Fluor (von L. Fluere, was „fließen“ bedeutet), ist ein chemisches Element im Periodensystem mit dem Symbol F und der Ordnungszahl 9. Es ist ein giftiges, blassgelbes, einwertiges, gasförmiges Halogen, das von allen Elementen das chemisch reaktivste und elektronegativste ist. In seiner reinen Form ist es sehr gefährlich und verursacht bei Hautkontakt schwere Verätzungen.
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Sauerstoff – Fluor – Neon F
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| Allgemein | |
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| Name, Symbol, Nummer | Fluor, F, 9 |
| Serie | Halogene |
| Gruppe, Periode, Block | 17 (VIIA), 2 , p |
| Dichte, Härte | 1.696 kg/m3 (273 K), NA |
| Aussehen | blasses grünlich-gelbes Gas |
| Atomische Eigenschaften | |
| Atomgewicht | 18.9984 amu |
| Atomradius (kalk.) | 50 (42) pm |
| Kovalenter Radius | 71 pm |
| van der Waals Radius | 147 pm |
| Elektronenkonfiguration | 2s2 2p5 |
| e- pro Energieniveau | 2, 7 |
| Oxidationszustände (Oxid) | -1 (starke Säure) |
| Kristallstruktur | kubisch |
| Physikalische Eigenschaften | |
| Zustand der Materie | Gas (nichtmagnetisch) |
| Schmelzpunkt | 53.53 K (-363.32 °F) |
| Siedepunkt | 85.03 K (-306.62 °F) |
| Molvolumen | 11.20 ×10-6 m3/mol |
| Verdampfungswärme | 3,2698 kJ/mol |
| Schmelzwärme | 0.2552 kJ/mol |
| Dampfdruck | keine Angaben |
| Schallgeschwindigkeit | keine Angaben |
| Sonstiges | |
| Elektronegativität | 3.98 (Pauling-Skala) |
| Spezifische Wärmekapazität | 824 J/(kg*K) |
| Elektrische Leitfähigkeit | keine Angaben |
| Wärmeleitfähigkeit | 0.0279 W/(m*K) |
| 1. Ionisierungspotential | 1681.0 kJ/mol |
| 2. Ionisierungspotential | 3374.2 kJ/mol |
| 3. Ionisierungspotential | 6050.4 kJ/mol |
| 4. Ionisierungspotential | 8407.7 kJ/mol |
| 5. Ionisierungspotential | 11022.7 kJ/mol |
| 6. Ionisierungspotential | 15164.1 kJ/mol |
| 7. Ionisierungspotential | 17868 kJ/mol |
| 8. Ionisierungspotential | 92038.1 kJ/mol |
| 9. Ionisierungspotential | 106434.3 kJ/mol |
| SI-Einheiten & STP werden verwendet, außer wenn angegeben. | |
Nennenswerte Eigenschaften
Reines Fluor ist ein ätzendes, blassgelbes Gas, das ein starkes Oxidationsmittel ist. Es ist das reaktionsfreudigste und elektronegativste aller Elemente und geht mit den meisten anderen Elementen, einschließlich der Edelgase Xenon und Radon, Verbindungen ein. Selbst unter dunklen, kühlen Bedingungen reagiert Fluor explosionsartig mit Wasserstoff. In einem Strahl aus Fluorgas verbrennen Glas, Metalle, Wasser und andere Stoffe mit einer hellen Flamme. Es kommt immer kombiniert vor und hat eine solche Affinität zu den meisten Elementen, insbesondere zu Silizium, dass es weder hergestellt werden kann noch in Glasgefäßen aufbewahrt werden sollte.
In wässriger Lösung kommt Fluor meist als Fluoridion F- vor. Andere Formen sind Fluorkomplexe (wie -) oder H2F+.
Fluoride sind Verbindungen, die Fluorid mit einem positiv geladenen Rest verbinden. Sie bestehen oft aus Ionen.
Verwendungen
Fluor wird bei der Herstellung von reibungsarmen Kunststoffen wie Teflon und in Halonen wie Freon verwendet. Andere Verwendungen:
- Fluorwasserstoffsäure (chemische Formel HF) wird zum Ätzen von Glas in Glühbirnen und anderen Produkten verwendet.
- Monatomares Fluor wird zur Plasmaveraschung bei der Halbleiterherstellung verwendet.
- Fluor und seine Verbindungen werden bei der Herstellung von Uran (aus dem Hexafluorid) und in mehr als 100 verschiedenen kommerziellen Fluorchemikalien verwendet, darunter viele Hochtemperaturkunststoffe.
- Fluorchlorkohlenwasserstoffe werden in großem Umfang in Klimaanlagen und in der Kältetechnik eingesetzt. Fluorchlorkohlenwasserstoffe sind für diese Anwendungen verboten worden, weil sie im Verdacht stehen, zum Ozonloch beizutragen. Schwefelhexafluorid ist ein extrem inertes und ungiftiges Gas. Diese Verbindungsklassen sind starke Treibhausgase.
- Kaliumhexafluoroaluminat, das so genannte Kryolith, wird bei der Elektrolyse von Aluminium verwendet.
- Natriumfluorid wurde als Insektizid verwendet, insbesondere gegen Schaben.
- Einige andere Fluoride werden häufig Zahnpasta und (etwas umstritten) der kommunalen Wasserversorgung zugesetzt, um Karies zu verhindern.
Einige Forscher haben elementares Fluorgas aufgrund seines außergewöhnlich hohen spezifischen Impulses als möglichen Raketentreibstoff untersucht.
Geschichte
Fluor (L fluere = Fluss) in Form von Flussspat wurde 1529 von Georigius Agricola für seine Verwendung als Flussmittel beschrieben, d. h. als eine Substanz, die zur Förderung der Verschmelzung von Metallen oder Mineralien verwendet wird. Im Jahr 1670 stellte Schwandhard fest, dass Glas geätzt wurde, wenn es mit Flussspat in Berührung kam, der mit Säure behandelt worden war. Karl Scheele und viele spätere Forscher, darunter Humphry Davy, Gay-Lussac, Antoine Lavoisier und Louis Thenard, experimentierten mit Flusssäure (einige Experimente endeten tragisch).
Dieses Element wurde danach viele Jahre lang nicht isoliert, da es, wenn es von einer seiner Verbindungen getrennt wird, sofort die restlichen Materialien der Verbindung angreift. Schließlich wurde Fluor 1886 von Henri Moissan nach fast 74 Jahren ununterbrochener Bemühungen isoliert.
Die erste kommerzielle Produktion von Fluor war für das Atombombenprojekt Manhattan im Zweiten Weltkrieg, wo die Verbindung Uranhexafluorid (UF6) zur Trennung von Uranisotopen verwendet wurde. Dieses Verfahren wird auch heute noch in der Kernenergie eingesetzt.
Verbindungen
Fluor kann oft Wasserstoff ersetzen, wenn es in organischen Verbindungen vorkommt. Durch diesen Mechanismus kann Fluor eine große Anzahl von Verbindungen eingehen. Fluorverbindungen mit Edelgasen wurden mit Fluoriden von Krypton, Radon und Xenon nachgewiesen. Dieses Element wird aus Fluorit, Kryolith und Fluorapatit gewonnen.
Vorsichtsmaßnahmen
Fluor und HF müssen mit großer Vorsicht gehandhabt werden, und jeglicher Kontakt mit Haut und Augen sollte strikt vermieden werden.
Beide, elementares Fluor und Fluoridionen, sind hochgiftig. Als freies Element hat Fluor einen charakteristischen, stechenden Geruch, der schon in Konzentrationen von 20 ppb nachweisbar ist. Es wird empfohlen, dass die maximal zulässige Konzentration für eine tägliche 8-stündige zeitgewichtete Exposition 1 ppm beträgt (niedriger als z. B. bei Blausäure)
Doch sichere Handhabungsverfahren ermöglichen den Transport von flüssigem Fluor tonnenweise.
Referenz
- Los Alamos National Laboratory – Fluor (http://periodic.lanl.gov/elements/9.html)
- WebElements.com – Fluor (http://www.webelements.com/webelements/elements/text/F/index.html)
- EnvironmentalChemistry.com – Fluor (http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/F.html)
- It’s Elemental – Fluor (http://education.jlab.org/itselemental/ele009.html)