Dieser Artikel behandelt das chemische Element Fluor, zur medizinischen Bedeutung „der Fluor“ sieheScheidenausfluss. Für das Unternehmen sieheFluor Corporation.
Der Name des Elementes ist vonlateinischfluores fürFlussspat abgeleitet, dem natürlich vorkommendenMineralFluorit, das in derMetallurgie alsFlussmittel zur Herabsetzung des Schmelzpunktes vonErzen verwendet wird.
Elementares Fluor ist starkätzend und sehr giftig; sein durchdringender Geruch kann schon in geringeren Konzentrationen bemerkt werden. Dessen Salze –Fluoride und diverse Fluorokomplexsalze wieNatriummonofluorophosphat – sind in höherer Konzentration ebenfalls giftig. Schon in Spuren beeinflussen Fluor und Fluoride die Bildung von Knochen und Zähnen, insbesondere desZahnschmelzes. Sie werden daher zurProphylaxe vonZahnkaries inZahnpasten eingesetzt sowie alsFluoridierung demTrinkwasser oder demSpeisesalz zugesetzt.
Geschichte
Das erste beschriebene Fluorsalz war das natürlich vorkommendeCalciumfluorid (Flussspat). 1530 beschreibtGeorgius Agricola inBermannus sive de re metallica Steine, die in Feuer flüssig werden und das Schmelzen von Metallen durch einen niedrigeren Schmelzpunkt erleichtern. Er nannte sie lateinischfluores,Flüsse. 1770 beschreibtAndreas Marggraf den Flussspat wissenschaftlich.[14]
In einem Leserbrief an dasPhilosophical Magazine, der lediglich mit dem Kürzel „E.B.“ signiert ist, beklagte 1808 der Schreiber das seiner Meinung nach inkonsequente Vorgehen bei der Namensgebung für neue Elemente. In einem Nachtrag schlug er für den in der Flusssäure (engl.:fluoric acid) gebundenen Grundstoff den NamenFluor vor.[16]André-Marie Ampère äußerte in einem Brief vom 25. August 1812 anHumphry Davy den Gedanken, dass wie in der Salzsäure auch in der Flusssäure das Radikal (engl.fluorine, gelegentlich auchfluorin, in Analogie zuchlorine für Chlor) an Wasserstoff gebunden sei.[17] Zunächst nutzten Davy und Ampère den Namen Fluor, 1816 änderte Ampère seine Meinung und schlugPhtore (französisch fürPhtor, nach dem griechischenphthoros,zerstörend[18]) als Namen vor. In den meisten Sprachen blieb es bei Fluor, einige Sprachen wie das Griechische verwenden Phtor.[14]
Danach versuchten viele Chemiker, das Element zu isolieren, was wegen seinerReaktivität und Giftigkeit aber schwierig war. Am 26. Juni 1886 gelang esHenri Moissan erstmals, elementares Fluor herzustellen und zu charakterisieren. Er erhielt es durchElektrolyse einer Lösung vonKaliumhydrogendifluorid in flüssigemFluorwasserstoff bei tiefen Temperaturen in einer speziell entwickelten Apparatur (teilweise aus Flussspat). Für diese Leistung erhieltMoissan 1906 denNobelpreis für Chemie.[19]
Bis zum2. Weltkrieg wurde elementares Fluor auf Grund der schwierigen Handhabung kaum hergestellt. Dies änderte sich mit demManhattan-Projekt zur Entwicklung derAtombombe. Es wurde festgestellt, dass hierfür eineIsotopenanreicherung desUranisotops235U notwendig ist und dass dies mit Hilfe des gasförmigenUranhexafluorides möglich ist. Uranhexafluorid kann durch Reaktion vonUran(IV)-fluorid mit elementarem Fluor hergestellt werden. Gleichzeitig wurde wegen des stark korrosiven Uranhexafluorid erstmals das inerteFluorpolymerPolytetrafluorethylen eingesetzt.[20]
Während derFossilisation wird Fluor aus dem umgebenden Erdreich in Hartgewebe (Knochen,Zähne), aber auch Pflanzen, über tausende Jahre angereichert. Dies kann zurFluor-Datierung genutzt werden, die jedoch nur einerelative Altersbestimmung und keine absolute Datierung ermöglicht.[22]
Vorkommen
Fluoritkristalle
In derErdkruste ist Fluor mit 525 ppm ein relativ häufiges Element.[23] Es kommt aufgrund seiner Reaktivität in der Natur nur äußerst selten elementar, sondern fast ausschließlich gebunden alsFluorid in Form einigerMinerale vor. Eine Ausnahme bildetStinkspat (eine uranhaltige Fluorit-Varietät) u. a. ausWölsendorf, sowie Villiaumit, in denen geringe Mengen elementares Fluor durchRadiolyse entstanden sind, was bei mechanischen Bearbeitungen einen starken Geruch durch freigesetztes Fluor verursacht.[24][25]Meerwasser enthält wenig gelöste Fluoride, da bei Anwesenheit von Calcium die Löslichkeit durch Bildung von schwerlöslichem Calciumfluorid eingeschränkt wird. Die häufigsten Fluorminerale sind derFluorit CaF2 und derFluorapatit Ca5(PO4)3F. Der größte Teil des Fluors ist in Fluorapatit gebunden, jedoch enthält dieser nur einen geringenMassenanteil Fluor von ca. 3,8 %. Daher wird Fluorapatit nicht wegen seines Fluorgehaltes, sondern vor allem als Phosphatquelle abgebaut. Die Hauptquelle für die Gewinnung von Fluor und Fluorverbindungen ist der Fluorit. Größere Fluoritvorkommen existieren inMexiko,China,Südafrika,Spanien undRussland. Auch inDeutschland findet sich Fluorit, beispielsweise im eingangs erwähnten Wölsendorf.
Ein weiteres natürlich vorkommendes Fluormineral istKryolith Na3AlF6. Die ursprünglich bedeutenden Kryolithvorkommen beiIvigtut aufGrönland sind ausgebeutet. Das in derAluminiumproduktion benötigte Kryolith wird heute chemisch hergestellt.
Fluorid-Ionen kommen daneben auch in einigen seltenen Mineralen vor, in denen sie die Hydroxidgruppen ersetzen. Beispiele sind Asbest sowie derSchmucksteinTopas Al2SiO4(OH, F)2,Sellait MgF2 undBastnäsit (La,Ce)(CO3)F. Eine Übersicht gibt dieKategorie:Fluormineral.
Einige wenige Organismen können Fluoride in fluororganische Verbindungen einbauen. Der südafrikanische BuschGifblaar und weitere Pflanzenarten der GattungDichapetalum könnenFluoressigsäure synthetisieren und in ihren Blättern speichern. Dies dient zur Abwehr von Fressfeinden, für die Fluoressigsäure tödlich wirkt. Die Giftwirkung wird durch Unterbrechung desCitratzyklus ausgelöst.[26]
Gewinnung und Darstellung
Flüssiges Fluor
Das Ausgangsmaterial für die Gewinnung elementaren Fluors und anderer Fluorverbindungen ist überwiegend Fluorit (CaF2). Aus diesem wird durch Reaktion mit konzentrierterSchwefelsäureFluorwasserstoff gewonnen.
Reaktion von Calciumfluorid mit Schwefelsäure.
Eine weitere Quelle für Flusssäure ist diePhosphatgewinnung, bei der Flusssäure als Abfallprodukt bei der Verarbeitung von Fluorapatit entsteht.
Der größte Teil der produzierten Flusssäure wird zur Herstellung fluorierter Verbindungen eingesetzt. Wo dazu die Reaktivität der Flusssäure nicht ausreicht, gelangt elementares Fluor zum Einsatz, das aus einem kleineren Teil der HF-Produktion gewonnen wird.
Da Fluor eines der stärkstenOxidationsmittel ist, kann es auf chemischem Weg nur sehr umständlich und nicht wirtschaftlich gewonnen werden. Stattdessen wird einelektrochemisches Verfahren eingesetzt. Die Bruttoreaktion verläuft gemäß:
Das Verfahren wird nachHenri Moissan benannt. Dabei wird kein reiner Fluorwasserstoff zurElektrolyse verwendet, sondern eine Mischung vonKaliumfluorid und Fluorwasserstoff im Verhältnis von 1:2 bis 1:2,2.[27] Der Hauptgrund für die Verwendung dieser Mischung liegt darin, dass dieLeitfähigkeit derSchmelze im Vergleich zu reinem Fluorwasserstoff, der wie reines WasserStrom nur sehr wenig leitet, stark erhöht ist. Für die Elektrolyse ist es wichtig, dass die Schmelze komplett wasserfrei ist, da sonst während der ElektrolyseSauerstoff anstatt Fluor entstehen würde.
Schema einer Fluor-Elektrolysezelle
Technisch wird das sogenannteMitteltemperatur-Verfahren mit Temperaturen von 70 bis 130 °C und einer Kaliumfluorid-Fluorwasserstoff-Mischung von 1:2 angewendet. Bei höheren Fluorwasserstoffgehalten würde ein größererDampfdruck entstehen, so dass bei tiefen Temperaturen und aufwändiger Kühlung gearbeitet werden müsste. Bei niedrigeren Gehalten (etwa 1:1) sind die Schmelztemperaturen höher (1:1-Verhältnis: 225 °C), was den Umgang erheblich erschwert und dieKorrosion fördert. Die Elektrolyse findet mitGraphit-Elektroden in Zellen ausStahl oderMonel statt, die zusätzlicheEisenbleche zur Trennung vonAnoden- undKathodenraum enthalten, um eine Durchmischung der entstehenden Gase zu verhindern. An die Elektroden wird eine Spannung von etwa 8–12 Volt angelegt. Der bei der Elektrolyse verbrauchte Fluorwasserstoff wird kontinuierlich ersetzt.
Das Rohfluor, das die Elektrolysezelle verlässt, ist mit Fluorwasserstoff verunreinigt, enthält aber auchSauerstoff,Tetrafluormethan (CF4) und anderePerfluorcarbone, die durch Reaktion von Fluor und dem Elektrodenmaterial entstehen. Diese Verunreinigungen können durch Ausfrieren und Adsorption von Fluorwasserstoff an Natriumfluorid entfernt werden.
Eine Aufsehen erregende Reaktion zur Synthese von Fluor im Labormaßstab, die ohne Elektrochemie auskommt, wurde im Jahr 1986 vonKarl O. Christe mitgeteilt.[28] Die experimentellen Details wurden in der ZeitschriftInorganic Chemistry beschrieben.[29]Hierzu wird das Dikaliumsalz der Hexafluoromangan(IV)säure – Dikaliumhexafluoromanganat(IV), K2MnF6 – mitAntimon(V)-fluorid SbF5 versetzt, wobei molekulares Fluor und Mangan(III)-fluorid gebildet wird. Zunächst entsteht das instabile blaueMangan(IV)-fluorid MnF4. Dieses zerfällt bei Temperaturen über 150 °C in F2 und MnF3.[30]
Eigenschaften
Physikalische Eigenschaften
Fluor ist bei Raumtemperatur ein blassgelbes, stechend riechendesGas. Die Farbe ist von der Schichtdicke abhängig, unterhalb von einem Meter Dicke erscheint das Gas farblos, erst darüber ist es gelb. Unterhalb von −188 °C ist Fluor flüssig und von „kanariengelber“ Farbe.[31] DerSchmelzpunkt des Fluor liegt bei −219,52 °C.[32] Von festem Fluor sind zweiModifikationen bekannt. Zwischen −227,6 °C und dem Schmelzpunkt liegt Fluor in einerkubischen Kristallstruktur mitGitterparameter a = 667 pm vor (β-Fluor).[33] Unterhalb von −227,6 °C ist diemonokline α-Modifikation mit den Gitterparametern a = 550 pm, b = 328 pm, c = 728 pm und β = 102,17° stabil.[34] Fluor ist mit einerDichte von 1,6959 kg/m³ bei 0 °C und 1013 hPa[6] schwerer als Luft. Derkritische Punkt liegt bei einem Druck von 52,2 bar und einer Temperatur von 144,2 K (−129 °C).[35]
Moleküleigenschaften
Molekülorbital-Schema von Fluor
Fluor liegt im elementaren Zustand wie die anderen Halogene in Form zweiatomigerMoleküle vor. DieBindungslänge im Fluormolekül ist mit 144 pm kürzer als dieEinfachbindungen in anderen Elementen (beispielsweiseKohlenstoff-Kohlenstoff-Bindung: 154 pm). Trotz dieser kurzen Bindung ist dieDissoziationsenergie der Fluor-Fluor-Bindung im Vergleich zu anderen Bindungen mit 158 kJ/mol gering und entspricht etwa der desIodmoleküls mit einer Bindungslänge von 266 pm. Die Gründe für die geringe Dissoziationsenergie liegen vor allem darin, dass sich diefreien Elektronenpaare der Fluoratome stark nähern und es zu Abstoßungen kommt. Diese schwache Bindung bewirkt die hohe Reaktivität des Fluors.
Durch dieMolekülorbitaltheorie lässt sich die Bindung im Fluormolekül ebenfalls erklären. Dabei werden die s- und p-Atomorbitale der einzelnen Atome zu bindenden und antibindenden Molekülorbitalen zusammengesetzt. Die 1s- und 2s-Orbitale der Fluoratome werden jeweils zu σs und σs*- bindenden und antibindenden Molekülorbitalen. Da diese Orbitale vollständig mitElektronen gefüllt sind, tragen sie nichts zur Bindung bei. Aus den 2p-Orbitalen werden insgesamt sechs Molekülorbitale mit unterschiedlicher Energie. Dies sind die bindenden σp-, πy- und πz- sowie die entsprechenden antibindenden σp*-, πy*- und πz*-Molekülorbitale. Die π-Orbitale besitzen dabei gleiche Energie. Werden Elektronen in die Molekülorbitale verteilt, kommt es dazu, dass sowohl sämtliche bindenden als auch die antibindenden π*-Orbitale vollständig besetzt sind. Dadurch ergibt sich eineBindungsordnung von (6–4)/2 = 1 und eindiamagnetisches Verhalten, das auch beobachtet wird.
Chemische Eigenschaften
Fluor gehört zu den stärksten bei Raumtemperatur beständigenOxidationsmitteln. Es ist daselektronegativste Element und reagiert mit allen Elementen außer Helium und Neon. Die Reaktionen verlaufen meist heftig. So reagiert Fluor im Gegensatz zu allen anderen Halogenen ohneLichtaktivierung selbst als Feststoff bei −200 °C explosiv mitWasserstoff unter Bildung vonFluorwasserstoff. Fluor ist das einzige Element, das mit den EdelgasenKrypton,Xenon undRadon direkt reagiert; so bildet sich bei 400 °C aus Xenon und FluorXenon(II)-fluorid.
Auch viele andere Stoffe reagieren lebhaft mit Fluor, darunter viele Wasserstoffverbindungen wie beispielsweiseWasser,Ammoniak,Monosilan,Propan oder organischeLösungsmittel. Mit Wasser reagiert Fluor bei verschiedenen Bedingungen unterschiedlich: Werden geringe Mengen Fluor in kaltes Wasser geleitet, bilden sichWasserstoffperoxid undFlusssäure.[36]
Bei der Reaktion eines Fluor-Überschusses mit geringen Wassermengen, Eis oder Hydroxiden entstehen dagegen als Hauptprodukte Sauerstoff undSauerstoffdifluorid.[36]
Mit festen Materialien reagiert Fluor dagegen wegen der kleineren Angriffsfläche langsamer und kontrollierter. Bei vielen Metallen führt die Reaktion mit elementarem Fluor zur Bildung einerPassivierungsschicht auf der Metalloberfläche, die das Metall vor dem weiteren Angriff des Gases schützt. Da die Schicht bei hohen Temperaturen oder Fluordrücken nicht dicht ist, kann es dabei zu einer Weiterreaktion von Fluor und Metall kommen, die zur Aufschmelzung des Materials führt. Da beim Aufschmelzen ständig frisches Metall freigelegt wird, das dann wieder zur Reaktion mit Fluor bereitsteht, kann es letztlich sogar zu einem unkontrollierten Reaktionsverlauf kommen (so genanntesFluorfeuer).
AuchKunststoffe reagieren bei Raumtemperatur zumeist sehr kontrolliert mit elementarem Fluor. Wie bei den Metallen führt auch beim Kunststoff die Reaktion mit Fluor zur Bildung einer fluorierten Oberflächenschicht.
Glas ist bei Raumtemperatur gegen Fluorwasserstoff-freies Fluor inert. Bei höherer Temperatur wird jedoch eine mehr oder weniger schnelle Reaktion beobachtet. Verantwortlich hierfür sind Fluoratome, die durch die thermischeDissoziation des molekularen Fluors gebildet werden und dadurch besonders reaktionsfreudig sind. Produkt der Reaktion ist gasförmigesSiliciumtetrafluorid. Spuren von Fluorwasserstoff führen dagegen auch ohne Erhitzen zu einer schnellen Reaktion.
Isotope
Fluor ist eines von 22Reinelementen. Natürlich vorkommendes Fluor besteht zu 100 % aus demIsotop19F. Daneben sind weitere 16 künstliche Isotope von14F bis31F sowie dasIsomer18mF bekannt.[37] Außer dem Isotop18F, das eine Halbwertszeit von 109,77 Minuten besitzt, zerfallen alle anderen künstlichen Isotope innerhalb vonZeptosekunden (10−21s) bis etwas über einer Minute.
Aufgrund der hohen Reaktivität und des schwierigen Umgangs mit Fluor kann elementares Fluor nur eingeschränkt verwendet werden. Es wird überwiegend zu fluorierten Verbindungen weiterverarbeitet, die auf andere Weise nicht hergestellt werden können. Der größte Teil des produzierten Fluors wird für die Herstellung vonUranhexafluorid benötigt, was infolge seiner Leichtflüchtigkeit dieAnreicherung von235U mitGaszentrifugen oder durch dasGasdiffusionsverfahren ermöglicht. Dieses Isotop ist für dieKernspaltung wichtig. Ein zweites wichtiges Produkt, das nur mit Hilfe von elementarem Fluor hergestellt werden kann, istSchwefelhexafluorid. Dieses dient als gasförmigerIsolator beispielsweise inHochspannungsschaltern undgasisolierten Rohrleitern.
Fluor dient zudem zur Oberflächenfluorierung vonKunststoffen. Dies wird unter anderem beiKraftstofftanks inAutomobilen eingesetzt, wobei sich eine fluorierte Barriereschicht ausbildet, die unter anderem eine niedrigere Benzindurchlässigkeit bewirkt. Diese Anwendung der Fluorierung steht in Konkurrenz zurKoextrusionstechnologie und dem Metalltank. Eine zweite Wirkung der Fluorierung ist, dass dieOberflächenenergie vieler Kunststoffe erhöht werden kann. Dies findet vor allem Anwendungen, woFarben,Lacke oderKlebstoffe auf ansonsten hydrophobe Kunststoffoberflächen (Polyolefine) aufgebracht werden sollen. Die Vorteile der Fluorierung von Kunststoffoberflächen liegen in der Behandelbarkeit von Körpern mit ausgeprägten 3D-Strukturen und Hohlräumen. Zudem lassen sich Kleinteile als Schüttgut behandeln und der Effekt bleibt über eine lange Zeit erhalten. Die Fluorierung wird eingesetzt, wenn weiter verbreitete und kostengünstigere Methoden, wie z. B. dieBeflammung, nicht einsetzbar sind. Weiter mögliche Effekte, die durch Fluorierung von Kunststoffoberflächen erreicht werden können, sind: verbesserteFaser-Matrix-Haftung, verringerteReibung und verbesserte Selektivitäten in derMembrantechnik.[38]
FürFluoridionen existieren mehrereNachweise. Bei der sogenanntenKriechprobe wird in einemReagenzglas aus Glas eine fluoridhaltige Substanz mit konzentrierterSchwefelsäure versetzt.
Fluorid-Ionen reagieren mit Schwefelsäure zu Sulfat-Ionen und Fluorwasserstoff.
Es steigen Fluorwasserstoffdämpfe auf, die das Glas anätzen. Gleichzeitig ist die Schwefelsäure aufgrund der Veränderung der Oberfläche nicht mehr in der Lage, das Glas zubenetzen.[39]
Wassertropfenprobe
Eine zweite Nachweismöglichkeit ist die sogenannteWassertropfenprobe. Dabei wird die fluoridhaltige Substanz mitKieselsäure und Schwefelsäure zusammengebracht. Es entsteht gasförmigesSiliciumtetrafluorid. Über das Gefäß mit der Probe wird ein Wassertropfen gehalten. Durch Reaktion von Siliciumtetrafluorid mit dem Wasser bildet sichSiliciumdioxid, das als charakteristischer weißer Rand um den Tropfen kristallisiert.[39]
In der modernenAnalytik, insbesondere für organische Fluorverbindungen spielt dieNMR-Spektroskopie eine große Rolle. Fluor besitzt den Vorteil, zu 100 % aus einem Isotop (Reinelement) zu bestehen, das durch NMR-Spektroskopie nachweisbar ist.
Fluor selbst kommt wegen seiner starken Reaktivität nicht elementar vor und hat daher keine biologische Bedeutung. Dagegen spielen die Salze des Fluors,Fluoride, eine Rolle, da sie natürlicherseits und durch technische Zugabe („Fluoridierung“) in Nahrungsmitteln und Trinkwasser enthalten sind.
Fluor und viele Fluorverbindungen sind für den Menschen und andere Lebewesen sehr giftig, dieletale Dosis (LD50, eine Stunde) liegt bei elementarem Fluor bei 150–185 ppm.[6] Elementares Fluor wirkt aufLunge,Haut und besonders auf dieAugen stark verbrennend und verätzend. Schon bei einem fünfminütigen Kontakt mit 25 ppm Fluor kommt es zu einer erheblichen Reizung der Augen. Gleichzeitig entsteht durch Reaktion mit Wasser (Luftfeuchtigkeit, Hautoberfläche) der ebenfalls giftige Fluorwasserstoff.[6] Eine akute Fluorvergiftung äußert sich je nachdem, über welchen Weg, in welcher Verbindung und Dosis das Fluor in den Körper gelangt ist, mit unterschiedlichen Beschwerden. Einegastrointestinal entstandene akute Vergiftung mit Fluoriden führt zu Schleimhautverätzungen, Übelkeit, anfänglich schleimigem, später blutigem Erbrechen, unstillbarem Durst, heftigen Leibschmerzen und blutigem Durchfall. Teilweise versterben Betroffene. Bei Aufnahme von Fluorwasserstoff und staubförmigen Fluoriden mit der Atemluft folgen Tränenfluss, Niesen, Husten, Atemnot,Lungenödem bis hin zum Tod unter Krämpfen. Eine über die Haut entstandene Vergiftung mit Fluorwasserstoff (auch in sauren Lösungen von Fluoriden) hat tiefgreifendeNekrosen und schlecht heilendeUlzera zur Folge.
Sicherheitshinweise
Auf Grund seiner hohen Reaktivität muss Fluor in speziellen Behältnissen aufbewahrt werden. DieWerkstoffe müssen dabei so beschaffen sein, dass sie durch den Kontakt mit Fluor eine Passivierungsschicht ausbilden und so eine Weiterreaktion verhindern. Beispiele für geeignete Werkstoffe sindStahl oder dieNickel-Kupfer-LegierungMonel. Nicht geeignet sind beispielsweiseGlas, das durch entstandenen Fluorwasserstoff angegriffen wird, oderAluminium. Brennbare Stoffe wieFett dürfen ebenfalls nicht in Kontakt mit Fluor kommen, da sie unter heftiger Reaktion verbrennen.[6]
Fluor brennt zwar selbst nicht, wirkt aberbrandfördernd. Brände bei Anwesenheit von Fluor können nicht mitLöschmitteln gelöscht werden, es muss zunächst der weitere Zutritt von Fluor verhindert werden.[6]
Verbindungen
Als elektronegativstes aller Elemente kommt Fluor in Verbindungen fast ausschließlich in der Oxidationsstufe −I vor. Es sind von allen Elementen außer Helium und Neon Fluorverbindungen bekannt.
Fluorwasserstoff
Fluorwasserstoff ist ein stark ätzendes, giftiges Gas. Die wässrige Lösung des Fluorwasserstoffs wirdFlusssäure genannt. Während wasserfreier, flüssiger Fluorwasserstoff zu den stärksten Säuren, den so genanntenSupersäuren zählt, ist Flusssäure nur mittelstark. Fluorwasserstoff ist eine der wenigen Substanzen, die direkt mitGlas reagieren. Dementsprechend ist die Verwendung alsÄtzlösung in der Glasindustrie eine Anwendung von Flusssäure. Darüber hinaus ist Fluorwasserstoff das Ausgangsmaterial für die Herstellung von Fluor und vielen anderen Fluorverbindungen.
Ein in derorganischen Chemie häufig verwendetes Fluorid ist dasTetrabutylammoniumfluorid (TBAF). Da TBAF in organischenLösungsmitteln löslich ist und das Fluoridion nicht durch Kationen beeinflusst wird (sogenanntes „nacktes Fluorid“) wird es als Fluoridquelle in organischen Reaktionen benutzt. Eine weitere wichtige Reaktion des Tetrabutylammoniumfluorids ist die Abspaltung vonSilylethern, die alsSchutzgruppe fürAlkohole verwendet werden.[41]
Eine aus dem Alltag bekannte organische Fluorverbindung istPolytetrafluorethen (PTFE), die unter dem HandelsnamenTeflon® als Beschichtung vonBratpfannen verwendet wird.Perfluorierte Tenside, die unter anderem bei der Herstellung von PTFE verwendet werden, und andere perfluorierte Verbindungen verfügen über eine äußerst stabile Kohlenstoff-Fluor-Bindung. Diese Bindung verleiht den Stoffen eine hohe chemische und thermische Beständigkeit, was aber auch dazu führt, dass die Substanzen in der Umweltpersistent sind und kaumabgebaut werden.[43]
Fluor istelektronegativer als Sauerstoff, weshalb die Verbindungen zwischen Fluor und Sauerstoff nicht wie die anderen Halogen-Sauerstoffverbindungen alsHalogenoxide, sondern alsSauerstofffluoride bezeichnet werden.
Im Gegensatz zu den schwereren Halogenen existiert nur eine Fluorsauerstoffsäure, dieHypofluorige Säure HOF. Der Grund hierfür liegt darin, dass Fluor keine Drei-Zentren-vier-Elektronen-Bindungen ausbildet.
↑David R. Lide (Hrsg.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90. Auflage. (Internet-Version: 2010), CRC Press / Taylor and Francis, Boca Raton FL,Molecular Structure and Spectroscopy, S. 9-98.
↑W. Herzog, M. Messerschmidt:NMR-Spektroskopie für Anwender. VCH, Weinheim 1995,ISBN 3-527-28690-X.
↑abPaweł Miśkowiec:Name game: the naming history of the chemical elements: part 2—turbulent nineteenth century. In:Foundations of Chemistry. 2022, Band 25, Nummer 2, S. 215–234doi:10.1007/s10698-022-09451-w.
↑Anders Lennartson:Carl Wilhelm Scheele and Torbern Bergman. Springer, 2020,ISBN 978-3-030-49194-9, S. 203–205.
↑E. B.:On chemical nomenclature. By a correspondent. In:The Philosophical Magazine. 30, Feb.-Mai 1808, S. 320–322.
↑Lettres d'Ampère a Davy sur le Fluor in: Annales de Chimie et de Physique [6] 4 (1885) S. 5–9; Brief auf S. 9.
↑H. Meinert:Zur Geschichte der Fluorchemie und Halogene. In:Mitteilungen der Fachgruppe Geschichte der Chemie. Band 8, 1993, S. 32–49 (online bei der GDCh).
↑abTakashi Okazoe:Overview on the history of organofluorine chemistry from the viewpoint of material industry. In:Proceedings of the Japan Academy Series B. 2009, Band 85, Nummer 8, S. 276–289,doi:10.2183/pjab.85.276.
↑Florian Schmaltz:Kampfstoff-Forschung im Nationalsozialismus. Wallstein Verlag, 2005,ISBN 978-3-892-44880-8, S. 143–148.
↑Matthew R. Goodrum:Fluorine Dating. In: Allan S. Gilbert (Hrsg.):Encyclopedia of earth sciences series/Encyclopedia of earth sciences. 2016, S. 275–276,doi:10.1007/978-1-4020-4409-0_44.
↑Hans Wedepohl:The composition of the continental crust. In:Geochimica et Cosmochimica Acta. 59, Nr. 7, 1995, S. 1217–1232 (Digitalisat).
↑Jörn Schmedt auf der Günne, Martin Mangstl, Florian Kraus:Elementares Fluor F2 in der Natur – In-situ-Nachweis und Quantifizierung durch NMR-Spektroskopie. In:Angewandte Chemie. 2012, S. 7968–7971,doi:10.1002/ange.201203515.
↑ V. R. Celinski, M. Ditter, F. Kraus, F. Fujara, J. Schmedt auf der Günne,Chem. Eur. J.2016,22, S. 18388–18393,doi:10.1002/chem.201603402.
↑A. Tressaud et al.:Modification of surface properties of carbon-based and polymeric materials through fluorination routes: From fundamental research to industrial applications. In:Journal of Fluorine Chemistry. 128, 2007, S. 378–391,doi:10.1016/j.jfluchem.2006.12.015.
↑abGerhart Jander, E. Blasius:Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum. 15. Auflage. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 2005,ISBN 3-7776-1364-9.
↑James E. House, Kathleen A. House:Descriptive Inorganic Chemistry. 3. Auflage. Academic Press, 2015,ISBN 978-0-12-802979-4,S.397.
