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Eigenschaften
-

*2s22p5
19
9
F
Periodensystem
Sauerstoff - Fluor - Neon
 
F
Cl  
 
 
- Allgemein
- Name, Symbol, Ordnungszahl Fluor, F, 9 Serie Halogene Gruppe, Periode, Block 17 (VIIA), 2, p Aussehen blasses grünlich-gelbliches Gas Massenanteil an der Erdhülle 0,03 % Atomar Atommasse 18,9984 Atomradius (berechnet) 50 (42) pm Kovalenter Radius 71 pm van der Waals-Radius 147 pm Elektronenkonfiguration href="http://articles.gourt.com/de/Helium">He2s22p5 Elektronen pro Energieniveau 2, 7 1. Ionisierungsenergie 1681,0 kJ/mol 2. Ionisierungsenergie 3374,2 kJ/mol 3. Ionisierungsenergie 6050,4 kJ/mol 4. Ionisierungsenergie 8407,7 kJ/mol 5. Ionisierungsenergie 11022,7 kJ/mol 6. Ionisierungsenergie 15164,1 kJ/mol 7. Ionisierungsenergie 17868 kJ/mol 8. Ionisierungsenergie 92038,1 kJ/mol 9. Ionisierungsenergie 106434,3 kJ/mol Physikalisch Aggregatzustand gasförmig Modifikationen 1 Kristallstruktur kubisch Dichte (Mohshärte) 1,696 kg/m3 bei 273 K (-) Magnetismus unmagnetisch Schmelzpunkt 53,53 K (-219,62 °C) Siedepunkt 85,03 K (-188,12 °C) Molares Volumen 22,40 · 10-3 m3/mol (N2) Verdampfungswärme 3,2698 kJ/mol Schmelzwärme 0,2552 kJ/mol Dampfdruck - Schallgeschwindigkeit 286 m/s Spezifische Wärmekapazität 813 J/(kg · K)
824 J/(kg · K) bei 298,15 °C Elektrische Leitfähigkeit - Wärmeleitfähigkeit 0,0279 W/(m · K) Chemisch Oxidationszustände -1 Oxide (Basizität) (stark sauer) Normalpotential 2,87 V (F + e- → F-) Elektronegativität 4,0 (Pauling-Skala) Isotope
Isotop NH t1/2 ZM ZE MeV ZP
17F {syn.} 64,49 s ε 2,761 17O
18F {syn.} 109,77 m ε 1,656 18O
19F 100 % F ist stabil mit 10 Neutronen
20F {syn.} 11,00 s β- 7,025 20Ne
21F {syn.} 4,158 s β- 5,684 21Ne
- NMR-Eigenschaften
-
19F
- 		Kernspin 1/2
- 		gamma / rad/T ?
- 		Empfindlichkeit ?
- 		Larmorfrequenz bei B = "4",7 T ?
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt,
gelten die angegebenen Daten bei Normbedingungen.

Fluor ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol F und der Ordnungszahl 9. Das giftige, farblose, in hohen Konzentrationen auch gelb-grüne Gas ist das reaktivste chemische Element.

Sein Name leitet sich über lat. fluor „Fluss“ ab. Im Plural gebraucht ("fluores") bezeichnete der Begriff "Flussmittel" (in der Metallurgie; siehe Agricola 1530) und stand in diesem Sinn für Flussspat, das wichtigste natürlich vorkommende Fluormineral.

Herstellung

Fluor tritt in der Natur nur in Form von Fluoriden und diversen Fluorkomplexsalzen (z.B. Natriumhexafluoraluminat = Kryolith) auf. Aus diesen kann elementares Fluor insbesondere auf elektrochemischem Weg dargestellt werden. Zwar sind seit einiger Zeit auch Verfahren zur rein chemischen Darstellung von elementarem Fluor bekannt, diese Verfahren sind aber reine Laborverfahren und nicht ökonomisch sinnvoll einsetzbar. Großtechnisch wird elementares Fluor durch Elektrolyse niedrigschmelzender Fluoride – beispielsweise KF*xHF – mit Kohleelektroden in Eisen- oder Monel®-Zellen erzeugt. Im quasi kontinuierlich durchgeführten industriellen Elektrolyseprozess wird der komplex gebundene Fluorwasserstoff (HF) in Wasserstoff (H2) und Fluor (F2) zerlegt. Der daraus resultierende HF-Verlust wird durch kontinuierliches Einspeisen von gasförmigem HF in die Schmelze ausgelichen.

Das Rohfluor, das die Elektrolysezelle verlässt, ist mehr oder weniger stark mit HF, Sauerstoff (O2), Tetrafluormethan (CF4) und perfluorierten Kohlenwasserstoffen – primär aus der Reaktion des Elektrodenmaterials mit dem gebildeten Fluor – verunreinigt und kann, wenn erforderlich, nachgereinigt werden. Die Reinigung geschieht durch Ausfrieren (HF und flüchtige Metallfluoride), Absorption (HF) und Tieftemperaturdestillation (Entfernen der PFHCs). Das auf diesem Weg erhaltene »Reinfluor« enthält meist noch HF-Spuren und ist mehr oder weniger frei von O2, Stickstoff (N2) und CF4.

Die elektrochemische Fluorgewinnung ist kein trivialer Prozess. Nur mit ausreichend technischem Wissen, bei dem nicht nur die extrem aggressive Natur der Prozessmedien, sondern auch die diffizile Elektrochemie des Elektrolyseprozesses zu berücksichtigen ist, lässt sich ein zuverlässiger Prozessverlauf gewährleisten.

An die Seite der traditionellen Herstellung von Fluor in Großanlagen ist in neuerer Zeit die dezentrale Fluorerzeugung mit Systemen kleinerer und mittlerer Größe getreten.

Eigenschaften

Das blassgelbe, in dicken Schichten auch grüngelbe Gas ist das stärkste bei Raumtemperatur beständige Oxidationsmittel. Es ist das elektronegativste Element. Unter Normalbedingungen liegt es in Form von F2-Molekülen vor. Mit fast allen anderen Elementen bildet Fluor spontan Verbindungen. Selbst mit den Edelgasen Xenon, Radon und Krypton reagiert Fluor. Im Gegensatz zu allen anderen Halogenen reagiert Fluor ohne Lichtaktivierung selbst als Feststoff bei -200° C explosiv mit Wasserstoff. Die Reaktion führt zur Bildung von Fluorwasserstoff.

Auch viele andere Stoffe reagieren lebhaft mit Fluor. Besonders heftige, explosionsartig verlaufende Reaktionen beobachtet man erwartungsgemäß mit wasserstoffhaltigen, gasförmigen und flüssigen Verbindungen wie beispielsweise Wasser (H2O), Ammoniak (NH3), Monosilan (SiH4), Propan (C3H8), vielen organischen Lösungsmitteln usw. So wird Wasser durch Fluor in Sauerstoff (O2) und Fluorwasserstoff (HF) gespalten.

Treibende Kraft hinter all diesen Reaktionen ist jeweils die äußerst exotherm verlaufende Bildung von Fluorwasserstoff. Mit festen Materialien reagiert Fluor dagegen wesentlich langsamer und kontrollierter. Bei vielen Metallen führt die Reaktion mit elementarem Fluor zur Bildung einer Passivierungsschicht auf der Metalloberfläche, die das Metall vor dem weiteren Angriff des Gases schützt. Die Passivierungsreaktion verläuft exotherm. Bei hoher Fluorkonzentration – bei hohem Fluorpartialdruck – kann es dabei unter Umständen zum Aufschmelzen der Passivierungsschicht oder zum Schmelzen des darunterliegenden Metalls kommen. Da beim Aufschmelzen ständig frisches Metall freigelegt wird, das dann wieder zur Reaktion mit Fluor bereit steht, kann es letztlich sogar zu einem unkontrollierten Reaktionverlauf kommen (sog. Fluorfeuer). Durch Unterbrechen der Fluorzufuhr lassen sich Fluorfeuer jedoch sofort löschen. Ein andersartiges Löschen ist kaum möglich.

Auch Kunststoffe reagieren bei Raumtemperatur zumeist sehr kontrolliert mit elementarem Fluor. Wahrscheinlich war die Umsetzung von Fluor mit Kunststoffen sogar eine der ersten praktischen Fluoranwendungen überhaupt. Wie bei den Metallen, so führt auch beim Kunststoff die Reaktion mit Fluor zur Bildung einer fluorierten Oberflächenschicht.

Aufgrund der sehr schwachen F-F-Bindung – die Bindungsenergie beträgt nur 38 kcal/mol – lässt sich Fluor thermisch leicht spalten. Schon bei sehr moderaten Temperaturen von um die 400 °C liegt Fluor in erheblichem Maße in atomarer Form vor. Die leichte Spaltbarkeit macht Fluor als »umweltfreundliches« , anisotropes Ätzgas interessant. Ein besonderer Vorteil ist hier, dass im Ätzmedium neben molekularem und atomarem Fluor keine weiteren Komponenten auftreten, die in ggf. ungewollter Weise am Ätzprozess teilnehmen. Für den großtechnischen Einsatz ist außerdem bedeutsam, dass Fluor nicht zur Erwärmung der Erdatmosphäre (Treibhauseffekt) beiträgt (siehe hierzu auch Plasmaätzen).

HF-haltiges Fluor greift Glas (auch Quarz) schnell an, wobei sich das Fluor mit dem in Glas enthaltenen Silizium verbindet. Bei Raumtemperatur reagiert trockenes, d.h. nicht in Form von gelöstem HF, sondern moleklular vorliegendes Fluor mit Glas dagegen nicht. Bei höherer Temperatur beobachtet man jedoch eine mehr oder weniger schnelle Reaktion. Verantwortlich hierfür sind Fluoratome, die durch die thermische Dissoziation des molekularen Fluors, d.h. der Aufspaltung in Atome (siehe oben), gebildet werden. Produkt der Reaktion ist gasförmiges Siliziumtetrafluorid (SiF4).

In gleicher Weise setzt sich Fluor auch mit anderen siliziumhaltigen Materialien, beispielsweise mit Silikonkunststoffen oder mit dem Siliziumoxid (SiOx), Siliziumnitrid (SixNy) und Siliziumoxinitrid (SixOyNz) auf dem Halbleiterwafer, um …

Anwendungen und Produkte

Geschichte

Fluor in Form seines Calciumsalzes (Flussspat, CaF2) wurde 1530 von Georgius Agricola beschrieben und 1556 von ihm als Hilfsmittel zum Schmelzen von Erzen erwähnt. Es macht Erzschmelzen und Schlacken dünnflüssiger, lässt sie fließen. 1670 zeigte Schwanhard die Glasätzung durch säurebehandelten Flussspat. Alle Versuche, das freie Halogen herzustellen, scheiterten jedoch – manchmal auf tragische Weise. Erst 1886 gelang es Henri Moissan, durch elektrolytische Zersetzung einer Lösung von Kaliumfluorid (KF) in flüssigem Fluorwasserstoff (HF) bei –55 °C reines Fluor zu erzeugen.

Aufschwung nahm die Fluorherstellung im Zweiten Weltkrieg durch die Entwicklung der Atombombe. Die Isotopanreicherung von Uran erfolgt über gasförmiges Uranhexafluorid (UF6). Die Herstellung von Uranhexafluorid kann unter anderem mit Hilfe von elementarem Fluor erfolgen.

Vorkommen und Herstellung

Elementares Fluor kommt in freier Form in der Natur nicht vor. In Form seiner Salze, der so genannten Fluoride, ist Fluor aber weit verbreitet und beispielsweise auch in vielen Wässern (0,1–1,5 mg/l F-) enthalten. Zur Herstellung von Fluor und Fluorchemikalien dient hauptsächlich Flussspat (CaF2), der auch in Deutschland in der Vergangenheit an vielen Stellen bergmännisch abgebaut wurde). Flussspat wird in Schwefelsäure aufgelöst. Es bildet sich Fluorwasserstoffsäure (HF), welche dann elektrochemisch zum F2 oxidiert werden kann. Nicht unerhebliche Mengen fallen auch bei der Herstellung von Phosphorsäure an, hier hauptsächlich als Fluorkieselsäure, die in den USA vielerorts direkt zur Wasserfluoridierung eingesetzt wird. Die natürlichen Kryolithvorkommen in Grönland sind seit den 1960er Jahren ausgebeutet.

Unverdünntes, reines Fluor kommt kaum in den Handel (problematische Handhabung!). Handelsüblich sind aber die wesentlich sichereren Fluor-Inertgasgemische mit einem Fluorgehalt von bis zu etwa 20 %, die typischerweise in Druckgasflaschen an den Endabnehmer geliefert werden und großtechnisch beispielsweise in der Autotankherstellung eingesetzt werden.

Verbindungen

Aufgrund seiner Reaktivität bildet Fluor zahllose anorganische und organischen Verbindungen, die in sehr vielen Bereichen Anwendung finden:

Biologische und medizinische Bedeutung

Fluorid wird nicht nur als wichtig für die Härtung des Zahnschmelzes, sondern auch für das Knochenwachstum angesehen. Lebensmittel mit reichlichem Fluoridgehalt sind: Seefische, schwarzer Tee und viele Mineralwässer (solche mit einem Fluoridgehalt von mehr als 1,5 mg je Liter müssen mit dem Warnhinweis (!) "fluoridhaltig" versehen werden).

In vielen Regionen kann die als "täglicher Bedarf" bezeichnete Menge von ca. 1 Milligramm Fluor (als Fluorid) nicht durch die Ernährung gedeckt werden. Im Handel ist deshalb fluoridiertes Speisesalz und fluoridierte Zahnpasta erhältlich. In manchen Ländern wird dem Trinkwasser Fluorid beigefügt, was zu besseren Zähnen führen soll. Solche Maßnahmen bezeichnet man als Fluoridierung.

Da der gesundheitliche Nutzen der Fluorverbindungen bei zu großen Dosen schnell in Schädigungen des Organismus umschlägt, ist die Aufnahme von Fluor oberhalb der empfohlenen Dosis zu vermeiden.

Vorsichtsmaßnahmen

Fluor ist ein außerordentlich toxisches, stark oxidierendes und – infolge der Bildung von Fluorwasserstoff – sehr stark ätzenden Gas. Die maximale Arbeitsplatz-Konzentration (MAK) von Fluor beträgt 0,1 ppm. Ein gewisser Schutz vor Fluorvergiftungen ist der sehr starke und äußerst unangenehme Geruch des Gases, der schon bei einer Konzentration im ppb-Bereich deutlich wahrnehmbar ist. Langdauernde Fluor- oder Fluorid-Exposition – beispielsweise durch den regelmäßigen Genuss übermäßig fluoridierten Wassers – kann zur sogenannten Fluorose führen.

Weblinks

Chemisches Element | Halogen | Periode-2-Element

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