Quelltext der Seite Fluor

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{{Dieser Artikel|behandelt das chemische Element Fluor, zur medizinischen Bedeutung „der Fluor“ siehe [[Scheidenausfluss]]. Für das Unternehmen siehe [[Fluor Corporation]].}}
{{Infobox Chemisches Element
<!--- Periodensystem --->
| Name         = Fluor
| Symbol       = F
| Ordnungszahl = 9
| Serie        = Ha
| Gruppe       = 17
| Periode      = 2
| Block        = p
<!--- Allgemein --->
| CAS          = {{CASRN|7782-41-4}}
| EG-Nummer    = 231-954-8
| ECHA-ID      = 100.029.049
| Aussehen     = blasses, gelbliches Gas
| Massenanteil = 0,028 % (18. Rang)<ref name="Harry H. Binder">Harry H. Binder: ''Lexikon der chemischen Elemente.'' S. Hirzel Verlag, Stuttgart 1999, ISBN 3-7776-0736-3.</ref>
<!--- Atomar --->
| Hauptquelle  = <ref>Die Werte für die Eigenschaften (Infobox) sind, wenn nicht anders angegeben, aus [https://www.webelements.com/fluorine/ www.webelements.com (Fluor)] entnommen.</ref>
| Atommasse = 18,998403163(6)<ref name="CIAAW">[https://www.ciaaw.org/atomic-weights.htm CIAAW, Standard Atomic Weights Revised 2013].</ref>
| Atomradius = 50
| AtomradiusBerechnet = 42
| KovalenterRadius = 71
| VanDerWaalsRadius = 147
| Elektronenkonfiguration = &#x5B;[[Helium|He]]&#x5D; 2[[S-Orbital|s]]<sup>2</sup> 2[[P-Orbital|p]]<sup>5</sup>
| Austrittsarbeit = 
| Ionisierungsenergie_1 = {{ZahlExp|17,42282|suffix=(5)|post=[[Elektronenvolt|eV]]<ref name="NIST-ASD-fluorine">{{NIST-ASD|fluorine|Abruf=2020-06-11}}</ref>}} ≈ {{ZahlExp|1681,05|post=[[Joule|kJ]]/[[mol]]<ref name="Webelements-fluorine">{{Webelements|fluorine|atoms|Abruf=2020-06-11}}</ref>}}
| Ionisierungsenergie_2 = {{ZahlExp|34,97081|suffix=(12)|post=eV<ref name="NIST-ASD-fluorine" />}} ≈ {{ZahlExp|3374,17|post=kJ/mol<ref name="Webelements-fluorine" />}}
| Ionisierungsenergie_3 = {{ZahlExp|62,70798|suffix=(25)|post=eV<ref name="NIST-ASD-fluorine" />}} ≈ {{ZahlExp|6050,4|post=kJ/mol<ref name="Webelements-fluorine" />}}
| Ionisierungsenergie_4 = {{ZahlExp|87,175|suffix=(17)|post=eV<ref name="NIST-ASD-fluorine" />}} ≈ {{ZahlExp|8411,11|post=kJ/mol<ref name="Webelements-fluorine" />}}
| Ionisierungsenergie_5 = {{ZahlExp|114,249|suffix=(6)|post=eV<ref name="NIST-ASD-fluorine" />}} ≈ {{ZahlExp|11023,3|post=kJ/mol<ref name="Webelements-fluorine" />}}
| Ionisierungsenergie_6 = {{ZahlExp|157,16311|suffix=(25)|post=eV<ref name="NIST-ASD-fluorine" />}} ≈ {{ZahlExp|15163,9|post=kJ/mol<ref name="Webelements-fluorine" />}}
| Ionisierungsenergie_7 = {{ZahlExp|185,1868|suffix=(6)|post=eV<ref name="NIST-ASD-fluorine" />}} ≈ {{ZahlExp|17867,8|post=kJ/mol<ref name="Webelements-fluorine" />}}
<!--- Physikalisch --->
| Aggregatzustand = gasförmig (F<sub>2</sub>)
| Modifikationen = 
| Kristallstruktur = 
| Dichte = 1,6965&nbsp;kg/m<sup>3</sup><ref name="GESTIS" />
| RefTempDichte_K = 273
| Mohshärte = 
| Magnetismus = diamagnetisch
| Schmelzpunkt_K = 53,53
| Schmelzpunkt_C = −219,62
| Siedepunkt_K = 85,15 K<ref name="Zhang">Yiming Zhang et al.: ''Corrected Values for Boiling Points and Enthalpies of Vaporization of Elements in Handbooks.'' In: ''[[Journal of Chemical & Engineering Data]].'' 56, 2011, S.&nbsp;328–337, [[doi:10.1021/je1011086]].</ref>
| Siedepunkt_C = −188
| MolaresVolumen = (fest) 11,20 · 10<sup>−6</sup>
| Verdampfungswärme = 6,32 kJ/mol<ref name="Zhang" />
| Schmelzwärme = 0,2552
| Dampfdruck = 
| Schallgeschwindigkeit = 
| SpezifischeWärmekapazität = 
| RefTempSpezifischeWärmekapazität_K = 
| ElektrischeLeitfähigkeit = 
| RefTempElektrischeLeitfähigkeit_K = 
| Wärmeleitfähigkeit = 0,0279
| RefTempWärmeleitfähigkeit_K = 
<!--- Chemisch --->
| Oxidationszustände = −1
| Normalpotential = 2,87 V (F + e<sup>−</sup> → F<sup>−</sup>)
| Elektronegativität = 3,98<ref name="CRC">{{CRC Handbook |Auflage=90 |Titel= |Kapitel=9 |Startseite=98 |Endseite= }}</ref>
| CLH                = {{CLH-ECHA|ID=100.029.049|Name=Fluorine|Abruf=2016-08-01}}
| Quelle GHS-Kz      = <ref name="GESTIS">{{GESTIS|Name=Fluor|ZVG=7090|CAS=7782-41-4|Abruf=2016-08-09}}</ref>
| GHS-Piktogramme    = {{GHS-Piktogramme|03|04|06|05}}
| GHS-Signalwort     = Gefahr
| H                  = {{H-Sätze|270|280|330|314}}
| EUH                = {{EUH-Sätze|071}}
| P                  = {{P-Sätze|260|280|244|220|304+340|303+361+353|305+351+338|315|370+376|405|403}}
| Quelle P           = <ref name="GESTIS" />
| MAK                = Schweiz: 0,1 ml·m<sup>−3</sup> bzw. 0,15&nbsp;mg·m<sup>−3</sup><ref>{{SUVA-MAK|CAS-Nummer=7782-41-4|Abruf=2019-11-25}}</ref>
| Radioaktiv         = 
<!--- Isotope --->
| Isotope = 
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| Massenzahl = 17
| Symbol = F
| NH = 0
| Halbwertszeit = 64,49 [[Sekunde|s]]
| AnzahlZerfallstypen = 1
| Zerfallstyp1ZM = [[Betastrahlung|β<sup>+</sup>]]
| Zerfallstyp1ZE = 2,761
| Zerfallstyp1ZP = <sup>17</sup>O
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| Massenzahl = 18
| Symbol = F
| NH = 0
| Halbwertszeit = 109,77 [[Minute|min]]
| AnzahlZerfallstypen = 1
| Zerfallstyp1ZM = [[Betastrahlung|β<sup>+</sup>]], [[Elektronen-Einfang|ε]]
| Zerfallstyp1ZE = 1,656
| Zerfallstyp1ZP = <sup>18</sup>O
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| Massenzahl= 19
| Symbol = F
| NH = 100
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| Massenzahl = 20
| Symbol = F
| NH = 0
| Halbwertszeit = 11,00 [[Sekunde|s]]
| AnzahlZerfallstypen = 1
| Zerfallstyp1ZM = [[Betastrahlung|β<sup>−</sup>]]
| Zerfallstyp1ZE = 7,025
| Zerfallstyp1ZP = <sup>20</sup>Ne
}}
{{Infobox Chemisches Element/Isotop
| Massenzahl = 21
| Symbol = F
| NH = 0
| Halbwertszeit = 4,158 [[Sekunde|s]]
| AnzahlZerfallstypen = 1
| Zerfallstyp1ZM = [[Betastrahlung|β<sup>−</sup>]]
| Zerfallstyp1ZE = 5,684
| Zerfallstyp1ZP = <sup>21</sup>Ne
}}
| NMREigenschaften= 
{{Infobox Chemisches Element/NMR
| Symbol = F
| Massenzahl_1 = 19
| Kernspin_1 = 1/2
| Gamma_1 = 25,17 · 10<sup>7</sup><ref>W. Herzog, M. Messerschmidt: ''NMR-Spektroskopie für Anwender.'' VCH, Weinheim 1995, ISBN 3-527-28690-X.</ref>
| Empfindlichkeit_1 = 0.832
| Larmorfrequenz_1 = 94,077 (bei 2,3488 T)<ref>H. Friebolin: ''Basic one- and two-dimensional NMR spectroscopy.'' 3. Auflage. Wiley-VCH, Weinheim 1998.</ref>
}}
}}

'''Fluor''' [{{IPA|ˈfluːoːɐ̯}}] ist ein [[chemisches Element]] mit dem Symbol&nbsp;F und der [[Ordnungszahl]] 9. Im [[Periodensystem]] steht es in der 7.&nbsp;[[Hauptgruppe]] und gehört damit zur 17.&nbsp;[[Gruppe des Periodensystems|IUPAC-Gruppe]], den [[Halogene]]n, von denen es das leichteste ist. Es liegt unter [[Normalbedingungen]] in Form des zweiatomigen [[Molekül]]s F<sub>2</sub> gasförmig vor und ist das reaktivste aller Elemente.<ref>[http://www.britannica.com/EBchecked/topic/211394/fluorine-F Fluorine, the most reactive chemical element (Encyclopædia Britannica)].</ref> Es reagiert mit allen Elementen mit Ausnahme der [[Edelgas]]e [[Helium]] und [[Neon]]. Fluor ist farblos und erscheint stark verdichtet blassgelb. Es ist das [[Elektronegativität|elektronegativste]] aller Elemente und hat in Verbindungen mit anderen Elementen stets die [[Oxidationszahl|Oxidationsstufe]] −1.

Der Name des Elementes ist von [[latein]]isch ''fluores'' für ''Flussspat'' abgeleitet, dem natürlich vorkommenden [[Mineral]] [[Fluorit]], das in der [[Metallurgie]] als [[Flussmittel (Schmelzen)|Flussmittel]] zur Herabsetzung des Schmelzpunktes von [[Erz]]en verwendet wird.

Elementares Fluor ist stark [[Verätzung|ätzend]] und sehr giftig; sein durchdringender Geruch kann schon in geringeren Konzentrationen bemerkt werden. Dessen Salze – [[Fluorid]]e und diverse Fluorokomplexsalze wie [[Natriummonofluorophosphat]] – sind in höherer Konzentration ebenfalls giftig. Schon in Spuren beeinflussen Fluor und Fluoride die Bildung von Knochen und Zähnen, insbesondere des [[Zahnschmelz]]es. Sie werden daher zur [[Prophylaxe (Zahnmedizin)|Prophylaxe]] von [[Zahnkaries]] in [[Zahnpasta|Zahnpasten]] eingesetzt sowie als [[Fluoridierung]] dem [[Trinkwasser]] oder dem [[Speisesalz]] zugesetzt.

== Geschichte ==
Das erste beschriebene Fluorsalz war das natürlich vorkommende [[Calciumfluorid]] (Flussspat). Es wurde 1529 von [[Georgius Agricola]] als Hilfsmittel zum Schmelzen von Erzen beschrieben.<ref>{{Literatur |Autor=Thomas Gebel |Titel=Fluorid |Hrsg=Hartmut Dunkelberg, Thomas Gebel und Andrea Hartwig |Sammelwerk=Vitamine und Spurenelemente |Auflage=1 |Verlag=Wiley |Datum=2012 |ISBN=978-3-527-33289-2 |DOI=10.1002/9783527653058.ch8 |Seiten=221–242}}</ref> Es macht Erzschmelzen und [[Hüttensand|Schlacken]] dünnflüssiger, lässt sie fließen (Flussmittel).

[[Carl Wilhelm Scheele]] beschäftigte sich ab 1771 erstmals eingehender mit Flussspat und seinen Eigenschaften sowie der daraus bei Säurebehandlung gebildeten [[Flusssäure]]. Er erforschte die Reaktionen bei Einwirkung von Flusssäure auf [[Glas]] unter Bildung von [[Siliciumtetrafluorid]] und [[Fluorkieselsäure]]. Eine weitere Eigenschaft, die er an Flussspat entdeckte, war die [[Fluoreszenz]], die nach dem Mineral benannt ist.<ref name="Meiers">P. Meiers: ''[http://www.fluoride-history.de/deutsch/fluor.htm Fluoride History – 1. Entdeckung des Fluors].'' April 2007.</ref>

[[Datei:Henri Moissan.jpg|mini|hochkant|links|Henri Moissan]]
In einem Leserbrief an das ''[[Philosophical 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 Namen ''Fluor'' vor.<ref>E. B.: ''On chemical nomenclature. By a correspondent.'' In: ''The Philosophical Magazine.'' 30, Feb.-Mai 1808, S.&nbsp;320–322.</ref> [[André-Marie Ampère]] äußerte in einem Brief vom 25. August 1812 an [[Humphry Davy]] den Gedanken, dass wie in der Salzsäure auch in der Flusssäure das Radikal (engl. ''fluorine'', gelegentlich auch ''fluorin'', in Analogie zu ''chlorine'' für Chlor) an Wasserstoff gebunden sei.<ref>''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.</ref> Danach versuchten viele Chemiker, das Element zu isolieren, was wegen seiner [[Reaktivität (Chemie)|Reaktivität]] und Giftigkeit aber schwierig war. Am 26. Juni 1886 gelang es [[Henri Moissan]] erstmals, elementares Fluor herzustellen und zu charakterisieren. Er erhielt es durch [[Elektrolyse]] einer Lösung von [[Kaliumhydrogendifluorid]] in flüssigem [[Fluorwasserstoff]] bei tiefen Temperaturen in einer speziell entwickelten Apparatur (teilweise aus Flussspat). Für diese Leistung erhielt [[Henri Moissan|Moissan]] 1906 den [[Nobelpreis für Chemie]].<ref>Alain Tressaud: ''Henri Moissan: Chemie-Nobelpreisträger 1906.'' In: ''[[Angewandte Chemie (Zeitschrift)|Angew. Chem.]]'' 118, 2006, S.&nbsp;6946–6950, [[doi:10.1002/ange.200601600]].</ref>

Aufschwung nahm die Fluorherstellung im [[Zweiter Weltkrieg|Zweiten Weltkrieg]], zum einen durch die Entwicklung der [[Atomwaffe]]n in den USA ([[Manhattan-Projekt]]), da die [[Uran-Anreicherung|Isotopenanreicherung]] von <sup>235</sup>Uran über gasförmiges [[Uranhexafluorid]] (UF<sub>6</sub>) erfolgt, das mit Hilfe von elementarem Fluor hergestellt wird.<ref>C. Voegtlin, H. C. Hodge: ''Pharmacology and toxicology of Uranium Compounds. With a section on the pharmacology and toxicology of fluorine and hydrogen fluoride.'' In: ''National Nuclear Energy Series.'' McGraw Hill Book Company, 1949.</ref><ref>H. Goldwhite: ''The Manhattan Project.'' In: R. E. Banks, D. W. A. Sharp, J. C. Tatlow (Hrsg.): ''Fluorine – the first hundred years.'' Elsevier, Lausanne / New York 1986, S.&nbsp;109 ff.</ref> Zum anderen betrieb die [[I.G. Farben]] in [[Versuchsstelle Gottow|Gottow]] damals eine Fluorelektrolyse-Zelle, deren Produkt angeblich nur zur Herstellung eines neuen Brandmittels ([[Chlortrifluorid]]) für [[Brandbombe]]n dienen sollte.<ref>E. Karr: ''Elemental fluorine. I. G. Farbenindustrie Leverkusen.'' In: ''FIAT final report.'' 838, 15. Juni 1946.</ref> Ob es in Deutschland damals möglich gewesen wäre, mit Hilfe dieser Fluorproduktion <sup>235</sup>Uran anzureichern, ist kontrovers diskutiert worden.<ref>[[Rainer Karlsch]]: ''Hitlers Bombe.'' Deutsche Verlags-Anstalt, München 2005.</ref><ref>Joseph M. Scalia: ''In geheimer Mission nach Japan: U 234.'' 3. Auflage. Ullstein, 2006 (Hinweis: Mit U 234 ist das U-Boot [[U 234]] gemeint, kein [[Uran#Isotope|Uranisotop]]).</ref>

In [[Knochen]] kann Fluor selbst dann noch angereichert werden, wenn sie als [[Fossil]]ien tausende Jahre in Erdreich eingebettet sind. Dieser Umstand wurde vor allem zwischen 1950 und 1970 in Form der [[Fluor-Datierung]] für die Altersbestimmung von Knochenfunden genutzt.<ref>[[Kenneth Page Oakley]]: ''Fluorine and the Relative Dating of Bones.'' In: ''The Advancement of Science.'' Band 4, Nr. 16, 1948, S. 336–337.</ref>

== Vorkommen ==
[[Datei:Fluorite crystals 270x444.jpg|mini|links|140px|Fluoritkristalle]]

In der [[Erdkruste]] ist Fluor mit 525&nbsp;[[Parts per million|ppm]] ein relativ häufiges Element.<ref>Hans Wedepohl: ''The composition of the continental crust.'' In: ''Geochimica et Cosmochimica Acta.'' 59, Nr. 7, 1995, S.&nbsp;1217–1232 ([http://apostilas.cena.usp.br/moodle/pessenda/projes/simposio/artigo7.pdf Digitalisat]).</ref> Es kommt aufgrund seiner Reaktivität in der Natur nur äußerst selten elementar, sondern fast ausschließlich gebunden als [[Fluorid]] in Form einiger [[Mineral]]e vor. Eine Ausnahme bildet [[Stinkspat]] (eine uranhaltige Fluorit-Varietät) u.&nbsp;a. aus [[Wölsendorf]], sowie Villiaumit, in denen geringe Mengen elementares Fluor durch [[Radiolyse]] entstanden sind, was bei mechanischen Bearbeitungen einen starken Geruch durch freigesetztes Fluor verursacht.<ref>Jörn Schmedt auf der Günne, Martin Mangstl, Florian Kraus: ''Elementares Fluor F<sub>2</sub> in der Natur – In-situ-Nachweis und Quantifizierung durch NMR-Spektroskopie.'' In: ''Angewandte Chemie.'' 2012, S.&nbsp;7968–7971, [[doi:10.1002/ange.201203515]].</ref><ref> V. R. Celinski, M. Ditter, F. Kraus, F. Fujara, J. Schmedt auf der Günne, ''Chem. Eur. J.'' '''2016''', ''22'', S.&nbsp;18388–18393, [[doi:10.1002/chem.201603402]].</ref> [[Meerwasser]] enthält wenig gelöste Fluoride, da bei Anwesenheit von Calcium die Löslichkeit durch Bildung von schwerlöslichem Calciumfluorid eingeschränkt wird. Die häufigsten Fluorminerale sind der [[Fluorit]] CaF<sub>2</sub> und der [[Fluorapatit]] Ca<sub>5</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>F. Der größte Teil des Fluors ist in Fluorapatit gebunden, jedoch enthält dieser nur einen geringen [[Massenanteil]] 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 in [[Mexiko]], [[Volksrepublik China|China]], [[Südafrika]], [[Spanien]] und [[Russland]]. Auch in [[Deutschland]] findet sich Fluorit, beispielsweise im eingangs erwähnten Wölsendorf.

Ein weiteres natürlich vorkommendes Fluormineral ist [[Kryolith]] Na<sub>3</sub>AlF<sub>6</sub>. Die ursprünglich bedeutenden Kryolithvorkommen bei [[Ivigtut]] auf [[Grönland]] sind ausgebeutet. Das in der [[Aluminium]]produktion 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 der [[Schmuckstein]] [[Topas]] Al<sub>2</sub>SiO<sub>4</sub>(OH, F)<sub>2</sub>, [[Sellait]] MgF<sub>2</sub> und [[Bastnäsit]] (La,Ce)(CO<sub>3</sub>)F. Eine Übersicht gibt die [[:Kategorie:Fluormineral]].

Einige wenige Organismen können Fluoride in fluororganische Verbindungen einbauen. Der südafrikanische Busch [[Gifblaar]] und weitere Pflanzenarten der Gattung ''[[Dichapetalum]]'' können [[Fluoressigsäure]] synthetisieren und in ihren Blättern speichern. Dies dient zur Abwehr von Fressfeinden, für die Fluoressigsäure tödlich wirkt. Die Giftwirkung wird durch Unterbrechung des [[Citratzyklus]] ausgelöst.<ref>[[Klaus Roth (Chemiker)|Klaus Roth]]: ''Das Sinnloseste: der Zitronensäurezyklus.'' In: ''[[Chemie in unserer Zeit]].'' 39, 2005, S.&nbsp;348–354.</ref>

== Gewinnung und Darstellung ==
[[Datei:Liquid fluorine tighter crop.jpg|mini|links|Flüssiges Fluor]]

Das Ausgangsmaterial für die Gewinnung elementaren Fluors und anderer Fluorverbindungen ist überwiegend Fluorit (CaF<sub>2</sub>). Aus diesem wird durch Reaktion mit konzentrierter [[Schwefelsäure]] [[Fluorwasserstoff]] gewonnen.
:<math>\mathrm{CaF_2 + H_2SO_4 \longrightarrow CaSO_4 + 2\ HF}</math>
: <small>Reaktion von Calciumfluorid mit Schwefelsäure.</small>

Eine weitere Quelle für Flusssäure ist die [[Phosphat]]gewinnung, 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 stärksten [[Oxidationsmittel]] ist, kann es auf chemischem Weg nur sehr umständlich und nicht wirtschaftlich gewonnen werden. Stattdessen wird ein [[Elektrochemie|elektrochemisches]] Verfahren eingesetzt. Die Bruttoreaktion verläuft gemäß:

:<math>\mathrm{2\ HF \longrightarrow H_2 + F_2}</math>

Das Verfahren wird nach [[Henri Moissan]] benannt. Dabei wird kein reiner Fluorwasserstoff zur [[Elektrolyse]] verwendet, sondern eine Mischung von [[Kaliumfluorid]] und Fluorwasserstoff im Verhältnis von 1:2 bis 1:2,2.<ref>Martin Bertau, Armin Müller, Peter Fröhlich, Michael Katzberg, Karl Heinz Büchel, Hans-Heinrich Moretto, Dietmar Werner: ''Industrielle Anorganische Chemie.'' 4. Auflage. Wiley, 2013, ISBN 978-3-527-64958-7. ({{Google Buch |BuchID=XZR4AAAAQBAJ |Seite=PT111}})</ref> Der Hauptgrund für die Verwendung dieser Mischung liegt darin, dass die [[Leitfähigkeit]] der [[Schmelze]] im Vergleich zu reinem Fluorwasserstoff, der wie reines Wasser [[Elektrischer Strom|Strom]] nur sehr wenig leitet, stark erhöht ist. Für die Elektrolyse ist es wichtig, dass die Schmelze komplett wasserfrei ist, da sonst während der Elektrolyse [[Sauerstoff]] anstatt Fluor entstehen würde.

[[Datei:Fluor-Elektrolysezelle DE.svg|mini|rechts|Schema einer Fluor-Elektrolysezelle]]
Technisch wird das sogenannte ''Mitteltemperatur-Verfahren'' mit Temperaturen von 70 bis 130&nbsp;°C und einer Kaliumfluorid-Fluorwasserstoff-Mischung von 1:2 angewendet. Bei höheren Fluorwasserstoffgehalten würde ein größerer [[Dampfdruck]] 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&nbsp;°C), was den Umgang erheblich erschwert und die [[Korrosion]] fördert. Die Elektrolyse findet mit [[Graphit]]-[[Elektrode]]n in Zellen aus [[Stahl]] oder [[Monel]] statt, die zusätzliche [[Eisenblech]]e zur Trennung von [[Anode]]n- und [[Kathode]]nraum enthalten, um eine Durchmischung der entstehenden Gase zu verhindern. An die Elektroden wird eine Spannung von etwa 8–12&nbsp;[[Volt]] angelegt. Der bei der Elektrolyse verbrauchte Fluorwasserstoff wird kontinuierlich ersetzt.

Das Rohfluor, das die Elektrolysezelle verlässt, ist mit Fluorwasserstoff verunreinigt, enthält aber auch [[Sauerstoff]], [[Tetrafluormethan]] (CF<sub>4</sub>) und andere [[Perfluorcarbone]], 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 von [[Karl O. Christe]] mitgeteilt.<ref>Ron Dagani: Elemental Fluorine Generated Chemically, In: [[Chemical & Engineering News]] (C&EN), Jg. 1986, September 15, S. 23–24.</ref> Die experimentellen Details wurden in der Zeitschrift [[Inorganic Chemistry]] beschrieben.<ref>Karl O. Christe: Chemical Synthesis of Elemental Fluorine, In: Inorganic Chemistry Jg. 1986, Bd. 25, S. 3721. {{DOI|10.1021/ic00241a001}}</ref>
Hierzu wird das Dikaliumsalz der Hexafluoromangan(IV)säure – Dikaliumhexafluoromanganat(IV), K<sub>2</sub>MnF<sub>6</sub> – mit [[Antimon(V)-fluorid]] SbF<sub>5</sub> versetzt, wobei molekulares Fluor und Mangan(III)-fluorid gebildet wird. Zunächst entsteht das instabile blaue [[Mangan(IV)-fluorid]] MnF<sub>4</sub>. Dieses zerfällt bei Temperaturen über 150&nbsp;°C in F<sub>2</sub> und MnF<sub>3</sub>.<ref>[[Erwin Riedel]]: ''Anorganische Chemie.'' Walter de Gruyter, Berlin 2004.</ref>

== Eigenschaften ==
=== Physikalische Eigenschaften ===
Fluor ist bei Raumtemperatur ein blassgelbes, stechend riechendes [[Gas]]. Die Farbe ist von der Schichtdicke abhängig, unterhalb von einem Meter Dicke erscheint das Gas farblos, erst darüber ist es gelb. Unterhalb von −188&nbsp;°C ist Fluor flüssig und von „kanariengelber“ Farbe.<ref>{{Literatur |Autor=J.Burdon et al. |Titel=Is fluorine gas really yellow? |Hrsg= |Sammelwerk=[[Journal of Fluorine Chemistry]] |Band=34 |Nummer=3-4 |Auflage= |Verlag= |Ort= |Datum=1987-01-01 |ISBN= |DOI=10.1016/S0022-1139(00)85188-X |Seiten=471–474}}</ref> Der [[Schmelzpunkt]] des Fluor liegt bei −219,52&nbsp;°C.<ref name="HoWi2146">{{Holleman-Wiberg|Auflage=102.|Startseite=214}}</ref> Von festem Fluor sind zwei [[Polymorphie (Stoffeigenschaft)|Modifikationen]] bekannt. Zwischen −227,6&nbsp;°C und dem Schmelzpunkt liegt Fluor in einer [[Kubisches Kristallsystem|kubischen Kristallstruktur]] mit [[Gitterparameter]] a&nbsp;=&nbsp;667&nbsp;pm vor (β-Fluor).<ref>{{Literatur |Autor=Truman H. Jordan et al. |Titel=Single‐Crystal X‐Ray Diffraction Study of β‐Fluorine |Hrsg= |Sammelwerk=[[The Journal of Chemical Physics]] |Band=41 |Nummer=3 |Auflage= |Verlag= |Ort= |Datum=1964-08 |ISBN= |DOI=10.1063/1.1725957 |Seiten=760–764}}</ref> Unterhalb von −227,6&nbsp;°C ist die [[Monoklines Kristallsystem|monokline]] α-Modifikation mit den Gitterparametern a&nbsp;=&nbsp;550&nbsp;pm, b&nbsp;=&nbsp;328&nbsp;pm, c&nbsp;=&nbsp;728&nbsp;pm und β&nbsp;=&nbsp;102,17° stabil.<ref>[[Linus Pauling|L. Pauling]], I. Keaveny, A. B. Robinson: ''The Crystal Structure of α-Fluorine.'' In: ''[[Journal of Solid State Chemistry]].'' 2, 1970, S.&nbsp;225–221.</ref> Fluor ist mit einer [[Dichte]] von 1,6959&nbsp;kg/m³ bei 0&nbsp;°C und 1013&nbsp;hPa<ref name="GESTIS" /> schwerer als Luft. Der [[Kritischer Punkt (Thermodynamik)|kritische Punkt]] liegt bei einem Druck von 52,2&nbsp;bar und einer Temperatur von 144,2&nbsp;K (−129&nbsp;°C).<ref>{{RömppOnline|ID=RD-06-01350|Name=Fluor|Abruf=2014-05-26}}</ref>

=== Moleküleigenschaften ===
[[Datei:MO F2.svg|mini|Molekülorbital-Schema von Fluor]]

Fluor liegt im elementaren Zustand wie die anderen Halogene in Form zweiatomiger [[Molekül]]e vor. Die [[Bindungslänge]] im Fluormolekül ist mit 144&nbsp;pm kürzer als die [[Einfachbindung]]en in anderen Elementen (beispielsweise [[Kohlenstoff]]-Kohlenstoff-Bindung: 154&nbsp;pm). Trotz dieser kurzen Bindung ist die [[Dissoziation (Chemie)|Dissoziationsenergie]] der Fluor-Fluor-Bindung im Vergleich zu anderen Bindungen mit 158&nbsp;kJ/mol gering und entspricht etwa der des [[Iod]]moleküls mit einer Bindungslänge von 266&nbsp;pm. Die Gründe für die geringe Dissoziationsenergie liegen vor allem darin, dass sich die [[Einsames Elektronenpaar|freien Elektronenpaare]] der Fluoratome stark nähern und es zu Abstoßungen kommt. Diese schwache Bindung bewirkt die hohe Reaktivität des Fluors.

Durch die [[Molekülorbitaltheorie]] lässt sich die Bindung im Fluormolekül ebenfalls erklären. Dabei werden die s- und p-[[Atomorbital]]e der einzelnen Atome zu bindenden und antibindenden Molekülorbitalen zusammengesetzt. Die 1s- und 2s-Orbitale der Fluoratome werden jeweils zu σ<sub>s</sub> und σ<sub>s</sub>*- bindenden und antibindenden Molekülorbitalen. Da diese Orbitale vollständig mit [[Elektron]]en gefüllt sind, tragen sie nichts zur Bindung bei. Aus den 2p-Orbitalen werden insgesamt sechs Molekülorbitale mit unterschiedlicher Energie. Dies sind die bindenden σ<sub>p</sub>-, π<sub>y</sub>- und π<sub>z</sub>- sowie die entsprechenden antibindenden σ<sub>p</sub>*-, π<sub>y</sub>*- und π<sub>z</sub>*-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 eine [[Bindungsordnung]] von (6–4)/2 = 1 und ein [[Diamagnetismus|diamagnetisches]] Verhalten, das auch beobachtet wird.

=== Chemische Eigenschaften ===
Fluor gehört zu den stärksten bei Raumtemperatur beständigen [[Oxidationsmittel]]n. Es ist das [[Elektronegativität|elektronegativste]] Element und reagiert mit allen Elementen außer Helium und Neon. Die Reaktionen verlaufen meist heftig. So reagiert Fluor im Gegensatz zu allen anderen Halogenen ohne [[Lichtaktivierung]] selbst als Feststoff bei −200&nbsp;°C explosiv mit [[Wasserstoff]] unter Bildung von [[Fluorwasserstoff]]. Fluor ist das einzige Element, das mit den Edelgasen [[Krypton]], [[Xenon]] und [[Radon]] direkt reagiert; so bildet sich bei 400&nbsp;°C aus Xenon und Fluor [[Xenon(II)-fluorid]].

Auch viele andere Stoffe reagieren lebhaft mit Fluor, darunter viele Wasserstoffverbindungen wie beispielsweise [[Wasser]], [[Ammoniak]], [[Monosilan]], [[Propan]] oder organische [[Lösungsmittel]]. Mit Wasser reagiert Fluor bei verschiedenen Bedingungen unterschiedlich: Werden geringe Mengen Fluor in kaltes Wasser geleitet, bilden sich [[Wasserstoffperoxid]] und [[Flusssäure]].<ref name="Cady">George Hamilton Cady: ''Reaction of Fluorine with Water and with Hydroxides.'' In: ''[[Journal of the American Chemical Society]].'' 57, 1935, S.&nbsp;246–249, [[doi:10.1021/ja01305a006]].</ref>
:<math>\mathrm{F_2 + 2\ H_2O \longrightarrow H_2O_2 + 2\ HF}</math>
Bei der Reaktion eines Fluor-Überschusses mit geringen Wassermengen, Eis oder Hydroxiden entstehen dagegen als Hauptprodukte Sauerstoff und [[Sauerstoffdifluorid]].<ref name="Cady" />

Mit festen Materialien reagiert Fluor dagegen wegen der kleineren Angriffsfläche langsamer und kontrollierter. Bei vielen Metallen führt die Reaktion mit elementarem Fluor zur Bildung einer [[Passivierung]]sschicht 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 genanntes ''Fluorfeuer'').

Auch [[Kunststoff]]e 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 thermische [[Dissoziation (Chemie)|Dissoziation]] des molekularen Fluors gebildet werden und dadurch besonders reaktionsfreudig sind. Produkt der Reaktion ist gasförmiges [[Siliciumtetrafluorid]]. Spuren von Fluorwasserstoff führen dagegen auch ohne Erhitzen zu einer schnellen Reaktion.

== Isotope ==
Fluor ist eines von 22 [[Reinelement]]en. Natürlich vorkommendes Fluor besteht zu 100 % aus dem [[Isotop]] <sup>19</sup>F. Daneben sind weitere 16&nbsp;künstliche Isotope von <sup>14</sup>F bis <sup>31</sup>F sowie das [[Isomer (Kernphysik)|Isomer]] <sup>18m</sup>F bekannt.<ref name="nubase">G. Audi et al.: ''The NUBASE2016 evaluation of nuclear properties.'' In: ''Chinese Physics C.'' 41, 2017, S.&nbsp;030001, {{DOI|10.1088/1674-1137/41/3/030001}} ([https://www-nds.iaea.org/amdc/ame2016/NUBASE2016.pdf Volltext]).</ref> Außer dem Isotop <sup>18</sup>F, das eine Halbwertszeit von 109,77&nbsp;Minuten besitzt, zerfallen alle anderen künstlichen Isotope innerhalb von [[Zepto]]sekunden (10<sup>−21</sup>s) bis etwas über einer Minute.

<sup>18</sup>F wird in der [[Krebs (Medizin)|Krebsdiagnostik]] in Form von [[Fluordesoxyglucose]], [[Fluorethylcholin]], [[Fluorethyltyrosin]] bzw. <sup>18</sup>F-Fluorid als [[Radionuklid]] in der [[Positronen-Emissions-Tomographie]] (PET) eingesetzt.

''Siehe auch: [[Liste der Isotope/bis Ordnungszahl 10#9 Fluor|Liste der Fluor-Isotope]]''

== Verwendung ==
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 von [[Uranhexafluorid]] benötigt, was infolge seiner Leichtflüchtigkeit die [[Uran-Anreicherung|Anreicherung]] von [[Uran|<sup>235</sup>U]] mit [[Gaszentrifuge]]n oder durch das [[Gasdiffusionsverfahren]] ermöglicht. Dieses Isotop ist für die [[Kernspaltung]] wichtig. Ein zweites wichtiges Produkt, das nur mit Hilfe von elementarem Fluor hergestellt werden kann, ist [[Schwefelhexafluorid]]. Dieses dient als gasförmiger [[Nichtleiter|Isolator]] beispielsweise in [[Hochspannungsschalter]]n und [[Gasisolierter Rohrleiter|gasisolierten Rohrleitern]].

Fluor dient zudem zur Oberflächenfluorierung von [[Kunststoff]]en. Dies wird unter anderem bei [[Kraftstofftank]]s in [[Automobil]]en eingesetzt, wobei sich eine fluorierte Barriereschicht ausbildet, die unter anderem eine niedrigere Benzindurchlässigkeit bewirkt. Diese Anwendung der Fluorierung steht in Konkurrenz zur [[Koextrusion]]stechnologie und dem Metalltank. Eine zweite Wirkung der Fluorierung ist, dass die [[Oberflächenenergie]] vieler Kunststoffe erhöht werden kann. Dies findet vor allem Anwendungen, wo [[Farbe]]n, [[Lack]]e oder [[Klebstoff]]e 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. die [[Beflammung]], nicht einsetzbar sind. Weiter mögliche Effekte, die durch Fluorierung von Kunststoffoberflächen erreicht werden können, sind: verbesserte [[Faser-Kunststoff-Verbund|Faser-Matrix-Haftung]], verringerte [[Reibung]] und verbesserte Selektivitäten in der [[Membrantechnik]].<ref name="Tressaud">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.&nbsp;378–391, [[doi:10.1016/j.jfluchem.2006.12.015]].</ref>

Werden Fluor und [[Graphit]] zusammen erhitzt, entsteht [[Graphitfluorid]], das als Trocken[[schmiermittel]] und [[Elektrode]]nmaterial eingesetzt werden kann.

== Nachweis ==
Für [[Fluorid]]ionen existieren mehrere [[Nachweis (Chemie)|Nachweise]]. Bei der sogenannten ''Kriechprobe'' wird in einem [[Reagenzglas]] aus Glas eine fluoridhaltige Substanz mit konzentrierter [[Schwefelsäure]] versetzt.

:<math>\mathrm{2 \ F^- + H_2SO_4 \longrightarrow SO_4^{2-} + 2 \ HF}</math>
: <small>Fluorid-Ionen reagieren mit Schwefelsäure zu Sulfat-Ionen und Fluorwasserstoff.</small>

Es steigen Fluorwasserstoffdämpfe auf, die das Glas anätzen. Gleichzeitig ist die Schwefelsäure aufgrund der Veränderung der Oberfläche nicht mehr in der Lage, das Glas zu [[Benetzung|benetzen]].<ref name="Jander">Gerhart Jander, E. Blasius: ''Einführung in das anorganisch-chemische Praktikum.'' 15. Auflage. S. Hirzel Verlag, Stuttgart 2005, ISBN 3-7776-1364-9.</ref>

[[Datei:Bleitiegeltest.svg|mini|Wassertropfenprobe]]
Eine zweite Nachweismöglichkeit ist die sogenannte ''Wassertropfenprobe''. Dabei wird die fluoridhaltige Substanz mit [[Kieselsäure]] und Schwefelsäure zusammengebracht. Es entsteht gasförmiges [[Siliciumtetrafluorid]]. Über das Gefäß mit der Probe wird ein Wassertropfen gehalten. Durch Reaktion von Siliciumtetrafluorid mit dem Wasser bildet sich [[Siliciumdioxid]], das als charakteristischer weißer Rand um den Tropfen kristallisiert.<ref name="Jander" />

:<math>\mathrm{4 \ F^- + 2 \ H_2SO_4 + SiO_2 \longrightarrow SiF_4 \uparrow + 2 \ SO_4^{2-} + 2 \ H_2O}</math>
: <small>Bildung des Siliciumtetrafluorids.</small>

:<math>\mathrm{SiF_4 + 2 \ H_2O \longrightarrow SiO_2 \downarrow + 4 \ HF}</math>
: <small>Reaktion im Wassertropfen</small>

''Siehe auch: [[Nachweise für Anionen#Fluorid-Anionen|Nachweise für Fluorid]]''

In der modernen [[Analytische Chemie|Analytik]], insbesondere für organische Fluorverbindungen spielt die [[NMR-Spektroskopie]] eine große Rolle. Fluor besitzt den Vorteil, zu 100 % aus einem Isotop ([[Reinelement]]) zu bestehen, das durch NMR-Spektroskopie nachweisbar ist.

== Biologische Bedeutung ==
{{Hauptartikel|Fluoride|Fluoridierung}}

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.

== Toxikologie ==
{{Hauptartikel|Fluoride|Fluoridierung}}

Fluor und viele Fluorverbindungen sind für den Menschen und andere Lebewesen sehr giftig, die [[letale Dosis]] (LD<sub>50</sub>, eine Stunde) liegt bei elementarem Fluor bei 150–185&nbsp;[[Parts per million|ppm]].<ref name="GESTIS" /> Elementares Fluor wirkt auf [[Lunge]], [[Haut]] und besonders auf die [[Auge]]n stark verbrennend und verätzend. Schon bei einem fünfminütigen Kontakt mit 25&nbsp;ppm Fluor kommt es zu einer erheblichen Reizung der Augen. Gleichzeitig entsteht durch Reaktion mit Wasser (Luftfeuchtigkeit, Hautoberfläche) der ebenfalls giftige Fluorwasserstoff.<ref name="GESTIS" /> 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. Eine [[Verdauungstrakt|gastrointestinal]] 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 tiefgreifende [[Nekrose]]n und schlecht heilende [[Ulcus|Ulzera]] zur Folge.

== Sicherheitshinweise ==
Auf Grund seiner hohen Reaktivität muss Fluor in speziellen Behältnissen aufbewahrt werden. Die [[Werkstoff]]e müssen dabei so beschaffen sein, dass sie durch den Kontakt mit Fluor eine Passivierungsschicht ausbilden und so eine Weiterreaktion verhindern. Beispiele für geeignete Werkstoffe sind [[Stahl]] oder die [[Nickel]]-[[Kupfer]]-[[Legierung]] [[Monel]]. Nicht geeignet sind beispielsweise [[Glas]], das durch entstandenen Fluorwasserstoff angegriffen wird, oder [[Aluminium]]. Brennbare Stoffe wie [[Fette|Fett]] dürfen ebenfalls nicht in Kontakt mit Fluor kommen, da sie unter heftiger Reaktion verbrennen.<ref name="GESTIS" />

Fluor brennt zwar selbst nicht, wirkt aber [[brandfördernd]]. Brände bei Anwesenheit von Fluor können nicht mit [[Löschmittel]]n gelöscht werden, es muss zunächst der weitere Zutritt von Fluor verhindert werden.<ref name="GESTIS" />

== 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 wird [[Flusssäure]] genannt. Während wasserfreier, flüssiger Fluorwasserstoff zu den stärksten Säuren, den so genannten [[Supersäure]]n zählt, ist Flusssäure nur mittelstark. Fluorwasserstoff ist eine der wenigen Substanzen, die direkt mit [[Glas]] reagieren. Dementsprechend ist die Verwendung als [[Ätzen|Ätzlösung]] in der Glasindustrie eine Anwendung von Flusssäure. Darüber hinaus ist Fluorwasserstoff das Ausgangsmaterial für die Herstellung von Fluor und vielen anderen Fluorverbindungen.

=== Fluoride ===
[[Datei:Calcium fluoride.jpg|mini|Calciumfluorid]]

[[Fluoride]] sind die [[Salze]] des Fluorwasserstoffs. Sie sind die wichtigsten und verbreitetsten Fluorsalze. In der Natur kommt vor allem das schwerlösliche [[Calciumfluorid]] CaF<sub>2</sub> in Form des [[Mineral]]s [[Fluorit]] vor. Technisch spielen auch andere Fluoride eine Rolle. Beispiele sind das unter [[#Verwendung|Verwendung]] erwähnte [[Uranhexafluorid]] oder [[Natriumfluorid]], das unter anderem als [[Holzschutzmittel]] verwendet wird und vor etwa 100 Jahren als [[Rodentizid|Rattengift]] und [[Insektizid]] vermarktet wurde.<ref>{{Literatur |Autor=James E. House, Kathleen A. House |Titel=Descriptive Inorganic Chemistry |Hrsg= |Sammelwerk= |Band= |Nummer= |Auflage=3 |Verlag=Academic Press |Datum=2015-09-10 |ISBN=978-0-12-802979-4 |Seiten=397}}</ref>

Ein in der [[Organische Chemie|organischen Chemie]] häufig verwendetes Fluorid ist das [[Tetrabutylammoniumfluorid]] (TBAF). Da TBAF in organischen [[Lösungsmittel]]n 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 von [[Silylether]]n, die als [[Schutzgruppe]] für [[Alkohole]] verwendet werden.<ref>{{RömppOnline|ID=RD-20-00845|Name=Tetrabutylammonium-Salze|Abruf=2014-05-26}}</ref>

=== Organische Fluorverbindungen ===
Es existiert eine Reihe von [[Organische Chemie|organischen]] Fluorverbindungen. Eine der bekanntesten fluorhaltigen [[Stoffgruppe]]n sind die [[Fluorchlorkohlenwasserstoffe]] (FCKW). Die niedermolekularen FCKW mit einem oder zwei [[Kohlenstoff]]atomen sind gasförmige Stoffe und dienten früher als [[Kältemittel]] in [[Kühlschrank|Kühlschränken]] und [[Treibgas]] für [[Sprühdose|Spraydosen]]. Da diese Stoffe den [[Ozonabbau]] verstärken und somit die [[Ozonschicht]] schädigen, ist ihre Herstellung und Verwendung mit dem [[Montreal-Protokoll]] stark eingeschränkt worden. Dagegen sind [[Fluorkohlenwasserstoffe]] für die Ozonschicht ungefährlich. Eine weitere umweltschädliche Auswirkung fluorhaltiger organischer Verbindungen ist ihre [[Lichtabsorption|Absorptionsfähigkeit]] für [[Infrarotstrahlung]]. Daher wirken sie als [[Treibhausgas]]e.<ref>''{{Toter Link|url=http://www.lfu.bayern.de/umweltwissen/doc/uw_22_fckw.pdf |text=FCKW und FCKW-Ersatzstoffe }}.'' Bayerisches Landesamt für Umweltschutz, Mai 2004 (PDF; 358&nbsp;kB).</ref>

Eine aus dem Alltag bekannte organische Fluorverbindung ist [[Polytetrafluorethen]] (PTFE), die unter dem Handelsnamen ''Teflon®'' als Beschichtung von [[Bratpfanne]]n 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 Umwelt [[Persistenz (Chemie)|persistent]] sind und kaum [[Zersetzung (Chemie)|abgebaut]] werden.<ref>''[https://www.allum.de/stoffe-und-ausloeser/perfluorierte-verbindungen Perfluorierte Verbindungen].'' Allergie – Umwelt – Gesundheit.</ref>

''Siehe auch [[:Kategorie:Organofluorverbindung]]''

=== Weitere Fluorverbindungen ===
Mit den anderen Halogenen bildet Fluor eine Reihe von [[Interhalogenverbindungen]]. Ein wichtiges Beispiel hierfür ist [[Chlortrifluorid]], ein giftiges Gas, das vor allem als [[Fluorierung#Fluorierungsmittel|Fluorierungsmittel]] eingesetzt wird.

Fluor ist [[Elektronegativität|elektronegativer]] als Sauerstoff, weshalb die Verbindungen zwischen Fluor und Sauerstoff nicht wie die anderen Halogen-Sauerstoffverbindungen als [[Halogenoxide]], sondern als [[Sauerstofffluoride]] bezeichnet werden.

Im Gegensatz zu den schwereren Halogenen existiert nur eine Fluorsauerstoffsäure, die [[Hypofluorige Säure]] HOF. Der Grund hierfür liegt darin, dass Fluor keine Drei-Zentren-vier-Elektronen-Bindungen ausbildet.

Fluor bildet auch mit den [[Edelgas]]en [[Krypton]], [[Xenon]], und [[Argon]] einige Verbindungen wie [[Xenon(II)-fluorid]]. [[Kryptondifluorid]], die einzige bekannte Kryptonverbindung, ist das stärkste bekannte [[Oxidationsmittel]]. Weitere Edelgasverbindungen des Fluor enthalten oft auch noch Atome anderer Elemente, wie beispielsweise das [[Argonhydrogenfluorid]] (HArF), die einzige bekannte Argonverbindung.

== Literatur ==
* {{Holleman-Wiberg|Auflage=102.|Startseite=430|Endseite=433}}
* [[Norman N. Greenwood]], [[Alan Earnshaw]]: ''Chemie der Elemente.'' Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S.&nbsp;1018–1022.
* Michael Binnewies, Manfred Jäckel, Helge Willner, Geoff Rayner-Canham: ''Allgemeine und Anorganische Chemie.'' Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg 2004, ISBN 3-8274-0208-5, S.&nbsp;552, 556–557, 575.
* [[Ralf Steudel]]: ''Chemie der Nichtmetalle.'' de Gruyter, Berlin 1998, ISBN 3-11-012322-3.

== Weblinks ==
{{Wiktionary}}
{{Commons|Fluorine|Fluor|audio=1|video=1}}
* {{Alpha Centauri|135}}
* [http://www.chemie-master.de/pse/pse.php?modul=F chemie-master.de] – Foto von flüssigem Fluor

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Navigationsleiste Periodensystem}}

{{Lesenswert|21. Januar 2008|41445484}}

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[[Kategorie:Fluor| ]]

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