Pogledajte šta je "fluor" u drugim rječnicima. Reaktivnost halogena Reakcija halogena sa vodom

Reakcije odraslih Mnogi roditelji ne znaju uvijek kako da reaguju na postupke i neke postupke svoje djece. Kada naiđemo na probleme, reagujemo na tri različita načina.1. Pravimo se da se ništa nije dogodilo.2. Identifikujemo neprijatelja i napadamo.3. Mi smo stvarni

Atom vodonika ima elektronsku formulu vanjskog (i jedinog) elektronskog nivoa 1 s 1 . S jedne strane, prisustvom jednog elektrona na vanjskom elektronskom nivou, atom vodonika je sličan atomima alkalnog metala. Međutim, kao i halogenima, nedostaje mu samo jedan elektron da popuni eksterni elektronski nivo, jer se na prvom elektronskom nivou ne mogu nalaziti više od 2 elektrona. Ispostavilo se da se vodonik može istovremeno smjestiti i u prvu i u pretposljednju (sedmu) grupu periodnog sistema, što se ponekad radi u različitim verzijama periodnog sistema:

Sa stanovišta svojstava vodika kao jednostavne supstance, on ipak ima više zajedničkog sa halogenima. Vodik, kao i halogeni, je nemetal i tvori dvoatomske molekule (H 2) slično njima.

U normalnim uslovima, vodonik je gasovita, neaktivna supstanca. Niska aktivnost vodika objašnjava se visokom čvrstoćom veze između atoma vodika u molekuli, koja zahtijeva ili snažno zagrijavanje ili korištenje katalizatora, ili oboje u isto vrijeme, da bi se prekinula.

Interakcija vodika sa jednostavnim supstancama

sa metalima

Od metala, vodonik reaguje samo sa alkalnom i zemnoalkalnom! U alkalne metale spadaju metali glavne podgrupe I grupe (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), a zemnoalkalni metali su metali glavne podgrupe II grupe, osim berilija i magnezijuma (Ca, Sr, Ba , Ra)

U interakciji s aktivnim metalima, vodik pokazuje oksidirajuća svojstva, tj. smanjuje njegovo oksidacijsko stanje. U ovom slučaju nastaju hidridi alkalnih i zemnoalkalnih metala, koji imaju ionsku strukturu. Reakcija se nastavlja kada se zagrije:

Treba napomenuti da je interakcija sa aktivnim metalima jedini slučaj kada je molekularni vodonik H2 oksidant.

sa nemetalima

Od nemetala, vodonik reaguje samo sa ugljenikom, azotom, kiseonikom, sumporom, selenom i halogenima!

Ugljik treba shvatiti kao grafit ili amorfni ugljik, budući da je dijamant izuzetno inertna alotropna modifikacija ugljika.

U interakciji s nemetalima, vodik može obavljati samo funkciju redukcijskog agensa, odnosno može samo povećati svoje oksidacijsko stanje:

Interakcija vodika sa složenim supstancama

sa metalnim oksidima

Vodik ne reagira s metalnim oksidima koji su u nizu aktivnosti metala do aluminija (uključivo), međutim, on je u stanju reducirati mnoge metalne okside desno od aluminija kada se zagrijava:

sa nemetalnim oksidima

Od nemetalnih oksida, vodik reagira kada se zagrije s oksidima dušika, halogenima i ugljikom. Od svih interakcija vodika sa oksidima nemetala, posebno treba istaći njegovu reakciju sa ugljen monoksidom CO.

Mješavina CO i H 2 čak ima i svoje ime - "sintetski plin", jer se, ovisno o uvjetima, iz nje mogu dobiti tako traženi industrijski proizvodi kao što su metanol, formaldehid, pa čak i sintetički ugljovodonici:

sa kiselinama

Vodonik ne reaguje sa neorganskim kiselinama!

Od organskih kiselina, vodik reagira samo sa nezasićenim kiselinama, kao i sa kiselinama koje sadrže funkcionalne grupe koje se mogu reducirati vodonikom, posebno aldehidne, keto ili nitro grupe.

sa solima

U slučaju vodenih rastvora soli ne dolazi do njihove interakcije sa vodonikom. Međutim, kada se vodik propušta preko čvrstih soli nekih metala srednje i niske aktivnosti, moguća je njihova djelomična ili potpuna redukcija, na primjer:

Hemijska svojstva halogena

Halogeni su hemijski elementi VIIA grupe (F, Cl, Br, I, At), kao i jednostavne supstance koje formiraju. U daljnjem tekstu, osim ako nije drugačije navedeno, halogeni će se smatrati jednostavnim tvarima.

Svi halogeni imaju molekularnu strukturu, što dovodi do niskih tačaka topljenja i ključanja ovih supstanci. Molekuli halogena su dvoatomni, tj. njihova formula se može zapisati u opštem obliku kao Hal 2 .

Treba napomenuti tako specifično fizičko svojstvo joda kao što je njegova sposobnost sublimacija ili, drugim riječima, sublimacija. sublimacija, oni nazivaju fenomen u kojem se supstanca u čvrstom stanju ne topi kada se zagrije, već, zaobilazeći tečnu fazu, odmah prelazi u plinovito stanje.

Elektronska struktura vanjskog energetskog nivoa atoma bilo kojeg halogena ima oblik ns 2 np 5, gdje je n broj perioda periodnog sistema u kojem se halogen nalazi. Kao što vidite, samo jedan elektron nedostaje u vanjskoj ljusci atoma halogena od osam elektrona. Iz ovoga je logično pretpostaviti pretežno oksidaciona svojstva slobodnih halogena, što se potvrđuje i u praksi. Kao što znate, elektronegativnost nemetala opada kada se kreće niz podgrupu, pa se aktivnost halogena smanjuje u nizu:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interakcija halogena sa jednostavnim supstancama

Svi halogeni su visoko reaktivni i reagiraju s većinom jednostavnih tvari. Međutim, treba napomenuti da fluor, zbog svoje izuzetno visoke reaktivnosti, može reagirati čak i s onim jednostavnim tvarima s kojima drugi halogeni ne mogu reagirati. Takve jednostavne supstance uključuju kiseonik, ugljenik (dijamant), azot, platinu, zlato i neke plemenite gasove (ksenon i kripton). One. zapravo, fluor ne reaguje samo sa nekim plemenitim gasovima.

Preostali halogeni, tj. hlor, brom i jod su takođe aktivne supstance, ali manje aktivne od fluora. Reaguju s gotovo svim jednostavnim tvarima osim kisika, dušika, ugljika u obliku dijamanta, platine, zlata i plemenitih plinova.

Interakcija halogena sa nemetalima

vodonik

Svi halogeni reaguju sa vodonikom i nastaju vodonik halogenidi sa opštom formulom HHal. Istovremeno, reakcija fluora sa vodikom počinje spontano čak i u mraku i nastavlja se eksplozijom u skladu sa jednadžbom:

Reakcija hlora sa vodonikom može se pokrenuti intenzivnim ultraljubičastim zračenjem ili zagrijavanjem. Također curi uz eksploziju:

Brom i jod reaguju sa vodikom samo kada se zagreju, a u isto vreme reakcija sa jodom je reverzibilna:

fosfor

Interakcija fluora sa fosforom dovodi do oksidacije fosfora do najvišeg oksidacionog stanja (+5). U ovom slučaju dolazi do stvaranja fosfor pentafluorida:

Kada klor i brom stupaju u interakciju s fosforom, moguće je dobiti fosforne halogenide i u oksidacijskom stanju + 3 i u oksidacijskom stanju + 5, što ovisi o proporcijama reaktanata:

U slučaju bijelog fosfora u atmosferi fluora, hlora ili tekućeg broma, reakcija počinje spontano.

Interakcija fosfora s jodom može dovesti do stvaranja samo fosfornog trijodida zbog znatno niže oksidacijske sposobnosti od ostalih halogena:

siva

Fluor oksidira sumpor do najvišeg oksidacionog stanja +6, formirajući sumpor heksafluorid:

Klor i brom reagiraju sa sumporom, formirajući spojeve koji sadrže sumpor u oksidacijskim stanjima koja su za njega izuzetno neuobičajena +1 i +2. Ove interakcije su vrlo specifične, a za polaganje ispita iz hemije nije potrebna sposobnost zapisivanja jednačina tih interakcija. Stoga su sljedeće tri jednadžbe date radije kao smjernica:

Interakcija halogena sa metalima

Kao što je gore spomenuto, fluor može reagirati sa svim metalima, čak i sa neaktivnim kao što su platina i zlato:

Preostali halogeni reagiraju sa svim metalima osim platine i zlata:

Reakcije halogena sa složenim supstancama

Reakcije supstitucije sa halogenima

Aktivniji halogeni, tj. hemijski elementi koji se nalaze više u periodnom sistemu, u stanju su da istisnu manje aktivne halogene iz halogenovodoničnih kiselina i metalnih halogenida koje formiraju:

Slično, brom i jod istiskuju sumpor iz rastvora sulfida i/ili vodonik sulfida:

Klor je jači oksidant i oksidira sumporovodik u svojoj vodenoj otopini ne u sumpor, već u sumpornu kiselinu:

Interakcija halogena sa vodom

Voda gori u fluoru s plavim plamenom u skladu s jednačinom reakcije:

Brom i hlor drugačije reaguju sa vodom nego fluor. Ako je fluor djelovao kao oksidacijsko sredstvo, tada su klor i brom nesrazmjerni u vodi, formirajući mješavinu kiselina. U ovom slučaju, reakcije su reverzibilne:

Interakcija joda sa vodom ide do toliko beznačajnog stepena da se može zanemariti i smatrati da se reakcija uopšte ne odvija.

Interakcija halogena sa alkalnim rastvorima

Fluor, kada je u interakciji s vodenom otopinom alkalija, opet djeluje kao oksidant:

Sposobnost pisanja ove jednačine nije potrebna za polaganje ispita. Dovoljno je znati činjenicu o mogućnosti takve interakcije i oksidirajućoj ulozi fluora u ovoj reakciji.

Za razliku od fluora, preostali halogeni su nesrazmjerni u alkalnim otopinama, odnosno istovremeno povećavaju i smanjuju svoje oksidacijsko stanje. Istovremeno, u slučaju hlora i broma, u zavisnosti od temperature, moguće je strujanje u dva različita smera. Konkretno, na hladnoći, reakcije se odvijaju na sljedeći način:

i kada se zagreje:

Jod sa alkalijama reaguje isključivo po drugoj opciji, tj. sa stvaranjem jodata, jer hipojodit je nestabilan ne samo kada se zagreje, već i na uobičajenim temperaturama, pa čak i na hladnoći.

Halogeni su najreaktivnija grupa elemenata u periodnom sistemu. Sastoje se od molekula s vrlo niskom energijom disocijacije veze (vidi tabelu 16.1) i njihovi atomi imaju sedam elektrona u svojoj vanjskoj ljusci i stoga su vrlo elektronegativni. Fluor je najelektronegativniji i najreaktivniji nemetalni element u periodnom sistemu. Reaktivnost halogena postepeno se smanjuje kako se krećete prema dnu grupe. Sljedeći dio će razmotriti sposobnost halogena da oksidiraju metale i nemetale i pokazati kako se ta sposobnost smanjuje u smjeru od fluora do joda.

Halogeni kao oksidanti

Kada se gasoviti vodonik sulfid propušta kroz hlornu vodu, sumpor se taloži. Reakcija se odvija prema jednačini

U ovoj reakciji, hlor oksidira sumporovodik, uzimajući iz njega vodik. Klor također oksidira do Na primjer, ako pomiješate hlor s vodenim rastvorom sulfata tresenjem, nastaje sulfat

Oksidativna polureakcija koja se javlja u ovom slučaju opisana je jednadžbom

Kao još jedan primjer oksidacijskog djelovanja klora, predstavljamo sintezu natrijevog klorida sagorijevanjem natrijuma u kloru:

U ovoj reakciji, natrij se oksidira jer svaki atom natrijuma gubi elektron kako bi formirao natrijev ion:

Klor veže ove elektrone, formirajući hloridne ione:

Tabela 16.3. Standardni elektrodni potencijali halogena

Tabela 16.4. Standardne entalpije formiranja natrijum halogenida

Svi halogeni su oksidanti, od kojih je fluor najjači oksidant. U tabeli. 16.3 prikazuje standardne elektrodne potencijale halogena. Iz ove tabele se može videti da oksidaciona moć halogena postepeno opada prema dnu grupe. Ovaj obrazac se može demonstrirati dodavanjem rastvora kalijum bromida u posudu gasovitog hlora. Klor oksidira bromidne ione, što rezultira stvaranjem broma; ovo uzrokuje pojavu boje u prethodno bezbojnom rastvoru:

Dakle, može se vidjeti da je hlor jači oksidant od broma. Slično, ako se rastvor kalijum jodida pomeša sa bromom, formira se crni talog čvrstog joda. To znači da brom oksidira jodidne ione:

Obje opisane reakcije su primjeri reakcija premještanja (supstitucije). U svakom slučaju, reaktivniji, odnosno jači oksidant, halogen istiskuje manje reaktivni halogen iz otopine.

Oksidacija metala. Halogeni lako oksidiraju metale. Fluor lako oksidira sve metale osim zlata i srebra. Već smo spomenuli da hlor oksidira natrijum, formirajući sa njim natrijum-hlorid. Da damo još jedan primjer, kada se mlaz plinovitog klora prođe preko površine zagrijanih gvozdenih strugotina, formira se smeđi čvrsti hlorid:

Čak je i jod sposoban, iako sporo, da oksidira metale ispod sebe u elektrohemijskom nizu. Lakoća oksidacije metala raznim halogenima se smanjuje kada se pređe u donji dio grupe VII. Ovo se može potvrditi poređenjem energija formiranja halogenida iz početnih elemenata. U tabeli. 16.4 prikazuje standardne entalpije formiranja natrijum halogenida po redosledu kretanja prema dnu grupe.

Oksidacija nemetala. Sa izuzetkom dušika i većine plemenitih plinova, fluor oksidira sve druge nemetale. Hlor reaguje sa fosforom i sumporom. Ugljik, dušik i kisik ne reagiraju direktno s hlorom, bromom ili jodom. Relativna reaktivnost halogena na nemetale može se proceniti poređenjem njihovih reakcija sa vodonikom (tabela 16.5).

Oksidacija ugljovodonika. Pod određenim uvjetima, halogeni oksidiraju ugljikovodike.

Tabela 16.5. Reakcije halogena sa vodonikom

isporuka. Na primjer, klor potpuno uklanja vodik iz molekule terpentina:

Oksidacija acetilena može se odvijati eksplozijom:

Reakcije sa vodom i alkalijama

Fluor reaguje sa hladnom vodom i formira fluorovodonik i kiseonik:

Hlor se polako rastvara u vodi, formirajući hlornu vodu. Klorna voda ima blagu kiselost zbog činjenice da u njoj dolazi do nesrazmjera (vidi odjeljak 10.2) klora sa stvaranjem hlorovodonične kiseline i hipohlorne kiseline:

Brom i jod su disproporcionalni u vodi na sličan način, ali se stepen disproporcionalnosti u vodi smanjuje od hlora do joda.

Hlor, brom i jod su takođe nesrazmerni u alkalijama. Na primjer, u hladnoj razrijeđenoj luži, brom se nesrazmjerno pretvara u bromidne ione i hipobromit ione (bromat ione):

Kada brom stupi u interakciju s vrućim koncentriranim alkalijama, disproporcionalnost se nastavlja dalje:

Jodat(I), ili hipojoditni ion, nestabilan je čak iu hladnim razrijeđenim alkalijama. Spontano se nesrazmjerno formira i formira jodidni ion i jodat(I) ion.

Reakcija fluora sa alkalijama, kao i reakcija sa vodom, nije slična sličnim reakcijama drugih halogena. U hladnoj razrijeđenoj lužini odvija se sljedeća reakcija:

U vrućoj koncentriranoj lužini, reakcija s fluorom se odvija na sljedeći način:

Analiza na halogene i uz učešće halogena

Kvalitativna i kvantitativna analiza za halogene obično se izvodi pomoću otopine srebrnog nitrata. Na primjer

Za kvalitativno i kvantitativno određivanje joda može se koristiti otopina škroba. Pošto je jod vrlo slabo rastvorljiv u vodi, obično se analizira u prisustvu kalijum jodida. To je učinjeno jer jod stvara rastvorljivi trijodid ion sa jodidnim ionom.

Rastvori joda sa jodidima se koriste za analitičko određivanje različitih redukcionih agenasa, na primer, kao i nekih oksidacionih sredstava, na primer.Oksidatori pomeraju gornju ravnotežu ulevo, oslobađajući jod. Jod se zatim titrira sa tiosulfatom (VI).

Pa hajde da to uradimo ponovo!

1. Atomi svih halogena imaju sedam elektrona u svojoj vanjskoj ljusci.

2. Za dobijanje halogena u laboratoriji, može se koristiti oksidacija odgovarajućih halogenovodoničnih kiselina.

3. Halogeni oksidiraju metale, nemetale i ugljovodonike.

4. Halogeni su neproporcionalni u vodi i alkalijama, formirajući halogenidne jone, hipohalogenit i halogenat (-jone.

5. Obrasci promjena fizičkih i hemijskih svojstava halogena pri kretanju na dno grupe prikazani su u tabeli. 16.6.

Tabela 16.6. Obrasci promjena u svojstvima halogena kako se atomski broj povećava

6. Fluor ima anomalna svojstva među ostalim halogenima iz sljedećih razloga:

a) ima nisku energiju disocijacije veze;

b) u jedinjenjima fluora postoji samo u jednom oksidacionom stanju;

c) fluor je najelektronegativniji i najreaktivniji od svih nemetalnih elemenata;

d) njegove reakcije sa vodom i alkalijama razlikuju se od sličnih reakcija drugih halogena.

Fluor

FLUOR-A; m.[iz grčkog. phthoros - smrt, uništenje] Hemijski element (F), svijetložuti plin oštrog mirisa. Dodati u vodu za piće f.

(lat. Fluorum), hemijski element VII grupe periodnog sistema, odnosi se na halogene. Slobodni fluor se sastoji od dvoatomskih molekula (F 2); blijedožuti plin oštrog mirisa t pl –219,699°C, t bala –188.200°C, gustina 1,7 g/l. Najaktivniji nemetal: reagira sa svim elementima osim helijuma, neona i argona. Interakcija fluora sa mnogim supstancama lako se pretvara u sagorijevanje i eksploziju. Fluor uništava mnoge materijale (otuda i naziv: grčki phthóros - uništavanje). Glavni minerali su fluorit, kriolit, fluorapatit. Fluor se koristi za dobijanje organofluornih jedinjenja i fluorida; fluor je dio tkiva živih organizama (kosti, zubna caklina).

FLUOR (lat. Fluorum), F (čitaj "fluor"), hemijski element sa atomskim brojem 9, atomska masa 18,998403. Prirodni fluor se sastoji od jednog stabilnog nuklida (cm. NUKLID) 19 F. Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 2 s 2 str 5 . U jedinjenjima pokazuje samo oksidaciono stanje –1 (valentnost I). Fluor se nalazi u drugom periodu u grupi VIIA periodnog sistema elemenata Mendeljejeva, odnosi se na halogene (cm. HALOGENI).
Radijus neutralnog atoma fluora je 0,064 nm, poluprečnik F jona je 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) i 0,119 (6) nm (vrijednost koordinacionog broja je navedena u zagradama) . Uzastopne energije jonizacije neutralnog atoma fluora su 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 i 114,2 eV, respektivno. Elektronski afinitet 3,448 eV (najveći među atomima svih elemenata). Prema Paulingovoj skali, elektronegativnost fluora je 4 (najviša vrijednost među svim elementima). Fluor je najaktivniji nemetal.
U slobodnom obliku, fluor je bezbojni plin oštrog, zagušljivog mirisa.
Istorija otkrića
Istorija otkrića fluora povezana je sa mineralom fluoritom (cm. FLUORIT), ili fluorit. Sastav ovog minerala, kao što je sada poznato, odgovara formuli CaF 2, i to je prva supstanca koja sadrži fluor koju je počeo da koristi čovek. U davna vremena je zapaženo da ako se fluorit dodaje rudi tokom topljenja metala, temperatura topljenja rude i šljake se smanjuje, što uvelike olakšava proces (otuda i naziv minerala - od latinskog fluo - protok).
1771. godine, tretiranjem fluorita sumpornom kiselinom, švedski hemičar K. Scheele (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) pripremljenu kiselinu, koju je nazvao fluorovodoničnom kiselinom. Francuski naučnik A. Lavoisier (cm. Lavoisier Antoine Laurent) sugerirao je da ova kiselina uključuje novi kemijski element, koji je predložio nazvati "fluor" (Lavoisier je vjerovao da je fluorovodonična kiselina spoj fluora s kisikom, jer, prema Lavoisieru, sve kiseline moraju sadržavati kisik). Međutim, nije mogao odabrati novi element.
Novi element je dobio naziv "fluor", što se odražava i u njegovom latinskom nazivu. Ali dugoročni pokušaji da se ovaj element izoluje u slobodnom obliku nisu bili uspješni. Mnogi naučnici koji su pokušali da ga dobiju u slobodnom obliku umrli su tokom takvih eksperimenata ili su postali invalidi. To su engleski hemičari braća T. i G. Knox i francuski J.-L. Gay Lussac (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis) i L. J. Tenard (cm. TENAR Louis Jacques), i mnogi drugi. Sam G. Davy (cm. DEVI Humphrey), koji je prvi primio natrijum, kalijum, kalcijum i druge elemente u slobodnom obliku, kao rezultat eksperimenata proizvodnje fluora elektrolizom, otrovan je i teško se razbolio. Vjerojatno je, pod dojmom svih ovih neuspjeha, 1816. godine za novi element - fluor (od grčkog phtoros - uništenje, smrt) predloženo ime slično zvuku, ali potpuno drugačije značenje. Ovaj naziv elementa prihvaćen je samo na ruskom, Francuzi i Nijemci i dalje fluor nazivaju "fluor", Britanci - "fluor".
Čak ni tako izvanredan naučnik kao što je M. Faraday nije mogao dobiti besplatan fluor (cm. FARADEUS Michael). Tek 1886. francuski hemičar A. Moissan (cm. Moissan Henri), pomoću elektrolize tekućeg fluorovodonika HF, ohlađenog na temperaturu od -23°C (tečnost treba da sadrži malo kalijum fluorida KF, koji obezbeđuje njenu električnu provodljivost), uspeo je da dobije prvu porciju novog, izuzetno reaktivnog gas na anodi. U prvim eksperimentima, Moissan je koristio veoma skup elektrolizer napravljen od platine i iridija da bi dobio fluor. U isto vrijeme, svaki gram rezultirajućeg fluora "pojeo" je i do 6 g platine. Kasnije je Moissan počeo da koristi mnogo jeftiniji elektrolizator bakra. Fluor reaguje sa bakrom, ali tokom reakcije nastaje veoma tanak film fluorida, koji sprečava dalje uništavanje metala.
Biti u prirodi
Sadržaj fluora u zemljinoj kori je prilično visok i iznosi 0,095% po težini (značajno više od najbližeg analoga fluora u grupi - hlora (cm. HLOR)). Zbog visoke hemijske aktivnosti fluor u slobodnom obliku, naravno, nije pronađen. Najvažniji minerali fluora su fluorit (fluorspar), kao i fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 i kriolit (cm. KRIOLIT) Na 3 AlF 6 . Fluor kao nečistoća je dio mnogih minerala i nalazi se u podzemnim vodama; u morskoj vodi 1,3 10 -4% fluora.
Potvrda
U prvoj fazi dobijanja fluora izoluje se fluorovodonik HF. Priprema fluorovodonika i fluorovodonične kiseline (cm. FLUORODNA KISELINA)(fluorovodonična) kiselina nastaje, po pravilu, uz preradu fluorapatita u fosfatna đubriva. Gasni vodonik fluorid koji nastaje tokom obrade fluorapatita sumpornom kiselinom se zatim sakuplja, ukapljuje i koristi za elektrolizu. Elektrolizi se može podvrgnuti i tečna mješavina HF i KF (proces se izvodi na temperaturi od 15-20°C), i KH 2 F 3 topljen (na temperaturi od 70-120°C) ili KHF 2 rastopiti (na temperaturi od 245-310°C) .
U laboratoriji se za pripremu malih količina slobodnog fluora može koristiti ili zagrijavanje MnF 4, pri čemu se fluor eliminira, ili zagrijavanje mješavine K 2 MnF 6 i SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2 .
Fizička i hemijska svojstva
U normalnim uslovima, fluor je gas (gustine 1,693 kg / m 3) oštrog mirisa. Tačka ključanja -188,14°C, tačka topljenja -219,62°C. U čvrstom stanju formira dvije modifikacije: a-oblik, koji postoji od tačke topljenja do –227,60°C, i b-oblik, koji je stabilan na temperaturama nižim od –227,60°C.
Kao i drugi halogeni, fluor postoji u obliku dvoatomskih molekula F 2 . Međunuklearna udaljenost u molekulu je 0,14165 nm. Molekul F 2 karakteriše anomalno niska energija disocijacije na atome (158 kJ/mol), što posebno određuje visoku reaktivnost fluora.
Hemijska aktivnost fluora je izuzetno visoka. Od svih elemenata sa fluorom, samo tri laka inertna gasa ne stvaraju fluoride - helijum, neon i argon. U svim jedinjenjima, fluor pokazuje samo jedno oksidacijsko stanje -1.
Fluor direktno reagira s mnogim jednostavnim i složenim tvarima. Dakle, u kontaktu s vodom, fluor reagira s njom (često se kaže da "voda gori u fluoru"):
2F 2 + 2H 2 O \u003d 4HF + O 2.
Fluor reagira eksplozivno na jednostavan kontakt s vodonikom:
H 2 + F 2 \u003d 2HF.
U tom slučaju nastaje gas fluorovodonik HF, koji je neograničeno rastvorljiv u vodi uz stvaranje relativno slabe fluorovodonične kiseline.
Fluor je u interakciji sa većinom nemetala. Dakle, u reakciji fluora sa grafitom nastaju jedinjenja opšte formule CF x, u reakciji fluora sa silicijumom SiF 4 fluorid, a sa borom BF 3 trifluorid. Kada fluor interaguje sa sumporom, nastaju jedinjenja SF 6 i SF 4 itd. (vidi Fluoridi (cm. FLUORID)).
Poznat je veliki broj jedinjenja fluora sa drugim halogenima, na primer BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 i drugi, štaviše, brom i jod se zapale u atmosferi fluora na običnoj temperaturi, a hlor interaguje sa fluorom kada se zagreje do 200-250 °C.
Nemojte direktno reagovati sa fluorom, pored naznačenih inertnih gasova, takođe sa azotom, kiseonikom, dijamantom, ugljen-dioksidom i ugljen-monoksidom.
Azot trifluorid NF 3 i kiseonik fluoridi O 2 F 2 i OF 2 dobijeni su indirektno, u kojima kiseonik ima neobična oksidaciona stanja +1 i +2.
Kada fluor stupi u interakciju s ugljovodonicima, dolazi do njihovog uništenja, praćenog proizvodnjom fluorougljikohidrata različitih sastava.
Uz blago zagrijavanje (100-250°C), fluor reaguje sa srebrom, vanadijumom, renijumom i osmijumom. Sa zlatom, titanijumom, niobijem, hromom i nekim drugim metalima, reakcija koja uključuje fluor počinje da se odvija na temperaturama iznad 300-350°C. Sa onim metalima čiji su fluoridi neisparljivi (aluminijum, gvožđe, bakar itd.), fluor reaguje primetno na temperaturama iznad 400-500°C.
Neki viši metalni fluoridi, kao što je uranijum heksafluorid UF 6 , dobijaju se delovanjem sa fluorom ili sredstvom za fluorisanje kao što je BrF 3 na niže halogenide, na primer:
UF 4 + F 2 = UF 6
Treba napomenuti da ne samo srednji fluoridi tipa NaF ili CaF 2, već i kiseli fluoridi - fluoridi tipa NaHF 2 i KHF 2, odgovaraju već spomenutoj fluorovodoničnoj kiselini HF.
Takođe je sintetizovan veliki broj različitih organofluornih jedinjenja. (cm. organofluorova jedinjenja), uključujući i čuveni teflon (cm. TEFLON)- materijal, koji je polimer tetrafluoroetilena (cm. TETRAFLUORETILEN) .
Aplikacija
Fluor se široko koristi kao sredstvo za fluoriranje u proizvodnji različitih fluorida (SF 6 , BF 3 , WF 6 i drugi), uključujući spojeve inertnih plinova (cm. PLEMENI GASOVI) ksenon i kripton (vidi Fluoracija (cm. FLUORINACIJA)). Uranijum heksafluorid UF 6 koristi se za odvajanje izotopa uranijuma. Fluor se koristi u proizvodnji teflona i drugih fluoroplastika. (cm. fluoroplastika), fluoroguma (cm. fluorogume), organske tvari i materijali koji sadrže fluor koji se široko koriste u inženjerstvu, posebno u slučajevima kada je potrebna otpornost na agresivne medije, visoke temperature itd.
Biološka uloga
Kao element u tragovima (cm. MIKROELEMENTI) Fluor se nalazi u svim organizmima. Kod životinja i ljudi, fluor je prisutan u koštanom tkivu (kod ljudi 0,2-1,2%), a posebno u dentinu i zubnoj caklini. Tijelo prosječne osobe (tjelesne težine 70 kg) sadrži 2,6 g fluora; dnevna potreba je 2-3 mg i zadovoljava se uglavnom pitkom vodom. Nedostatak fluora dovodi do zubnog karijesa. Stoga se jedinjenja fluora dodaju pastama za zube, ponekad se unose u vodu za piće. Međutim, višak fluora u vodi takođe je štetan za zdravlje. To dovodi do fluoroze (cm. FLUOROZA)- promjene u strukturi cakline i koštanog tkiva, deformacije kostiju. MPC za sadržaj fluoridnih jona u vodi je 0,7 mg/l. Maksimalna granica koncentracije gasovitog fluora u vazduhu je 0,03 mg/m 3 . Uloga fluora u biljkama je nejasna.

enciklopedijski rječnik. 2009 .

Pogledajte šta je "fluor" u drugim rječnicima:

fluor- fluor i ... Ruski pravopisni rječnik

fluor- fluor/… Morfemski pravopisni rječnik

- (lat. Fluorum) F, hemijski element VII grupe periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 9, atomska masa 18,998403, pripada halogenima. Blijedožuti plin oštrog mirisa, mp? 219,699 °C, tbp? 188,200 °C, gustina 1,70 g / cm & sup3. ... ... Veliki enciklopedijski rječnik

F (od grč. phthoros smrt, uništenje, lat. Fluorum * a. fluor; n. Fluor; f. fluor; i. fluor), hem. element grupe VII periodične. sistem Mendeljejeva, odnosi se na halogene, at. n. 9, at. m. 18.998403. U prirodi, 1 stabilni izotop 19F ... Geološka enciklopedija

- (Fluorum), F, hemijski element VII grupe periodnog sistema, atomski broj 9, atomska masa 18,9984; odnosi se na halogene; gas, tačka ključanja 188,2 shC. Fluor se koristi u proizvodnji uranijuma, freona, lijekova i dr., kao i u ... ... Moderna enciklopedija