Sauerstoff  Chlor Neon  
 Fluor                                                   9F
 engl. fluorine; lat. fluere ("fließen")
 
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Relat. Atommasse   
Ordnungszahl    
Schmelzpunkt    
Siedepunkt    
Oxidationszahlen     
Dichte     
Elektronegativität    
Elektronenkonfig.   
Natürl. Häufigkeit  
  
 
18,998403163    
   
-219,67 C    
-188,12 °C    
-1    
1,696 g/l    
3,98 (Pauling)     
[He]2s22p5   
F-19  100% 
  
 
 
   
     

Film

48 sek
Für das Aufbewahren einer Fluorflasche ist eine spezielle Sicherheitseinrichtung notwendig.
    
GHS-Piktogramme  
 Gefahr
Gefahren (H-Sätze)  
H 270, 280, 314, 330 
Fluor darf an Schulen nicht hergestellt und natürlich auch nicht aufbewahrt werden.
CAS-Nummer  
  
7482-41-4 
 
  
 
 
 
Physikalisch-chemische Eigenschaften
Fluor ist ein farbloses, in höheren Konzentrationen gelbgrünliches Gas, das chlorartig stechend riecht und extrem toxisch ist. Bei Zimmertemperatur liegt es in Form zweiatomiger Moleküle F2 vor. Fluor ist das Halogen mit der geringsten Dichte, es ist aber immer noch schwerer als Luft. Das Gas kondensiert bei -188,12°C zu einer gelblichen Flüssigkeit, die unterhalb von -219,67°C zu gelben Kristallen erstarrt. Das Arbeiten mit Fluor ist aufgrund seiner Toxizität und seiner Reaktionsfähigkeit extrem gefährlich. Es gibt in Europa nur wenige Labore, die den sicheren Umgang mit Fluor gewährleisten können.

Fluor ist das elektronegativste Element, das reaktionsfähigste Element und auch das stärkste bekannte Oxidationsmittel. Es reagiert mit fast allen Stoffen schon bei tiefen Temperaturen. Mit Wasserstoff verbindet es sich unter Feuererscheinungen oder explosionsartig zu Fluorwasserstoff:
  

H2  +  F2 reagiert zu  2 HF      ΔHR = -542 kJ/mol 
  
Mit Wasser zersetzt es sich unter Bildung von Fluorwasserstoff und atomarem Sauerstoff, der sofort mit dem Luftsauerstoff zu Ozon weiterreagiert.   
  
F2  +  H2reagiert zu  2 HF  +  O (atomar)   
O  +  O2 reagiert zu  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. 
   
Physiologie - Toxikologie 
In geringen Mengen kommen Fluorverbindungen im menschlichen Körper vor, so zum Beispiel im Zahnschmelz, wo die Fluoride auf Karies vorbeugend wirken. Vermutlich sind sie auch beim Wachstum der Skelettstruktur im frühen Lebensalter von Bedeutung. 
  
Elementares Fluor wirkt extrem toxisch. Es wird durch die Feuchtigkeit der Schleimhäute besonders gut aufgenommen. Hierbei wird auch der stark toxische Fluorwasserstoff gebildet. In den Augen und auf der Haut verursacht Fluor schwere Verätzungen. Eine Fluorvergiftung durch Einatmen beginnt mit Schwellungen der Mundschleimhaut. Es folgen schwerer Husten, Erstickungsgefühle und Schüttelfrost. Tritt der Tod nicht sofort durch Atemstillstand ein, kann nach einem oder zwei Tagen ein lebensgefährliches Lungenödem auftreten. Dieses ist meistens von einer Verfärbung der Haut begleitet. Da die Geruchsschwelle für Fluor mit 0,1ppm sehr niedrig liegt und das Gas kaum verwendet wird, sind Fluorvergiftungen relativ selten.
  
Vorkommen 
Häufigkeit   relativ häufig

Forscher der LMU und TU München konnten im Jahr 2012 erstmals elementares Fluorgas in winzigen Spuren im sogenannten Stinkspat (Antozonit) nachweisen. [Lit 80 und 82] Diese Fluorit-Varietät riecht beim Anschlagen oder Zersägen so stechend, dass Bergleute früher davon erbrechen mussten. [Lit 81] Durch die radioaktive Strahlung des leicht uranhaltigen Antozonits spaltet sich Calciumfluorid CaF2 in Fluor und Calcium auf. In kleinen Einschlüssen des Minerals bleibt das Fluor erhalten. 
 
   
  
 Fluorit als Varietät Stinkspat (Antozonit) aus Wölsendorf
   
 
Im sogenannten "Stinkspat" lässt sich elementares Fluor in Spuren nachweisen.
 
 
Der Flussspat oder Fluorit ist der wichtigste Rohstoff für die chemische Industrie zur Gewinnung von Fluor und von Fluorverbindungen. Das Mineral ist weltweit sehr verbreitet. Die Hauptproduktionsländer sind China, Mongolei, Russland, Mexiko, Südafrika und Frankreich. Es existieren weitere Fluor-Mineralien wie der Villiaumit oder die Mineralien der Apophyllit-Gruppe, die aber nur eine geringe technische Bedeutung besitzen.
 
Geschichte 
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.  
   
  
 Die Pioniere bei der Entdeckung des Fluors

Davy      Moissan
 
 Humphry Davy (links) vermutete als erster die Existenz des Fluors,
Henri Moissan (rechts) gelang die erste Synthese.
 
  
Herstellung     
Die Herstellung erfolgt nach dem Verfahren von H. Moissan auf elektrochemischem Weg. Zuerst stellt man aus Flussspat und 100%iger Schwefelsäure gasförmigen Fluorwasserstoff her:  
  
CaF2  +  H2SO4 reagiert zu  CaSO +  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 etwa 85°C, bei einer Gleichspannung von 10 Volt und einer Stromstärke von 5000 Ampere.   
   
  
 Elektrolysezelle zur Fluorherstellung


 An der Anode entsteht Fluor, an der Kathode Wasserstoff.
 
  
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. Analog zu dieser Verbindung existiert das farb- und geruchlose Gas Schwefelhexafluorid. Das Gas ist ungewöhnlich stabil, es ist ungiftig und reagiert selbst beim Erhitzen nicht einmal mit Natrium. Es dient als Schutzgas bei der Produktion von Magnesium oder es wird als Isolator für elektrische Geräte eingesetzt. [Lit 42]   
  
 
 Fluorflaschen im Sicherheitsschrank
    

 
Fluor wird in Stahlflaschen und speziellen Sicherheitsschränken aufbewahrt. Durch eine Reaktion des Fluors mit dem Stahl entsteht innen eine Schutzschicht.
 
  
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 der Kryolith ein wichtiges Flussmittel bei der Aluminiumherstellung durch Schmelzflusselektrolyse. Zu den wichtigen Fluorverbindungen gehören auch die Flusssäure, der Fluorwasserstoff, sämtliche Fluoride, eingeschlossen die Edelgasfluoride, die FCKW, die Fluorcarbonsäuren oder die Fluoralkohole.   
   
Bei der Fluoridierung von Speisesalz, Trinkwasser oder von Zahnpasta werden Fluorverbindungen wie Natriumfluorid  NaF  oder Natriumhexafluoridosilicat Na2SiF6 zugesetzt. Natriumfluorid soll der Ausbildung von Karies vorbeugen. Die Anwendung von Fluorverbindungen im Trinkwasser ist umstritten und wird nur in wenigen Staaten eingesetzt. Einige Menschen wehren sich gegen eine solche Zwangsmedikation. Wie groß der Nutzen oder der Schaden ist, lässt sich momentan nicht abschließend klären.
 
Fluorverbindungen im Portrait
 
 Calciumfluorid  
Flusssäure
 Fluor-
kohlen-
wasserstoffe
 
 
Copyright: Thomas Seilnacht
www.seilnacht.com