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Fluor


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Eigenschaften
Sauerstoff - Fluor - Neon
 
F
Cl   
 
 

Allgemein
Name Symbol Ordnungszahl

Fluor F 9
Serie Halogene
Gruppe Periode Block

17 (VIIA) 2 p
Dichte Mohshärte

1.696 kg/m 3 (273 K ) k.A.
Aussehen blasses grünlich-gelbliches Gas
Atomar
Atomgewicht

18.9984 amu
Atomradius (berechnet) 50 (42) pm
Kovalenter Radius 71 pm
van der Waals-Radius 147 pm
Elektronenkonfiguration

[ He ]2s 2 2p 5
e - 's pro Energieniveau

2 7
Oxidationszustände ( Oxid )

-1 (stark sauer )
Kristallstruktur kubisch
Physikalisch
Aggregatzustand ( Magnetismus )

Gas ( unmagnetisch )
Schmelzpunkt

53.53 K (-219.62° C )
Siedepunkt 85.03 K (-188.12°C)
Molares Volumen

11.20 × 10 -3 m 3 /mol
Verdampfungswärme 3.2698 kJ/mol
Schmelzwärme 0.2552 kJ/mol
Dampfdruck k.A.
Schallgeschwindigkeit k.A.
Verschiedenes
Elektronegativität 3.98 ( Pauling-Skala )
Spezifische Wärmekapazität

824 J/(kg*K)
Elektrische Leitfähigkeit k.A.
Wärmeleitfähigkeit

0.0279 W/(m*K)
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
Stabilste Isotope
Isotop NH t 1/2 ZM ZE M eV ZP
19 F 100% F ist stabil mit 10 Neutronen
SI -Einheiten und Standardbedingungen werden benutzt
sofern nicht anders angegeben.

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

Inhaltsverzeichnis

Bemerkenswerte Eigenschaften

Das blassgelbe in dicken Schichten auch Gas ist ein starkes Oxidationsmittel. Unter Normalbedingungen es in Form von F 2 -Molekülen vor. Mit fast allen anderen Elementen Fluor spontan Verbindungen. Selbst mit den Edelgasen Xenon und Radon und Krypton reagiert Fluor. Im Gegensatz zu allen Halogenen reagiert Fluor ohne Lichtaktivierung selbst bei tiefer Temperatur spontan mit Wasserstoff. Die Reaktion zur Bildung von Fluorwasserstoff. Auch viele andere reagieren lebhaft mit Fluor. Besonders heftige explosionsartig Reaktionen beobachtet man erwartungsgemäß mit wasserstoffhaltigen gasförmigen flüssigen Verbindungen wie z.B. H 2 O NH 3 SiH 4 C 3 H 8 vielen organischen Lösungsmitteln etc.. So wird durch Fluor in Sauerstoff (O 2 ) und Fluorwasserstoff (HF) gespalten. Treibende Kraft all diesen Reaktionen ist jeweils die äußerst verlaufende Bildung von Fluorwasserstoff. Mit festen Materialien Fluor dagegen wesentlich langsamer und kontrollierter. Bei Metallen führt die Reaktion mit elementarem Fluor Bildung einer Passivierungsschicht auf der Metalloberfläche die Metall vor dem weiteren Angriff des Gases Die Passivierungsreaktion verläuft exotherm. Bei hoher Fluorkonzentration bei hohem Fluorpartialdruck - kann es dabei zum Aufschmelzen der Passivierungsschicht oder zum Schmelzen darunterliegenden Metalls kommen. Da beim Aufschmelzen ständig Metall freigelegt wird dass dann wieder zur mit Fluor bereit steht kann es letztlich zu einem unkontrollierten Reaktionverlauf kommen (Fluorfeuer). Durch der Fluorzufuhr lassen sich Fluorfeuer jedoch sofort Ein andersartiges Löschen ist kaum möglich.

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

HF-haltiges Fluor greift Glas (auch Quarz) an. Trockenes Fluor reagiert dagegen nur sehr Für die Umsetzung sind Fluoratome erforderlich die bei Raumtemperatur in geringer Konzentration in molekularem auftreten. Bei erhöhter Temperatur nimmt die Flurodissoziation zu. Glas Quarz und andere Siliziumverbindungen werden bei moderat erhöhter Temperatur schnell angeriffen ( Einsatz von Fluor als Ätzgas). Treibenden Kraft den besagten Reaktionen ist jeweils die stark Bildung von gasförmigen SiF 4 .

Anwendungen und Produkte

  • Nukleartechnologie
  • Kunststoffindustrie und Automobilbau
    • Fluorierung von Autotanks aus Kunststoff (Barriereschichtbildung)
    • Fluorierung von Kunststoffkanistern und anderen Verpackungsmitteln
    • Erzeugung von selbstreinigenden Niedrigenergieoberflächen
    • Zur Verbesserung der Haftung wasserlöslicher Lacke Farben auf Kunststoffen; Verbesserung der Verklebbarkeit von Metallisierung von Kunststoffen
  • Pharmazeutika
    • 5-Fluoruracil: Ein vielfach in der Krebtherapie Cytostatikum
    • Arzneimittel zur Chemotherapie von Krebs und HIV -Therapie
    • Arzneimittel für die Regulation des Fettstoffwechsels
    • Blutersatzstoffe in Chirugie und Notfallmedizin
    • Schmerzmittel
    • Tierarzneimittel
  • Agrochemische Verbindungen
  • Supergifte
  • Oberflächenaktive Substanzen
    • Oberflächenaktive Substanzen für Spezialanwendungen z.B. in Halbleiterindustrie
  • Schmiermittel
    • Schmiermittel für Computerfestplatten
  • Flüssigkristalle
    • In fluorierten Flüssigkristallen zur Verwendung in LCD-Computermonitoren tragbaren Comuputern und LCD-Fernsehern
  • Halbleiterherstellung und Mikrotechnologie
    • Ätzgas
    • Als UV-Lichtquelle in der EUV-Lithographie
    • In Photolacken für die DUV-Lithographie
  • Treibstoff Treibmittel Explosivstoffe
    • High-Energy-Fuel für Raketenmotoren (im Zusammenspiel mit anderen Brenngas z.B. Hydrazin
  • Explosivstoffe
  • Lasertechnik
    • Lasergas im chemischen Laser
  • Schwefelhexafluorid
    • Als Füllgas für Autoreifen und Tennisbälle als Polstergas in Druckausgleichsbehältern
    • Zum Befüllen von Isolierglas
    • Als Isoliergas in Hochspannungsschaltern
    • Als Ätzgas in der Halbleitertechnik
  • Stickstofftrifluorid (NF3)
    • Als Ätzgas Halbleitertechnik
  • In Form von Flusssäure (Lösung von in Wasser) als Katalysator in der chemischen Synthese zum Glasätzen als Nassätzmedium in der Halbleiterherstellung und Mikrotechnologie
  • Teflon ein korrosionsbeständiger Kunststoff mit einem sehr Reibungswiderstand. Daneben werden noch andere Fluorkohlenwasserstoffe für Temperaturbereich oberhalb 300°C hergestellt.
  • In Form von anorganischem Fluorid z.B. der Kariesprophylaxe (Zahnpasta Fluoridierung von Trinkwasser)
  • Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKW oder CFC) als Kühl- Schäum- und Lösungsmittel. (Wegen der die Ozonschicht der schädigenden Wirkung das den FCKWs enthaltenen Chlors der Einsatz von bestimmter FCKW in vielen inzwischen gänzlich verboten).
  • Freone fluorierte Kohlenwasserstoffe
  • In Form wässriger Ammoniumbifluorid-Lösungen zur Reinigung von (entfernt Bierstein)
  • Zerstörung von Asbest. Auflösung in Flusssäure führt zur Zerstörung der Faserstruktur
  • In Form des von Kryolith als unentbehrliches Elektroytkomponente in der Aluminiumherstellung

Geschichte

Fluor (lateinisch fluere für 'fließen') in Form seines Calciumsalzes = CaF 2 ) wurde 1529 von Georgius Agricola als Hilfsmittel zum Metallschmelzen beschrieben. Es Erzschmelzen und Schlacken dünnflüssiger lässt sie fließen. 1670 zeigte Schwandhard die Glasätzung durch säurebehandelten Flussspat . Alle Versuche das freie Halogen herzustellen jedoch - manchmal auf tragische Weise. Erst gelang Henri Moissan durch elektrolytische Zersetzung einer Lösung von (KF) in flüssigem Fluorwasserstoff (HF) bei -55°C Fluor zu erzeugen.

Aufschwung nahm die Fluorherstellung im zweiten durch die Entwicklung der Atombombe. Die Isotopenanreicherung Uran erfolgt über gasförmiges Uranhexafluorid (UF 6 ). Die Herstellung von Uranhexafluorid kann u.a. Hilfe von elementarem Fluor erfolgen.

Vorkommen und Herstellung

Elementares Fluor kommt in freier Form der Natur nicht vor. In Form seiner der sogenannten Fluoride ist Fluor aber weit und z.B. auch in vielen Wässern (0 -1 5 mg/l F - ) enthalten. Zur Herstellung von Fluor und dient hauptsächlich Flussspat (CaF 2 ) der auch in Deutschland in der an vielen Stellen bergmännisch abgebaut wurde). Geringe fallen aus der Phosphorsäureherstellung an. Die natürlichen Kryolithvorkommen in Grönland sind seit den 1960er Jahren ausgebeutet.

Die Erzeugung elementaren Fluors erfolgt durch von wasserfreier Kaliumfluoride-Fluorwasserstoffschelze (KF* xHF) in Eisen- Monelbehältern. Im quasi kontinuierlich durchgeführten industriellen Elektolyseprozess der komplex gebundene Fluorwasserstoff (HF) in Wasserstoff 2 ) und Fluor (F 2 ) zerlegt. Der daraus resultierende HF-Verlust wird kontinuierliches Einspeisen von gasförmigem HF in die ausgeglichen. Die Einspeiserate wird über die Temperatur Schmelze gesteuert. Das Rohfluor dass die Elektrolysezelle ist mehr oder weniger stark mit HF 2 CF 4 und perfluorierten Kohlenwasserstoffen verunreinigt und kann erforderlich nachgereinigt werden. Die Reinigung geschieht durch (HF) Absorption (HF) und Tieftemperaturdestillation.

  
In den Handel kommt elementares Fluor (problematische Handhabung!). Handelsüblich sind aber die wesentlich Fluor-Inertgasgemische mit einem Fluorgehalt bis zu ca. die typischerweise in Druckgasflaschen an den Endabnehmer werden und großtechnisch z.B. in der Autotankherstellung werden.

Verbindungen

Aufgrund seiner Reaktivität bildet Fluor zahllose und organischen Verbindungen die in sehr vielen Anwendnung finden:

Vorsichtsmaßnahmen

Fluor ist ein außerordentlich toxisches stark und - infolge der Bildung von Fluorwasserstoff sehr stark ätzenden Gas. Der MAK Wert Fluor beträgt 0.1 ppm. Ein gewisser Schutz Fluorvergiftungen ist der sehr starke und äußerst Geruch des Gases der schon bei einer im ppb-Bereich deutlich wahrnehmbar ist (Achtung: Der minder gefährliche Fluorwasserstoff ist geruchlos und daher gefährlich!). Langdauernde Fluor- oder Fluorid-Exposition - z.B. den langdauernden Genuß übermäßig fluorierten Wassers - zur sogenannten Fluorose führen.

Weblinks



Bücher zum Thema Fluor

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