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sehen Difluor für molekulares Fluor (F₂)

Fluor
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Allgemeines
Name	Fluor
Symbol	f
Ordnungszahl	9
Gruppe	Halogene
Zeitspanne	Periode 2
Block	P-Block
Serie	Halogene
Farbe	hellgelb
Chemische Eigenschaften
Atommasse (Sie)	18,998404
Elektronenkonfiguration	[Hallo]2s2 2p5
Oxidationsstufen	−1
Elektronegativität (Pauling)	3,98
Atomradius (Uhr)	72
1 Ionisationspotential (kJ·Maulwurf−1)	1681,06
2. Ionisationspotential (kJ·Maulwurf−1)	3374,20
3. Ionisationspotential (kJ·Maulwurf−1)	6050,48
Physikalische Eigenschaften
Dichte (kg·ich−3)	1,696
Schmelzpunkt (k)	53
Siedepunkt (K)	85
Aggregatzustand	Gas
Schmelzwärme (kJ mol−1)	0,25
Verdampfungswärme (kJ mol−1)	3,26
Van-der-Waalse-Radius (pm)	147
Kristallstruktur	Junges
Molarvolumen (m3mol−1)	17,1
Spezifische Wärme (J kg−1·K−1)	820
Wärmeleitung (Wich−1·K−1)	0,026
SIEinheiten und Standardtemperatur und -druck werden verwendet, sofern nicht anders angegeben
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Fluor ist ein Chemisches Element mit Symbol f und Ordnungszahl 9. Es gehört zur Gruppe der Halogene (Gruppe VIIa). Das Element kommt in der Natur nicht in monoatomarer Form vor. Es bildet zweiatomige Moleküle Difluor (F₂), die aufgrund ihrer hohen Reaktivität kaum in der Natur vorkommen. Das Element kommt daher fast ausschließlich in der Natur vor Verbundwerkstoffe vor dem.

Entdeckung

Der Strömungseffekt von Flussspat war schon drin 1529 beschrieben von Georgius Agricola. Wenn Flussspat mit starker Säure versetzt wird, Fluorwasserstoffsäure und schon drin 1670 entdeckt schwandhard dass eine solche Lösung Glas geätzt. Danach wurden viele Experimente mit Flusssäure durch Karl Wilhelm Scheele, Humphry Davy, Joseph Louis Gay-Lussac und Antoine Lavoisier, manchmal mit schlimmen Folgen. Obwohl Lösungen von Fluoriden und Flusssäure HF lange Flussspat hergestellt wurden, dauerte es aufgrund der hochreaktiven Natur des Elements lange, bis Henri Moissan drin 1886 geschafft, das Element zu isolieren.Der Name Fluor kommt von Lateinfluere Welche fließen oder fließen meint.

Anwendungen

Siehe auch Fluorid wegen seiner gesellschaftlichen Bedeutung.

Siehe auch Fluoridierung zur Fluoridierung von Trinkwasser in den Niederlanden und Belgien

In der organischen Chemie kann ein Fluoratom fast jedes Wasserstoffatom ersetzen. Das bedeutet, dass die Zahl potenzieller fluororganischer Verbindungen enorm ist. Wenn alle Wasserstoffatome durch Fluor ersetzt werden (Perfluoridierung), entstehen besonders inerte Verbindungen. Einige davon sind weit verbreitet. Ein gutes Beispiel ist Teflon, das Per-Fluor-Äquivalent von Polyethylen. Auch kleinere Moleküle wie Fluorchlorkohlenwasserstoffe (freonen) oder teilfluorierte Kohlenwasserstoffe werden häufig als Kühl-, Reinigungs- oder Treibmittel verwendet. Aufgrund des Abbaus der Ozonschicht die Verwendung chlorhaltiger Verbindungen verlagert sich hin zu Verbindungen ohne Chlor, also mit Fluor und Wasserstoff.

flüssige Säure oder Fluorwasserstoff (HF) ist eine mäßig starke Säure, die extrem reaktiv ist. Es korrodiert schnell Glas und wird zum Ätzen verwendet. Brompentafluorid BrF₅ ist so reaktiv, dass es den Sauerstoff aus Silikaten freisetzt. Die hohe Reaktivität ist darauf zurückzuführen, dass Fluor die größte Elektronegativität aller Elemente besitzt. Es wird bei der Analyse der Sauerstoffisotopenverhältnisse in geologischen Materialien wie Ton verwendet. Es kann in Nickel gelagert, weil dieses Metall eine schützende Fluoridhaut entwickelt.

Fluorid ist giftig, aber in geringen Mengen auch ein notwendiges Spurenelement. Der Zahnschmelz besteht aus Hydroxylapatit-Kristallen (Hydroxyapatit enthält kein Fluor) mit einer Schraubenluxation im Zentrum. Diese Kristalle sind somit schraubenförmig gewachsen. Der Schaft der Schraube ist eine Schwachstelle, an der durch Bakterieneinwirkung Karies entstehen kann. Wenn Fluoridionen im Wasser trinken oder in Zahnpasta heften sich an die Schwachstelle und blockieren sie. Das Ergebnis ist weniger Karies. Allerdings wurde (unter anderem) von der belgischen Regierung eine Studie zur Relevanz und Toxizität von Fluorid in Wasser und Zahnpasta durchgeführt. Im Allgemeinen wird die Verwendung von fluoridierten Produkten nicht empfohlen.^[1]

Bemerkenswerte Funktionen

Difluor ist ein giftiges und aggressives gelbgrünes Gas. Der Name kommt aus dem Lateinischen fluere oder fließen, zum Flussspat wo es auftritt. Zum Beispiel bei der Zugabe von Fluorid zu oxidischen Materialien Aluminiumoxid, der Schmelzpunkt wird oft viel niedriger und sie fließen leichter. Es ist ein Halogen und das reaktivste und elektronegativste aller Elemente. Es ist ein sehr starkes Oxidationsmittel, das schwer zu handhaben ist, da Fluor mit fast allem reagiert.

Das Element neigt besonders stark zu⁻-ion ​​mit der Neon-Konfiguration. Es reagiert explosionsartig mit Wasserstoff, aber Metalle, Glas und Wasser verbrennen mit einer hellen Flamme im Fluorgasstrom. Es kann daher nicht in Glasgefäßen aufbewahrt werden. Es entsteht ein gasförmiges Fluorid SiF₄. Fluoride bilden sich auch mit Metallen, von denen viele - wie die anderen Halogenide - ziemlich wasserlöslich sind.

Trotz seiner hohen Elektronegativität verhält sich Fluor in einigen Fällen als Elektronendonor. Die Formation der Komplexe mit zum Beispiel Aluminium (AlF₆³⁻) ist ein bekanntes Beispiel.

Fluor ist auch in der organischen Chemie ein Sonderfall. Die Kohlenstoff-Fluor-Bindung ist besonders stark. Darauf basiert seine Verwendung als Antihaftbeschichtung. Außerdem ist Fluor, wenn es an ein ungesättigtes Kohlenstoffatom gekoppelt ist, über die pi-Bindung elektropositiv. In den Kommentaren von Hexafluorbenzol sind die Beispiele dafür.

Das Isotop Fluor-18 wird regelmäßig in der Medizin (für diagnostische Zwecke) verwendet. Aufgrund seiner kurzen Halbwertszeit muss es schnell transportiert werden.

Aussehen

Das Element kommt, meist als Fluorid, vor allem in einigen Mineralien für zum Beispiel Flussspat, Kryolith und Fluorapatit.

Isotope

sehen Isotope von Fluor für den Hauptartikel zu diesem Thema.

Das einzige in der Natur vorkommende Fluorisotop ist ¹⁹F. Das radioaktive Isotop ¹⁸F mit a halbes Leben von 109,77 Minuten können nur in nuklearen Anlagen hergestellt werden.

Toxikologie und Sicherheit

Sowohl das Element (Difluor) wenn Fluorwasserstoffsäure (HF) ist mit großer Vorsicht und Sachkenntnis zu behandeln. Hautkontakt ist unbedingt zu vermeiden. Flüssige Säure frisst sich bei Hautkontakt in den Knochen, ohne sofort Schmerzen zu empfinden, die Schmerzen setzen erst ein, wenn es für eine richtige Behandlung viel zu spät ist. Bei Verdacht auf Kontakt sollte sofort ein Arzt aufgesucht werden. Der verantwortungsvolle Umgang mit diesen Substanzen ist zwar möglich (und es wird eine beträchtliche Menge an flüssigem Fluor pro Tonne transportiert), dies erfordert jedoch Schulung und angemessene Sicherheitsverfahren.

Externe Links

Gemeingüter hat Mediendateien auf der Seite Fluor.

• Lenntech.nl - Fluor (Element)
• (und) EnvironmentalChemistry.com - Fluor (Element)
• (und) WebElements.com - Fluor (Element)