Fluor                         9F

 

 

lat.: fluere ("fleißen")

   
relative Atommasse: 18,9984032
Ordnungszahl: 9
Schmelzpunkt: -219,62°C
Siedepunkt: -188,14°C
Oxidationszahlen: -1
Dichte: 1,696 g/L
Härte (Mohs): ---
Elektronegativität (Pauling): 3,98
Atomradius: 70,9pm
Elektronenkonfiguration: [He]2s22p5

 

Eigenschaften

 

Physikalische Eigenschaften: Bei Raumtemperatur ist Fluor ein farbloses bis grünliches Gas welches für den für Halogenen typischen stechenden Chlorgeruch aufweist. Wie alle Halogene so taucht auch Fluor als Element nur in Form von dimeren Molekülen (F2) auf. Unterhaln von -219.62°C ist Fluor fest und taucht in zwei verschiedenen Modifikationen auf (als α- und β-Fluor). Der Unterschied zwischen den beiden Modifikation ist die Kristallstruktur. Bei Temperaturen zwischen -219,62°C und -218°C liegt Fluor in monokliner Form vor darunter als kubisches Kristallgitter.

Chemische Eigenschaften: Da Fluor das elektronegativste Element ist, weist es eine extrem hohe Reaktionsfähigkeit auf und ist das stärkste Oxidationsmittel. Es reagiert mit den meisten Stoffen schon bei tiefen Temperaturen spontan und bildet zusammen mit Wasserstoff unter Feuererscheinung den Fluorwasserstoff.: H2 + F2 → 2 HF (∆HR = -542 kJ/mol). Leitet man dieses Gas in Wasser ein so entsteht eine starke Säure, welche allerdings schwächer ist als die aus Chlor-, Brom- und Iodwasserstoff resultierende Säure.

In Verbindung mit Wasser bildet es Fluorwasserstoff und einzelne Sauerstoffatome, welche zusammen mit Sauerstoffmolekülen zum Ozon weiterreagieren: H2O + F2 → 2 HF + O; O + O2 → O3.

Mit fast allen Metallen reagiert Fluor heftig unter Bildung der jeweiligen Fluoriden. Es ist sogar in der Lage zusammen mit Chlor, Brom und Iod Fluoride auszubilden. Einige Metalle werden aufgrund einer sich bildende Fluoridpassivschicht nur geringfügig angegriffen. Fluor ist eines der wenigen Elemente welche sogar mit den Edelgasen Verbindungen eingehen kann. Außerdem reagiert Fluor mit allen Kohlenwasserstoffen unter Bildung von Fluorwasserstoff und Kohlenstofffluorid (radikalische Substitution). Aufgrund dieser aggresiven Reaktion ist Fluor auch so extrem toxisch. Eine Vergiftung führt zunächst zu Reizungen der Schleimhäute bis hin zum Atemstillstand. Da die menschliche Nase extrem empfindlich im Bezug auf chlorartige Gerüche ist sind Unfälle und Vergiftungen mit Fluor selten.

 

 

Vorkommen

 

Das Element Fluor ist das 17. häufigste Element der Erdkruste. Es taucht in Form von Mineralien wie Fluorit (CaF2) auf. Der so genannte Flussspat findet sich in Ländern rund um die Welt er ist jedoch besonders häufig in Frankreich, Russland, China, Mexiko und Südafrika. Da Fluor extrem reaktionsfreudig ist kommt es in der Natur nie als Element vor. Außerdem finden sich geringe Mengen an Fluorverbindungen im menschlichen Körper (zum Beispiel im Zahnschmelz [0,1-0,3g/kg] oder in den Knochen [0,9-2,7g/kg] und sogar im Blut taucht es mit einer Menge von 0,18mg/l auf).

 

 

Geschichtliches

 

Schon im Jahre 1529 führte Agricola Experimente mit Fluorit durch. Er benutzte es als Flussmittel beim Schmelzen von Erzen. Mehr als 200 Jahre später (1764) entdeckte der deutsche Chemiker Andreas S. Marggraf die Flusssäure, welche der britische Chemiker Sir Humphry Davy im Jahre durch Reaktion mit Kalium aufzuspalten versuchte. Er vermutete zu diesem Zeitpunkt schon das sich eine unbekanntes Element darin verbarg. Jedoch gelang es ihm nicht dieses aus der Flusssäure zu synthetisieren. Er benannte das Element jedoch schon mit Fluorine (aus dem englischen für fließen), womit er auf den ursprünglichen Verwendungszweck des Flussspat hinweisen wollte. Erst im Jahre 1886 gelang es dem französischen Naturwissenschaftler Henri Moisson das Element durch Elektrolyse einer wasserfreien Kaliumfluoridlösung zu gewinnen. 1814 schlug Berzelius das chemische Symbol F für das Element vor.

 

 

Darstellung

 

Obwohl heutzutage eine Gewinnung von Fluor auf rein chemischen Wege möglich erschein wird es auch heute noch mit dem von Henri Moisson entwickelten Elektrolyse-Verfahren aus Calciumfluorid gewonnen. Dazu wird mit Hilfe von Schwefelsäure zunächst Fluorwasserstoff hergestellt: H2SO4 + CaF2 → 2 HF + CaSO4.

Im weiteren Reaktionsschritt wird der Fluorwasserstoff verflüssigt und mit Kaliumfluorids elektrisch leitend gemacht. Das Gemisch wird in eine Elektrolyse-Zelle eingeleitet. Die Kathode sowie das Zellgefäß bestehen aus Edelstahl, die Anode ist eine Kohle freie Grafitelektrode. Die effektivsten Stromausbeuten erhält man bei 85°C mit einem Kaliumfluorit-Fluorwasserstoff-Verhältnis von 1 : 2 unter Anlegung von 8-12V und 8000 Ampere bei einer Stromdichte von 10-15 A/dm.

 

 

Verwendung

 

Technisch gesehen ist Fluor bei weitem nicht so bedeutend wie Chlot. Es kann jedoch zur Herstellung von Uranhexafluorid verwendet werden:

UF4 + F2 → UF6.

Diese Verbindung dient zur Isotopentrennung bei der Aufbereitung von Kernbrennstoffen. Ein neues Einsatzgebiet ist die nachträgliche Fluorierung von Benzintanks aus Polyethylen, die damit beständiger gegenüber dem Benzin werden. Weitere wichtige Fluor-Verbindungen sind Fluorwasserstoff und die hieraus erhältlichen anorganischen und organischen Fluoride (Fluorkohlenstoffe unter anderen perfluorierte Verbindungen wie Fluorcarbonsäuren, Fluoralkohole und Fluortenside). Ein früher wichtiges Anwendungsgebiet des Fluors war die Herstellung von Kälte- und Treibmitteln die sogenannten Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKW).

Außerdem ist Fluor auch noch von physiologischer Bedeutung. Man verwendet es zur Vermeidung von Karies in Zahnpasten oder fügt es dem Speisesalz zu. Laut WHO liegt die empfohlene Menge an Fluorid Verbindungen in Zahncremes zur Vermeidung von Karies bei 1ppm. Es wurde auch schon aus hygienischen und gesundheitlichen Gründen angedacht geringe Mengen an Fluorsalzen dem Leitungwasser beizufügen. Da jedoch eine Überdosis an Fluorid wiederum ungesund wäre wurde diese Idee wieder Fallen gelassen.

 

© 2001-2005 [Chempage.de] – Michael Müller – michael.mueller@rwth-aachen.de http://www.chempage.de

Aktuelles | Buchtipps: Chemie | Disclaimer | Impressum | Kontakt | Newsletter | Shop | Startseite