Вижте какво е "флуор" в други речници. Реактивност на халогени Реакция на халогени с вода

Реакциите на възрастните Много родители не винаги знаят как да реагират на действията и някои действия на децата си. Когато се сблъскаме с проблеми, ние реагираме по три различни начина.1. Преструваме се, че нищо не се е случило.2. Ние идентифицираме врага и атакуваме.3. Ние сме истински

Водородният атом има електронната формула на външното (и единствено) електронно ниво 1 с 1 . От една страна, поради наличието на един електрон във външното електронно ниво, водородният атом е подобен на атомите на алкалния метал. Но също като халогените му липсва само един електрон за запълване на външното електронно ниво, тъй като на първото електронно ниво не могат да бъдат разположени повече от 2 електрона. Оказва се, че водородът може да бъде поставен едновременно както в първата, така и в предпоследната (седма) група на периодичната таблица, което понякога се прави в различни версии на периодичната система:

От гледна точка на свойствата на водорода като просто вещество, той все пак има повече общо с халогените. Водородът, както и халогените, е неметал и образува двуатомни молекули (H 2) подобно на тях.

При нормални условия водородът е газообразно, неактивно вещество. Ниската активност на водорода се обяснява с високата здравина на връзката между водородните атоми в молекулата, която изисква или силно нагряване, или използване на катализатори, или и двете едновременно, за да се разруши.

Взаимодействие на водород с прости вещества

с метали

От металите водородът реагира само с алкални и алкалоземни! Алкалните метали включват метали от основната подгрупа на група I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), а алкалоземните метали са метали от основната подгрупа на група II, с изключение на берилий и магнезий (Ca, Sr, Ba , Ра)

При взаимодействие с активни метали водородът проявява окислителни свойства, т.е. намалява степента на окисление. В този случай се образуват хидриди на алкални и алкалоземни метали, които имат йонна структура. Реакцията протича при нагряване:

Трябва да се отбележи, че взаимодействието с активни метали е единственият случай, когато молекулярен водород Н2 е окислител.

с неметали

От неметалите водородът реагира само с въглерод, азот, кислород, сяра, селен и халогени!

Въглеродът трябва да се разбира като графит или аморфен въглерод, тъй като диамантът е изключително инертна алотропна модификация на въглерода.

Когато взаимодейства с неметали, водородът може да изпълнява само функцията на редуциращ агент, т.е. може само да повиши степента си на окисление:

Взаимодействие на водород със сложни вещества

с метални оксиди

Водородът не реагира с метални оксиди, които са в серията на активност на метали до алуминий (включително), но той е в състояние да редуцира много метални оксиди вдясно от алуминия при нагряване:

с неметални оксиди

От неметалните оксиди водородът реагира при нагряване с оксиди на азот, халогени и въглерод. От всички взаимодействия на водорода с неметалните оксиди трябва да се отбележи особено неговата реакция с въглероден оксид CO.

Сместа от CO и H 2 дори има собствено име - „синтетичен газ“, тъй като в зависимост от условията от нея могат да се получат такива търсени промишлени продукти като метанол, формалдехид и дори синтетични въглеводороди:

с киселини

Водородът не реагира с неорганични киселини!

От органичните киселини водородът реагира само с ненаситени киселини, както и с киселини, съдържащи функционални групи, които могат да бъдат редуцирани от водород, по-специално алдехидни, кето или нитро групи.

със соли

При водни разтвори на соли тяхното взаимодействие с водород не се осъществява. Въпреки това, когато водородът преминава през твърди соли на някои метали със средна и ниска активност, е възможно тяхното частично или пълно редуциране, например:

Химични свойства на халогените

Халогените са химичните елементи от VIIA група (F, Cl, Br, I, At), както и образуваните от тях прости вещества. По-нататък, освен ако не е посочено друго, халогените ще се разбират като прости вещества.

Всички халогени имат молекулярна структура, което води до ниски точки на топене и кипене на тези вещества. Халогенните молекули са двуатомни, т.е. тяхната формула може да бъде записана в общ вид като Hal 2 .

Трябва да се отбележи такова специфично физическо свойство на йода като способността му да сублимацияили, с други думи, сублимация. сублимация, те наричат ​​​​явлението, при което вещество в твърдо състояние не се топи при нагряване, но, заобикаляйки течната фаза, веднага преминава в газообразно състояние.

Електронната структура на външното енергийно ниво на атом на всеки халоген има формата ns 2 np 5, където n е номерът на периода на периодичната таблица, в която се намира халогенът. Както можете да видите, само един електрон липсва от осемелектронната външна обвивка на халогенните атоми. Оттук е логично да се предположи предимно окислителните свойства на свободните халогени, което се потвърждава и от практиката. Както знаете, електроотрицателността на неметалите намалява при движение надолу по подгрупата и следователно активността на халогените намалява в серията:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Взаимодействие на халогени с прости вещества

Всички халогени са силно реактивни и реагират с повечето прости вещества. Все пак трябва да се отбележи, че флуорът, поради изключително високата си реактивност, може да реагира дори с онези прости вещества, с които други халогени не могат да реагират. Такива прости вещества включват кислород, въглерод (диамант), азот, платина, злато и някои благородни газове (ксенон и криптон). Тези. всъщност, флуорът не реагира само с някои благородни газове.

Останалите халогени, т.е. хлор, бром и йод също са активни вещества, но по-малко активни от флуора. Те реагират с почти всички прости вещества, с изключение на кислород, азот, въглерод под формата на диамант, платина, злато и благородни газове.

Взаимодействие на халогени с неметали

водород

Всички халогени реагират с водород, за да се образуват водородни халогенидис обща формула HHal. В същото време реакцията на флуор с водород започва спонтанно дори на тъмно и протича с експлозия в съответствие с уравнението:

Реакцията на хлор с водород може да бъде инициирана чрез интензивно ултравиолетово облъчване или нагряване. Също така течове с експлозия:

Бромът и йодът реагират с водород само при нагряване и в същото време реакцията с йод е обратима:

фосфор

Взаимодействието на флуора с фосфора води до окисление на фосфора до най-високата степен на окисление (+5). В този случай се получава образуването на фосфорен пентафлуорид:

Когато хлорът и бромът взаимодействат с фосфора, е възможно да се получат фосфорни халиди както в степен на окисление + 3, така и в степен на окисление + 5, което зависи от пропорциите на реагентите:

В случай на бял фосфор в атмосфера на флуор, хлор или течен бром реакцията започва спонтанно.

Взаимодействието на фосфор с йод може да доведе до образуването само на фосфорен трийодид поради значително по-ниската окислителна способност в сравнение с другите халогени:

сиво

Флуорът окислява сярата до най-високата степен на окисление +6, образувайки серен хексафлуорид:

Хлорът и бромът реагират със сярата, образувайки съединения, съдържащи сяра в степени на окисление, които са изключително необичайни за нея +1 и +2. Тези взаимодействия са много специфични и за да издържите изпита по химия, не е необходимо да можете да напишете уравненията на тези взаимодействия. Следователно следните три уравнения са дадени по-скоро като ориентир:

Взаимодействие на халогени с метали

Както бе споменато по-горе, флуорът може да реагира с всички метали, дори с такива неактивни като платина и злато:

Останалите халогени реагират с всички метали с изключение на платината и златото:

Реакции на халогени със сложни вещества

Реакции на заместване с халогени

По-активни халогени, т.е. химичните елементи, които са разположени по-високо в периодичната таблица, са в състояние да изместят по-малко активните халогени от образуваните от тях халогеноводородни киселини и метални халогениди:

По същия начин бромът и йодът изместват сярата от разтвори на сулфиди и/или сероводород:

Хлорът е по-силен окислител и окислява сероводорода във водния му разтвор не до сяра, а до сярна киселина:

Взаимодействие на халогени с вода

Водата гори във флуор със син пламък в съответствие с уравнението на реакцията:

Бромът и хлорът реагират различно с водата от флуора. Ако флуорът е действал като окислител, тогава хлорът и бромът диспропорционират във вода, образувайки смес от киселини. В този случай реакциите са обратими:

Взаимодействието на йод с вода протича в толкова незначителна степен, че може да се пренебрегне и да се счита, че реакцията изобщо не протича.

Взаимодействие на халогени с алкални разтвори

Флуорът, когато взаимодейства с воден разтвор на алкали, отново действа като окислител:

Умението да напишете това уравнение не е задължително за полагане на изпита. Достатъчно е да се знае фактът за възможността за такова взаимодействие и окислителната роля на флуора в тази реакция.

За разлика от флуора, останалите халогени са диспропорционални в алкални разтвори, т.е. те едновременно повишават и намаляват степента си на окисление. В същото време при хлор и бром, в зависимост от температурата, е възможен поток в две различни посоки. По-специално, на студено, реакциите протичат както следва:

и при нагряване:

Йодът реагира с алкали изключително според втория вариант, т.е. с образуването на йодат, т.к хипойодитът е нестабилен не само при нагряване, но и при обикновени температури и дори на студено.

Халогените са най-реактивоспособната група елементи в периодичната таблица. Те са съставени от молекули с много ниска енергия на дисоциация на връзката (вижте таблица 16.1) и техните атоми имат седем електрона във външната си обвивка и следователно са много електроотрицателни. Флуорът е най-електроотрицателният и най-реактивният неметален елемент в периодичната таблица. Реактивността на халогените постепенно намалява, докато се придвижвате към дъното на групата. Следващият раздел ще разгледа способността на халогените да окисляват метали и неметали и ще покаже как тази способност намалява в посока от флуор към йод.

Халогени като окислители

Когато газообразният сероводород преминава през хлорирана вода, сярата се утаява. Реакцията протича съгласно уравнението

При тази реакция хлорът окислява сероводорода, отнемайки водород от него. Хлорът също се окислява до Например, ако смесите хлор с воден разтвор на сулфат чрез разклащане, се образува сулфат

Окислителната полуреакция, която възниква в този случай, се описва с уравнението

Като друг пример за окислителното действие на хлора, представяме синтеза на натриев хлорид чрез изгаряне на натрий в хлор:

При тази реакция натрият се окислява, тъй като всеки натриев атом губи електрон, за да образува натриев йон:

Хлорът свързва тези електрони, образувайки хлоридни йони:

Таблица 16.3. Стандартни електродни потенциали на халогени

Таблица 16.4. Стандартни енталпии на образуване на натриеви халогениди

Всички халогени са окислители, от които флуорът е най-силният окислител. В табл. 16.3 показва стандартните електродни потенциали на халогени. От тази таблица може да се види, че окислителната способност на халогените постепенно намалява към дъното на групата. Този модел може да се демонстрира чрез добавяне на разтвор на калиев бромид към съд с хлорен газ. Хлорът окислява бромидните йони, което води до образуването на бром; това води до появата на цвят в предишния безцветен разтвор:

Така може да се види, че хлорът е по-силен окислител от брома. По същия начин, ако разтвор на калиев йодид се смеси с бром, се образува черна утайка от твърд йод. Това означава, че бромът окислява йодидните йони:

И двете описани реакции са примери за реакции на изместване (заместване). Във всеки случай, по-реактивният, т.е. по-силният окислител, халогенът измества по-малко реактивния халоген от разтвора.

Окисляване на метали. Халогените лесно окисляват металите. Флуорът лесно окислява всички метали с изключение на златото и среброто. Вече споменахме, че хлорът окислява натрия, образувайки с него натриев хлорид. За да дадем друг пример, когато поток от хлорен газ преминава през повърхността на нагрети железни стружки, се образува кафяв твърд хлорид:

Дори йодът е способен, макар и бавно, да окислява металите под него в електрохимичната серия. Лекотата на окисление на металите от различни халогени намалява при преминаване към долната част на група VII. Това може да се провери чрез сравняване на енергиите на образуване на халогениди от изходните елементи. В табл. 16.4 показва стандартните енталпии на образуване на натриеви халиди по реда на движение към дъното на групата.

Окисляване на неметали. С изключение на азота и повечето от благородните газове, флуорът окислява всички останали неметали. Хлорът реагира с фосфор и сяра. Въглеродът, азотът и кислородът не реагират директно с хлор, бром или йод. Относителната реактивност на халогените спрямо неметалите може да се прецени чрез сравняване на техните реакции с водород (Таблица 16.5).

Окисляване на въглеводороди. При определени условия халогените окисляват въглеводородите.

Таблица 16.5. Реакции на халогени с водород

доставка. Например, хлорът напълно премахва водорода от молекулата на терпентина:

Окислението на ацетилена може да протече с експлозия:

Реакции с вода и основи

Флуорът реагира със студена вода, за да образува флуороводород и кислород:

Хлорът бавно се разтваря във вода, образувайки хлорна вода. Хлорната вода има лека киселинност поради факта, че в нея настъпва диспропорциониране (виж раздел 10.2) на хлор с образуването на солна киселина и хипохлорна киселина:

Бромът и йодът диспропорционират във водата по подобен начин, но степента на диспропорционалност във водата намалява от хлор към йод.

Хлорът, бромът и йодът също са диспропорционални в основите. Например, в студена разредена основа, бромът се диспропорционира на бромидни йони и хипобромитни йони (броматни йони):

Когато бромът взаимодейства с горещи концентрирани алкали, диспропорционирането продължава:

Йодат(I), или хипойодитен йон, е нестабилен дори в студени разредени основи. Той спонтанно диспропорционира, за да образува йодиден йон и йодат(I) йон.

Реакцията на флуор с алкали, подобно на реакцията му с вода, не е подобна на подобни реакции на други халогени. В студена разредена основа протича следната реакция:

В горещ концентриран алкал реакцията с флуор протича по следния начин:

Анализ за халогени и с участието на халогени

Качественият и количественият анализ за халогени обикновено се извършва с помощта на разтвор на сребърен нитрат. Например

За качествено и количествено определяне на йод може да се използва разтвор на нишесте. Тъй като йодът е много слабо разтворим във вода, той обикновено се анализира в присъствието на калиев йодид. Това се прави, защото йодът образува разтворим трийодиден йон с йодидния йон.

Разтвори на йод с йодиди се използват за аналитично определяне на различни редуциращи агенти, например, както и някои окислители, например.Окислителите изместват горното равновесие наляво, освобождавайки йод. След това йодът се титрува с тиосулфат (VI).

Така че нека го направим отново!

1. Атомите на всички халогени имат седем електрона във външната си обвивка.

2. За получаване на халогени в лабораторията може да се използва окислението на съответните халогеноводородни киселини.

3. Халогените окисляват металите, неметалите и въглеводородите.

4. Халогените са диспропорционални във вода и алкали, образувайки халогенни йони, хипохалогенитни и халогенни (-йони.

5. Моделите на промени във физичните и химичните свойства на халогените при преминаване към дъното на групата са показани в таблица. 16.6.

Таблица 16.6. Модели на промени в свойствата на халогените с увеличаване на атомния номер

6. Флуорът има аномални свойства сред другите халогени поради следните причини:

а) има ниска енергия на дисоциация на връзката;

б) във флуорните съединения съществува само в една степен на окисление;

в) флуорът е най-електроотрицателният и най-реактивоспособният сред всички неметални елементи;

г) неговите реакции с вода и основи се различават от подобни реакции на други халогени.

Флуор

ФЛУОР-А; м.[от гръцки. phthoros - смърт, унищожение] Химичен елемент (F), светложълт газ с остра миризма. Добавете към питейната вода f.

(лат. Fluorum), химичен елемент от VII група на периодичната система, се отнася до халогени. Свободният флуор се състои от двуатомни молекули (F 2); бледожълт газ с остра миризма T pl –219,699°C, Tбала –188.200°C, плътност 1.7 g/l. Най-активният неметал: реагира с всички елементи с изключение на хелий, неон и аргон. Взаимодействието на флуора с много вещества лесно се превръща в изгаряне и експлозия. Флуорът разрушава много материали (оттук и името: гръцки phthóros - унищожаване). Основните минерали са флуорит, криолит, флуорапатит. Флуорът се използва за получаване на органофлуорни съединения и флуориди; флуорът е част от тъканите на живите организми (кости, зъбен емайл).

ФЛУОР (лат. Fluorum), F (чете се "флуор"), химичен елемент с атомен номер 9, атомна маса 18,998403. Естественият флуор се състои от един стабилен нуклид (см.НУКЛИД) 19 F. Конфигурация на външен електронен слой 2 с 2 стр 5 . В съединенията той проявява само степен на окисление –1 (валентност I). Флуорът се намира във втория период в група VIIA на периодичната система от елементи на Менделеев, отнася се до халогени (см.ХАЛОГЕНИ).
Радиусът на неутралния флуорен атом е 0,064 nm, радиусът на F йона е 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) и 0,119 (6) nm (стойността на координационното число е посочена в скоби) . Последователните енергии на йонизация на неутрален флуорен атом са съответно 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 и 114,2 eV. Електронен афинитет 3,448 eV (най-големият сред атомите на всички елементи). Според скалата на Полинг електроотрицателността на флуора е 4 (най-високата стойност сред всички елементи). Флуорът е най-активният неметал.
В свободна форма флуорът е безцветен газ с остра, задушлива миризма.
История на откритията
Историята на откриването на флуора е свързана с минерала флуорит (см.ФЛУОРИТ), или флуорипат. Съставът на този минерал, както е известно сега, съответства на формулата CaF 2 и това е първото вещество, съдържащо флуор, което започва да се използва от човека. В древни времена е отбелязано, че ако флуоритът се добави към рудата по време на топенето на метал, температурата на топене на рудата и шлаката намалява, което значително улеснява процеса (оттук и името на минерала - от латински fluo - поток).
През 1771 г., чрез обработка на флуорит със сярна киселина, шведският химик К. Шееле (см.ШЕЛЕ Карл Вилхелм)приготвил киселина, която той нарекъл флуороводородна киселина. френски учен А. Лавоазие (см.Лавоазие Антоан Лоран)предположи, че тази киселина включва нов химичен елемент, който той предложи да нарече "флуор" (Лавоазие смята, че флуороводородна киселина е съединение на флуор с кислород, тъй като според Лавоазие всички киселини трябва да съдържат кислород). Той обаче не можа да избере нов елемент.
Новият елемент получава името "флуор", което е отразено и в латинското му име. Но дългосрочните опити да се изолира този елемент в свободна форма не бяха успешни. Много учени, които се опитаха да го получат в свободна форма, умряха по време на такива експерименти или станаха инвалиди. Това са английските химици братя Т. и Г. Нокс и френският Ж.-Л. Гей Лусак (см.ГЕЙ LUSSAC Джоузеф Луис)и L. J. Tenard (см.ТЕНАР Луи Жак), и много други. Сам Г. Дейви (см. DEVI Хъмфри), който първи получи натрий, калий, калций и други елементи в свободна форма, в резултат на експерименти за производство на флуор чрез електролиза, той беше отровен и се разболя сериозно. Вероятно под впечатлението от всички тези неуспехи през 1816 г. е предложено подобно по звучене, но напълно различно по значение име за новия елемент - флуор (от гръцки фторос - унищожение, смърт). Това име на елемента е прието само на руски, французите и германците продължават да наричат ​​флуора „флуор“, британците - „флуор“.
Дори такъв изключителен учен като М. Фарадей не можа да получи свободен флуор (см. FARADEUS Michael). Едва през 1886 г. френският химик А. Моасан (см.Моасан Анри), използвайки електролиза на течен флуороводород HF, охладен до температура от -23 ° C (течността трябва да съдържа малко калиев флуорид KF, което осигурява нейната електрическа проводимост), успя да получи първата порция нов, изключително реактивен газ на анода. В първите експерименти Moissan използва много скъп електролизатор, направен от платина и иридий, за да получи флуор. В същото време всеки грам от получения флуор "изяде" до 6 g платина. По-късно Moissan започва да използва много по-евтин меден електролизатор. Флуорът реагира с медта, но по време на реакцията се образува много тънък филм от флуорид, който предотвратява по-нататъшното разрушаване на метала.
Да бъдеш сред природата
Съдържанието на флуор в земната кора е доста високо и възлиза на 0,095% от теглото (значително повече от най-близкия аналог на флуора в групата - хлор (см.ХЛОР)). Поради високата химическа активност на флуор в свободна форма, разбира се, не се намира. Най-важните флуорни минерали са флуорит (флуорипат), както и флуорапатит 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 и криолит (см.КРИОЛИТ) Na3AlF6. Флуорът като примес е част от много минерали и се намира в подземните води; в морска вода 1,3 10 -4% флуор.
Касова бележка
На първия етап от получаването на флуор се изолира флуороводород HF. Получаване на флуороводород и флуороводородна киселина (см.флуороводородна киселина)(флуороводородна) киселина възниква, като правило, заедно с преработката на флуорапатит във фосфатни торове. Газообразният флуороводород, образуван по време на обработката на флуорапатит със сярна киселина, след това се събира, втечнява и използва за електролиза. Електролизата може да бъде подложена както на течна смес от HF и KF (процесът се извършва при температура 15-20 ° C), така и на KH 2 F 3 стопилка (при температура 70-120 ° C) или KHF 2 се стопи (при температура 245-310°C).
В лабораторията, за да се приготвят малки количества свободен флуор, може да се използва или нагряване на MnF 4, по време на което флуорът се елиминира, или нагряване на смес от K 2 MnF 6 и SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2 .
Физични и химични свойства
При нормални условия флуорът е газ (плътност 1,693 kg / m 3) с остра миризма. Точка на кипене -188.14°C, точка на топене -219.62°C. В твърдо състояние той образува две модификации: a-форма, която съществува от точката на топене до –227,60°C, и b-форма, която е стабилна при температури по-ниски от –227,60°C.
Подобно на други халогени, флуорът съществува като двуатомни молекули F 2 . Междуядреното разстояние в молекулата е 0,14165 nm. Молекулата F 2 се характеризира с аномално ниска енергия на дисоциация на атоми (158 kJ / mol), което по-специално определя високата реактивност на флуора.
Химическата активност на флуора е изключително висока. От всички елементи с флуор само три леки инертни газа не образуват флуориди - хелий, неон и аргон. Във всички съединения флуорът има само една степен на окисление -1.
Флуорът реагира директно с много прости и сложни вещества. Така че, при контакт с вода, флуорът реагира с нея (често се казва, че „водата гори във флуор“):
2F 2 + 2H 2 O \u003d 4HF + O 2.
Флуорът реагира експлозивно при прост контакт с водород:
H 2 + F 2 \u003d 2HF.
В този случай се образува газ флуороводород HF, който е неограничено разтворим във вода с образуването на относително слаба флуороводородна киселина.
Флуорът взаимодейства с повечето неметали. И така, при реакцията на флуор с графит се образуват съединения с обща формула CF x, при реакция на флуор със силиций, SiF 4 флуорид и с бор, BF 3 трифлуорид. Когато флуорът взаимодейства със сярата, се образуват съединения SF 6 и SF 4 и т.н. (вижте Флуориди (см.ФЛУОРИД)).
Известни са голям брой флуорни съединения с други халогени, например BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 и други, освен това бромът и йодът се запалват във флуорна атмосфера при нормална температура и хлорът взаимодейства с флуора при нагряване до 200-250°C.
Не реагирайте директно с флуор, в допълнение към посочените инертни газове, също азот, кислород, диамант, въглероден диоксид и въглероден оксид.
Косвено са получени азотен трифлуорид NF 3 и кислородни флуориди О 2 F 2 и OF 2, в които кислородът има необичайни степени на окисление +1 и +2.
Когато флуорът взаимодейства с въглеводороди, настъпва тяхното разрушаване, придружено от производството на флуоровъглероди с различен състав.
При леко нагряване (100-250°C) флуорът реагира със сребро, ванадий, рений и осмий. При златото, титана, ниобия, хрома и някои други метали реакцията с участието на флуор започва да протича при температури над 300-350°C. С онези метали, чиито флуориди са нелетливи (алуминий, желязо, мед и др.), Флуорът реагира със забележима скорост при температури над 400-500°C.
Някои висши метални флуориди, като уранов хексафлуорид UF 6 , се получават чрез действие с флуор или флуориращ агент като BrF 3 върху нисши халиди, например:
UF 4 + F 2 = UF 6
Трябва да се отбележи, че не само средни флуориди от типа NaF или CaF 2, но и киселинни флуориди - хидрофлуориди от типа NaHF 2 и KHF 2, съответстват на вече споменатата флуороводородна киселина HF.
Синтезирани са и голям брой различни органофлуорни съединения. (см.органофлуорни съединения), включително известния тефлон (см.тефлон)- материал, който е полимер на тетрафлуоретилен (см.ТЕТРАФЛУОРЕТИЛЕН) .
Приложение
Флуорът се използва широко като флуориращ агент при производството на различни флуориди (SF 6 , BF 3 , WF 6 и други), включително съединения на инертни газове (см.БЛАГОРНИ ГАЗОВЕ)ксенон и криптон (вижте Флуориране (см.ФЛУОРИРАНЕ)). Урановият хексафлуорид UF 6 се използва за разделяне на уранови изотопи. Флуорът се използва в производството на тефлон и други флуоропласти. (см.флуоропластика), флуорокаучук (см.флуоркаучук), флуорсъдържащи органични вещества и материали, които се използват широко в инженерството, особено в случаите, когато се изисква устойчивост на агресивни среди, високи температури и др.
Биологична роля
Като микроелемент (см.МИКРОЕЛЕМЕНТИ)Флуоридът се намира във всички организми. При животните и хората флуорът присъства в костната тъкан (при хората 0,2–1,2%) и особено в дентина и зъбния емайл. Тялото на средностатистически човек (телесно тегло 70 kg) съдържа 2,6 g флуор; дневната нужда е 2-3 mg и се задоволява основно с питейна вода. Липсата на флуорид води до зъбен кариес. Поради това флуорните съединения се добавят към пастите за зъби, понякога се въвеждат в питейната вода. Излишният флуор във водата обаче също е вреден за здравето. Води до флуороза (см.ФЛУОРОЗА)- промени в структурата на емайла и костната тъкан, костна деформация. ПДК за съдържание на флуорни йони във водата е 0,7 mg/l. Максимално допустимата концентрация на газообразен флуор във въздуха е 0,03 mg/m 3 . Ролята на флуора в растенията е неясна.

енциклопедичен речник. 2009 .

Вижте какво е "флуор" в други речници:

флуор- флуор и... Руски правописен речник

флуор- флуор/... Морфемен правописен речник

- (лат. Fluorum) F, химичен елемент от VII група на периодичната система на Менделеев, атомен номер 9, атомна маса 18.998403, принадлежи към халогените. Бледожълт газ с остра миризма, т.т.? 219,699 °C, tbp? Голям енциклопедичен речник

F (от гръцки phthoros смърт, разрушение, лат. Fluorum * a. флуор; n. Fluor; f. fluor; и. fluor), хим. елемент от група VII периодичен. система на Менделеев, се отнася до халогени, при. н. 9, при. м. 18.998403. В природата 1 стабилен изотоп 19F ... Геологическа енциклопедия

- (Флуор), F, химичен елемент от VII група на периодичната система, атомен номер 9, атомна маса 18,9984; се отнася до халогени; газ, точка на кипене 188.2shC. Флуорът се използва в производството на уран, фреони, лекарства и други, както и в ... ... Съвременна енциклопедия