Fluoride

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Dieser Artikel behandelt die Salze; zur Zeitschrift siehe Fluoride (Zeitschrift).

Fluoride sind die Salze der Fluorwasserstoffsäure (HF), die auch als Flusssäure bekannt ist. Sie enthalten in ihrem Ionengitter als negative Gitterbausteine (Anionen) Fluorid-Ionen (F). Daneben werden auch kovalente, nicht-ionische Verbindungen von Nichtmetallen sowie organische Fluorverbindungen wie etwa die Fluorkohlenwasserstoffe oder Carbonsäurederivate veraltet als Fluoride bezeichnet.

Natürliches Vorkommen[Bearbeiten]

Fluoride kommen in Form vieler Mineralien in der Natur vor. Wichtigster Vertreter ist der Fluorit (CaF2), ferner Yttrofluorit, ein Additions-Mischkristall mit YF3, und Cerfluorit (auch Yttrocerit), der neben Yttrium noch Cer, Erbium und Hydratwasser enthält. Weitere Fluoride sind Frankdicksonit (BaF2), Gagarinit (NaCaYF6), Tysonit (auch Fluocerit, (Ce,La,Se)F3) und Neighborit (NaMgF3). Komplexe Fluoride enthalten ein weiteres Element innerhalb eines Anion-Komplexes, wie etwa Bor, Aluminium oder Silicium, und bilden dann z. B. Hexafluorosilikate oder Tetrafluorborate. Vertreter sind hier das Ferruccit (NaBF4), Avogadrit ((K,Cs)BF4), Malladrit (Na2SiF6), Hieratit (K2SiF6), Kryolithionit (Na3Al2Li3F12), Kryolith (Na3AlF6), Elpasolith (K2Na[AlF6]), Jarlit (NaSr2[AlF6]2), Usovit (Ba2Mg[AlF6]2) und Weberit (Na2MgAlF7).[1]

Siehe auch: Kategorie Fluormineralien

Anorganische Fluoride[Bearbeiten]

Wichtige salzartige Fluoride[Bearbeiten]

Einige wichtige Fluoride sind:

Hydrogendifluoride[Bearbeiten]

[FHF]-Anion

Neben den einfachen Fluoriden existieren auch Hydrogendifluoride der Zusammensetzung Me+[HF2], wie etwa Natriumhydrogendifluorid (NaHF2) und Kaliumhydrogendifluorid (KHF2). Diese enthalten das lineare [FHF]-Anion. Darstellung ist aus wässrigen Lösungen der Fluoride unter Anwesenheit eines Überschusses Fluorwasserstoff (HF) möglich. Beim Erhitzen spalten die Hydrogendifluoride den Fluorwasserstoff wieder ab.[1]

Darstellung:

\mathrm{NaF \ + \ HF \ \longrightarrow \ NaHF_2}

Zersetzung durch Erhitzen:

\mathrm{NaHF_2 \ \xrightarrow{\Delta T} \ NaF \ + \ HF \uparrow}

Auch molekular aufgebaute anorganische Fluorverbindungen wie die Hexafluoride Platin(VI)-fluorid, Uran(VI)-fluorid oder Plutonium(VI)-fluorid werden häufig als Fluoride bezeichnet.

Organische Fluoride[Bearbeiten]

In den meisten organischen Fluoriden ist das Fluoratom kovalent gebunden, Beispiele:

Es gibt jedoch auch organische Fluorverbindungen in denen das Fluoratom salzartig als Fluorid-Anion enthalten ist. Beispiele:

Nachweis[Bearbeiten]

Physikalische Analyseverfahren[Bearbeiten]

Professionell werden heute Fluoride in Mineralien und Feststoffen mit Röntgenfluoreszenzanalyse, Röntgenbeugung oder Massenspektrometrie bestimmt, in Flüssigkeiten mit Fluorid-Elektroden, IR- oder NMR-Verfahren.

Nasschemisch[Bearbeiten]

Bleitiegeltest mit Wassertropfen

Mit einfachen Labormethoden lässt sich Fluorid durch den Bleitiegeltest oder die Ätzprobe nachweisen. Versetzt man mit Schwefelsäure, so entsteht Fluorwasserstoff, der das Glasbehältnis anätzt.

\mathrm{CaF_2 + H_2SO_4 \longrightarrow CaSO_4 + 2 \ HF}

Gibt man die Probe in einen Bleitiegel mit gepulverter Kieselsäure oder Natriumsilicat und überschichtet anschließend Schwefelsäure, so bildet sich Siliciumtetrafluorid-Gas:

\mathrm{SiO_2 + 4 \ HF \ \rightleftharpoons \ SiF_4 + 2 \ H_2O}

Der Tiegel wird wieder verschlossen und die Abdeckung mit Wasser befeuchtet. Das Siliciumtetrafluoid reagiert mit dem Wasser wieder zu Silicat, das sich kraterförmig im Wassertropfen absetzt.[2]

Anwendungen[Bearbeiten]

Fluoride werden vor Allem als Flussmittel in der Metallurgie, zur Synthese von organischen Fluorchemikalien sowie zur gasdichten Versiegelung von Kraftstoffbehältern verwendet; dabei werden die Kunststofftanks aus z. B. PA (Polyamid) mit dem gelösten Fluorid bedampft, dadurch diffundiert dieses ca. 3–4 Mikrometer in die Oberfläche ein.

Als Fluoridierung bezeichnet man die Zugabe von Fluoriden insbesondere zu Speisesalz, Trinkwasser, Milch, Tabletten und Zahnpasten zur Prophylaxe von Zahnkaries.

Toxikologie[Bearbeiten]

Die Toxikologie von Fluoriden ist von zahlreichen Faktoren abhängig, wie der Art des Fluorids, dessen Löslichkeitsverhalten, die Resorptionsgeschwindigkteit im Magen, dem Säure-Basen-Haushalt und dem pH-Wert des aufgenommenen Fluorids. Die sichere toxische Dosis (Certainly Toxic Dose, CTD) liegt bei 32-64mg Fluorid pro Kilogramm Körpergewicht. Bei Kleinkindern liegt die wahrscheinliche toxische Dosis (Probably Toxic Dose, PTD) bei 5mg Fluorid pro Kilogramm Körpergewicht.[3]

Zum Vergleich: In einer Tube Zahnpasta (100g bzw. 75ml) mit einem Fluoridgehalt von 1000ppm (parts per million, Teile einer Million) befinden sich 100mg Fluorid. Ein 15 kg schweres Kind hätte beim Verzehr der gesamten Tube Zahnpasta die wahrscheinliche toxische Dosis damit überschritten.

Wasserlösliche Fluoride sind als giftig eingestuft. Die Giftwirkung beruht dabei teils auf der Ausfällung des vom Stoffwechsel benötigten Calcium als Calciumfluorid, teils aus der Wirkung als Protoplasma- und Zellgift, das bestimmte Enzymsysteme und die Proteinsynthese hemmt.

Bei oraler Aufnahme erfolgt eine schnelle und nahezu vollständige Resorption löslicher Fluoride über die Magenschleimhaut, da die Salze durch die Salzsäure des Magens Fluorwasserstoff bilden. Akute Symptome sind starke Schmerzen in Magen und Darm, hinter dem Brustbein, Krämpfe, Bewusstlosigkeit und schwere Stoffwechselstörungen. Fluorwasserstoff verursacht ebenfalls starke Verätzungen bis zur Zerstörung von Zellen.

Eine chronische Aufnahme auch geringer Mengen kann zu einer Vergiftung (Fluorose) führen, die sich in Schädigungen des Skeletts, der Zähne, der Lungenfunktion, der Haut und in Stoffwechselstörungen äußert.[4]

Wasserunlösliche oder schwerlösliche Fluoride wie Calciumfluorid und Aluminiumfluorid besitzen eine wesentlich geringere Toxizität. Es besteht jedoch immer die Gefahr der Bildung des ebenfalls hochtoxischen Fluorwasserstoffs beim Kontakt mit starken Säuren.

Als Antidot bei Fluoridvergiftungen dient Calciumgluconat.[5][6] Als Erste-Hilfe-Maßnahme sind auch andere calciumhaltige Mittel wirksam; beispielsweise kann es helfen, Milch zu trinken, um damit die Resorption der Fluoridionen zu hemmen.[7]

Siehe auch[Bearbeiten]

Einzelnachweise[Bearbeiten]

  1. a b Wissenschaft-Online-Lexika: Eintrag zu Fluoride, in: Lexikon der Geologie, abgerufen am 10. Juli 2008.
  2. Biltz-Klemm-Fischer, 1966.
  3. E. Hellwig, J. Klimek, T. Attin: Einführung in die Zahnerhaltung – Prüfungswissen Kariologie, Endodontologie und Parodontologie. 6. Auflage. Deutscher Zahnärzteverlag, 2013, S.145ff
  4. Eintrag zu Fluoride in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 10. Juli 2008 (JavaScript erforderlich).
  5. Antidot. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 15. November 2013.
  6. Gluconate. In: Römpp Online. Georg Thieme Verlag, abgerufen am 15. November 2013.
  7. Jürgen Stein (Hrsg.): Praxishandbuch klinische Ernährung und Infusionstherapie. Springer 2003, ISBN 978-3-642558962, S. 120, eingeschränkte Vorschau in der Google-Buchsuche

Weblinks[Bearbeiten]

 Wikibooks: Praktikum Anorganische Chemie/ Fluorid – Lern- und Lehrmaterialien