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Fluor

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Einordnung: Chemisches Element | Halogen | Periode-2-Element

Eigenschaften
Sauerstoff - Fluor - Neon
 
F
Cl  
 
 
[He]2s22p5
19
9
F
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 [He]2s22p5
Elektronen pro Energieniveau 2, 7
Oxidationszustände (Oxide) -1 (stark sauer)
Normalpotential 2,87 V (F + e- → F-)
Elektronegativität 3,98 (Pauling-Skala)
Kristallstruktur kubisch
Physikalisch
Aggregatzustand gasförmig
Modifikationen 1
Dichte (Mohshärte) 1696 kg/m3 bei 273 K (-)
Magnetismus unmagnetisch
Schmelzpunkt 53,53 K (-219,62 °C)
Siedepunkt 85,03 K (-188,12 °C)
Molares Volumen 11,20 · 10-3 m3/mol
Verdampfungswärme 3,2698 kJ/mol
Schmelzwärme 0,2552 kJ/mol
Dampfdruck -
Schallgeschwindigkeit -
Verschiedenes
Spezifische Wärmekapazität 824 J/(kg · K)
Elektrische Leitfähigkeit -
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
Isotope
Isotop NH t1/2 ZM ZE MeV ZP
19F 100 % F ist stabil mit 10 Neutronen
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.

Inhaltsverzeichnis
1 Herstellung
2 Bemerkenswerte Eigenschaften
3 Anwendungen und Produkte
4 Geschichte
5 Vorkommen und Herstellung
6 Verbindungen
7 Vorsichtsmaßnahmen
8 Weblinks

Herstellung

Fluor tritt in der Natur nur in Form von Fluoriden auf. Aus diesen kann elementares Fluor insbesondere auf elektrochemischem Weg freigesetzt werden. Zwar sind seit einiger Zeit auch Verfahren zur rein chemische 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 Elektolyseprozess 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 ausgeglichen. Das Rohfluor, dass die Elektrolysezelle verlässt, ist mehr oder weniger stark mit HF, O2, 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 O2, N2 und CF4.

Die elektrochemische Fluorgewinnung ist kein trivialer Prozess. Nur mit ausreichend technischem 'Know-how', bei dem nicht nur die extrem aggressive Natur der Prozessmedien sondern auch die defizile Elektrochemie des Elektrolyseprozesses zu berücksichtigen ist, lässt sich eine zuverlässiger Prozessverlauf zu gewährleisten.

An die Seite der tradionellen Herstellung von Fluor in Großanlagen ist in neuerer Zeit die dezentrale Fluorerzeugung mit Systemen kleinere und mittlere Größe getreten.

Bemerkenswerte Eigenschaften

Das blassgelbe, in dicken Schichten auch grüngelbe Gas ist ein starkes Oxidationsmittel. Unter Normalbedingungen liegt es in Form von F2-Molekülen vor. Mit fast allen anderen Elementen bildet Fluor spontan Verbindungen. Selbst mit den Edelgasen Xenon und Radon und Krypton reagiert Fluor. Im Gegensatz zu allen anderen Halogenen reagiert Fluor ohne Lichtaktivierung selbst bei sehr tiefer Temperatur spontan 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 H2O, NH3, SiH4, C3H8, vielen organischen Lösungsmitteln etc. 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, dass dann wieder zur Reaktion mit Fluor bereit steht, kann es letztlich sogar zu einem unkontrollierten Reaktionverlauf kommen (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 - 38 kcal/mol - lässt sich Fluor thermisch leicht spalten. Schon bei sehr moderaten Temperaturen - um die 400 °C - liegt Fluor in erheblichem Maße in atomarer Form vor. Die leichte thermische Spaltbarkeit macht neuerdings Fluor als "umweltfreundliches" thermisches Ätzgas äußerst attraktiv. Vorteile sind hier der niedrige Fluorpreis - Fluor ist ein technisches Massenprodukt und weltweit verfügbar - und die Tatsache, dass Fluor keinen Beitrag zur Erwärmung der Erdatmosphäre leistet (siehe hierzu auch Plasmaätzen).

HF-haltiges Fluor greift Glas(auch Quarz) schnell an. Bei Raumtemperatur reagiert trockenes Fluor mit Glas dagegen nicht. Bei höherer Temperatur beobachtet man jedoch eine mehr oder weniger schnelle Reaktion. Veranwortlich hierfür sind Fluoratome, die (siehe oben) durch die thermische Dissoziation des molekularen Fluors gebildet werden. Produkt der Reaktion ist gasförmiges Siliciumtetrafluorid (SiF4).

In gleicher Weise setzt sich Fluor auch mit anderen siliciumhaltigen Materialien, beispielsweise mit Siliconkunststoffen oder mit dem Siliciumoxid (SiOx), Siliciumnitrid (SixNy) und Siliciumoxinitrid (SixNyNz) auf dem Halbleiterwafer, um

Anwendungen und Produkte

Geschichte

Fluor (lateinisch fluere für 'fließen') in Form seines Calciumsalzes (Flussspat = CaF2) wurde 1529 von Georgius Agricola als Hilfsmittel zum Metallschmelzen beschrieben. Es macht Erzschmelzen und Schlacken dünnflüssiger, lässt sie fließen. 1670 zeigte Schwandhard die Glasätzung durch säurebehandelten Flussspat. Alle Versuche das freie Halogen herzustellen scheiterten jedoch - manchmal auf tragische Weise. Erst 1886 gelang 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 Isotopenanreicherung 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). Geringe Mengen fallen aus der Phosphorsäureherstellung an. 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 Anwendnung finden:

Vorsichtsmaßnahmen

Fluor ist ein außerordentlich toxisches, stark oxidierendes und - infolge der Bildung von Fluorwasserstoff - sehr stark ätzenden Gas. Der MAK Wert 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 (Achtung: Der nicht minder gefährliche Fluorwasserstoff ist geruchlos und daher extrem gefährlich!). Langdauernde Fluor- oder Fluorid-Exposition - beispielsweise durch den langdauernden Genuß übermäßig fluorierten Wassers - kann zur sogenannten Fluorose führen.

Weblinks







Info Hinweis: Dieser Artikel basiert auf dem Ursprungsartikel Fluor aus der Wiki pedia und er steht unter der GNU-Lizenz link fuer freie Dokumentation, eine Autoren-Liste ist ebenfalls verfuegbar.
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