. ↑ Die Werte fur die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus www.webelements.com (Fluor) entnommen.
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