Fluor ist ein chemisches Element (Symbol F, Ordnungszahl 9), ein Nichtmetall, das zur Gruppe der Halogene gehört. Es ist die aktivste und elektronegativste Substanz. Bei normaler Temperatur und normalem Druck ist das Fluormolekül ein blassgelbes giftiges Gas mit der Formel F2. Wie andere Halogenide ist molekulares Fluor sehr gefährlich und verursacht bei Hautkontakt schwere Verätzungen.
Verwenden
Fluor und seine Verbindungen sind weit verbreitet, unter anderem für die Herstellung von Pharmazeutika, Agrochemikalien, Kraft- und Schmierstoffen und Textilien. Flusssäure wird zum Ätzen von Glas verwendet, während Fluorplasma zur Herstellung von Halbleitern und anderen Materialien verwendet wird. Niedrige Konzentrationen von F-Ionen in Zahnpasta und Trinkwasser können helfen, Zahnkaries zu verhindern, während höhere Konzentrationen in einigen Insektiziden gefunden werden. Viele Vollnarkosemittel sind Fluorkohlenwasserstoffderivate. Das Isotop 18F ist eine Quelle von Positronen zur Gewinnung von MedizinPositronen-Emissions-Tomographie-Bildgebung, und Uranhexafluorid wird verwendet, um Uranisotope zu trennen und angereichertes Uran für Kernkraftwerke herzustellen.
Discovery-Verlauf
Mineralien, die Fluorverbindungen enth alten, waren viele Jahre vor der Isolierung dieses chemischen Elements bekannt. Beispielsweise wurde das Mineral Flussspat (oder Fluorit), bestehend aus Calciumfluorid, 1530 von George Agricola beschrieben. Er bemerkte, dass es als Flussmittel verwendet werden könnte, eine Substanz, die hilft, den Schmelzpunkt eines Metalls oder Erzes zu senken und das gewünschte Metall zu reinigen. Daher erhielt Fluor seinen lateinischen Namen von dem Wort fluere („fließen“).
1670 entdeckte der Glasbläser Heinrich Schwanhard, dass Glas durch Einwirkung von mit Säure behandeltem Calciumfluorid (Flussspat) geätzt wurde. Carl Scheele und viele spätere Forscher, darunter Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, experimentierten mit Flusssäure (HF), die leicht durch Behandlung von CaF mit konzentrierter Schwefelsäure erh alten wurde.
Am Ende wurde klar, dass HF ein bisher unbekanntes Element enthielt. Dieser Stoff konnte jedoch aufgrund seiner zu hohen Reaktivität über viele Jahre nicht isoliert werden. Es lässt sich nicht nur schwer von Verbindungen trennen, sondern reagiert auch sofort mit deren anderen Bestandteilen. Die Isolierung von elementarem Fluor aus Flusssäure ist äußerst gefährlich, und frühe Versuche haben mehrere Wissenschaftler geblendet und getötet. Diese Menschen wurden als „Märtyrer“bekanntFluor.”
Entdeckung und Produktion
Schließlich gelang es dem französischen Chemiker Henri Moissan 1886, Fluor durch Elektrolyse einer Mischung aus geschmolzenem Kaliumfluorid und Flusssäure zu isolieren. Dafür erhielt er 1906 den Nobelpreis für Chemie. Sein elektrolytischer Ansatz wird bis heute zur industriellen Herstellung dieses chemischen Elements verwendet.
Die erste großtechnische Produktion von Fluor begann während des Zweiten Weltkriegs. Es wurde für eine der Phasen der Herstellung einer Atombombe im Rahmen des Manhattan-Projekts benötigt. Aus Fluor wurde Uranhexafluorid (UF6) hergestellt, das wiederum dazu diente, die beiden Isotope 235U undvoneinander zu trennen 238U. Heute wird gasförmiges UF6 benötigt, um angereichertes Uran für die Kernenergie herzustellen.
Die wichtigsten Eigenschaften von Fluor
Im Periodensystem steht das Element an der Spitze der Gruppe 17 (früher Gruppe 7A), die als Halogen bezeichnet wird. Andere Halogene umfassen Chlor, Brom, Jod und Astat. Außerdem liegt F in der zweiten Periode zwischen Sauerstoff und Neon.
Reines Fluor ist ein korrosives Gas (chemische Formel F2) mit einem charakteristischen stechenden Geruch, der bei einer Konzentration von 20 nl pro Liter Volumen vorkommt. Als reaktivstes und elektronegativstes aller Elemente bildet es mit den meisten von ihnen leicht Verbindungen. Fluor ist zu reaktiv, um in elementarer Form zu existieren und hat solcheAffinität zu den meisten Materialien, einschließlich Silizium, dass es nicht in Glasbehältern hergestellt oder gelagert werden kann. In feuchter Luft reagiert es mit Wasser zur ebenso gefährlichen Flusssäure.
Fluor explodiert in Wechselwirkung mit Wasserstoff auch bei niedrigen Temperaturen und im Dunkeln. Es reagiert heftig mit Wasser unter Bildung von Flusssäure und Sauerstoffgas. Verschiedene Materialien, darunter fein verteilte Metalle und Gläser, brennen mit heller Flamme in einem Strahl aus gasförmigem Fluor. Außerdem geht dieses chemische Element Verbindungen mit den Edelgasen Krypton, Xenon und Radon ein. Es reagiert jedoch nicht direkt mit Stickstoff und Sauerstoff.
Trotz der extremen Aktivität von Fluor sind jetzt Methoden für seine sichere Handhabung und seinen sicheren Transport verfügbar geworden. Das Element kann in Behältern aus Stahl oder Monel (nickelreiche Legierung) gelagert werden, da sich auf der Oberfläche dieser Materialien Fluoride bilden, die eine weitere Reaktion verhindern.
Fluoride sind Substanzen, in denen Fluor als negativ geladenes Ion (F-) in Kombination mit einigen positiv geladenen Elementen vorliegt. Fluorverbindungen mit Metallen gehören zu den stabilsten Salzen. Wenn sie in Wasser gelöst werden, werden sie in Ionen zerlegt. Andere Formen von Fluor sind Komplexe, z. B. [FeF4]- und H2F+.
Isotope
Es gibt viele Isotope dieses Halogens, die von 14F bis 31F reichen. Aber die Isotopenzusammensetzung von Fluor enthält nur eine davon,19F, das 10 Neutronen enthält, da es als einziges stabil ist. Das radioaktive Isotop 18F ist eine wertvolle Positronenquelle.
Biologische Auswirkung
Fluor kommt im Körper hauptsächlich in Knochen und Zähnen in Form von Ionen vor. Die Fluoridierung des Trinkwassers in einer Konzentration von weniger als einem Teil pro Million reduziert das Auftreten von Karies signifikant – laut dem National Research Council der National Academy of Sciences der Vereinigten Staaten. Andererseits kann eine übermäßige Anreicherung von Fluorid zu einer Fluorose führen, die sich in fleckigen Zähnen äußert. Dieser Effekt wird normalerweise in Gebieten beobachtet, in denen der Geh alt dieses chemischen Elements im Trinkwasser eine Konzentration von 10 ppm übersteigt.
Elementare Fluor- und Fluoridsalze sind giftig und sollten mit großer Vorsicht gehandhabt werden. Kontakt mit Haut oder Augen sollte sorgfältig vermieden werden. Die Reaktion mit der Haut erzeugt Flusssäure, die schnell in das Gewebe eindringt und mit dem Kalzium in den Knochen reagiert und diese dauerhaft schädigt.
Fluor in der Umwelt
Die jährliche Weltproduktion des Minerals Fluorit beträgt etwa 4 Millionen Tonnen, und die Gesamtkapazität der erkundeten Lagerstätten liegt bei 120 Millionen Tonnen. Die Hauptabbaugebiete für dieses Mineral sind Mexiko, China und Westeuropa.
Fluor kommt natürlicherweise in der Erdkruste vor, wo es in Steinen, Kohle und Ton zu finden ist. Fluoride werden durch Winderosion von Böden in die Luft freigesetzt. Fluor ist das 13. häufigste chemische Element in der Erdkruste - sein Inh altentspricht 950 ppm. In Böden beträgt seine durchschnittliche Konzentration etwa 330 ppm. Durch industrielle Verbrennungsprozesse kann Fluorwasserstoff in die Luft freigesetzt werden. Fluoride, die sich in der Luft befinden, fallen schließlich auf den Boden oder ins Wasser. Wenn sich Fluor an sehr kleine Partikel bindet, kann es für längere Zeit in der Luft verbleiben.
In der Atmosphäre sind 0,6 Milliardstel dieses chemischen Elements in Form von Salznebel und organischen Chlorverbindungen vorhanden. In städtischen Gebieten erreicht die Konzentration 50 Teile pro Milliarde.
Verbindungen
Fluor ist ein chemisches Element, das eine Vielzahl organischer und anorganischer Verbindungen bildet. Chemiker können damit Wasserstoffatome ersetzen und so viele neue Substanzen schaffen. Hochreaktives Halogen geht mit Edelgasen Verbindungen ein. 1962 synthetisierte Neil Bartlett Xenonhexafluoroplatinat (XePtF6). Krypton- und Radonfluoride wurden ebenfalls erh alten. Eine andere Verbindung ist Argonfluorhydrid, das nur bei extrem niedrigen Temperaturen stabil ist.
Industrielle Anwendungen
In seinem atomaren und molekularen Zustand wird Fluor zum Plasmaätzen bei der Herstellung von Halbleitern, Flachbildschirmen und mikroelektromechanischen Systemen verwendet. Flusssäure wird zum Ätzen von Glas in Lampen und anderen Produkten verwendet.
Fluor ist zusammen mit einigen seiner Verbindungen ein wichtiger Bestandteil bei der Herstellung von Arzneimitteln, Agrochemikalien, Kraft- und SchmierstoffenMaterialien und Textilien. Das chemische Element wird zur Herstellung von halogenierten Alkanen (Halonen) benötigt, die wiederum in Klima- und Kälteanlagen weit verbreitet waren. Später wurde diese Verwendung von Fluorchlorkohlenwasserstoffen verboten, weil sie zur Zerstörung der Ozonschicht in der oberen Atmosphäre beitragen.
Schwefelhexafluorid ist ein extrem inertes, ungiftiges Gas, das als Treibhausgas eingestuft wird. Ohne Fluor ist die Herstellung von reibungsarmen Kunststoffen wie Teflon nicht möglich. Viele Anästhetika (z. B. Sevofluran, Desfluran und Isofluran) sind FCKW-Derivate. Natriumhexafluoroaluminat (Kryolith) wird in der Aluminiumelektrolyse verwendet.
Fluoridverbindungen, einschließlich NaF, werden in Zahnpasten verwendet, um Karies vorzubeugen. Diese Substanzen werden der kommunalen Wasserversorgung zugesetzt, um das Wasser zu fluoridieren, jedoch wird diese Praxis aufgrund der Auswirkungen auf die menschliche Gesundheit als umstritten angesehen. In höheren Konzentrationen wird NaF als Insektizid eingesetzt, insbesondere zur Schabenbekämpfung.
In der Vergangenheit wurden Fluoride verwendet, um den Schmelzpunkt von Metallen und Erzen zu senken und ihre Fließfähigkeit zu erhöhen. Fluor ist ein wichtiger Bestandteil bei der Herstellung von Uranhexafluorid, das zur Trennung seiner Isotope verwendet wird. 18F, ein radioaktives Isotop mit einer Halbwertszeit von 110 Minuten, emittiert Positronen und wird häufig in der medizinischen Positronen-Emissions-Tomographie verwendet.
Physikalische Eigenschaften von Fluor
Grundlegende Eigenschaftenchemisches Element wie folgt:
- Atommasse 18,9984032 g/mol.
- Elektronische Konfiguration 1s22s22p5.
- Oxidationszustand -1.
- Dichte 1,7 g/L.
- Schmelzpunkt 53,53 K.
- Siedepunkt 85,03 K.
- Wärmekapazität 31,34 J/(K mol).
