Sehen Sie in anderen Wörterbüchern nach, was „Fluor“ bedeutet. Reaktivität von Halogenen Reaktion von Halogenen mit Wasser

Reaktionen von Erwachsenen Viele Eltern wissen nicht immer, wie sie auf die Handlungen und manche Handlungen ihrer Kinder reagieren sollen. Wenn wir auf Probleme stoßen, reagieren wir auf drei verschiedene Arten.1. Wir tun so, als wäre nichts passiert.2. Wir identifizieren den Feind und greifen an.3. Wir sind real

Das Wasserstoffatom hat die elektronische Formel der äußeren (und einzigen) elektronischen Ebene 1 s eines . Einerseits ist das Wasserstoffatom durch das Vorhandensein eines Elektrons in der äußeren elektronischen Ebene den Alkalimetallatomen ähnlich. Allerdings fehlt ihm, genau wie Halogenen, nur ein Elektron, um die äußere elektronische Ebene zu füllen, da sich auf der ersten elektronischen Ebene nicht mehr als 2 Elektronen befinden können. Es stellt sich heraus, dass Wasserstoff gleichzeitig sowohl in die erste als auch in die vorletzte (siebte) Gruppe des Periodensystems gestellt werden kann, was manchmal in verschiedenen Versionen des Periodensystems geschieht:

Von den Eigenschaften des Wasserstoffs als einfacher Substanz her hat er dennoch mehr mit Halogenen gemeinsam. Wasserstoff ist, wie auch Halogene, ein Nichtmetall und bildet ähnlich wie diese zweiatomige Moleküle (H 2 ).

Unter normalen Bedingungen ist Wasserstoff ein gasförmiger, inaktiver Stoff. Die geringe Aktivität von Wasserstoff erklärt sich durch die hohe Stärke der Bindung zwischen Wasserstoffatomen im Molekül, die entweder starkes Erhitzen oder die Verwendung von Katalysatoren oder beides gleichzeitig erfordert, um sie zu brechen.

Wechselwirkung von Wasserstoff mit einfachen Stoffen

mit Metallen

Von den Metallen reagiert Wasserstoff nur mit Alkali und Erdalkali! Alkalimetalle umfassen Metalle der Hauptuntergruppe der Gruppe I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), und Erdalkalimetalle sind Metalle der Hauptuntergruppe der Gruppe II, mit Ausnahme von Beryllium und Magnesium (Ca, Sr, Ba , Ra)

In Wechselwirkung mit aktiven Metallen zeigt Wasserstoff oxidierende Eigenschaften, d.h. senkt seinen Oxidationszustand. Dabei entstehen Hydride von Alkali- und Erdalkalimetallen, die eine ionische Struktur aufweisen. Die Reaktion läuft beim Erhitzen ab:

Es ist zu beachten, dass die Wechselwirkung mit aktiven Metallen der einzige Fall ist, wenn molekularer Wasserstoff H2 ein Oxidationsmittel ist.

mit Nichtmetallen

Von den Nichtmetallen reagiert Wasserstoff nur mit Kohlenstoff, Stickstoff, Sauerstoff, Schwefel, Selen und Halogenen!

Kohlenstoff ist als Graphit oder amorpher Kohlenstoff zu verstehen, da Diamant eine äußerst inerte allotrope Modifikation des Kohlenstoffs ist.

Bei der Wechselwirkung mit Nichtmetallen kann Wasserstoff nur die Funktion eines Reduktionsmittels erfüllen, d.h. er kann nur seine Oxidationsstufe erhöhen:

Wechselwirkung von Wasserstoff mit komplexen Stoffen

mit Metalloxiden

Wasserstoff reagiert nicht mit Metalloxiden, die in der Aktivitätsreihe der Metalle bis einschließlich Aluminium liegen, jedoch kann er bei Erwärmung viele Metalloxide rechts von Aluminium reduzieren:

mit Nichtmetalloxiden

Von den Nichtmetalloxiden reagiert Wasserstoff beim Erhitzen mit Oxiden von Stickstoff, Halogenen und Kohlenstoff. Von allen Wechselwirkungen von Wasserstoff mit Nichtmetalloxiden ist seine Reaktion mit Kohlenmonoxid CO besonders hervorzuheben.

Das Gemisch aus CO und H 2 hat sogar einen eigenen Namen - „Synthesegas“, da daraus je nach Bedingungen so gefragte Industrieprodukte wie Methanol, Formaldehyd und sogar synthetische Kohlenwasserstoffe gewonnen werden können:

mit Säuren

Wasserstoff reagiert nicht mit anorganischen Säuren!

Von den organischen Säuren reagiert Wasserstoff nur mit ungesättigten Säuren sowie mit Säuren, die durch Wasserstoff reduzierbare funktionelle Gruppen enthalten, insbesondere Aldehyd-, Keto- oder Nitrogruppen.

mit Salzen

Bei wässrigen Lösungen von Salzen findet deren Wechselwirkung mit Wasserstoff nicht statt. Wenn jedoch Wasserstoff über feste Salze einiger Metalle mittlerer und niedriger Aktivität geleitet wird, ist deren teilweise oder vollständige Reduktion möglich, z. B.:

Chemische Eigenschaften von Halogenen

Halogene sind die chemischen Elemente der Gruppe VIIA (F, Cl, Br, I, At) sowie die einfachen Substanzen, die sie bilden. Nachfolgend werden Halogene, sofern nicht anders angegeben, als einfache Substanzen verstanden.

Alle Halogene haben eine molekulare Struktur, die zu niedrigen Schmelz- und Siedepunkten dieser Substanzen führt. Halogenmoleküle sind zweiatomig, d.h. ihre Formel kann in allgemeiner Form als Hal 2 geschrieben werden.

Es sollte eine so spezifische physikalische Eigenschaft von Jod wie seine Fähigkeit erwähnt werden Sublimation oder mit anderen Worten, Sublimation. Sublimation, nennen sie das Phänomen, bei dem eine Substanz im festen Zustand beim Erhitzen nicht schmilzt, sondern unter Umgehung der flüssigen Phase sofort in den gasförmigen Zustand übergeht.

Die elektronische Struktur des externen Energieniveaus eines Atoms eines beliebigen Halogens hat die Form ns 2 np 5, wobei n die Periodenzahl des Periodensystems ist, in dem sich das Halogen befindet. Wie Sie sehen können, fehlt nur ein Elektron in der aus acht Elektronen bestehenden Außenhülle der Halogenatome. Daraus lässt sich folgerichtig auf die überwiegend oxidierenden Eigenschaften der freien Halogene schließen, was sich auch in der Praxis bestätigt. Wie Sie wissen, nimmt die Elektronegativität von Nichtmetallen ab, wenn Sie sich in der Untergruppe nach unten bewegen, und daher nimmt die Aktivität von Halogenen in der Reihe ab:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Wechselwirkung von Halogenen mit einfachen Substanzen

Alle Halogene sind hochreaktiv und reagieren mit den einfachsten Substanzen. Allerdings ist zu beachten, dass Fluor aufgrund seiner extrem hohen Reaktivität auch mit einfachen Stoffen reagieren kann, mit denen andere Halogene nicht reagieren können. Zu solchen einfachen Substanzen gehören Sauerstoff, Kohlenstoff (Diamant), Stickstoff, Platin, Gold und einige Edelgase (Xenon und Krypton). Diese. eigentlich, Fluor reagiert nicht nur mit einigen Edelgasen.

Die restlichen Halogene, d.h. Chlor, Brom und Jod sind ebenfalls Wirkstoffe, aber weniger aktiv als Fluor. Sie reagieren mit fast allen einfachen Stoffen außer Sauerstoff, Stickstoff, Kohlenstoff in Form von Diamant, Platin, Gold und Edelgasen.

Wechselwirkung von Halogenen mit Nichtmetallen

Wasserstoff

Alle Halogene reagieren mit Wasserstoff unter Bildung Halogenwasserstoffe mit der allgemeinen Formel HHal. Gleichzeitig beginnt die Reaktion von Fluor mit Wasserstoff auch im Dunkeln spontan und verläuft explosionsartig nach der Gleichung:

Die Reaktion von Chlor mit Wasserstoff kann durch intensive UV-Bestrahlung oder Erhitzen initiiert werden. Leckt auch bei einer Explosion:

Brom und Jod reagieren nur beim Erhitzen mit Wasserstoff, und gleichzeitig ist die Reaktion mit Jod reversibel:

Phosphor

Die Wechselwirkung von Fluor mit Phosphor führt zur Oxidation von Phosphor in die höchste Oxidationsstufe (+5). In diesem Fall tritt die Bildung von Phosphorpentafluorid auf:

Wenn Chlor und Brom mit Phosphor wechselwirken, ist es möglich, Phosphorhalogenide sowohl in der Oxidationsstufe + 3 als auch in der Oxidationsstufe + 5 zu erhalten, was von den Anteilen der Reaktanten abhängt:

Bei weißem Phosphor in einer Atmosphäre aus Fluor, Chlor oder flüssigem Brom setzt die Reaktion spontan ein.

Die Wechselwirkung von Phosphor mit Jod kann aufgrund der deutlich geringeren Oxidationsfähigkeit als andere Halogene dazu führen, dass nur Phosphortrijodid gebildet wird:

grau

Fluor oxidiert Schwefel bis zur höchsten Oxidationsstufe +6 und bildet Schwefelhexafluorid:

Chlor und Brom reagieren mit Schwefel zu Verbindungen, die Schwefel in den für ihn äußerst ungewöhnlichen Oxidationsstufen +1 und +2 enthalten. Diese Wechselwirkungen sind sehr spezifisch, und um die Prüfung in Chemie zu bestehen, ist die Fähigkeit, die Gleichungen dieser Wechselwirkungen aufzuschreiben, nicht erforderlich. Daher werden die folgenden drei Gleichungen eher zur Orientierung gegeben:

Wechselwirkung von Halogenen mit Metallen

Wie oben erwähnt, kann Fluor mit allen Metallen reagieren, auch mit solchen inaktiven wie Platin und Gold:

Die restlichen Halogene reagieren mit allen Metallen außer Platin und Gold:

Reaktionen von Halogenen mit komplexen Stoffen

Substitutionsreaktionen mit Halogenen

Aktivere Halogene, d.h. deren chemische Elemente im Periodensystem höher angesiedelt sind, in der Lage sind, weniger aktive Halogene aus den von ihnen gebildeten Halogenwasserstoffen und Metallhalogeniden zu verdrängen:

In ähnlicher Weise verdrängen Brom und Jod Schwefel aus Lösungen von Sulfiden und / oder Schwefelwasserstoff:

Chlor ist ein stärkeres Oxidationsmittel und oxidiert Schwefelwasserstoff in seiner wässrigen Lösung nicht zu Schwefel, sondern zu Schwefelsäure:

Wechselwirkung von Halogenen mit Wasser

Wasser verbrennt in Fluor mit blauer Flamme gemäß der Reaktionsgleichung:

Brom und Chlor reagieren anders mit Wasser als Fluor. Wenn Fluor als Oxidationsmittel wirkte, disproportionierten Chlor und Brom in Wasser und bildeten ein Säuregemisch. In diesem Fall sind die Reaktionen reversibel:

Die Wechselwirkung von Jod mit Wasser verläuft in einem so unbedeutenden Ausmaß, dass sie vernachlässigt werden kann und davon ausgegangen werden kann, dass die Reaktion überhaupt nicht abläuft.

Wechselwirkung von Halogenen mit Alkalilösungen

Fluor wirkt bei Wechselwirkung mit einer wässrigen Alkalilösung wiederum als Oxidationsmittel:

Die Fähigkeit, diese Gleichung zu schreiben, ist nicht erforderlich, um die Prüfung zu bestehen. Es reicht aus, die Tatsache über die Möglichkeit einer solchen Wechselwirkung und die oxidierende Rolle von Fluor bei dieser Reaktion zu kennen.

Im Gegensatz zu Fluor disproportionieren die restlichen Halogene in Alkalilösungen, dh sie erhöhen und erniedrigen gleichzeitig ihre Oxidationsstufe. Gleichzeitig ist bei Chlor und Brom je nach Temperatur eine Strömung in zwei verschiedene Richtungen möglich. Insbesondere in der Kälte laufen die Reaktionen wie folgt ab:

und beim Erhitzen:

Jod reagiert mit Alkalien ausschließlich nach der zweiten Option, d.h. mit der Bildung von Jodat, weil Hypoiodit ist nicht nur beim Erhitzen instabil, sondern auch bei normalen Temperaturen und sogar in der Kälte.

Halogene sind die reaktivste Gruppe von Elementen im Periodensystem. Sie bestehen aus Molekülen mit sehr niedrigen Bindungsdissoziationsenergien (siehe Tabelle 16.1), und ihre Atome haben sieben Elektronen in ihrer äußeren Hülle und sind daher sehr elektronegativ. Fluor ist das elektronegativste und reaktivste nichtmetallische Element im Periodensystem. Die Reaktivität von Halogenen nimmt allmählich ab, wenn Sie sich zum unteren Ende der Gruppe bewegen. Der nächste Abschnitt betrachtet die Fähigkeit von Halogenen, Metalle und Nichtmetalle zu oxidieren, und zeigt, wie diese Fähigkeit in Richtung von Fluor zu Jod abnimmt.

Halogene als Oxidationsmittel

Beim Durchleiten von gasförmigem Schwefelwasserstoff durch Chlorwasser wird Schwefel ausgefällt. Die Reaktion verläuft gemäß der Reaktionsgleichung

Bei dieser Reaktion oxidiert Chlor Schwefelwasserstoff und entzieht ihm Wasserstoff. Auch Chlor oxidiert zu. Mischt man beispielsweise Chlor mit einer wässrigen Sulfatlösung durch Schütteln, entsteht Sulfat

Die dabei auftretende oxidative Halbreaktion wird durch die Gleichung beschrieben

Als weiteres Beispiel für die oxidierende Wirkung von Chlor präsentieren wir die Synthese von Natriumchlorid durch Verbrennen von Natrium in Chlor:

Bei dieser Reaktion wird Natrium oxidiert, da jedes Natriumatom ein Elektron verliert, um ein Natriumion zu bilden:

Chlor bindet diese Elektronen und bildet Chloridionen:

Tabelle 16.3. Standard-Elektrodenpotentiale von Halogenen

Tabelle 16.4. Standardbildungsenthalpien von Natriumhalogeniden

Alle Halogene sind Oxidationsmittel, von denen Fluor das stärkste Oxidationsmittel ist. Im Tisch. 16.3 zeigt die Standardelektrodenpotentiale von Halogenen. Aus dieser Tabelle ist ersichtlich, dass die Oxidationskraft von Halogenen zum unteren Ende der Gruppe hin allmählich abnimmt. Dieses Muster kann demonstriert werden, indem eine Lösung von Kaliumbromid in ein Gefäß mit Chlorgas gegeben wird. Chlor oxidiert Bromidionen, was zur Bildung von Brom führt; dadurch erscheint eine Farbe in einer zuvor farblosen Lösung:

Somit ist ersichtlich, dass Chlor ein stärkeres Oxidationsmittel als Brom ist. In ähnlicher Weise entsteht, wenn eine Lösung von Jodkalium mit Brom gemischt wird, ein schwarzer Niederschlag von festem Jod. Das bedeutet, dass Brom Jodidionen oxidiert:

Beide beschriebenen Reaktionen sind Beispiele für Verdrängungs-(Substitutions-)Reaktionen. Jeweils das reaktivere, also stärker oxidierende Halogen verdrängt das weniger reaktive Halogen aus der Lösung.

Oxidation von Metallen. Halogene oxidieren leicht Metalle. Fluor oxidiert leicht alle Metalle außer Gold und Silber. Wir haben bereits erwähnt, dass Chlor Natrium oxidiert und dabei Natriumchlorid bildet. Um ein weiteres Beispiel zu nennen: Wenn ein Chlorgasstrom über die Oberfläche erhitzter Eisenspäne geleitet wird, entsteht ein braunes festes Chlorid:

Sogar Jod ist in der Lage, wenn auch langsam, Metalle darunter in der elektrochemischen Spannungsreihe zu oxidieren. Die Leichtigkeit der Oxidation von Metallen durch verschiedene Halogene nimmt ab, wenn man sich zum unteren Teil der Gruppe VII bewegt. Dies kann durch Vergleich der Bildungsenergien von Halogeniden aus den Ausgangselementen verifiziert werden. Im Tisch. 16.4 zeigt die Standardbildungsenthalpien von Natriumhalogeniden in der Reihenfolge der Bewegung zum Ende der Gruppe.

Oxidation von Nichtmetallen. Mit Ausnahme von Stickstoff und den meisten Edelgasen oxidiert Fluor alle anderen Nichtmetalle. Chlor reagiert mit Phosphor und Schwefel. Kohlenstoff, Stickstoff und Sauerstoff reagieren nicht direkt mit Chlor, Brom oder Jod. Die relative Reaktivität von Halogenen gegenüber Nichtmetallen kann durch Vergleich ihrer Reaktionen mit Wasserstoff beurteilt werden (Tab. 16.5).

Oxidation von Kohlenwasserstoffen. Unter bestimmten Bedingungen oxidieren Halogene Kohlenwasserstoffe.

Tabelle 16.5. Reaktionen von Halogenen mit Wasserstoff

Lieferung. Zum Beispiel entfernt Chlor vollständig Wasserstoff aus dem Terpentinmolekül:

Die Oxidation von Acetylen kann mit einer Explosion ablaufen:

Reaktionen mit Wasser und Laugen

Fluor reagiert mit kaltem Wasser zu Fluorwasserstoff und Sauerstoff:

Chlor löst sich langsam in Wasser auf und bildet Chlorwasser. Chlorwasser hat einen leichten Säuregehalt, da in ihm eine Disproportionierung (siehe Abschnitt 10.2) von Chlor unter Bildung von Salzsäure und hypochloriger Säure stattfindet:

Brom und Jod disproportionieren in Wasser auf ähnliche Weise, aber der Grad der Disproportionierung in Wasser nimmt von Chlor zu Jod ab.

Auch Chlor, Brom und Jod sind in Laugen disproportioniert. Zum Beispiel disproportioniert Brom in kaltem verdünntem Alkali in Bromidionen und Hypobromitionen (Bromationen):

Wenn Brom mit heißen konzentrierten Alkalien interagiert, schreitet die Disproportionierung weiter fort:

Iodat (I) oder Hypoiodition ist selbst in kalten verdünnten Alkalien instabil. Es disproportioniert spontan, um ein Iodidion und ein Iodat(I)ion zu bilden.

Die Reaktion von Fluor mit Alkalien ist ebenso wie die Reaktion mit Wasser ähnlichen Reaktionen anderer Halogene nicht ähnlich. In kaltem verdünntem Alkali läuft die folgende Reaktion ab:

In heißem konzentriertem Alkali verläuft die Reaktion mit Fluor wie folgt:

Analytik auf Halogene und unter Beteiligung von Halogenen

Die qualitative und quantitative Analyse auf Halogene wird üblicherweise mit einer Silbernitratlösung durchgeführt. Zum Beispiel

Zur qualitativen und quantitativen Jodbestimmung kann eine Stärkelösung verwendet werden. Da Jod sehr schwer wasserlöslich ist, wird es üblicherweise in Gegenwart von Kaliumjodid analysiert. Dies geschieht, weil Jod mit dem Jodidion ein lösliches Triiodidion bildet.

Lösungen von Jod mit Jodiden werden beispielsweise zur analytischen Bestimmung verschiedener Reduktionsmittel, aber auch einiger Oxidationsmittel verwendet, wobei Oxidationsmittel das obige Gleichgewicht nach links verschieben und dabei Jod freisetzen. Iod wird dann mit Thiosulfat (VI) titriert.

Also lass es uns noch einmal tun!

1. Die Atome aller Halogene haben sieben Elektronen in ihrer äußeren Hülle.

2. Zur Gewinnung von Halogenen im Labor kann die Oxidation der entsprechenden Halogenwasserstoffsäuren genutzt werden.

3. Halogene oxidieren Metalle, Nichtmetalle und Kohlenwasserstoffe.

4. Halogene disproportionieren in Wasser und Laugen unter Bildung von Halogenidionen, Hypohalogenit und Halogenat(-ionen).

5. Muster der Änderungen der physikalischen und chemischen Eigenschaften von Halogenen, wenn man sich zum unteren Ende der Gruppe bewegt, sind in der Tabelle gezeigt. 16.6.

Tabelle 16.6. Änderungsmuster der Eigenschaften von Halogenen mit zunehmender Ordnungszahl

6. Fluor hat aus folgenden Gründen anomale Eigenschaften unter anderen Halogenen:

a) es hat eine niedrige Bindungsdissoziationsenergie;

b) in Fluorverbindungen existiert es nur in einer Oxidationsstufe;

c) Fluor ist das elektronegativste und reaktivste unter allen nichtmetallischen Elementen;

d) seine Reaktionen mit Wasser und Alkalien unterscheiden sich von ähnlichen Reaktionen anderer Halogene.

Fluor

FLUOR-a; m.[aus dem Griechischen. Phthoros - Tod, Zerstörung] Chemisches Element (F), hellgelbes Gas mit stechendem Geruch. Ins Trinkwasser geben f.

(lat. Fluor), ein chemisches Element der siebten Gruppe des Periodensystems, bezieht sich auf Halogene. Freies Fluor besteht aus zweiatomigen Molekülen (F 2); hellgelbes Gas mit stechendem Geruch t pl –219.699°C, t Ballen –188.200°C, Dichte 1,7 g/l. Das aktivste Nichtmetall: reagiert mit allen Elementen außer Helium, Neon und Argon. Die Wechselwirkung von Fluor mit vielen Substanzen führt leicht zu Verbrennung und Explosion. Fluor zerstört viele Materialien (daher der Name: griechisch phthóros - Zerstörung). Die wichtigsten Mineralien sind Fluorit, Kryolith, Fluorapatit. Fluor wird verwendet, um Organofluorverbindungen und Fluoride zu erhalten; Fluor ist Bestandteil des Gewebes lebender Organismen (Knochen, Zahnschmelz).

FLUORIN (lat. Fluorum), F (gelesen "Fluor"), ein chemisches Element mit der Ordnungszahl 9, Atommasse 18,998403. Natürliches Fluor besteht aus einem stabilen Nuklid (cm. NUKLID) 19 F. Konfiguration der äußeren Elektronenschicht 2 s 2 p 5 . In Verbindungen weist es nur die Oxidationsstufe –1 (I. Wertigkeit) auf. Fluor befindet sich in der zweiten Periode in Gruppe VIIA des Periodensystems der Elemente von Mendelejew, bezieht sich auf Halogene (cm. HALOGENE).
Der Radius des neutralen Fluoratoms beträgt 0,064 nm, der Radius des F-Ions beträgt 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) und 0,119 (6) nm (der Wert der Koordinationszahl ist in Klammern angegeben) . Die aufeinanderfolgenden Ionisierungsenergien eines neutralen Fluoratoms betragen 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 bzw. 114,2 eV. Elektronenaffinität 3,448 eV (die größte unter den Atomen aller Elemente). Nach der Pauling-Skala beträgt die Elektronegativität von Fluor 4 (der höchste Wert unter allen Elementen). Fluor ist das aktivste Nichtmetall.
In seiner freien Form ist Fluor ein farbloses Gas mit einem stechenden, erstickenden Geruch.
Entdeckungsgeschichte
Die Geschichte der Entdeckung von Fluor ist mit dem Mineral Fluorit verbunden (cm. FLUORIT), oder Flussspat. Die heute bekannte Zusammensetzung dieses Minerals entspricht der Formel CaF 2 , und es ist die erste fluorhaltige Substanz, die vom Menschen genutzt wurde. In der Antike wurde festgestellt, dass, wenn dem Erz beim Schmelzen von Metall Fluorit zugesetzt wird, die Schmelztemperatur von Erz und Schlacke abnimmt, was den Prozess erheblich erleichtert (daher der Name des Minerals - vom lateinischen fluo - fließen).
1771 durch Behandlung von Fluorit mit Schwefelsäure, der schwedische Chemiker K. Scheele (cm. SCHELE Karl Wilhelm) zubereitete Säure, die er Flusssäure nannte. Der französische Wissenschaftler A. Lavoisier (cm. Lavoisier Antoine Laurent) schlug vor, dass diese Säure ein neues chemisches Element enthielt, das er "Fluor" nennen wollte (Lavoisier glaubte, dass Flusssäure eine Verbindung von Fluor mit Sauerstoff ist, da laut Lavoisier alle Säuren Sauerstoff enthalten müssen). Er konnte jedoch kein neues Element auswählen.
Das neue Element erhielt den Namen „Fluor“, was sich auch in seinem lateinischen Namen widerspiegelt. Langfristige Versuche, dieses Element in freier Form zu isolieren, waren jedoch nicht erfolgreich. Viele Wissenschaftler, die versuchten, es in freier Form zu bekommen, starben während solcher Experimente oder wurden behindert. Dies sind die englischen Chemikerbrüder T. und G. Knox und die Franzosen J.-L. Der schwule Lussac (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis) und L. J. Tenard (cm. TENAR Louis Jacques), und viele andere. Sam G. Davy (cm. DEVI Humphrey), der als erster Natrium, Kalium, Kalzium und andere Elemente in freier Form erhielt, wurde er infolge von Experimenten zur Herstellung von Fluor durch Elektrolyse vergiftet und wurde schwer krank. Wahrscheinlich wurde unter dem Eindruck all dieser Misserfolge 1816 für das neue Element Fluor (aus dem Griechischen phtoros - Zerstörung, Tod) ein Name mit ähnlichem Klang, aber völlig anderer Bedeutung vorgeschlagen. Dieser Name des Elements wird nur auf Russisch akzeptiert, die Franzosen und Deutschen nennen Fluor weiterhin „Fluor“, die Briten „Fluor“.
Selbst ein so hervorragender Wissenschaftler wie M. Faraday konnte kein freies Fluor gewinnen (cm. Faradeus Michael). Erst 1886 der französische Chemiker A. Moissan (cm. Moissan Henri), unter Verwendung der Elektrolyse von flüssigem Fluorwasserstoff HF, gekühlt auf eine Temperatur von -23 ° C (die Flüssigkeit sollte ein wenig Kaliumfluorid KF enthalten, das ihre elektrische Leitfähigkeit gewährleistet), konnte die erste Portion eines neuen, äußerst reaktiven erhalten Gas an der Anode. In den ersten Experimenten verwendete Moissan einen sehr teuren Elektrolyseur aus Platin und Iridium, um Fluor zu gewinnen. Gleichzeitig "aß" jedes Gramm des resultierenden Fluors bis zu 6 g Platin. Später begann Moissan, einen viel billigeren Kupferelektrolyseur zu verwenden. Fluor reagiert mit Kupfer, aber während der Reaktion bildet sich ein sehr dünner Fluoridfilm, der eine weitere Zerstörung des Metalls verhindert.
In der Natur sein
Der Fluorgehalt in der Erdkruste ist ziemlich hoch und beträgt 0,095 Gew.-% (deutlich mehr als das nächste Analogon von Fluor in der Gruppe - Chlor (cm. CHLOR)). Aufgrund der hohen chemischen Aktivität wird Fluor natürlich nicht in freier Form gefunden. Die wichtigsten Fluorminerale sind Fluorit (Flussspat), sowie Fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 und Kryolith (cm. KRYOLIT) Na 3 AlF 6 . Fluor als Verunreinigung ist Bestandteil vieler Mineralien und kommt im Grundwasser vor; in Meerwasser 1,3 10 -4 % Fluor.
Kassenbon
In der ersten Stufe der Fluorgewinnung wird Fluorwasserstoff HF isoliert. Zubereitung aus Fluorwasserstoff und Flusssäure (cm. FLUORWASSERSTOFFSÄURE)(Fluss-)Säure fällt in der Regel bei der Verarbeitung von Fluorapatit zu Phosphatdüngemitteln an. Der bei der Schwefelsäurebehandlung von Fluorapatit entstehende gasförmige Fluorwasserstoff wird anschließend gesammelt, verflüssigt und für die Elektrolyse verwendet. Der Elektrolyse kann sowohl ein flüssiges Gemisch aus HF und KF (das Verfahren wird bei einer Temperatur von 15–20°C durchgeführt) als auch eine KH 2 F 3 -Schmelze (bei einer Temperatur von 70–120°C) oder a KHF 2 Schmelze (bei einer Temperatur von 245–310°C).
Im Labor kann man zur Herstellung kleiner Mengen an freiem Fluor entweder MnF 4 erhitzen, wobei Fluor abgespalten wird, oder eine Mischung aus K 2 MnF 6 und SbF 5 erhitzen:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2 .
Physikalische und chemische Eigenschaften
Unter normalen Bedingungen ist Fluor ein Gas (Dichte 1,693 kg / m 3 ) mit einem stechenden Geruch. Siedepunkt -188,14 °C, Schmelzpunkt -219,62 °C. Im festen Zustand bildet es zwei Modifikationen: die a-Form, die vom Schmelzpunkt bis –227,60 °C existiert, und die b-Form, die bei Temperaturen unter –227,60 °C stabil ist.
Wie andere Halogene existiert Fluor als zweiatomige Moleküle F 2 . Der Kernabstand im Molekül beträgt 0,14165 nm. Das F 2 -Molekül zeichnet sich durch eine ungewöhnlich niedrige Dissoziationsenergie in Atome (158 kJ/mol) aus, was insbesondere die hohe Reaktivität von Fluor bestimmt.
Die chemische Aktivität von Fluor ist extrem hoch. Von allen Elementen mit Fluor bilden nur drei leichte Inertgase keine Fluoride - Helium, Neon und Argon. Fluor weist in allen Verbindungen nur eine Oxidationsstufe -1 auf.
Fluor reagiert direkt mit vielen einfachen und komplexen Substanzen. Bei Kontakt mit Wasser reagiert Fluor damit (es wird oft gesagt, dass „Wasser in Fluor brennt“):
2F 2 + 2H 2 O \u003d 4HF + O 2.
Fluor reagiert bei einfachem Kontakt mit Wasserstoff explosionsartig:
H 2 + F 2 \u003d 2HF.
Dabei entsteht Fluorwasserstoffgas HF, das unter Bildung einer relativ schwachen Flusssäure in Wasser unbegrenzt löslich ist.
Fluor interagiert mit den meisten Nichtmetallen. So entstehen bei der Reaktion von Fluor mit Graphit Verbindungen der allgemeinen Formel CF x , bei der Reaktion von Fluor mit Silizium SiF 4 -Fluorid und mit Bor BF 3 -Trifluorid. Wenn Fluor mit Schwefel wechselwirkt, entstehen die Verbindungen SF 6 und SF 4 usw. (siehe Fluoride (cm. FLUORID)).
Eine große Anzahl von Fluorverbindungen mit anderen Halogenen ist bekannt, beispielsweise BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 und andere, außerdem entzünden sich Brom und Jod in einer Fluoratmosphäre bei gewöhnlicher Temperatur, und Chlor wechselwirkt mit Fluor, wenn es erhitzt wird 200-250 ° C.
Reagieren Sie nicht direkt mit Fluor, neben den angegebenen Inertgasen auch Stickstoff, Sauerstoff, Diamant, Kohlendioxid und Kohlenmonoxid.
Stickstofftrifluorid NF 3 und Sauerstofffluoride О 2 F 2 und OF 2 wurden indirekt erhalten, in denen Sauerstoff ungewöhnliche Oxidationsstufen +1 und +2 hat.
Wenn Fluor mit Kohlenwasserstoffen interagiert, erfolgt deren Zerstörung, begleitet von der Produktion von Fluorkohlenwasserstoffen verschiedener Zusammensetzungen.
Bei leichter Erwärmung (100-250°C) reagiert Fluor mit Silber, Vanadium, Rhenium und Osmium. Bei Gold, Titan, Niob, Chrom und einigen anderen Metallen beginnt die Reaktion mit Fluor bei Temperaturen über 300-350°C abzulaufen. Mit Metallen, deren Fluoride nicht flüchtig sind (Aluminium, Eisen, Kupfer usw.), reagiert Fluor bei Temperaturen über 400-500 °C mit merklicher Geschwindigkeit.
Einige höhere Metallfluoride, wie Uranhexafluorid UF 6 , werden durch Einwirkung von Fluor oder einem Fluorierungsmittel wie BrF 3 auf niedere Halogenide erhalten, zum Beispiel:
UF4 + F2 = UF6
Es sei darauf hingewiesen, dass nicht nur mittlere Fluoride vom Typ NaF oder CaF 2 , sondern auch saure Fluoride – Hydrofluoride vom Typ NaHF 2 und KHF 2 – der bereits erwähnten Flusssäure HF entsprechen.
Eine große Anzahl verschiedener Organofluorverbindungen wurde ebenfalls synthetisiert. (cm. Organofluorverbindungen), darunter das berühmte Teflon (cm. Teflon)- Material, das ein Polymer von Tetrafluorethylen ist (cm. Tetrafluorethylen) .
Anwendung
Fluor wird häufig als Fluorierungsmittel bei der Herstellung verschiedener Fluoride (SF 6 , BF 3 , WF 6 und andere), einschließlich Verbindungen von Inertgasen, verwendet (cm. EDELGASE) Xenon und Krypton (siehe Fluorierung (cm. FLUORIERUNG)). Uranhexafluorid UF 6 wird zur Trennung von Uranisotopen verwendet. Fluor wird bei der Herstellung von Teflon und anderen Fluorkunststoffen verwendet. (cm. Fluorkunststoffe), Fluorkautschuk (cm. Fluorkautschuke), fluorhaltige organische Substanzen und Materialien, die in der Technik weit verbreitet sind, insbesondere dort, wo Beständigkeit gegen aggressive Medien, hohe Temperaturen usw. erforderlich ist.
Biologische Rolle
Als Spurenelement (cm. MIKROELEMENTE) Fluorid kommt in allen Organismen vor. Bei Tieren und Menschen ist Fluor im Knochengewebe (beim Menschen 0,2–1,2 %) und insbesondere in Dentin und Zahnschmelz vorhanden. Der Körper einer durchschnittlichen Person (Körpergewicht 70 kg) enthält 2,6 g Fluor; der Tagesbedarf liegt bei 2-3 mg und wird hauptsächlich mit Trinkwasser gedeckt. Ein Mangel an Fluorid führt zu Zahnkaries. Daher werden Zahnpasten Fluorverbindungen zugesetzt, teilweise ins Trinkwasser eingebracht. Zu viel Fluorid im Wasser ist aber auch gesundheitsschädlich. Es führt zu Fluorose (cm. FLUOROSE)- Veränderungen in der Struktur von Schmelz und Knochengewebe, Knochenverformung. MPC für den Gehalt an Fluoridionen in Wasser beträgt 0,7 mg/l. Die maximale Konzentrationsgrenze für gasförmiges Fluor in der Luft beträgt 0,03 mg/m 3 . Die Rolle von Fluor in Pflanzen ist unklar.

Enzyklopädisches Wörterbuch. 2009 .

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- (lat. Fluorum) F, ein chemisches Element der Gruppe VII des Periodensystems von Mendeleev, Ordnungszahl 9, Atommasse 18,998403, gehört zu den Halogenen. Blassgelbes Gas mit stechendem Geruch, Schmp. 219.699 °C, Tbp 188.200 °C, Dichte 1,70 g / cm & sup3. ... ... Großes enzyklopädisches Wörterbuch

F (von griech. phthoros Tod, Zerstörung, lat. Fluorum * a. fluor; n. Fluor; f. fluor; and. fluor), chem. Element der Gruppe VII periodisch. System von Mendeleev, bezieht sich auf Halogene, at. n. 9, bei. M. 18.998403. In der Natur ist 1 stabiles Isotop 19F ... Geologische Enzyklopädie

- (Fluorum), F, chemisches Element der Gruppe VII des Periodensystems, Ordnungszahl 9, Atommasse 18,9984; bezieht sich auf Halogene; Gas, Siedepunkt 188,2shC. Fluor wird bei der Herstellung von Uran, Freonen, Medikamenten und anderen sowie in ... ... Moderne Enzyklopädie