Fluor
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.
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Allgemein | |||||||||||||
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Name, Symbol, Ordnungszahl | Fluor, F, 9 | ||||||||||||
Serie | Halogene | ||||||||||||
Gruppe, Periode, Block | 17 (VIIA), 2, p | ||||||||||||
Dichte, Mohshärte | 1696 kg/m3 (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]2s2s2 2p5 | ||||||||||||
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 m3/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 | |||||||||||||
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SI-Einheiten und Standardbedingungen werden benutzt, sofern nicht anders angegeben. |
Table of contents |
2 Anwendungen und Produkte 3 Geschichte 4 Vorkommen und Herstellung 5 Verbindungen 6 Vorsichtsmaßnahmen 7 Weblinks |
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 z. B. 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 lässt sich Fluor thermisch relative leicht spalten. Schon bei moderaten Temperaturen - um die 500 °C - liegt Fluor in erheblichem Maße in atomearer Form vor. Seine leichte thermische Spaltbarkeit macht neuerdings Fluor als "umweltfreundliches " thermisches Ätzgas interessant. Vorteile sind hier der vergleichweise niedrige Fluorpreis und die Tatsache, dass Fluor keinen Beitrag zur Erwärmung der Erdatmosphäre leistet.
HF-haltiges Fluor greift Glas (auch Quarz) schnell an. Trockenes Fluor reagiert dagegen nur sehr langsam. Für die Umsetzung sind Fluoratome erforderlich, die schon bei Raumtemperatur in geringer Konzentration in molekularem Fluor auftreten. Bei erhöhter Temperatur nimmt die Flurodissoziation schnell zu. Glas, Quarz und andere Siliziumverbindungen werden daher bei moderat erhöhter Temperatur schnell angeriffen ( => Einsatz von Fluor als Ätzgas). Treibenden Kraft hinter den besagten Reaktionen ist jeweils die stark exotherme Bildung von gasförmigen SiF4.
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 sogenannten Fluoride, ist Fluor aber weit verbreitet und z. B. 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.
Die Erzeugung elementaren Fluors erfolgt durch Elektrolyse von wasserfreier Kaliumfluoride-Fluorwasserstoffschelze (KF* xHF) in Eisen- oder Monelbehältern. 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. Die Einspeiserate wird über die Temperatur der Schmelze gesteuert. Das Rohfluor, dass die Elektrolysezelle verläßt, ist mehr oder weniger stark mit HF, O2, CF4 und perfluorierten Kohlenwasserstoffen verunreinigt und kann, wenn erforderlich, nachgereinigt werden. Die Reinigung geschieht durch Ausfrieren (HF), Absorption (HF) und Tieftemperaturdestillation.
In den Handel kommt elementares Fluor kaum (problematische Handhabung!). Handelsüblich sind aber die wesentlich sichereren Fluor-Inertgasgemische mit einem Fluorgehalt bis zu ca. 20 %, die typischerweise in Druckgasflaschen an den Endabnehmer geliefert werden und großtechnisch z. B. 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 - z. B. durch den langdauernden Genuß übermäßig fluorierten Wassers - kann zur sogenannten Fluorose führen. Weblinks