Fluor

Isotop	NH	t_1/2	ZM	ZE M eV	ZP
¹⁷F	{syn.}	64,49 s	ε	2,761	¹⁷O
¹⁸F	{syn.}	109,77 m	ε	1,656	¹⁸O
¹⁹F	100 %	F ist stabil mit 10 Neutronen
²⁰F	{syn.}	11,00 s	β^-	7,025	²⁰Ne
²¹F	{syn.}	4,158 s	β^-	5,684	²¹Ne

NMR-Eigenschaften

	¹⁹F
Kernspin	1/2
gamma / rad/T	?
Empfindlichkeit	?
Larmorfrequenz bei B = "4",7 T	?

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.

Sein Name leitet sich über lat. fluor, »das Fließen«, von Flussspat ab, dem wichtigsten Mineral, das Fluor enthält.

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 chemischen 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 Elektrolyseprozess 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, das die Elektrolysezelle verlässt, ist mehr oder weniger stark mit HF, Sauerstoff (O₂), Tetrafluormethan (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, Stickstoff (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 diffizile Elektrochemie des Elektrolyseprozesses zu berücksichtigen ist, lässt sich ein zuverlässiger Prozessverlauf gewährleisten.

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

Bemerkenswerte Eigenschaften

Das blassgelbe, in dicken Schichten auch grüngelbe Gas ist das stärkste bei Raumtemperatur beständige Oxidationsmittel. Es ist weiter das elektronegativste Element. 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 Wasser (H₂O), Ammoniak (NH₃), Monosilan (SiH₄), Propan (C₃H₈), vielen organischen Lösungsmitteln usw. 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, das dann wieder zur Reaktion mit Fluor bereit steht, kann es letztlich sogar zu einem unkontrollierten Reaktionverlauf kommen (sog. 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 – die Bindungsenergie beträgt nur 38 kcal/mol – lässt sich Fluor thermisch leicht spalten. Schon bei sehr moderaten Temperaturen von 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 (Treibhauseffekt) leistet (siehe hierzu auch Plasmaätzen).

HF-haltiges Fluor greift Glas (auch Quarz) schnell an, wobei sich das Fluor mit dem in Glas enthaltenen Silizium verbindet. Bei Raumtemperatur reagiert trockenes, d.h. nicht in Form von gelöstem HF, sondern moleklular vorliegendes Fluor mit Glas dagegen nicht. Bei höherer Temperatur beobachtet man jedoch eine mehr oder weniger schnelle Reaktion. Verantwortlich hierfür sind Fluoratome, die durch die thermische Dissoziation des molekularen Fluors, d.h. der Aufspaltung in Atome (siehe oben), gebildet werden. Produkt der Reaktion ist gasförmiges Siliziumtetrafluorid (SiF₄).

In gleicher Weise setzt sich Fluor auch mit anderen siliziumhaltigen Materialien, beispielsweise mit Silikonkunststoffen oder mit dem Siliziumoxid (SiO_x), Siliziumnitrid (Si_xN_y) und Siliziumoxinitrid (Si_xO_yN_z) auf dem Halbleiterwafer, um …

Anwendungen und Produkte

Nukleartechnologie
- Uranhexafluorid (UF₆) in der Urananreicherung
Kunststoffindustrie und Automobilbau
- Fluorierung von Kunststoffautotanks KKBs zur Barriereschichtbildung
- Fluorierung von Kunststoffkanistern und anderen Verpackungsmitteln zur Barriereschichtbildung
- Erzeugung von selbstreinigenden Niedrigenergieoberflächen
- Zur Verbesserung der Haftung wasserlöslicher Lacke und Farben auf Kunststoffen; Verbesserung der Verklebbarkeit von Kunststoffen; Metallisierung von Kunststoffen
Pharmazeutika
- 5-Fluoruracil: Ein vielfach in der Krebstherapie eingesetztes Cytostatikum
- Arzneimittel zur Chemotherapie von Krebs und HIV-Therapie
- Arzneimittel für die Regulation des Fettstoffwechsels
- Blutersatzstoffe in Chirurgie und Notfallmedizin
- Schmerzmittel
- Tierarzneimittel
- Fluoride zur Kariesvorbeugung
Agrochemische Verbindungen
- Insektizide
- Herbizide
- Fungizide
Supergifte
- Sarin, Tabun und andere als chemische Waffen verwendete Stoffe
Oberflächenaktive Substanzen
- Oberflächenaktive Substanzen für Spezialanwendungen beispielsweise in der Halbleiterindustrie
Schmiermittel
- Schmiermittel für Festplatten in Computern
Flüssigkristalle
- In fluorierten Flüssigkristallen zur Verwendung in LCD-Computermonitoren, Mobiltelefondisplays; tragbaren Computern und LCD-Fernsehern
Halbleiterherstellung und Mikrotechnologie
- Ätzgas
- Als UV-Lichtquelle in der EUV-Lithographie
- In Photolacken für die DUV-Lithographie
Treibstoff, Treibmittel, Explosivstoffe
- High-Energy-Fuel für Raketenmotoren (im Zusammenspiel mit einem anderen Brenngas beispielsweise Hydrazin
Explosivstoffe
Lasertechnik,
- Lasergas im chemischen Laser
Schwefelhexafluorid
- Als Füllgas für Autoreifen und Tennisbälle und als Polstergas in Druckausgleichsbehältern
- Zum Befüllen von Isolierglas
- Als Isoliergas in Hochspannungsschaltern
- Als Ätzgas in der Halbleitertechnik
Stickstofftrifluorid (NF3)
- Als Ätzgas in der Halbleitertechnik
In Form von Flusssäure (Lösung von Fluorwasserstoff in Wasser) als Katalysator in der chemischen Synthese, zum Glasätzen und als Nassätzmedium in der Halbleiterherstellung und Mikrotechnologie
Teflon, ein korrosionsbeständiger Kunststoff mit einem sehr geringen Reibungswiderstand. Daneben werden noch andere Fluorkohlenwasserstoffe für den Temperaturbereich oberhalb 300 °C hergestellt.
In Form von anorganischem Fluorid beispielsweise in der Kariesprophylaxe (Zahnpasta, Fluoridierung von Trinkwasser)
Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKW oder CFC) als Kühl-, Schäum-, Treib- und Lösungsmittel. (Wegen der die Ozonschicht der Erde schädigenden Wirkung das den FCKWs enthaltenen Chlors ist der Einsatz von bestimmter FCKW in vielen Länder inzwischen gänzlich verboten).
Freone, fluorierte Kohlenwasserstoffe
In Form wässriger Ammoniumbifluorid-Lösungen zur Reinigung von Bierleitungen (entfernt Bierstein)
Zerstörung von Asbest. Auflösung in Fluorwasserstoffsäure führt zur Zerstörung der Faserstruktur
In Form des von Kryolith als unentbehrliches Elektrolytkomponente in der Aluminiumherstellung

Geschichte

Fluor in Form seines Calciumsalzes (Flussspat, CaF₂) wurde 1529 von Georgius Agricola als Hilfsmittel zum Schmelzen von Metall 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). Flussspat wird in Schwefelsäure aufgelöst. Es bildet sich Fluorwasserstoffsäure (HF), welche dann elektrochemisch zum F₂ reduziert werden kann. Geringe Mengen fallen auch bei der Herstellung von Phosphorsäure 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 Anwendung finden:

Fluorwasserstoff / Nichtwässrige Lösungsmittel
Natriumfluorid / Kaliumfluorid / Cäsiumfluorid
Fluorchlorkohlenwasserstoffe / CFCs
Pharmazeutika
Blutersatzstoffe
Krebstherapie / Chemotherapie / Antivirale Mittel
Herbizide
Insektizide
Fungizide
Kunststoffe / Polytetrafluorethylen (Teflon) / PVF / PVDF
Automobilbau
Nukleartechnologie / Uranhexafluorid
Oberflächentechnik / Lotuseffekt
Lacke / Farben
Tenside
Öle
Elektrolyse
Halbleitertechnik /Ätzgase / Plasmaätzen / Trockenätzen
Lithographie / Photolacke
Mikrotechnologie
Flüssigkristalle
Treibstoffe
Explosivstoffe
Chemische Waffen
Aminfluorid

Vorsichtsmaßnahmen

Fluor ist ein außerordentlich toxisches, stark oxidierendes und – infolge der Bildung von Fluorwasserstoff – sehr stark ätzenden Gas. Die maximale Arbeitsplatz-Konzentration (MAK) 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 regelmäßigen Genuss übermäßig fluorierten Wassers – kann zur sogenannten Fluorose führen.

Weblinks

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