text: Fluor [] ist ein chemisches Element mit dem Symbol F und der Ordnungszahl 9. Im Periodensystem steht es in der 7. Hauptgruppe und gehört damit zur 17. IUPAC-Gruppe, den Halogenen, von denen es das leichteste ist. Es liegt unter Normalbedingungen in Form des zweiatomigen Moleküls F2 gasförmig vor und ist das reaktivste aller Elemente. Es reagiert mit allen Elementen mit Ausnahme der Edelgase Helium und Neon. Fluor ist farblos und erscheint stark verdichtet blassgelb. Es ist das elektronegativste aller Elemente und hat in Verbindungen mit anderen Elementen stets die Oxidationsstufe −1. Der Name des Elementes ist von lateinisch fluores für Flussspat abgeleitet, dem natürlich vorkommenden Mineral Fluorit, das in der Metallurgie als Flussmittel zur Herabsetzung des Schmelzpunktes von Erzen verwendet wird. Elementares Fluor ist stark ätzend und sehr giftig; sein durchdringender Geruch kann schon in geringeren Konzentrationen bemerkt werden. Dessen Salze – Fluoride 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 Zahnschmelzes. Sie werden daher zur Prophylaxe von Zahnkaries in 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. Es macht Erzschmelzen und 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. 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. 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. Danach versuchten viele Chemiker, das Element zu isolieren, was wegen seiner 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 Moissan 1906 den Nobelpreis für Chemie. Aufschwung nahm die Fluorherstellung im Zweiten Weltkrieg, zum einen 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. Zum anderen betrieb die I.G. Farben in Gottow damals 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, ist kontrovers diskutiert worden. In Knochen kann Fluor selbst dann noch angereichert werden, wenn sie als Fossilien 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. Vorkommen In der Erdkruste ist Fluor mit 525 ppm ein relativ häufiges Element. Es kommt aufgrund seiner Reaktivität in der Natur nur äußerst selten elementar, sondern fast ausschließlich gebunden als Fluorid in Form einiger Minerale vor. Eine Ausnahme bildet Stinkspat (eine uranhaltige Fluorit-Varietät) u. 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. 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 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 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, China, Südafrika, Spanien und Russland. Auch in Deutschland findet sich Fluorit, beispielsweise im eingangs erwähnten Wölsendorf. 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. Fluorid-Ionen kommen daneben auch in einigen seltenen Mineralen vor, in denen sie die Hydroxidgruppen ersetzen. Beispiele sind Asbest sowie der Schmuckstein Topas Al2SiO4(OH, F)2, Sellait MgF2 und Bastnäsit (La,Ce)(CO3)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. Gewinnung und Darstellung Das Ausgangsmaterial für die Gewinnung elementaren Fluors und anderer Fluorverbindungen ist überwiegend Fluorit (CaF2). Aus diesem wird durch Reaktion mit konzentrierter Schwefelsäure Fluorwasserstoff gewonnen. Reaktion von Calciumfluorid mit Schwefelsäure. Eine weitere Quelle für Flusssäure ist die Phosphatgewinnung, 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 elektrochemisches Verfahren eingesetzt. Die Bruttoreaktion verläuft gemäß: 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. 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 Monel statt, 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 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. Die experimentellen Details wurden in der Zeitschrift Inorganic Chemistry beschrieben. Hierzu wird das Dikaliumsalz der Hexafluoromangan(IV)säure – Dikaliumhexafluoromanganat(IV), K2MnF6 – mit Antimon(V)-fluorid SbF5 versetzt, wobei molekulares Fluor und Mangan(III)-fluorid gebildet wird. Zunächst entsteht das instabile blaue Mangan(IV)-fluorid MnF4. Dieses 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 °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 schwerer als Luft. Der kritische Punkt liegt bei einem Druck von 52,2 bar und einer Temperatur von 144,2 K (−129 °C). Moleküleigenschaften Fluor liegt im elementaren Zustand wie die anderen Halogene in Form zweiatomiger Moleküle vor. Die Bindungslänge im Fluormolekül ist mit 144 pm kürzer als die Einfachbindungen in anderen Elementen (beispielsweise Kohlenstoff-Kohlenstoff-Bindung: 154 pm). Trotz dieser kurzen Bindung ist die Dissoziationsenergie der Fluor-Fluor-Bindung im Vergleich zu anderen Bindungen mit 158 kJ/mol gering und entspricht etwa der des Iodmoleküls mit einer Bindungslänge von 266 pm. Die Gründe für die geringe Dissoziationsenergie liegen vor allem darin, dass sich die 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-Atomorbitale der einzelnen Atome zu bindenden und antibindenden Molekülorbitalen zusammengesetzt. Die 1s- und 2s-Orbitale der Fluoratome werden jeweils zu σs und σs*- bindenden und antibindenden Molekülorbitalen. Da diese Orbitale vollständig mit Elektronen gefüllt sind, tragen sie nichts zur Bindung bei. Aus den 2p-Orbitalen werden insgesamt sechs Molekülorbitale mit unterschiedlicher Energie. Dies sind die bindenden σp-, πy- und πz- sowie die entsprechenden antibindenden σp*-, πy*- und πz*-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 diamagnetisches Verhalten, das auch beobachtet wird. 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. Mit Wasser reagiert Fluor bei verschiedenen Bedingungen unterschiedlich: Werden geringe Mengen Fluor in kaltes Wasser geleitet, bilden sich Wasserstoffperoxid und Flusssäure. Bei der Reaktion eines Fluor-Überschusses mit geringen Wassermengen, Eis oder Hydroxiden entstehen dagegen als Hauptprodukte Sauerstoff und Sauerstoffdifluorid. 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. Siehe auch: 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 Anreicherung von 235U mit Gaszentrifugen 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 Isolator beispielsweise in Hochspannungsschaltern und gasisolierten Rohrleitern. Fluor dient zudem zur Oberflächenfluorierung von Kunststoffen. Dies wird unter anderem bei Kraftstofftanks in Automobilen eingesetzt, wobei sich eine fluorierte Barriereschicht ausbildet, die unter anderem eine niedrigere Benzindurchlässigkeit bewirkt. Diese Anwendung der Fluorierung steht in Konkurrenz zur Koextrusionstechnologien und dem Metalltank. Eine zweite Wirkung der Fluorierung ist, dass die Oberflächenenergie vieler Kunststoffe erhöht werden kann. Dies findet vor allem Anwendungen, wo Farben, Lacke oder Klebstoffe 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-Matrix-Haftung, verringerte Reibung und verbesserte Selektivitäten in der Membrantechnik. Werden Fluor und Graphit zusammen erhitzt, entsteht Graphitfluorid, das als Trockenschmiermittel und Elektrodenmaterial eingesetzt werden kann. Nachweis Für Fluoridionen existieren mehrere Nachweise. Bei der sogenannten Kriechprobe wird in einem Reagenzglas aus Glas eine fluoridhaltige Substanz mit konzentrierter Schwefelsäure versetzt. Fluorid-Ionen reagieren mit Schwefelsäure zu Sulfat-Ionen und Fluorwasserstoff. 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 benetzen. 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. Bildung des Siliciumtetrafluorids. Reaktion im Wassertropfen Siehe auch: Nachweise für Fluorid In der modernen 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 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 Fluor und viele Fluorverbindungen sind für den Menschen und andere Lebewesen sehr giftig, die letale Dosis (LD50, eine Stunde) liegt bei elementarem Fluor bei 150–185 ppm. 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 (Luftfeuchtigkeit, Hautoberfläche) der ebenfalls giftige Fluorwasserstoff. 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 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 Nekrosen und schlecht heilende Ulzera zur Folge. 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 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. 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 Supersäuren zählt, ist Flusssäure nur mittelstark. Fluorwasserstoff ist eine der wenigen Substanzen, die direkt mit Glas reagieren. Dementsprechend ist die Verwendung als Ätzlösung in der Glasindustrie eine Anwendung von Flusssäure. Darüber hinaus ist Fluorwasserstoff das Ausgangsmaterial für die Herstellung von Fluor und vielen anderen Fluorverbindungen. Fluoride Fluoride sind die Salze des Fluorwasserstoffs. Sie sind die wichtigsten und verbreitetsten Fluorsalze. In der Natur kommt vor allem das schwerlösliche Calciumfluorid CaF2 in Form des Minerals Fluorit vor. Technisch spielen auch andere Fluoride eine Rolle. Beispiele sind das unter Verwendung erwähnte Uranhexafluorid oder Natriumfluorid, das unter anderem als Holzschutzmittel verwendet wird und vor etwa 100 Jahren als Rattengift und Insektizid vermarktet wurde. Ein in der organischen Chemie häufig verwendetes Fluorid ist das Tetrabutylammoniumfluorid (TBAF). Da TBAF in organischen Lösungsmitteln 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 Silylethern, die als Schutzgruppe für Alkohole verwendet werden. Organische Fluorverbindungen Es existiert eine Reihe von organischen Fluorverbindungen. Eine der bekanntesten fluorhaltigen Stoffgruppen sind die Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKW). Die niedermolekularen FCKW mit einem oder zwei Kohlenstoffatomen sind gasförmige Stoffe und dienten früher als Kältemittel in Kühlschränken und Treibgas für 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 Absorptionsfähigkeit für Infrarotstrahlung. Daher wirken sie als Treibhausgase. Eine aus dem Alltag bekannte organische Fluorverbindung ist Polytetrafluorethen (PTFE), die unter dem Handelsnamen Teflon® als Beschichtung von Bratpfannen 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 persistent sind und kaum abgebaut werden. 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 Fluorierungsmittel eingesetzt wird. Fluor ist 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 Edelgasen 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 Norman N. Greenwood, Alan Earnshaw: Chemie der Elemente. Weinheim 1988, ISBN 3-527-26169-9, S. 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. 552, 556–557, 575. Ralf Steudel: Chemie der Nichtmetalle. de Gruyter, Berlin 1998, ISBN 3-11-012322-3. Weblinks chemie-master.de – Foto von flüssigem Fluor Einzelnachweise Nichtmetall


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text: Fermium ist ein ausschließlich künstlich erzeugtes chemisches Element mit dem Elementsymbol Fm und der Ordnungszahl 100. Im Periodensystem steht es in der Gruppe der Actinoide (7. Periode, f-Block) und zählt auch zu den Transuranen. Fermium ist ein radioaktives Metall, das aber aufgrund der geringen zur Verfügung stehenden Mengen bisher nicht als Metall dargestellt wurde. Es wurde 1952 nach dem Test der ersten amerikanischen Wasserstoffbombe entdeckt und zu Ehren des Physikers Enrico Fermi benannt, der jedoch an der Entdeckung von bzw. Forschung an Fermium persönlich nicht beteiligt war. Geschichte Fermium wurde zusammen mit Einsteinium nach dem Test der ersten amerikanischen Wasserstoffbombe, Ivy Mike, am 1. November 1952 auf dem Eniwetok-Atoll gefunden. Erste Proben erhielt man auf Filterpapieren, die man beim Durchfliegen durch die Explosionswolke mitführte. Größere Mengen isolierte man später aus Korallen. Aus Gründen der militärischen Geheimhaltung wurden die Ergebnisse zunächst nicht publiziert. Eine erste Untersuchung der Explosionsüberreste hatte die Entstehung eines neuen Plutoniumisotops 244Pu aufgezeigt, dies konnte nur durch die Aufnahme von sechs Neutronen durch einen Uran-238-Kern und zwei folgende β-Zerfälle entstanden sein. Zu der Zeit nahm man an, dass die Absorption von Neutronen durch einen schweren Kern ein seltener Vorgang wäre. Die Identifizierung von 244Pu ließ jedoch den Schluss zu, dass Urankerne viele Neutronen einfangen können, was zu neuen Elementen führt. Die Bildung gelang durch fortgesetzten Neutroneneinfang: Im Moment der Detonation war die Neutronenflussdichte so hoch, dass die meisten der zwischenzeitlich gebildeten – radioaktiven – Atomkerne bis zum jeweils nächsten Neutroneneinfang noch nicht zerfallen waren. Bei sehr hohem Neutronenfluss steigt also die Massenzahl stark an, ohne dass sich die Ordnungszahl ändert. Erst anschließend zerfallen die entstandenen instabilen Nuklide über viele β-Zerfälle zu stabilen oder instabilen Nukliden mit hoher Ordnungszahl: Die Entdeckung von Fermium (Z = 100) erforderte mehr Material, da man davon ausging, dass die Ausbeute mindestens eine Größenordnung niedriger als die von Element 99 sein würde. Daher wurden kontaminierte Korallen aus dem Eniwetok-Atoll (wo der Test stattgefunden hatte) zum University of California Radiation Laboratory in Berkeley, Kalifornien, zur Verarbeitung und Analyse gebracht. Die Trennung der gelösten Actinoid-Ionen erfolgte in Gegenwart eines Citronensäure/Ammoniumcitrat-Puffers im schwach sauren Medium (pH ≈ 3,5) mit Ionenaustauschern bei erhöhter Temperatur. Etwa zwei Monate später wurde eine neue Komponente isoliert, ein hochenergetischer α-Strahler (7,1 MeV) mit einer Halbwertszeit von etwa einem Tag. Mit einer derart kurzen Halbwertszeit konnte es nur aus dem β-Zerfall eines Einsteiniumisotops entstehen, und so musste ein Isotop des Elements 100 das neue sein: Es wurde schnell als 255Fm identifiziert (t1⁄2 = 20,07 Stunden). Im September 1953 war noch nicht abzusehen, wann die Ergebnisse der Teams in Berkeley, Argonne und Los Alamos veröffentlicht werden könnten. Man entschied sich dazu, die neuen Elemente durch Beschussexperimente herzustellen; gleichzeitig versicherte man sich, dass diese Ergebnisse nicht unter Geheimhaltung fallen würden und somit veröffentlicht werden konnten. Einsteiniumisotope wurden kurz danach am University of California Radiation Laboratory durch Beschuss von Uran (238U) mit Stickstoff (14N) hergestellt. Dabei merkte man an, dass es Forschungen zu diesem Element gebe, die bislang noch unter Geheimhaltung stehen. Isotope der beiden neu entdeckten Elemente wurden durch Bestrahlung des Plutoniumisotops 239Pu erzeugt, die Ergebnisse wurden in fünf kurz aufeinander folgenden Publikationen veröffentlicht. Die letzten Reaktionen ausgehend von Californium sind: Das Team in Berkeley war zudem besorgt, dass eine andere Forschergruppe die leichteren Isotope des Elements 100 durch Ionenbeschuss entdecken und veröffentlichen könnte, bevor sie ihre unter Geheimhaltung stehende Forschung hätten veröffentlichen können. Denn im ausgehenden Jahr 1953 sowie zu Anfang des Jahres 1954 beschoss eine Arbeitsgruppe des Nobel-Instituts für Physik in Stockholm Urankerne mit Sauerstoffkernen; es bildete sich das Isotop mit der Massenzahl 250 des Elements 100 (250Fm). Die zweifelsfreie Identifizierung konnte anhand der charakteristischen Energie des beim Zerfall ausgesandten α-Teilchens erlangt werden. Das Team in Berkeley veröffentlichte schon einige Ergebnisse der chemischen Eigenschaften beider Elemente. Schließlich wurden die Ergebnisse der thermonuklearen Explosion im Jahr 1955 freigegeben und anschließend publiziert. Letztlich war die Priorität des Berkeley-Teams allgemein anerkannt, da ihre fünf Publikationen der schwedischen Publikation vorausgingen, und sie sich auf die zuvor noch geheimen Ergebnisse der thermonuklearen Explosion von 1952 stützen konnten. Damit war das Vorrecht verbunden, den neuen Elementen den Namen zu geben. Sie entschieden sich, diese fortan nach berühmten, bereits verstorbenen Wissenschaftlern zu benennen. Man war sich schnell einig, die Namen zu Ehren von Albert Einstein und Enrico Fermi zu vergeben, die beide erst vor kurzem verstorben waren: „We suggest for the name for the element with the atomic number 99, einsteinium (symbol E) after Albert Einstein and for the name for the element with atomic number 100, fermium (symbol Fm), after Enrico Fermi.“ Die Bekanntgabe für die beiden neu entdeckten Elemente Einsteinium und Fermium erfolgte durch Albert Ghiorso auf der 1. Genfer Atomkonferenz, die vom 8. bis 20. August 1955 stattfand. Später wurde das Element zeitweilig mit dem systematischen Namen Unnilnilium bezeichnet. Isotope Sämtliche bisher bekannten 19 Nuklide und 3 Kernisomere sind radioaktiv und instabil. Die bekannten Massenzahlen reichen von 242 bis 260. Die mit Abstand längste Halbwertszeit hat das Isotop 257Fm mit 100,5 Tagen, so dass es auf der Erde keine natürlichen Vorkommen mehr geben kann. 253Fm hat eine Halbwertszeit von 3 Tagen, 251Fm von 5,3 h, 252Fm von 25,4 h, 254Fm von 3,2 h, 255Fm von 20,1 h und 256Fm von 2,6 h. Alle übrigen haben Halbwertszeiten von 30 Minuten bis unterhalb einer Millisekunde. Nimmt man den Zerfall des langlebigsten Isotops 257Fm heraus, so entsteht durch α-Zerfall zunächst das 253Cf, das seinerseits durch β-Zerfall in 253Es übergeht. Der weitere Zerfall führt dann über 249Bk, 249Cf, 245Cm, 243Am, 241Pu, 241Am zum 237Np, dem Beginn der Neptunium-Reihe (4 n + 1). Die angegebenen Zeiten sind Halbwertszeiten. Fermiumbarriere Als Fermiumbarriere bezeichnet man den Umstand, dass die Fermiumisotope 258Fm, 259Fm und 260Fm zum Teil schon nach Bruchteilen von Sekunden durch Spontanspaltung zerfallen (t1⁄2 = 370 μs, 1,5 s bzw. 4 ms). 257Fm ist ein α-Strahler und zerfällt zu 253Cf. Zudem zeigt keines der bislang bekannten Fermiumisotope β-Zerfälle, was die Bildung von Mendelevium durch Zerfall aus Fermium verhindert. Diese Tatsachen vereiteln praktisch jede Bemühung, mit Hilfe von Neutronenstrahlung, zum Beispiel mit Hilfe eines Kernreaktors, Elemente mit Ordnungszahlen über 100 bzw. Massenzahlen größer als 257 zu erzeugen. Fermium ist somit das letzte Element, das durch Neutroneneinfang hergestellt werden kann. Jeder Versuch, weitere Neutronen zu einem Fermium-Kern hinzuzufügen, führt zu einer Spontanspaltung. Gewinnung Fermium wird durch Beschuss von leichteren Actinoiden mit Neutronen in einem Kernreaktor erzeugt. Die Hauptquelle ist der 85 MW High-Flux-Isotope Reactor am Oak Ridge National Laboratory in Tennessee, USA, der auf die Herstellung von Transcuriumelementen (Z > 96) eingerichtet ist. In Oak Ridge sind größere Mengen an Curium bestrahlt worden, um Dezigramm-Mengen an Californium, Milligramm-Mengen an Berkelium und Einsteinium sowie Pikogramm-Mengen an Fermium zu erzeugen. Nanogramm- und Mikrogramm-Mengen von Fermium können für bestimmte Experimente vorbereitet werden. Die Mengen an Fermium, die in thermonuklearen Explosionen von 20 bis 200 Kilotonnen entstehen, bewegen sich vermutlich in der Größenordnung von einigen Milligramm, obwohl es mit einer riesigen Menge von Explosionsresten gemischt ist; 40 Pikogramm 257Fm wurden aus 10 Kilogramm der Explosionsreste aus dem Hutch-Test vom 16. Juli 1969 isoliert. Nach der Bestrahlung muss Fermium von den anderen Actinoiden und den Lanthanoid-Spaltprodukten getrennt werden. Dies wird üblicherweise durch Ionenaustauschchromatographie erreicht, das Standardverfahren läuft mit Kationenaustauschern wie Dowex 50 oder TEVA, man eluiert mit einer Lösung von Ammonium-α-hydroxyisobuttersäuremethylester. Kleinere Kationen bilden stabilere Komplexe mit den α-Hydroxyisobuttersäuremethylester-Anionen, daher werden sie bevorzugt von der Säule eluiert. Eine schnelle fraktionierte Kristallisationsmethode wurde ebenfalls beschrieben. Obwohl das stabilste Isotop des Fermiums das 257Fm mit einer Halbwertszeit von 100,5 Tagen ist, basieren die meisten Studien auf 255Fm (t1⁄2 = 20,07 Stunden). Dieses Isotop kann leicht isoliert werden, es ist ein Zerfallsprodukt des 255Es (t1⁄2 = 39,8 Tage). Geringe Mengen an Einsteinium und Fermium wurden aus Plutonium isoliert und abgetrennt, welches mit Neutronen bestrahlt wurde. Vier Einsteiniumisotope wurden gefunden (mit Angabe der damals gemessenen Halbwertszeiten): 253Es (α-Strahler mit t1⁄2 = 20,03 Tage, sowie mit einer Spontanspaltungs-Halbwertszeit von 7×105 Jahren); 254mEs (β-Strahler mit t1⁄2 = 38,5 Stunden), 254Es (α-Strahler mit t1⁄2 = ∼ 320 Tage) und 255Es (β-Strahler mit t1⁄2 = 24 Tage). Zwei Fermiumisotope wurden gefunden: 254Fm (α-Strahler mit t1⁄2 = 3,24 Stunden, sowie mit einer Spontanspaltungs-Halbwertszeit von 246 Tagen) und 255Fm (α-Strahler mit t1⁄2 = 21,5 Stunden). Durch Beschuss von Uran mit fünffach ionisierten Stickstoff- und sechsfach ionisierten Sauerstoffatomen wurden gleichfalls Einsteinium- und Fermiumisotope erzeugt. Eigenschaften Im Periodensystem steht das Fermium mit der Ordnungszahl 100 in der Reihe der Actinoide, sein Vorgänger ist das Einsteinium, das nachfolgende Element ist das Mendelevium. Sein Analogon in der Reihe der Lanthanoide ist das Erbium. Physikalische Eigenschaften Das Metall wurde bislang nicht dargestellt, hingegen erfolgten Messungen an Legierungen mit Lanthanoiden, ferner liegen einige Berechnungen oder Vorhersagen vor. Die Sublimationsenthalpie ist direkt mit der Valenzelektronenstruktur des Metalls verbunden. Die Sublimationsenthalpie von Fermium wurde direkt durch Messung des Partialdrucks des Fermiums über Fm-Sm- und Fm/Es-Yb-Legierungen im Temperaturbereich von 642 bis 905 K bestimmt. Sie gelangten zu einem Wert von 142(13) kJ·mol−1. Da die Sublimationsenthalpie von Fermium ähnlich ist zu denen des zweiwertigen Einsteinium, Europium und Ytterbium, wurde der Schluss gezogen, dass Fermium einen zweiwertigen metallischen Zustand besitzt. Vergleiche mit Radien und Schmelzpunkten von Europium-, Ytterbium- und Einsteinium-Metall führten zu geschätzten Werten von 198 pm und 1125 K für Fermium. Das Normalpotential wurde als ähnlich zum Ytterbium Yb3+/Yb2+-Paar eingeschätzt, also etwa −1,15 V in Bezug auf die Standard-Wasserstoffelektrode, ein Wert, der mit theoretischen Berechnungen übereinstimmt. Auf der Grundlage polarographischer Messungen wurde für das Fm2+/Fm0-Paar ein Normalpotential von −2,37 V festgestellt. Fm3+ kann relativ leicht zu Fm2+ reduziert werden, z. B. mit Samarium(II)-chlorid, mit dem Fermium zusammen ausfällt. Chemische Eigenschaften Die Chemie des Fermiums konnte bisher nur in Lösung mit Hilfe von Tracertechniken untersucht werden, feste Verbindungen wurden nicht hergestellt. Unter normalen Bedingungen liegt Fermium in Lösung als Fm3+-Ion vor, welches eine Hydratationszahl von 16,9 besitzt und eine Säurekonstante von 1,6 · 10−4 (pKs = 3,8). Fm3+ bildet Komplexe mit einer Vielzahl von organischen Liganden mit harten Donoratomen wie Sauerstoff; und diese Komplexe sind in der Regel stabiler als die der vorhergehenden Actinoide. Es bildet auch anionische Komplexe mit Liganden wie Chlorid oder Nitrat; und auch diese Komplexe scheinen stabiler zu sein als die von Einsteinium oder Californium. Es wird angenommen, dass die Bindung in den Komplexen der höheren Actinoide meist ionischen Charakter hat: das Fm3+-Ion ist erwartungsgemäß kleiner als die vorhergehenden An3+-Ionen – aufgrund der höheren effektiven Kernladung von Fermium –; und damit würde Fermium voraussichtlich kürzere und stärkere Metall-Ligand-Bindungen bilden. Sicherheitshinweise Einstufungen nach der CLP-Verordnung liegen nicht vor, weil diese nur die chemische Gefährlichkeit umfassen und eine völlig untergeordnete Rolle gegenüber den auf der Radioaktivität beruhenden Gefahren spielen. Auch Letzteres gilt nur, wenn es sich um eine dafür relevante Stoffmenge handelt. Verwendung Fermium wird – in Form seiner Verbindungen in Lösung – in erster Linie in geringen Mengen zu Studienzwecken gewonnen. Verbindungen des Fermiums wurden in fester Form bislang nicht dargestellt. Literatur Robert J. Silva: Fermium, Mendelevium, Nobelium, and Lawrencium, in: Lester R. Morss, Norman M. Edelstein, Jean Fuger (Hrsg.): The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements, Springer, Dordrecht 2006; ISBN 1-4020-3555-1, S. 1621–1651 (doi:10.1007/1-4020-3598-5_13). Glenn T. Seaborg (Hrsg.): Proceedings of the 'Symposium Commemorating the 25th Anniversary of Elements 99 and 100', 23. Januar 1978; Report LBL-7701, April 1979. Gmelins Handbuch der anorganischen Chemie, System Nr. 71, Transurane: Teil A 1 II, S. 19–20; Teil A 2, S. 47; Teil B 1, S. 84. Weblinks Albert Ghiorso: Einsteinium and Fermium, Chemical & Engineering News, 2003. Einzelnachweise Enrico Fermi als Namensgeber


text: Francium [] ist ein radioaktives chemisches Element mit dem Elementsymbol Fr und der Ordnungszahl 87. Das Element ist ein Metall, steht in der 7. Periode, 1. IUPAC-Gruppe (Gruppe der Alkalimetalle) und gehört damit zum s-Block. Francium besitzt von allen Elementen bis zur Ordnungszahl 104 die in ihrer Gesamtheit instabilsten Isotope. Selbst das langlebigste Francium-Isotop 223Fr besitzt eine Halbwertszeit von nur 21,8 Minuten. Wegen dieser Eigenschaft und des Fehlens einer effizienten Kernreaktion zur Herstellung von Francium (223Fr entsteht in 1 % beim Zerfall von 227Ac) kann es nicht in Mengen hergestellt werden. Francium kann nur als Salz in verdünnten Lösungen und hoch verdünnt als Amalgam studiert werden. Experimente zeigen, dass Francium ein typisches Alkalimetall ist und seinem leichteren Homologon Caesium sehr ähnlich ist. So ist es in wässriger Lösung positiv einwertig und lässt sich analog zum Caesium in Form schwerlöslicher Salze, z. B. als Perchlorat, Tetraphenylborat und Hexachloroplatinat, ausfällen. Geschichte Im Jahre 1871 wurde von Dmitri Iwanowitsch Mendelejew die Existenz eines Elementes vorhergesagt, das den zu diesem Zeitpunkt noch leeren Platz innerhalb seines Periodensystems einnehmen würde. Er beschrieb es als Alkalimetall und gab ihm den Namen Eka-Caesium. Im Jahre 1925 veröffentlichte Dmitri Dobroserdow eine Theoriestudie, in der er Voraussagen über das Atomgewicht sowie chemische und physikalische Eigenschaften machte. Er nannte das Element Russium. Ein Jahr danach, im Jahre 1926, beobachteten die englischen Chemiker Gerald Druce und Frederic H. Loring die Spektrallinien des Elements bei Untersuchungen von Mangansulfat. 1929 meldete der amerikanische Physiker Fred Allison die Entdeckung des Elementes bei Untersuchungen von Mineralen und benannte das Element Virginium nach seinem Heimatstaat Virginia. 1936 wiederum gingen der Rumäne Horia Hulubei und die Französin Yvette Cauchois davon aus, das Element entdeckt zu haben und gaben ihm den Namen Moldavium. Allerdings konnte keine dieser Entdeckungen bei anderen Wissenschaftlern Bestätigung finden. Erst 1939 konnte Marguerite Perey das Element als ein Isotop 223Fr als Zerfallsprodukt von Actinium 227Ac zweifelsfrei nachweisen. Es wurde zunächst Actinium-K genannt und 1946 in Armenium umbenannt. Der Name wurde 1949 von der Internationalen Vereinigung der Chemiker abgelehnt. Das Element wurde dann Francium genannt nach dem Vaterland der Entdeckerin. Die physikalischen Eigenschaften sind im Wesentlichen Schätzungen, die durch Extrapolation der Eigenschaften der Alkalimetalle oder durch Modellrechnungen bestimmt wurden. Untersuchungen an kompakten Proben des Metalls oder seiner Verbindungen sind durch die geringen herstellbaren Mengen (wenige Attogramm, ~10.000 Atome) und die hohe Radioaktivität (Aktivität ist etwa 2-Mio.-mal höher als die der gleichen Menge von 238Pu: sichtbare Mengen würden sofort verdampfen) kaum möglich. Sicherheitshinweise Einstufungen nach der CLP-Verordnung liegen nicht vor, weil diese nur die chemische Gefährlichkeit umfassen und eine völlig untergeordnete Rolle gegenüber den auf der Radioaktivität beruhenden Gefahren spielen. Auch Letzteres gilt nur, wenn es sich um eine dafür relevante Stoffmenge handelt. Literatur Jean-Pierre Adloff, George B. Kauffman: Francium (Atomic Number 87), the Last Discovered Natural Element, The Chemical Educator, 10(5), 2005, S. 387–394, doi:10.1333/s00897050956a. Eric Scerri: A tale of seven elements, Oxford University Press, Oxford, 2013 Weblinks Einzelnachweise


text: Ein Fuß () (englisch , Plural ) bzw. Schuh ist ein früher in vielen Teilen der Welt verwendetes Längenmaß, das je nach Land meist 28 bis 32 cm maß, in Extremfällen auch 25 und 34 cm. Der Fuß ist neben der Fingerbreite, der Handbreite, der Handspanne, der Elle, dem Schritt und dem Klafter eine der ältesten Längeneinheiten. Das einzige heute noch übliche Fußmaß, der englische Fuß, beträgt 1 ft = 30,48 cm (12 Zoll). Obwohl es sich nicht um eine SI-Einheit handelt, wird die Einheit Fuß auch international noch häufig verwendet, vor allem in der See- und Luftfahrt. Ursprünge Seit wann der Fuß als Maßeinheit verwendet wird, ist umstritten. Sichere Schlüsse können aus den frühesten Funden von Maßstäben gezogen werden. Das älteste unbeschädigte Fundstück dieser Art ist die sogenannte Nippur-Elle aus Mesopotamien. Durch Einkerbungen erschließen sich Untereinheiten zu 30 Fingerbreit (digiti à 1,73 cm), woraus sich die Maßeinheiten Fuß mit 16 digiti (27,6 cm) sowie die Handbreite (palmus = 4 digiti) ergeben. Versuche, die Länge der Elle an Gebäuden zu überprüfen, führten zu einem Mittelwert von 518,65 mm. Ob daraus – wie im Fall des megalithischen Yard – ein gemeinsames Urmaß abgeleitet werden kann, ist in der Fachwelt umstritten. Identische Längen oder ihre Untereinheiten in verschiedenen Kulturen könnten auch eine Folge der Einheitlichkeit von Körpermaßen sein, auf die sie zurückgehen. Antike Noch vor der IV. Pharaonen-Dynastie teilten ägyptische Geometer die Nippur-Elle nur noch in 28 Teile. Dadurch wuchs der Fuß als Maß auf 51,8 cm ÷ 28 × 16 ≈ 29,6 cm. Genau diese Länge hatte auch das römische Fußmaß. Demnach unterhalten der megalithische bzw. Nippur-Fuß und der römische Fuß ein Verhältnis von genau 28 zu 30. Ein Fuß (lat. pes ≈ 29,6 cm) ist also vier Handbreit (lat. palmus ≈ 7,4 cm) bzw. sechzehn Fingerbreit (lat. digitus ≈ 1,85 cm). Neben dem offiziellen pes monetalis wurde in einigen Teilen der römischen Nordwestprovinzen auch der sogenannte pes drusianus (≈ 33,27 cm) verwendet, der gegenüber dem offiziellen Fußmaß um etwa 2 digiti länger war. Er wurde benannt nach dem Feldherrn Nero Claudius Drusus. Das „Vier-Fuß-Maß“ nannte man in der Spätantike auf Lateinisch ulna (Elle). Das „Maß von 11⁄2 Fuß“ ist die natürliche Elle (lat. cubitus). Das „Fünf-Fuß-Maß“ ist der Doppelschritt (lat. passus). Das englische Yard hat genau drei Fuß. Im alten Griechenland zum Beispiel gab es neben dem hauptsächlich verwendeten, eigentlichen Fuß (griechisch pous) zu 16 Fingerbreit auch eine sogenannte Pygme zu 18 Fingerbreit. Diese Pygme (Unterarm bis zum Handgelenk) wurde oft in Übersetzungen in Ermangelung eines geeigneten Wortes auch als „Fuß“ bezeichnet. Dennoch kann festgehalten werden, dass über die gesamte Zivilisationsgeschichte hinweg der Fuß stets 16 Fingerbreit beträgt, wobei der „Finger“ als die eigentliche Grundeinheit angesehen werden kann. Unter den mannigfaltigen, stets voneinander abgeleiteten griechischen Systemen sind vor allem der gemeingriechische Fuß zu nennen (wissenschaftlich seit Heron auch als Pous metrios bezeichnet), der später österreichischer Fuß wurde, sowie der besonders für die Erdvermessung des Eratosthenes relevante griechisch-kyrenaische Fuß der Antike. Griechische Fußmaße 1 Fuß (äginetischer) = 33,30 Zentimeter 1 Fuß (altattischer) = 33,00 Zentimeter 1 Fuß (attischer) = 31,04 Zentimeter 1 Fuß (dorischer) = 32,65 Zentimeter 1 Fuß (ionischer) = 34,83 Zentimeter 1 Fuß (makedonischer) = 27,50 Zentimeter 1 Fuß (olympischer) = 32,05 Zentimeter 1 Fuß (solonischer) = 29,60 Zentimeter Mittelalter und frühe Neuzeit Erst im Mittelalter mit seiner Vorliebe für das Duodezimalsystem wurde der Fuß statt in sechzehn in zwölf Untereinheiten geteilt. Dadurch ergab sich die Daumenbreite, das sogenannte Zoll (lat. uncia, engl. inch, frz. pouce). Auch in anderen Kulturkreisen, z. B. in Japan oder China, sind Längenmaße in Größe des menschlichen Fußes bekannt. Ein karolingischer Fuß maß 32,24 cm, der „Pariser Königsfuß“ 32,48 cm (vermutlich vom pes drusianus abgeleitet) und der weit verbreitete Rheinfuß knapp 31,4 cm. Bei nahezu allen Bauwerken des Mittelalters wurde der Fuß als Grundbaumaß verwendet. Er lässt sich bei Kirchenbauwerken meist durch Teilung des Breitenmaßes mit einer theologisch relevanten ganzen Zahl rekonstruieren. Die Dombauhütten und ihre Baumeister verwendeten regional unterschiedliche eigene Fußmaße, die entweder antike Fußmaße oder deren Ableitungen waren. Die rekonstruierten Längen liegen zwischen 25 und 35 cm. Wie man in der frühen Neuzeit versuchte, „ein gerechtes Meßrut“ als Mittelung zu schaffen, zeigt folgender Text des Rechenmeisters, Feldmessers und Stadtschreibers Jakob Köbel aus Oppenheim von 1535: Eine Anweisung zur Grenzvermessung zwischen der Grafschaft Nassau und der Landgrafschaft Hessen-Darmstadt aus dem Jahre 1719 legt unter Punkt 5 fest, dass zur Vermessung „eine Rute zu 18 Schuh, der Schuh zu 12 Zoll“ verwendet werden solle. Mit der Einführung des dezimalen Meters in Frankreich im Jahre 1793 brach man erstmals in der Menschheitsgeschichte mit der Verwendung aller konkret auf den Menschen bezogenen Grundmaße sowie mit der traditionellen Bezugnahme auf andere, schon bestehende Maße. Die neue Referenz sollte nun der Erdumfang sein. In bestimmten Bereichen, etwa der Landvermessung und Schifffahrt, wurden allerdings schon zuvor verschiedene „geografische Meilen“ (z. B. in Deutschland 1/15 Äquatorgrad lang) und davon abgeleitete Größen verwendet. Der Meter wurde rein abstrakt als zehnmillionster Teil der Entfernung vom Pol zum Äquator definiert. In der Folge verschwand das klassische menschliche Fußmaß im Geltungsbereich des Meters. Zur Vereinfachung und besseren Akzeptanz der Umstellung auf den Meter wurde im 19. Jahrhundert da und dort das alte Fußmaß auf runde Werte des neuen Systems gebracht. Dieser erneuerte Fuß entsprach im Großherzogtum Hessen genau 25 cm, im Großherzogtum Baden sowie in der Schweiz (siehe auch: Schweizer Fuss) genau 30 cm und im Herzogtum Nassau genau 50 cm. Diese Einheiten wurden dann meistens in zehn statt wie zuvor in zwölf Zoll geteilt. Andere Staaten beschränkten sich darauf, ihren Fuß und andere Maßeinheiten in Abhängigkeit zum metrischen Systems zu definieren. Deutschsprachiger Raum Die verschiedenen alten deutschen Fußmaße sind durch den Norddeutschen Bund und die Übernahme seiner Gesetze bei der Gründung des Deutschen Reiches (1871) sowie den darauf folgenden deutschen Beitritt zur internationalen Meterkonvention (1875) ganz aufgegeben worden. In Österreich galt überwiegend der pous metrios zu 31,61 cm. Terminologisch entsprach dem Fuß regional der Schuh. Beispiele der Fußmaße in einigen deutschen Städten und Ländern (gerundet): 282 mm in Weimar 283 mm in Sachsen 285 mm in Frankfurt am Main 286 mm in Württemberg 287 mm in Hamburg 288 mm in Hessen-Kassel 288 mm in Hessen-Darmstadt 289 mm in Bremen 291 mm in Aschaffenburg 292 mm in Bayern 292 mm in Hannover 296 mm in Augsburg (römischer Fuß) 296 mm in Oldenburg (römischer Fuß) 297 mm in Salzburg (Fürsterzbistum, römischer Fuß) 304 mm in Nürnberg 304 mm in Meiningen-Hildburghausen 314 mm in Preußen (Rheinfuß) 316 mm in Wien, Österreich (Pous metrios) Reformierte Fußmaße im Rheinbund (ab 1806) bzw. nach dem Wiener Kongress (1814/1815) sowie in der Schweiz (gemäß Konkordat von 1835): 25 cm in Hessen 30 cm in Baden und in der Schweiz 331⁄3 cm in der Pfalz Spezielle Fußmaße: 291 mm im Schiffbau (Schiffsfuß) in Lübeck 284,91 mm als Katasterfuß in Kurhessen 292,87 mm als Artilleriefuß in Bayern Europäische Fußmaße (Quelle unter) Limprandischer Fuß Mit limprandischer Fuß wurde neben dem normalen oder ordinären Fuß das Längenmaß Fuß in Alessandria bezeichnet. Der Unterschied in der Länge war 1 limprandischer Fuß = 12 Zoll = 227,7 Pariser Linien = 0,51367 Meter 1 ordinärer Fuß = 8 Zoll = 151,8 Pariser Linien = 0,342435 Meter (Quelle unter) Gegenwart Fuß als angloamerikanische Maßeinheit Heutzutage ist mit der Maßeinheit Fuß oder auf Englisch foot bzw. feet die angloamerikanische Längeneinheit Fuß gemeint, die 1959 international mit 30,48 cm definiert wurde. Das Einheitenzeichen ist ft, im Gebrauch als Abkürzung ist auch das Minutenzeichen ′ (in Unicode das „PRIME“-Zeichen U+2032) oder das halbe typografische Anführungszeichen '. 1 ft = 1′ = 12 in = 1⁄3 yd = 30,48 cm 1 m ≈ 3,2808 ft Von 1893 (Mendenhall Order) bis 1959 war der Fuß in den USA als 1 Fuß = 1200/3937 Meter definiert. Der so definierte Fuß wurde noch bis 2022 als U.S. survey foot in der Mehrheit der US-Bundesstaaten für die Landvermessung verwendet. Die Diskrepanz betrug 2 Millionstel: Der international foot ist exakt -mal so groß wie der U.S. survey foot. Seit 2023 wird der U.S. survey foot nicht mehr verwendet. Wissenschaft In der Wissenschaft gilt international das dezimale metrische Maßsystem, und selbst in den USA wird in diesem Bereich der foot nicht mehr verwendet. Technik Im Gegensatz zum Zoll, der auch heutzutage noch weltweit verbreitet ist, beispielsweise bei der Größenangabe von Autofelgen, ist der Fuß im technischen Bereich so gut wie nicht mehr international im Gebrauch. Eine der seltenen Ausnahmen ist die gelegentliche Bezeichnung der Breite beim Mähdrescher-Schneidwerk. Logistik Viele Angaben sind in Fuß und Zoll angegeben, so z. B. die Abmessungen der weltweit verbreiteten ISO-Container. Insbesondere die Längenmaße sind hier von Bedeutung, da sie die Grundlage der Klassifikationen darstellen, aus denen sich alle weiteren Maße im Wesentlichen ableiten. Der Standard sind 20′-, 40′- und 45′-Container. Luftfahrt Direkte Werte in Fuß sind am häufigsten in der Luftfahrt anzutreffen, wo sie als feet die gebräuchlichste Maßeinheit der Flughöhe darstellen. Bei geografischen Höhenangaben in Luftfahrtkarten (speziell für Flugplätze und Berge) wird im Zusammenhang mit der Angabe in Fuß der Begriff „Elevation“ (ELEV) verwendet. Im Luftraum über der Übergangshöhe werden die Flugflächen (engl.: flight level, FL) nach ihrer Höhe in Vielfachen von 100 Fuß benannt. Beispiel: Die Höhenangabe „FL120“ bedeutet: „12000 ft über der Standard-Bezugsfläche“. Schifffahrt Viele Maße basieren auf Fuß und Zoll oder werden immer noch direkt darin angegeben. Maße bei Bauvorschriften für z. B. Durchstiege, Raumhöhen oder die Seereling wurden in Fuß oder Zoll definiert und werden heute als Millimeterwerte angegeben (Höhe der Reling 2 Fuß entspricht 610 mm, Abstand der Stützen höchstens 7 Fuß entspricht 2134 mm). Grenzwerte für Schiffsklassen sind oft ganze Fußmaße. Eine Registertonne sind 100 Kubikfuß. Tiefgangs-Marken, die sogenannten Ahmings, die am Bug und Heck eines Seeschiffes und bisweilen auch mittschiffs angebracht sind, sind oft in Fuß skaliert. Bei der Fertigung von Kettengliedern wird zumeist der Zoll verwendet, während die Produkte in Millimeter ausgezeichnet werden (die Glieder einer 1⁄4-Zoll-Kette sind 6,35 mm dick, werden aber als 6-Millimeter-Kette bezeichnet; 3⁄8 Zoll sind 9,53 mm, werden aber als 10 mm verkauft; und 1⁄2 Zoll sind 12,7 mm, heißen aber 13 mm). Auf allen amtlichen amerikanischen Seekarten und nautischen Veröffentlichungen werden Wassertiefen in Fuß angegeben. Hingegen sind die Seekarten der britischen Admiralität inzwischen fast durchgehend metrisch. Auch wenn es nicht exakt stimmt, nutzen auch Nichtengländer Fußwerte im Namen eines Bootstyps oder einer Marke, um das Boot genauer zu spezifizieren (Boote der Klasse Melges 24 sind 750 cm lang, die Swan 48 hat 1483 cm und nicht korrekte 1463,04 cm = 48 ft). Sport In manchen Sportarten sind Maße ursprünglich runde Fußwerte, werden inzwischen aber häufig in Metern spezifiziert und dabei nur manchmal auf glatte Werte gerundet. Der Basketballkorb beispielsweise hängt 10 ft hoch (umgerechnet 3,048 m). Die Abmessungen eines Fußballtors stammen aus der Zeit, als in England erste Regeln wie die Acht-Acht-Regel aufgestellt wurden. 8 ft (= 2,44 m) hoch und 8 yds (24 ft = 7,32 m) breit. Die britischen Maße werden auch heute noch im FIFA-Regelwerk parallel zu den metrischen Maßen angegeben. Alle vorgegebenen Abmessungen eines Baseball-Spielfeldes sind grundsätzlich Fuß-Maße. Orgelbau Im Orgelbau wird der Fuß heute für die Angabe der Tonhöhe von Orgelpfeifen verwendet. Die sogenannte Fußtonzahl gibt die klingende Tonhöhe eines Orgelregisters an. Bei einem 8′-Register lässt die Taste C auch den Ton C erklingen, bei einem 4′-Register den Ton c0 usw. Dabei wird von einer theoretischen Standardpfeife für die Taste C ausgegangen. Für die heutige Stimmung hat im Orgelbau ein Fuß etwa 32 cm. Abhängig von der Bauart weicht die tatsächliche Länge einer Pfeife bei gleicher Tonhöhe jedoch von der in Fuß angegebenen Länge ab. Auch die Unterschiede der regional üblichen Fußmaße im historischen Orgelbau spielten bei der Nennung der Fußtonzahl keine Rolle, da sie nur grob angegeben wurde. So wurde beispielsweise das Maß ′ regelmäßig als 3′ geschrieben. Siehe auch Geschichte von Maßen und Gewichten Größenordnung (Länge) Kameralschuh Cameral-Fuß Kettenfuß Zimmerfuß Literatur Albrecht Kottmann: Fünftausend Jahre messen und bauen. Planungsverfahren und Maßeinheiten. Verlag J. Hoffmann, Stuttgart 1981, ISBN 3-87346-065-3. Albrecht Kottmann: Vom Geheimnis der alten Meister. Symbolzahlen, Maßeinheiten und Bemessungsverfahren von der Vorzeit bis zur Einführung des metrischen Systems. Verlag J. Fink, Lindenberg i. Allgäu, 2003, ISBN 3-89870-020-8. Rolf C. A. Rottländer: Vormetrische Längeneinheiten. Schulze, Johann Karl: Neue und erweiterte Sammlung logarithmischer, trigonometrischer und anderer ... Tafeln, Bd., 1, Berlin 1778, S. 317 f.: Vergleichung der Fußmaße verschiedener Oerter mit dem königlichen Pariser Fuß. Weblinks Umrechner von britischen auf metrische Maßeinheiten Einzelnachweise Altes Maß oder Gewicht (Europa)


text: Der Furlong (dt. „“) ist ein altes angloamerikanisches Längenmaß mit Herkunft aus der Landwirtschaft. Es ist nicht metrisch und daher nicht SI-konform. Definition 1 Furlong = 10 Chain = 40 Rod = 220 Yard = 660 Fuß (ft) = 7920 Zoll (in) = 201,168 Meter 1 Englische Meile = 8 Furlong = 80 Chain = 320 Rod = 8000 Link Die alte Flächeneinheit acre (4046,86 m2) entspricht einem streifenförmigen Feld von 1 Furlong × 0,1 Furlong, das ein Ochsengespann in etwa einem Tag pflügen konnte. Ähnliche Dimensionen haben die Einheiten Morgen und Joch, die in Europa bis heute in der bäuerlichen Bevölkerung lebendig sind. Verwendung Der Furlong wird insbesondere in Großbritannien für die Strecken von Pferderennen genutzt. So geht das Pferderennen von Ascot über 20 Furlongs und damit zweieinhalb englische Meilen. Schottischer Furlong Der alte schottische Furlong wich vom angloamerikanischen Maß ab und war etwa 25 Meter größer. Die Länge dieses Furlongs war 226,7671 Meter. Der Umrechnungsfaktor kann mit 1,127 angesetzt werden. 1 Meile (schott.) = 8 Furlongs = 1814,1368 Meter Literatur Erna Padelt, Hansgeorg Laporte: Einheiten und Größenarten der Naturwissenschaften. Fachbuchverlag Leipzig, 1964, 1967, Seite 329. Einzelnachweise Längeneinheit Altes Maß oder Gewicht (Vereinigtes Königreich)


text: Der Nautische Faden (vom englischen: „fathom“, zu Deutsch: „Faden“, auch „Klafter“ genannt) ist eine nicht SI-konforme Maßeinheit der Länge, welche insbesondere noch in der englischsprachigen Schifffahrt – in der Nautik – für Tiefenangaben in Gebrauch ist. Ursprünglich handelt es sich bei dem Maß um die Spannweite der Arme eines ausgewachsenen Mannes, historisch sechs Fuß gleichgesetzt, dem Klafter. 1 fm = 2 yds = 6 ft = 72 in = 182,88 cm = 1,8288 m Gelegentlich wird auch eine neuere, nicht genormte Definition benutzt: 1 fm = 1/100 Kabellänge = 1/1000 Seemeile = 1,852 m In der EG-Richtlinie 80/181/EWG ist die erste Definition zugrunde gelegt, jedoch der Zahlenwert zu 1,829 Meter gerundet. Unterschiedliche Definition des Fadens in der Seefahrt Die Pariser Linie ist hier mit 2,2558 mm gerechnet. (Quellen unter) Siehe auch Größenordnung (Länge) Knoten (Einheit) Literatur Erna Padelt, Hansgeorg Laporte: Einheiten und Größenarten der Naturwissenschaften. Fachbuchverlag Leipzig 1967, S. 153 Wolfgang Trapp: Kleines Handbuch der Maße, Zahlen, Gewichte und der Zeitrechnung. Mit Tabellen und Abbildungen. Philipp Reclam jun., Stuttgart 1992, S. 131 f. (=Universal-Bibliothek Nr. 8737) ISBN 3-15-008737-6. Einzelnachweise Maßeinheit (Schifffahrt) Faden (Einheit) eo:Klafto fr:Brasse (unité de mesure) ru:Фаден


text: Das Farad ist die SI-Einheit der elektrischen Kapazität. Es wurde nach Michael Faraday benannt. Ein Kondensator, der durch das Aufladen auf eine Spannung von einem Volt (V) eine Ladung von einem Coulomb (C) speichert, hat eine Kapazität von einem Farad (F): . Der überwiegende Anteil von in der Elektrotechnik eingesetzten Kondensatoren weist erheblich kleinere Werte als ein Farad auf, so dass sehr häufig Angaben unter Zuhilfenahme von SI-Präfixen wie Mikrofarad (μF = 10−6 F), Nanofarad (nF = 10−9 F) und Pikofarad (pF = 10−12 F) anzutreffen sind. Geschichte Der Terminus Farad wurde von den beiden englischen Elektro-Ingenieuren Josiah Latimer Clark und Charles Tilston Bright zur Ehre des englischen Physikers Michael Faraday eingeführt und 1861 als Einheit für die elektrische Ladung vorgeschlagen. 1881 legte der Internationale Elektrizitätskongress jedoch das Farad als Einheit für die elektrische Kapazität und das Coulomb (nach dem französischen Physiker Charles Augustin de Coulomb) als Einheit für die elektrische Ladung fest. Weblinks Einzelnachweise Elektromagnetische Einheit Michael Faraday als Namensgeber


text: Fluid dram und Fluid drachm (»Flüssigdrachme«) sind Maßeinheiten des Raums (Flüssigkeit, Apothekermaß), die vor allem in Nordamerika gebräuchlich sind. Das Einheitenzeichen für Fluid dram ist US.fl.dr. Das Einheitenzeichen für Fluid drachm ist Imp.fl.dr. 1 US.fl.dr. = 60 US.min. = 0,2255859375 cubic inch = 3,6966911953125 cm3 1 US. gallon = 231 cubic inch = 1024 US.fl.dr. 1 Imp.fl.dr. = 0,96076 US.fl.dr. 1 Imp.fl.dr. = 60 Imp.min. = 0,2167339453125 cubic inch = 3,55163303280844 cm3 1 Imp.gallon = 277,41945 cubic inch = 1280 Imp.fl.dr. Siehe auch: fluid ounce, pint, Angloamerikanisches Maßsystem Einheit dram (drachm) als Masseeinheit. Angloamerikanische Einheit Volumeneinheit en:Dram (volume)


text: Fluid ounce (dt. „Flüssigunze“) ist eine Maßeinheit des Raums (Flüssigkeit, Apothekermaß) des angloamerikanischen Maßsystems. Es wird unterschieden zwischen Imperial fluid ounce, einer imperialen Maßeinheit, welche ihren Ursprung in Großbritannien hat, und United States fluid ounce, einer US-amerikanischen Maßeinheit, welche Teil der United States Customary Units ist. Das Einheitenzeichen ist entweder Imp.fl.oz. oder US fl.oz. Soweit der Zusammenhang klar ist, wird manchmal auch nur kurz oz geschrieben, womit generell aber eine Verwechslungsgefahr mit der so abgekürzten Gewichtseinheit Unze (englisch ounce) entsteht. In Amerika ist z. B. eine typische Verkaufsgröße für Bierdosen oder sonstige Getränke 12 fl.oz., was 0,3549 Litern entspricht. Äquivalenzen und Umrechnungen (Quelle:) Imperial fluid ounce 1 Imp.fl.oz. = 0,96076 US.fl.oz. 1 Imp.min. = 0,96076 US.min. US customary fluid ounce Literatur Einzelnachweise Angloamerikanische Volumeneinheit


text: Das foot-pound oder foot-pound force ist eine britische und US-amerikanische Einheit sowohl der Energie als auch des Drehmoments (dort pound-foot bzw. pound-force foot). Das Einheitenzeichen ist ft·lb oder ft·lbf, auch lb·ft oder lbf·ft. Ein foot-pound entspricht genau J (Joule) und entspricht der Energie, die aufgebracht werden muss, um einen Körper mit einer Masse von einem Pfund um einen Foot gegen seine Gewichtskraft anzuheben: 550 Foot-pound in der Sekunde entsprechen einem Horsepower (etwa 745,7 Watt). Energieeinheit