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| Eigenschaften:
Fluor ist ein farbloses, in dichteren Konzentrationen gelbgrünliches Gas, das chlorartig stechend riecht. Bei Zimmertemperatur liegt es in Form zweiatomiger Moleküle vor (F2). Fluor ist das Halogen mit der geringsten Dichte, es ist aber immer noch schwerer als Luft. Das Gas kondensiert bei -188,4°C zu einer gelblichen Flüssigkeit, die unterhalb von -219,63°C zu gelben Kristallen erstarrt. Vom festen Fluor sind zwei Modifikationen bekannt. Beim -228°C geht monoklines a-Fluor zu kubischem b-Fluor über. Fluor ist das elektronegativste, reaktionsfähigste Element und das stärkste Oxidationsmittel. Es reagiert mit fast allen Stoffen schon bei tiefen Temperaturen. Mit Wasserstoff verbindet es sich unter Feuererscheinungen oder explosionsartig zu Fluorwasserstoff: H2 + F2 -----> 2 HF DHR = -542 kJ/mol Mit Wasser zersetzt es sich unter Bildung von Fluorwasserstoff und atomarem Sauerstoff, der sofort mit dem Luftsauerstoff zu Ozon weiterreagiert. F2 + H2O -----> 2 HF + O (atomar) O + O2 -----> O3 Mit den meisten Metallen und Nichtmetallen und sogar mit Chlor, Brom und Iod reagiert es zu den entsprechenden Fluoriden. Einige Metalle wie Aluminium, Magnesium, Nickel, Kupfer oder Stahl werden kaum angegriffen, da sie sich mit einer schützenden Fluoridschicht bedecken. Sie zersetzen sich aber unter Rotglut mit Fluor wie auch Gold und Platin. Selbst die Edelgase Xenon und Radon reagieren mit Fluor. Da Fluor auch Glas angreift, wird es in Flaschen aus Kupfer-Nickel-Legierungen transportiert und aufbewahrt. Organische Stoffe reagieren mit Fluor unter Bildung von Fluorwasserstoff und Kohlenstofffluorid. Dies erklärt auch die extreme Giftigkeit von Fluor und vieler seiner Verbindungen. Eine Fluorvergiftung beginnt mit Schwellungen der Mundschleimhaut und Reizungen der Augen. Es folgen Erbrechen, Atemstörungen, Lungenödem und Atemstillstand. Da die Geruchsschwelle für Fluor jedoch sehr niedrig liegt, sind Fluorvergiftungen relativ selten. In geringen Mengen kommen Fluorverbindungen jedoch auch im menschlichen Körper vor, so zum Beispiel im Zahnschmelz, in den Knochen, im Magensaft, im Schweiß oder im Blut. |
| Vorkommen:
Mit einem Massenanteil von 0,028 % steht das Fluor an 17. Stelle der Elementhäufigkeit in der Erdhülle. In elementarer Form kommt es in der Natur nicht vor. Die wichtigste Fluorverbindung für die Technik stellt der Flussspat (Fluorid, CaF2) dar. Flussspat kommt weltweit fast überall vor. Die Hauptproduktionsländer sind China, Mongolei, Russland, Mexiko, Südafrika und Frankreich.  |
| Geschichtliches:
Im Jahre 1529 beschrieb Agricola ein Verfahren zur Verwendung von Flussspat als Flussmittel beim Schmelzen von Erzen. Schwanhard führte 1670 einen Versuch durch, in dem er Glas mit einem Gemisch von Flussspat und Säure ätzte. Die Entdeckung der Flusssäure wird dem deutschen Chemiker Andreas Sigismund Marggraf im Jahre 1764 zugeschrieben. 1808 versuchte H. Davy, die Flusssäure mit Kalium zu zerlegen, was ihm aber nicht gelang. Er benannte das vermutete Element Fluorine (engl.), was sich vom lateinischen Wort fluere für "fließen" ableitete. Das Wort lehnt sich an den Verwendungszweck des Minerals Flussspat an. Die erste Herstellung des Elements gelang im Jahre 1886 dem französischen Chemiker Henri Moissan (1852-1907) durch die Elektrolyse einer gekühlten Kaliumfluoridlösung in wasserfreiem, flüssigem Fluorwasserstoff. Das chemische Symbol F wurde bereits schon von J.J.Berzelius im Jahre 1814 vorgeschlagen.   |
| Herstellung:
Die Herstellung erfolgt nach dem Verfahren von H. Moissan auf elektrochemischem Weg. Zuerst stellt man aus Flussspat und Schwefelsäure gasförmigen Fluorwasserstoff her: CaF2 + H2SO4 (100%) -----> CaSO4 + 2 HF Der entstehende Fluorwasserstoff verflüssigt sich normalerweise beim Abkühlen unterhalb von 19,54°C. Die Zugabe von Kaliumfluorid (KF) erhöht die elektrische Leitfähigkeit, dient als Flussmittel und führt zur Bildung von Kaliumhydrogenfluoriden (KHF2). Die Elektrolyse erfolgt bei einer Badtemperatur von ca. 85°C, bei einer Gleichspannung von 10 Volt und einer Stromstärke von 5000 Ampere.  |
| Verwendung:
Der größte Anteil des elementaren Fluors dient zur Herstellung von Uranhexafluorid: UF4 + F2 -----> UF6 Diese Uranverbindung ist sehr flüchtig und wird zur Trennung von Uranisotopen verwendet. Fluor kann in Raketenmotoren als Oxidationsmittel eingesetzt werden. Werden Kunststoffbehälter aus Polyethylen nachträglich mit Fluor behandelt, sind sie beständiger gegen Benzin und organische Lösungsmittel. Aluminiumfluorid kann aus Fluor und Aluminium hergestellt werden. Es ist wie das Kryolith ein wichtiges Flussmittel bei der Aluminiumherstellung durch Schmelzflusselektrolyse. Zu den wichtigen Fluorverbindungen gehören auch die Flusssäure, der Fluorwasserstoff, sämtliche Fluoride, die CFKW, die Fluorcarbonsäuren oder die Fluoralkohole. Bei der Fluoridierung von Trinkwasser oder von Speisesalz werden den Lebensmitteln Fluorverbindungen wie Calciumfluorid zugesetzt. Nach Empfehlungen der Weltgesundheitsorganisation (WHO) sollen Gehalte von bis zu 1 ppm einen wirksamen Schutz vor Karies darstellen.  |
| Copyright: Thomas Seilnacht |
