Meine Merkliste
my.chemie.de  

my.chemie.de

Mit einem my.chemie.de-Account haben Sie immer alles im Überblick - und können sich Ihre eigene Website und Ihren individuellen Newsletter konfigurieren.

  • Meine Merkliste
  • Meine gespeicherte Suche
  • Meine gespeicherten Themen
  • Meine Newsletter
Jetzt kostenlos registrieren
Login  
ger  
DeutschEnglishFrançaisEspañol

Fluor



Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl Fluor, F, 9
Serie Halogene
Gruppe, Periode, Block 17, 2, p
Aussehen blasses, grünlich-gelbliches Gas
Massenanteil an der Erdhülle 0,03 %
Atomar
Atommasse 18,9984 u
Atomradius (berechnet) 50 (42) pm
Kovalenter Radius 71 pm
Van-der-Waals-Radius 147 pm
Elektronenkonfiguration [He] 2s2 2p5
Elektronen pro Energieniveau 2, 7
1. Ionisierungsenergie 1681,0 kJ/mol
2. Ionisierungsenergie 3374,2 kJ/mol
3. Ionisierungsenergie 6050,4 kJ/mol
4. Ionisierungsenergie 8407,7 kJ/mol
5. Ionisierungsenergie 11023 kJ/mol
6. Ionisierungsenergie 15164 kJ/mol
7. Ionisierungsenergie 17868 kJ/mol
Physikalisch
Aggregatzustand gasförmig
Modifikationen 1
Kristallstruktur keine (Gas)
Dichte 1,696 kg · m−3 bei 273 K
Mohshärte keine (Gas)
Magnetismus diamagnetisch
Schmelzpunkt 53,53 K (−219,62 °C)
Siedepunkt 85,03 K (−188,12 °C)
Molares Volumen 22,40 · 10−3 m3/mol
Verdampfungswärme 3,2698 kJ/mol
Schmelzwärme 0,2552 kJ/mol
Dampfdruck

- Pa

Schallgeschwindigkeit 286 m/s
Spezifische Wärmekapazität 824 J/(kg · K) bei 293 K
Elektrische Leitfähigkeit 0 S/m
Wärmeleitfähigkeit 0,0279 W/(m · K)
Chemisch
Oxidationszustände −1
Oxide (Basizität) (stark sauer)
Normalpotential 2,87 V (F + e− → F−)
Elektronegativität 4,0 (Pauling-Skala)
Isotope
Isotop NH t1/2 ZM ZE MeV ZP
17F

{syn.}

64,49 s ε 2,761 17O
18F

{syn.}

109,77 m β+,ε 1,656 18O
19F

100 %

Stabil
20F

{syn.}

11,00 s β- 7,025 20Ne
21F

{syn.}

4,158 s β- 5,684 21Ne
NMR-Eigenschaften
  Spin γ in
rad·T−1·s−1 		E fL bei
B = 4,7 T
in MHz
19F 1/2 25,17 · 107
Sicherheitshinweise
Gefahrstoffkennzeichnung
aus RL 67/548/EWG, Anh. I
R- und S-Sätze R: 7-26-35
S: (1/2-)9-26-36/37/39-45
Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet.
Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen.

Fluor [ˈfluːoːr] ist ein chemisches Element im Periodensystem der Elemente mit dem Symbol F und der Ordnungszahl 9. Das giftige, farblose, in Schichtdicken größer ein Meter blassgelbe bis gelb-grüne Gas ist das elektronegativste und reaktivste aller chemischen Elemente.

Sein Name leitet sich über lat. fluor „Fluss“ ab. Im Plural gebraucht („fluores“) bezeichnete der Begriff „Flussmittel“ (in der Metallurgie; siehe Agricola) und stand in diesem Sinn für Flussspat, das wichtigste natürlich vorkommende Fluormineral.

Inhaltsverzeichnis

Geschichte

Fluor in Form seines Calciumsalzes (Flussspat, CaF2) wurde 1530 von Georgius Agricola beschrieben und 1556 von ihm als Hilfsmittel zum Schmelzen von Erzen erwähnt.[1] Es macht Erzschmelzen und Schlacken dünnflüssiger, lässt sie fließen. 1670 zeigte Schwanhard die Glasätzung durch säurebehandelten Flussspat. Alle Versuche, das freie Halogen herzustellen, scheiterten jedoch – manchmal auf tragische Weise. Erst 1886 gelang es Henri Moissan, durch elektrolytische Zersetzung einer Lösung von Kaliumdifluorid (KHF2) in flüssigem Fluorwasserstoff (HF) bei –55 °C reines Fluor zu erzeugen, was allerdings ein Zufallstreffer war, da das Kaliumdifluorid nur zur Verbesserung der Leitfähigkeit dem Fluorwasserstoff zugemischt wurde (Reiner Fluorwasserstoff lässt sich nicht elektrolytisch zersetzen).

Aufschwung nahm die Fluorherstellung im Zweiten Weltkrieg, einerseits durch die Entwicklung der Atombombe in den USA (Manhattan-Projekt). Die Isotopanreicherung von Uran erfolgt über gasförmiges Uranhexafluorid (UF6), das mit Hilfe von elementarem Fluor hergestellt wird [2] [3]. Andererseits betrieb damals die I. G. Farben in Gottow eine Fluorelektrolyse-Zelle, deren Produkt angeblich nur zur Herstellung eines neuen Brandmittels (Chlortrifluorid) für Brandbomben dienen sollte [4]. Ob man mit dieser Fluorproduktion auch in Deutschland damals Uran aufbereiten konnte, wird kontrovers diskutiert [5] [6].

Vorkommen

  Elementares Fluor kommt aufgrund seiner hohen Reaktivität in freier Form in der Natur nicht vor. Es tritt daher unter natürlichen Bedingungen fast nur in Form von Fluoriden und diversen Fluorkomplexsalzen (z. B. Natriumhexafluoridoaluminat = Kryolith) auf; einige wenige Organismen können aber auch fluororganische Verbindungen herstellen. Die südafrikanische Pflanze Gifblaar enthält in den Blättern die tödliche Fluoressigsäure. In Form seiner Salze, Fluoride und Fluoridokomplexe, ist es 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. Beim Auflösen von Flussspat in Schwefelsäure bildet sich Fluorwasserstoffsäure (HF), welche dann elektrochemisch zum F2 aufgespaltet werden kann. Nicht unerhebliche Mengen an Fluorkieselsäure fallen bei der Herstellung von Phosphorsäure an. Fluorkieselsäure (und das daraus mit Hilfe von Soda hergestellte Natriumhexafluoridosilikat) wird in den USA vielerorts direkt zur Wasserfluoridierung eingesetzt. Die natürlichen Kryolithvorkommen in Grönland sind seit den 1960er Jahren ausgebeutet.

Herstellung

Aus Fluoriden kann elementares Fluor insbesondere auf elektrochemischem Weg dargestellt werden. Großtechnisch wird es 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 frei von O2, Stickstoff (N2) und CF4. 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.

Die elektrochemische Fluorgewinnung ist kein trivialer Prozess. Nur mit ausreichend technischem Wissen, 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 traditionellen Herstellung von Fluor in Großanlagen ist in neuerer Zeit die dezentrale Fluorerzeugung mit Systemen kleinerer und mittlerer Größe getreten.

Chemisch kann Fluor hergestellt werden, indem durch Versetzen von K2MnF6 mit SbF5 bei etwa 150°C das instabile MnF4 freigesetzt wird, das wiederum in F2 und MnF3 zerfällt [7].

Eigenschaften

 

Elementares Fluor ist im verflüssigten Zustand „kanariengelb“[8], gasförmig ist es in reiner Form blassgelb [9]. Im flüssigen Zustand hat es bei Siedetemperatur eine Dichte 1,51 g/cm3 und bei -207 °C eine Dichte von 1,639 g/cm3. Es gehört zu den stärksten bei Raumtemperatur beständigen Oxidationsmitteln. Es ist das elektronegativste Element. Unter Normalbedingungen liegt es in Form von F2-Molekülen vor. Mit vielen anderen Elementen bildet Fluor spontan Verbindungen. Selbst mit den Edelgasen Xenon, Radon und Krypton reagiert Fluor unter speziellen Bedingungen. Im Gegensatz zu allen anderen Halogenen reagiert Fluor ohne Lichtaktivierung selbst als Feststoff bei −200 °C explosiv mit Wasserstoff. Die Reaktion führt zur Bildung von Fluorwasserstoff.

Auch viele andere Stoffe reagieren lebhaft mit Fluor, darunter viele Wasserstoffverbindungen wie beispielsweise Wasser (H2O), Ammoniak (NH3), Monosilan (SiH4), Propan (C3H8), organische Lösungsmittel usw. So wird Wasser durch Fluor unter anderem in Sauerstoff (O2) und Fluorwasserstoff (HF) gespalten. Nebenbei entstehen in kleinerer Menge Ozon O3 und HOF. Treibende Kraft hinter all diesen Reaktionen ist jeweils die exotherm verlaufende Bildung von Fluorwasserstoff.

Mit festen Materialien reagiert Fluor dagegen langsamer und kontrollierter wegen der kleineren Angriffsfläche, aber naturgemäß stark exotherm mit Alkali- und Erdalkalimetallen. 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. Doch ist die Passivierungsschicht bei einigen Metallen nicht dicht genug. Bei hoher Fluorkonzentration – bei hohem Fluorpartialdruck – kann es dabei deshalb trotzdem zu starker Reaktion mit Fluor kommen, das zum Aufschmelzen des Metalls führen kann. Da beim Aufschmelzen ständig frisches Metall freigelegt wird, das dann wieder zur Reaktion mit Fluor bereit steht, kann es letztlich sogar zu einem unkontrollierten Reaktionsverlauf kommen (so genanntes 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. Durch Verringerung des Fluorpartialdrucks lassen sich auch schon bei niedrigeren Temperaturen sehr hohe Fluoratomkonzentrationen und damit de facto eine Reaktivitätssteigerung erreichen. Die Verringerung des Fluorpartialdrucks kann, einem sehr lange in der Gas- und Atmosphärenchemie bekanntem Prinzip folgend, sehr einfach durch Verdünnen mit einem chemisch inerten Trägergas erfolgen. Die Rekombinationsrate der reaktiven Teilchen wird hierdurch verringert, ihre mittlere Lebensdauer verlängert und damit die Gesamtreaktivität des Mediums gesteigert.


  • DISSOZIATION : \mathrm {F_2 \longrightarrow \ F + F}


  • REKOMBINATION: \mathrm{ F + F + M \longrightarrow \ F_2 + M} (partialdruckabhängig)

M = Inerter Stoßpartner der trimolekularen Rekombinationsreaktion


Die leichte Spaltbarkeit macht Fluor als umweltfreundliches, anisotropes Ätzgas interessant. Ein besonderer Vorteil ist hier, dass im Ätzmedium neben molekularem und atomarem Fluor keine weiteren Komponenten auftreten, die in ggf. ungewollter Weise am Ätzprozess teilnehmen (siehe hierzu auch Plasmaätzen).

Glas ist bei Raumtemperatur gegen HF-freies Fluor inert. 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 und dadurch besonders reaktionsfreudig sind. Produkt der Reaktion ist gasförmiges Siliziumtetrafluorid (SiF4). Spuren von HF (beispielsweise aus nicht vollständig getrockneten Glasgeräten) führen jedoch zu schneller Reaktion.

In gleicher Weise setzt sich Fluor auch mit anderen siliziumhaltigen Materialien um, beispielsweise mit Silikonkunststoffen oder mit dem Siliciumoxid (SiOx), Siliciumnitrid (SixNy) und Siliciumoxinitrid (SixOyNz) auf dem Halbleiterwafer.

Anwendungen und Produkte

Die vielseitige wirtschaftliche Verwendung von Fluoriden und Fluorokomplexen verleiht dem „Fluor“ eine wichtige ökonomische wie strategische Bedeutung (s. Stahl-, Aluminium-, Uran- etc. -Produktion). Einige Fluoride (z. B. Natriumfluorid) unterliegen strengen Ausfuhrbeschränkungen, weil sie zur Herstellung von Giftgas dienen können.

  • Nukleartechnologie
  • 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
    • als 18F-Fluor-Desoxyglukose als Radiopharmakon in der Diagnostik im wesentlichen für onkologische Untersuchungen in der Positronen-Emissions-Tomographie
    • Psychopharmaka (Beispielsweise Fluoxetin („Prozac“) oder Haloperidol)
    • Arzneimittel für die Regulation des Fettstoffwechsels
    • Blutersatzstoffe in Chirurgie und Notfallmedizin
    • Schmerzmittel
    • Tierarzneimittel
    • Fluoride zur Kariesvorbeugung
    • Inhalationsnarkotikum (organische Fluorverbindungen: Halothan, Enfluran, u. a.)
    • Antibiotisch wirksame Fluorchinolone
  • Agrochemische Verbindungen
  • Supergifte
    • Sarin, Soman und andere als chemische Waffen verwendete Stoffe (Nervenkampfstoffe)
  • 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, auch Fluorcarbone genannt, 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 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

Biologische und medizinische Bedeutung

Fluorid wird nicht nur als wichtig für die Härtung des Zahnschmelzes, sondern auch für das Knochenwachstum angesehen. Neuesten Studien zufolge wirkt Fluor dabei jedoch nur als Katalysator. Lebensmittel mit reichlichem Fluoridgehalt sind: Seefische, schwarzer Tee und viele Mineralwässer (solche mit einem Fluoridgehalt von mehr als 1,5 mg je Liter müssen mit dem Warnhinweis (!) „fluoridhaltig“ versehen werden).

In vielen Regionen kann die als „täglicher Bedarf“ bezeichnete Menge von ca. 1 Milligramm Fluor (als Fluorid) nicht durch die Ernährung gedeckt werden. Im Handel ist deshalb fluoridiertes Speisesalz und fluoridierte Zahnpasta erhältlich. In manchen Ländern wird dem Trinkwasser Fluorid beigefügt, was zu besseren Zähnen führen soll. Solche Maßnahmen bezeichnet man als Fluoridierung.

Da der gesundheitliche Nutzen der Fluorverbindungen bei zu großen Dosen schnell in Schädigungen des Organismus umschlägt, ist die Aufnahme von Fluor oberhalb der empfohlenen Dosis zu vermeiden. Weiterhin gibt es Hinweise darauf, dass die Anwendung auch niedrig konzentrierter Fluorsalze und -verbindungen Krebs verursachen sowie das Nervensystem und weitere Organe dauerhaft schädigen kann. Zahnarztverbände weisen dies jedoch -teilweise mit fragwürdigen Argumenten- zurück [10].

Obwohl man davon seltener hört als von der kariesprophylaktischen Bedeutung, sind Fluoride (und Flusssäure) gelegentlich Ursache von Berufskrankheiten (Skelettfluorose, Lungenschäden, Reizung des Magen-Darm-Trakts, oder Verätzungen), die im Berufskrankheiten-System unter Bk Nr. 13 08 erfasst sind (Valentin et al., Arbeitsmedizin, Thieme-Verlag, Stgt.).

Toxikologie von Fluor und Fluorverbindungen

Die Toxizität der Fluorverbindungen entfaltet sich über verschieden Mechanismen: [11]

  • Fluor, Flusssäure, Kieselfluorwasserstoff und die wasserlöslichen Fluoride führen zu lokalen Verätzungen der Haut und Schleimhäute.
  • Fluor und Fluoride sind in der Lage, verschiedene Enzyme zu beeinträchtigen, darunter Phosphatasen (und Kinasen), Esterasen (Cholinesterasen) und diverse Enzyme der Glykolyse-Kette, vor allem Enolase. Auf diese Weise kommt es zu hyperglykämischen Zuständen mit entsprechenden Schädigungen des Herzmuskels, der Leber- und Nierenparenchyme und der Neuronen im ZNS.
  • Bei der chronischen Vergiftung werden Fluoride in Knochen und Zähnen eingelagert, wodurch das Knochengewebe (Osteoblasten) zum weiteren Wachstum stimuliert wird. Die dabei entstehenden Knochenverdickungen und -auflagerungen führen zur Versteifung der Gelenke, die Wirbelsäule kann vollständig ankylosieren. Das aktive Knochenmark wird zunehmend eingeengt. Dabei verliert der Knochen seine elastische Qualität und es treten vermehrt Knochenbrüche auf. Die Zähne werden ebenfalls brüchig, verfärben sich und weisen eine übertriebene Abnützung auf. Dieses als Fluorose bekannte Krankheitsbild wurde vor allem bei beruflich exponierten Menschen (Formen von Erosionsschäden!) und bei Rindern (Immissionsschäden!) beobachtet. Das in vielen Ländern beobachtete Phänomen von Zahnfleckungen („mottled teeth“) aufgrund von irreversiblen Mineralisationsstörungen des Zahnschmelzes, wird durch „erhöhten“ Fluoridgehalt des Trinkwassers verursacht und kann nur bei Einwirkung während der Zahnentwicklung auftreten. Diese Zahnflecken bei Erwachsenen deuten daher auf eine Exposition mindestens während der ersten ca. 8 Lebensjahre hin.
  • Fluoracetat und Fluoracetamid werden nach Resorption in den toxischen Metaboliten Fluorcitrat umgewandelt. Diese Verbindung blockiert den Intermediärstoffwechsel durch Hemmung des Krebszyklus.

Vorsichtsmaßnahmen

Fluor ist ein toxisches, stark oxidierendes und – infolge der Bildung von Fluorwasserstoff – sehr stark ätzendes 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. Langdauernde Fluor- oder Fluorid-Exposition – beispielsweise durch den regelmäßigen Genuss übermäßig fluoridierten Wassers – kann zur sogenannten Fluorose führen.

Verbindungen

Fluor wird – z. T. sehr trickreich (Ersatz von Chlor gegen Fluor (aus Fluorid) mittels Katalysatoren (Sb-Fluoride)) – in zahllose anorganische und organische Verbindungen eingebaut, die in sehr vielen Bereichen Anwendung finden:

Quellen

  1. ↑ Meiers P. Entdeckung des Fluors (April 2007)
  2. ↑ Voegtlin C., Hodge H.C.: Pharmacology and toxicology of Uranium Compounds. With a section on the pharmacology and toxicology of fluorine and hydrogen fluoride, National Nuclear Energy Series, McGraw Hill Book Company, 1949
  3. ↑ Goldwhite H.: The Manhattan Project, in R. E. Banks, D.W.A. Sharp, J.C. Tatlow (eds.) Fluorine – the first hundred years, Elsevier, Lausanne & New York, 1986, S. 109 ff.
  4. ↑ Karr E.: Elemental fluorine. I. G. Farbenindustrie Leverkusen, FIAT final report 838, vom 15. Juni 1946
  5. ↑ R. Karlsch: Hitlers Bombe, Deutsche Verlags-Anstalt München, 2005
  6. ↑ J. M. Scalia: In geheimer Mission nach Japan: U 234, Ullstein, 3. Aufl. 2006
  7. ↑ Riedel, E: Anorganische Chemie. Berlin: Walter de Gruyter, 2004
  8. ↑ Cady G.H. Physical properties of fluorine, in J.H. Simons (ed.): Fluorine Chemistry, Vol. I, Academic Press 1950, S. 315
  9. ↑ Burdon J., Emson B., Edwards A.J.: Is fluorine gas really yellow?, J. Fluorine Chem. 34 (1987) 471–474
  10. ↑ Meiers P.: J. Orthomolecular Med. 16:2 (2001) 73-82
  11. ↑ Universität Zürich: CliniPharm / CliniTox



Periodensystem der Elemente
H   He
Li Be   B C N O F Ne
Na Mg   Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc   Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga
As
Br Kr
Rb Sr Y   Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn
Te I Xe
Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi
Rn
Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo

Alkalimetalle Erdalkalimetalle Lanthanoide Actinoide Übergangsmetalle Metalle Halbmetalle Nichtmetalle Halogene Edelgase
 
 
Dieser Artikel basiert auf dem Artikel Fluor aus der freien Enzyklopädie Wikipedia und steht unter der GNU-Lizenz für freie Dokumentation. In der Wikipedia ist eine Liste der Autoren verfügbar.
Ihr Bowser ist nicht aktuell. Microsoft Internet Explorer 6.0 unterstützt einige Funktionen auf ie.DE nicht.