Fluor

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) 
Gefahr
H- und P-Sätze H:
  • Lebensgefahr bei Einatmen.
  • Kann Brand verursachen oder verstärken; Oxidationsmittel.
  • Verursacht schwere Verätzungen der Haut und schwere Augenschäden.
  • Enthält Gas unter Druck; kann bei Erwärmung explodieren.
EUH: Wirkt ätzend auf die Atemwege.
P:
  • Staub / Rauch / Gas / Nebel / Dampf / Aerosol nicht einatmen.
  • Schutzhandschuhe / Schutzkleidung / Augenschutz / Gesichtsschutz tragen.
  • Druckminderer frei von Fett und Öl halten.
  • Von Kleidung /.../ brennbaren Materialien fernhalten/entfernt aufbewahren.
  • Bei Einatmen: An die frische Luft bringen und in einer Positionruhigstellen, die das Atmen erleichtert.
  • Bei Kontakt mit der Haut (oder dem Haar): Alle beschmutzten, getränkten Kleidungsstücke sofortausziehen. Haut mit Wasser abwaschen/duschen.
  • Bei Kontakt mit den Augen: Einige Minuten lang behutsam mit Wasser spülen. Vorhandene Kontaktlinsen nach Möglichkeit entfernen. Weiter spülen.
  • Bei Brand: Undichtigkeit beseitigen, wenn gefahrlos möglich.
  • Unter Verschluss aufbewahren.
  • An einem gut belüfteten Ort aufbewahren.
 
Gefahrstoffkennzeichnung aus RL 67/548/EWG, Anh. I 
Brand-
fördernd
Sehr giftig Ätzend
(O) (T+) (C)
R- und S-Sätze R:
  • Feuergefahr bei Berührung mit brennbaren Stoffen.
  • Sehr giftig beim Einatmen.
  • Verursacht schwere Verätzungen.
S:
  • Behälter an einem gut gelüfteten Ort aufbewahren.
  • Bei Berührung mit den Augen gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren.
  • Bei Berührung mit der Haut sofort abwaschen mit viel ... (vom Hersteller anzugeben)
  • "Bei der Arbeit geeignete Schutzkleidung, Schutzhandschuhe und Schutzbrille/Gesichtsschutz tragen.
  • Bei Unfall oder Unwohlsein sofort Arzt hinzuziehen (wenn möglich, Etikett vorzeigen)

Fluor ist ein chemisches Element mit dem Symbol F und der Ordnungszahl 9. Im Periodensystem steht es in der 7. Hauptgruppe und gehört damit zu den Halogenen. Es liegt unter Standardbedingungen in Form des zweiatomigen Moleküls F2 gasförmig vor, ist äußerst reaktiv und sehr giftig. Bereits in geringen Konzentrationen kann sein durchdringender Geruch bemerkt werden. Fluor ist farblos und erscheint stark verdichtet blassgelb. Es ist das elektronegativste aller Elemente und hat in Verbindungen mit anderen Elementen — mit wenigen Ausnahmen — stets die Oxidationsstufe -1. Es reagiert mit allen Elementen mit Ausnahme der Edelgase Helium und Neon.

Der Name des Elementes leitet sich von lat. fluor "Fluss" ab. Der Ursprung liegt darin, dass das wichtigste natürlich vorkommende Mineral Fluorit (Flussspat) in der Metallurgie als Flussmittel zur Herabsetzung des Schmelzpunktes von Erzen verwendet wurde.

Elementares Fluor ist sehr giftig und stark ätzend. Lösliche Fluoride sind in höherer Konzentration ebenfalls sehr giftig, in Spuren möglicherweise essentiell für den Aufbau von Knochen und Zähnen. Sie werden deswegen teilweise dem Trinkwasser und Speisesalz zugesetzt (Fluoridierung).

Geschichte

Henri Moissan

Das erste beschriebene Fluorsalz war das natürlich vorkommende Calciumfluorid (Flussspat). Es wurde 1530 von Georgius Agricola beschrieben und 1556 von ihm als Hilfsmittel zum Schmelzen von Erzen erwähnt. Es macht Erzschmelzen und Schlacken dünnflüssiger, lässt sie fließen (Flussmittel).

Carl Wilhelm Scheele beschäftigte sich erstmals eingehender mit Flussspat und seinen Eigenschaften. Er entdeckte die Flusssäure und ihre ätzende Wirkung auf Glas (Siliciumdioxid). Eine weitere Eigenschaft, die er an Flussspat entdeckte, war die Fluoreszenz, die nach dem Mineral benannt ist.

1811 wurde von Humphry Davy erstmals vorhergesagt, dass Fluor ein eigenständiges Element ist. Danach versuchten viele Chemiker, das reine Element zu gewinnen. Auf Grund der Schwierigkeiten, die durch die Reaktivität und Giftigkeit entstanden, dauerte es bis zum 28. Juni 1886, als es Henri Moissan erstmals gelang, elementares Fluor herzustellen. Er schaffte dies durch Elektrolyse einer Lösung von Kaliumhydrogendifluorid in flüssigem Fluorwasserstoff bei tiefen Temperaturen. Für diese Leistung bekam Moissan den Nobelpreis für Chemie im Jahr 1906 verliehen.

Aufschwung nahm die Fluorherstellung im Zweiten Weltkrieg, einerseits durch die Entwicklung der Atomwaffen in den USA (Manhattan-Projekt), da die Isotopenanreicherung von 235Uran über gasförmiges Uranhexafluorid (UF6) erfolgt, das mit Hilfe von elementarem Fluor hergestellt wird. 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. Ob es in Deutschland damals möglich gewesen wäre, mit Hilfe dieser Fluorproduktion 235Uran anzureichern, wird kontrovers diskutiert.

Eigenschaften
Allgemein
Name, Symbol, Ordnungszahl Fluor, F, 9
Serie Halogene
Gruppe, Periode, Block 17, 2, p
Aussehen blasses, gelbliches Gas
CAS-Nummer 7782-41-4
Massenanteil an der Erdhülle 0,028 %
Physikalisch
Aggregatzustand gasförmig
Dichte 1,6965 kg/m3 bei 273 K
Magnetismus diamagnetisch
Schmelzpunkt 53,53 K (-219,62 °C)
Siedepunkt 85,03 K (-188,12 °C)
Molares Volumen (fest) 11,20 · 10-6 m3/mol
Verdampfungswärme 3,2698 kJ/mol
Schmelzwärme 0,2552 kJ/mol
Wärmeleitfähigkeit 0,0279 W/(m · K)
Chemisch
Oxidationszustände -1
Normalpotential 2,87 V (F + e → F)
Elektronegativität 4,0 (Pauling-Skala)

Vorkommen

Fluoritkristalle

In der Erdkruste ist Fluor mit 525 ppm ein relativ häufiges Element. Es kommt aufgrund seiner Reaktivität in der Natur nicht elementar sondern gebunden als Fluorid in Form einiger Minerale vor. Eine Ausnahme bildet Stinkspat (eine uranhaltige Fluorit-Varietät), in dem geringe Mengen Fluor durch Radiolyse entstehen, was bei mechanischen Bearbeitungen einen starken Geruch durch entstehenden Fluorwasserstoff verursacht. Meerwasser enthält wenig gelöste Fluoride, da diese nur eine sehr geringe Löslichkeit in Wasser haben. Die häufigsten Fluorminerale sind der Fluorit CaF2 und der Fluorapatit Ca5(PO4)3F. Der größte Teil des Fluorits ist in Fluorapatit gebunden, jedoch enthält dieser nur einen geringen Massenanteil Fluor von 3,5 %. 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, China, Südafrika, Spanien und Russland.

Ein weiteres natürlich vorkommendes Fluormineral ist Kryolith Na3AlF6. Die ursprünglich bedeutenden Kryolithvorkommen bei Ivigtut auf Grönland sind ausgebeutet. Das in der Aluminiumproduktion benötigte Kryolith wird heute chemisch hergestellt.

Fluor kommt daneben auch in einigen seltenen Mineralen als Bestandteil vor. Beispiele sind der Schmuckstein Topas Al2SiO4(OH, F)2, Sellait MgF2 und Bastnäsit (La,Ce)(CO3)F..

Einige wenige Organismen können fluororganische Verbindungen herstellen. 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.

Gewinnung und Darstellung

Das Ausgangsmaterial für die Gewinnung von elementarem Fluor und anderer Fluorverbindungen ist überwiegend Fluorit CaF2. Aus diesem wird durch Reaktion mit konzentrierter Schwefelsäure Flusssäure gewonnen.

\mathrm{CaF_2 + H_2SO_4 \longrightarrow CaSO_4 + 2\ HF}
Reaktion von Calciumfluorid mit Schwefelsäure.

Eine weitere Quelle für Flusssäure ist die Phosphatgewinnung, bei der Flusssäure als Abfallprodukt bei der Verarbeitung von Fluorapatit entsteht.

Nur ein kleiner Teil der produzierten Flusssäure wird zu elementarem Fluor weiterverarbeitet. Der größte Teil wird direkt zu anderen fluorierten Verbindungen verarbeitet. Dies geht in einigen Fällen nicht. Es wird elementares Fluor als Zwischenprodukt benötigt.

Da Fluor eines der stärksten Oxidationsmittel ist, kann es auf chemischem Weg nur sehr umständlich und nicht wirtschaftlich gewonnen werden. Stattdessen wird ein elektrochemisches Verfahren eingesetzt. Die Bruttoreaktion verläuft gemäß:

\mathrm{2\ HF \longrightarrow H_2 + F_2}

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 1:1 bis 1:3. Der Hauptgrund für die Verwendung dieser Mischung liegt darin, dass die Leitfähigkeit der Schmelze im Vergleich zu reinem Fluorwasserstoff, der wie reines Wasser 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.

Technisch wird das sogenannte Mitteltemperatur-Verfahren mit Temperaturen von 70 bis 130 °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 °C), was den Umgang erheblich erschwert und die Korrosion fördert. Die Elektrolyse findet mit Graphit-Elektroden in Zellen aus Stahl oder Moneltt, die zusätzliche Eisenbleche zur Trennung von Anoden- und Kathodenraum 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 auch Sauerstoff, Tetrafluormethan (CF4) und perfluorierte Kohlenwasserstoffe, die durch Reaktion von Fluor und dem Elektrodenmaterial entstehen. Diese Verunreinigungen können durch Ausfrieren und Adsorption von Fluorwasserstoff an Natriumfluorid entfernt werden.

Im Labor kann Fluor durch Zersetzung von MnF4 dargestellt werden. Hierzu wird zunächst K2MnF6 mit SbF5 versetzt, wobei das instabile blauviolette MnF4 freigesetzt wird. Dieses Mangantetrafluorid zerfällt bei Temperaturen über 150 °C in F2 und MnF3.

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 -188,13 °C ist Fluor flüssig und von "kanariengelber" Farbe. Der Schmelzpunkt des Fluor liegt bei -219,52 °C Von festem Fluor sind zwei Modifikationen bekannt. Zwischen -227,6 °C und dem Schmelzpunkt liegt Fluor in einer kubischen Kristallstruktur mit Gitterparameter a=667 pm vor (β-Fluor). Unterhalb von -227,6 °C ist die monokline α-Modifikation mit den Gitterparametern a=550 pm, b=328 pm, c=728 pm und β=102,17° stabil. Fluor ist mit einer Dichte von 1,6959 kg/m3 bei 0 °C und 1013 hPa dichter als Luft. Der kritische Punkt liegt bei einem Druck von 52,2 bar und einer Temperatur von 144,2 K (-129 °C).

Chemische Eigenschaften

Fluor gehört zu den stärksten bei Raumtemperatur beständigen Oxidationsmitteln. Es ist das 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 °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 °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. So wird Wasser durch Fluor unter anderem in Sauerstoff und Fluorwasserstoff gespalten. Nebenbei entstehen in kleinerer Menge Ozon O3 und hypofluorige Säure HOF. Treibende Kraft hinter all diesen Reaktionen ist die exotherm verlaufende Bildung von Fluorwasserstoff.

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 Passivierungsschicht 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 Kunststoffe 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 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 Reinelementen. Natürlich vorkommendes Fluor besteht zu 100 % aus dem Isotop 19F. Daneben sind weitere 16 künstliche Isotope von 14F bis 31F sowie das Isomer 18mF bekannt. Außer dem Isotop 18F, das eine Halbwertszeit von 109,77 Minuten besitzt, zerfallen alle anderen künstlichen Isotope innerhalb von Zeptosekunden (10-21s) bis etwas über einer Minute.

18F wird in der Krebsdiagnostik in Form von Fluordesoxyglucose, Fluorethylcholin, Fluorethyltyrosin bzw. 18F-Fluorid als Radionuklid in der Positronen-Emissions-Tomographie (PET) eingesetzt.

Verwendung

Auf Grund 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 Anreicherung von 235U mit Gaszentrifugen 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 Isolator beispielsweise in Hochspannungsschaltern und gasisolierten Rohrleitern.

Fluor dient zur Oberflächenfluorierung von Kunststoffen. Dies wird für Kraftstofftanks in Automobilen eingesetzt und bewirkt eine niedrigere Benzindurchlässigkeit. Die Technik wird in den Industriestaaten zunehmend durch moderne Coextrusionstechnologien in der Tankherstellung ersetzt. Der Umgang mit dem äußerst gefährlichen Fluor in der Tankproduktion wird hierdurch vermieden. Außerdem werden auch in Verbindung mit Biokraftstoffen die gewünschten Grenzwerte für die Verdunstung flüchtiger organischer Substanzen (VOC) zuverlässig unterschritten. Verbreitet ist die Fluorierungstechnik weiterhin den Entwicklungs- und Schwellenländern mit geringen Auflagen im Umwelt- und Arbeitsschutz. Eine zweite Wirkung der Fluorierung ist, dass Farben und Lacke auf so behandelten Kunststoffoberflächen (Polyolefine) besser haften können. Weiter verbreitet ist hier jedoch die kostengünstigere und in der Industrie etablierte Technologie der Beflämmung.

Werden Fluor und Graphit zusammen erhitzt, entsteht Graphitfluorid, das als Trockenschmiermittel und Elektrodenmaterial eingesetzt werden kann.

Nachweis

Für Fluoridionen existieren mehrere Nachweiseverfahren. Bei der sogenannten Kriechprobe wird in einem Reagenzglas aus Glas eine fluoridhaltige Substanz mit konzentrierter Schwefelsäure versetzt.

\mathrm{2 \ F^- + H_2SO_4 \longrightarrow SO_4^{2-} + 2 \ HF}
Fluorid-Ionen reagieren mit Schwefelsäure zu Sulfat-Ionen und Fluorwasserstoff.

Es steigen Fluorwasserstoffdämpfe auf, die das Glas anätzen. Gleichzeitig ist die Schwefelsäure auf Grund der Veränderung der Oberfläche nicht mehr in der Lage, das Glas zu benetzen.

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.

\mathrm{4 \ F^- + 2 \ H_2SO_4 + SiO_2 \longrightarrow SiF_4 \uparrow + 2 \ SO_4^{2-} + 2 \ H_2O}
Bildung des Siliciumtetrafluorids.
\mathrm{SiF_4 + 2 \ H_2O \longrightarrow SiO_2 \downarrow + 4 \ HF}
Reaktion im Wassertropfen

In der modernen Analytik, spielen organische Fluorverbindungen für 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

Es ist umstritten, ob Fluor ein für den menschlichen Organismus essentielles Spurenelement ist. Im Körper sind etwa 5 g Fluorid (bei 70 kg Körpergewicht) enthalten. Es ist sehr ungleichmäßig verteilt, der weitaus größte Teil ist in den Knochen und Zähnen enthalten.

Fluorid kann vor Zahnkaries schützen und den Zahnschmelz härten. Durch den Einbau von geringen Mengen Fluorid anstatt von Hydroxid in den Apatit der Zähne entsteht Fluorapatit. Dieser ist schwerer in Wasser löslich und damit stabiler gegenüber dem Speichel. Fluorid wirkt durch die geringe Löslichkeit des Fluorapatits remineralisierend, indem der durch Säuren aufgelöste Apatit in Anwesenheit von Fluorid wieder ausgefällt wird. Weiterhin wirkt Fluorid hemmend auf bestimmte Enzyme und bewirkt eine Unterbrechung der Glykolyse in kariesverursachenden Bakterien, was deren Wachstum hemmt

Die Aufnahme von Fluorid auf natürlichen Wegen erfolgt in der Regel mit dem Trinkwasser oder der Nahrung. Bereits bei einer Fluoridkonzentration von 2 mg/l in Trinkwasser bilden sich auf der Zahnoberfläche kleine weiße Flecken (mottled teeth oder mottled enamel). Sie sehen nicht nur unschön aus, an diesen Stellen ist die Zahnoberfläche weniger widerstandsfähig. In Deutschland ist die Trinkwasserfluoridierung nicht zulässig, in der Schweiz wurde sie bis 2003 in Basel durchgeführt.

Da Fluorid ähnlich Selen in größeren Mengen toxisch wirkt, existiert nur ein kleiner Bereich, in dem Fluorid im Körper vorkommen darf, ohne toxisch zu wirken.

Toxikologie

Fluor und viele Fluorverbindungen sind für den Menschen und andere Lebewesen sehr giftig, die letale Dosis (LC50, eine Stunde) beträgt bei elementarem Fluor 185 ppm. Eine akute Fluorvergiftung äußert sich je nachdem, über welchen Weg das Fluor in den Körper gelangt ist, mit unterschiedlichen Beschwerden. Elementares Fluor wirkt auf Lunge, Haut und besonders auf die Augen 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 der ebenfalls giftige Fluorwasserstoff. Eine gastrointestinal entstandene akute Fluorvergiftung führt zu Schleimhautverätzungen, Übelkeit, anfänglich schleimigem, später blutigem Erbrechen, unstillbarem Durst, heftigen Leibschmerzen und blutigem Durchfall. Teilweise versterben Betroffene. Eine durch die Atemluft entstandene akute Fluorvergiftung führt zu Tränenfluss, Niesen, Husten, Atemnot, Lungenödem und Tod unter Krämpfen. Eine über die Haut entstandene Fluorvergiftung hat tiefgreifende Nekrosen und schlecht heilende Ulzera zur Folge.

Als schwach dissoziiertes Molekül wird Fluorwasserstoff leicht durch die Haut aufgenommen. Es kommt zu schmerzhaften Entzündungen, später zu hartnäckigen, schlecht abheilenden Geschwüren. Außerdem bildet HF starke Wasserstoffbrückenbindungen aus und ist so in der Lage, die Tertiärstruktur von Proteinen zu verändern. Mit Aluminium-Ionen bildet Fluorid Fluoridoaluminat-Komplexe, die eine Phosphat-analoge Struktur haben und so zur Deregulierung von G-Proteinen beitragen. Resultat ist ein Eingriff in die rezeptorgekoppelte Signalübertragung und -via signalabhängige Phosphorylierung /Dephosphorylierung- in die Aktivität vieler Enzyme. Bekanntestes Beispiel für eine Enzym-Hemmung durch Fluorid ist Enolase, ein Enzym der Glykolysekette.

Die hochtoxischen Fluoracetate und Fluoracetamid werden nach der Resorption zu Fluorcitrat metabolisiert. Diese Verbindung führt zur Blockade des für den Citratzyklus wichtigen Enzyms Aconitase. Dies bewirkt eine Anreicherung von Citrat im Blut, was wiederum die Körperzellen von der Energiezufuhr abschneidet. Perfluorierte Alkane, die als Blutersatzstoffe in der Erprobung sind, und die handelsüblichen Fluorcarbone, wie Polytetrafluorethylen(PTFE (Teflon)), Polyvinylidenfluorid (PVDF) oder Perfluoralkoxy (PFA) gelten als ungiftig.

Das schwerlösliche Calciumfluorid, das sich bei der Reaktion mit Calcium — etwa in den Knochen — bildet, wurde früher für inert und daher harmlos gehalten. Zumindest die Stäube von Calciumfluorid haben sich jedoch sowohl im Tierversuch, als auch beim Menschen, als toxisch erwiesen. Ob in vivo bei akuter Fluoridvergiftung tatsächlich schwerlösliches Calciumfluorid gebildet wird, wie so oft vermutet, konnte im Rahmen gezielter Untersuchungen nicht bewiesen werden.

Die Aufnahme von mehr als 20 mg Fluorid pro Tag führt zu einer chronischen Fluorvergiftung, die auch Fluorose genannt wird. Symptome sind Husten, Auswurf, Atemnot, eine Dentalfluorose mit Veränderung von Struktur und Farbe des Zahnschmelzes, eine Fluorosteopathie und teilweise eine Fluorokachexie. Die Fluorosteopathie führt durch Vermehrung des Knochengewebes zu Elastizitätsverlust und erhöhten Knochenbrüchigkeit (Osteosklerose) bis hin zum völligen Versteifen von Gelenken oder gar der Wirbelsäule. Da gleichzeitig mit Hilfe hoher Fluoriddosen das Knochenwachstum stimuliert werden kann, verwendet man Fluoride zur Behandlung verschiedener Formen der Osteoporose. Daneben gibt es Vermutungen, dass die Anwendung auch niedrig konzentrierter Fluorsalze und -verbindungen Krebs verursachen sowie das Nervensystem und weitere Organe dauerhaft schädigen können. Die Internationale Agentur für Krebsforschung IARC war in ihrer Bewertung 1982 jedoch noch zu dem Ergebnis gekommen, dass es keine Anzeichen einer krebserzeugenden Wirkung von anorganischen Fluoriden gibt, die zur Fluoridierung des Trinkwassers eingesetzt werden bzw. wurden.

Schäden, die durch die Arbeit mit Fluoriden entstehen, wie Skelettfluorose, Lungenschäden, Reizung des Magen-Darm-Trakts oder Verätzungen sind als Berufskrankheiten anerkannt. Im Berufskrankheiten-System sind sie unter Bk Nr. 13 08 erfasst.

Sicherheitshinweise

Auf Grund seiner hohen Reaktivität muss Fluor in speziellen Behältnissen aufbewahrt werden. Die Werkstoffe 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 Fett dürfen ebenfalls nicht in Kontakt mit Fluor kommen, da sie unter heftiger Reaktion verbrennen.

Fluor brennt zwar selbst nicht, wirkt aber brandfördernd. Brände bei Anwesenheit von Fluor können nicht sofort mit Löschmitteln gelöscht werden, es muss zunächst der weitere Zutritt von Fluor verhindert werden.

Verbindungen

Als elektronegativstes aller Elemente kommt Fluor in Verbindunlsweise Glas, das durch entstandenen Fluorwasserstoff angegriffen wird, oder Aluminium. Brennbare Stoffe wie Fett dürfen ebenfalls nicht in Kontakt mit Fluor kommen, da sie unter heftiger Reaktion verbrennen.

Fluor brennt zwar selbst nicht, wirkt aber brandfördernd. Brände bei Anwesenheit von Fluor können nicht sofort mit Löschmitteln gelöscht werden, es muss zunächst der weitere Zutritt von Fluor verhindert werden.

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.

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Basierend auf einem Artikel in Wikipedia.de
 
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Datum der letzten Änderung:  Jena, den: 17.04. 2019