Vaadake, mis on "fluor" teistes sõnaraamatutes. Halogeenide reaktsioonivõime Halogeenide koostoime veega

Täiskasvanute reaktsioonid Paljud vanemad ei tea alati, kuidas oma laste tegudele ja mõnele tegevusele reageerida. Kui puutume kokku probleemidega, reageerime kolmel erineval viisil.1. Teeme näo, et midagi ei juhtunud.2. Tuvastame vaenlase ja ründame.3. Oleme tõelised

Vesinikuaatomil on välise (ja ainsa) elektrontaseme 1 elektrooniline valem s 1 . Ühest küljest on vesinikuaatom ühe elektroni olemasolu poolest välisel elektroonilisel tasandil sarnane leelismetalli aatomitega. Kuid nagu halogeenid, vajab see välise elektroonilise nivoo täitmiseks ainult ühte elektroni, kuna esimene elektrooniline nivoo võib sisaldada kuni 2 elektroni. Selgub, et vesinikku saab paigutada samaaegselt nii perioodilisuse tabeli esimesse kui ka eelviimasesse (seitsmendasse) rühma, mida mõnikord tehakse perioodilise süsteemi erinevates versioonides:

Vesiniku kui lihtaine omaduste seisukohalt on tal siiski rohkem ühist halogeenidega. Vesinik, nagu halogeenid, on mittemetall ja moodustab sarnaselt neile kaheaatomilisi molekule (H 2).

Normaaltingimustes on vesinik gaasiline madala aktiivsusega aine. Vesiniku madal aktiivsus on seletatav molekulis olevate vesinikuaatomite vaheliste sidemete suure tugevusega, mille purunemine nõuab kas tugevat kuumutamist või katalüsaatorite kasutamist või mõlemat.

Vesiniku vastastikmõju lihtsate ainetega

metallidega

Metallidest reageerib vesinik ainult leelis- ja leelismuldmetallidega! Leelismetallide hulka kuuluvad I rühma põhialarühma metallid (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) ja leelismuldmetallide hulka kuuluvad II rühma peamise alarühma metallid, välja arvatud berüllium ja magneesium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Aktiivsete metallidega suhtlemisel avaldab vesinik oksüdeerivaid omadusi, st. alandab selle oksüdatsiooniastet. Sel juhul moodustuvad leelis- ja leelismuldmetallide hüdriidid, millel on ioonne struktuur. Reaktsioon toimub kuumutamisel:

Tuleb märkida, et koostoime aktiivsete metallidega on ainus juhtum, kui molekulaarne vesinik H2 on oksüdeeriv aine.

mittemetallidega

Mittemetallidest reageerib vesinik ainult süsiniku, lämmastiku, hapniku, väävli, seleeni ja halogeenidega!

Süsiniku all tuleks mõista grafiiti või amorfset süsinikku, kuna teemant on süsiniku äärmiselt inertne allotroopne modifikatsioon.

Mittemetallidega suheldes saab vesinik täita ainult redutseerija funktsiooni, st suurendada ainult selle oksüdatsiooniastet:

Vesiniku vastastikmõju keeruliste ainetega

metallioksiididega

Vesinik ei reageeri metallioksiididega, mis kuuluvad metallide aktiivsusreas kuni alumiiniumini (kaasa arvatud), kuid on võimeline kuumutamisel redutseerima paljusid alumiiniumist paremale jäävaid metallioksiide:

mittemetallide oksiididega

Mittemetallide oksiididest reageerib vesinik kuumutamisel lämmastiku, halogeenide ja süsiniku oksiididega. Kõigist vesiniku koostoimetest mittemetallide oksiididega on eriti tähelepanuväärne selle reaktsioon süsinikmonooksiidiga CO.

CO ja H2 segul on isegi oma nimi - "sünteesgaas", kuna olenevalt tingimustest võib sellest saada selliseid populaarseid tööstustooteid nagu metanool, formaldehüüd ja isegi sünteetilised süsivesinikud:

hapetega

Vesinik ei reageeri anorgaaniliste hapetega!

Orgaanilistest hapetest reageerib vesinik ainult küllastumata hapetega, samuti hapetega, mis sisaldavad funktsionaalrühmi, mis on võimelised redutseerima vesinikuga, eriti aldehüüd-, keto- või nitrorühmi.

sooladega

Soolade vesilahuste puhul nende koostoimet vesinikuga ei esine. Kui aga vesinik juhitakse üle mõne keskmise ja madala aktiivsusega metalli tahkete soolade, on nende osaline või täielik redutseerimine võimalik, näiteks:

Halogeenide keemilised omadused

Halogeenid on VIIA rühma keemilised elemendid (F, Cl, Br, I, At), samuti nendest moodustuvad lihtained. Siin ja edasises tekstis, kui pole öeldud teisiti, mõistetakse halogeene lihtainetena.

Kõigil halogeenidel on molekulaarne struktuur, mis määrab nende ainete madala sulamis- ja keemistemperatuuri. Halogeenmolekulid on kaheaatomilised, st. nende valemi saab kirjutada üldkujul kui Hal 2.

Tuleb märkida, et joodi spetsiifiline füüsikaline omadus on selle võime sublimatsioon või teisisõnu sublimatsioon. Sublimatsioon, on nähtus, mille puhul tahkes olekus aine kuumutamisel ei sula, vaid vedelast faasist mööda minnes läheb kohe gaasilisse olekusse.

Mis tahes halogeeni aatomi välise energiataseme elektrooniline struktuur on kujul ns 2 np 5, kus n on perioodilise tabeli perioodi number, milles halogeen asub. Nagu näete, vajavad halogeeniaatomid kaheksaelektronilise väliskihini jõudmiseks ainult ühte elektroni. Sellest on loogiline eeldada vabade halogeenide valdavalt oksüdeerivaid omadusi, mis praktikas kinnitust leiab. Nagu teada, väheneb mittemetallide elektronegatiivsus alarühmas allapoole liikudes ja seetõttu väheneb halogeenide aktiivsus järjestuses:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Halogeenide koostoime lihtainetega

Kõik halogeenid on väga reaktiivsed ained ja reageerivad enamiku lihtsate ainetega. Siiski tuleb märkida, et fluor võib oma ülikõrge reaktsioonivõime tõttu reageerida isegi nende lihtsate ainetega, millega teised halogeenid reageerida ei suuda. Selliste lihtsate ainete hulka kuuluvad hapnik, süsinik (teemant), lämmastik, plaatina, kuld ja mõned väärisgaasid (ksenoon ja krüptoon). Need. tegelikult fluor ei reageeri ainult mõne väärisgaasiga.

Ülejäänud halogeenid, s.o. kloor, broom ja jood on samuti aktiivsed ained, kuid vähem aktiivsed kui fluor. Nad reageerivad peaaegu kõigi lihtsate ainetega, välja arvatud hapnik, lämmastik, süsinik teemandi, plaatina, kulla ja väärisgaaside kujul.

Halogeenide koostoime mittemetallidega

vesinik

Kui kõik halogeenid interakteeruvad vesinikuga, tekivad nad vesinikhalogeniididüldvalemiga HHal. Sel juhul algab fluori reaktsioon vesinikuga spontaanselt isegi pimedas ja kulgeb plahvatusega vastavalt võrrandile:

Kloori reaktsiooni vesinikuga võib käivitada intensiivne ultraviolettkiirgus või kuumus. Edasi läheb ka plahvatusega:

Broom ja jood reageerivad vesinikuga ainult kuumutamisel ja samal ajal on reaktsioon joodiga pöörduv:

fosforit

Fluori interaktsioon fosforiga viib fosfori oksüdeerumiseni kõrgeima oksüdatsiooniastmeni (+5). Sel juhul moodustub fosforpentafluoriid:

Kui kloor ja broom interakteeruvad fosforiga, on võimalik saada fosforhalogeniide nii oksüdatsiooniastmes +3 kui ka oksüdatsiooniastmes +5, mis sõltub reageerivate ainete proportsioonidest:

Veelgi enam, valge fosfori puhul fluori, kloori või vedela broomi atmosfääris algab reaktsioon spontaanselt.

Fosfori koosmõju joodiga võib põhjustada ainult fosfortriodiidi moodustumist, kuna selle oksüdeerimisvõime on oluliselt väiksem kui teistel halogeenidel:

hall

Fluor oksüdeerib väävli kõrgeima oksüdatsiooniastmeni +6, moodustades väävelheksafluoriidi:

Kloor ja broom reageerivad väävliga, moodustades väävlit sisaldavaid ühendeid oksüdatsiooniastmetes +1 ja +2, mis on tema jaoks äärmiselt ebatavalised. Need vastasmõjud on väga spetsiifilised ja keemia ühtse riigieksami sooritamiseks ei ole nende interaktsioonide jaoks võrrandite kirjutamise oskus vajalik. Seetõttu on järgmised kolm võrrandit pigem viitamiseks:

Halogeenide koostoime metallidega

Nagu eespool mainitud, on fluor võimeline reageerima kõigi metallidega, isegi selliste mitteaktiivsete metallidega nagu plaatina ja kuld:

Ülejäänud halogeenid reageerivad kõigi metallidega, välja arvatud plaatina ja kuld:

Halogeenide reaktsioonid keeruliste ainetega

Asendusreaktsioonid halogeenidega

Aktiivsemad halogeenid, st. mille keemilised elemendid paiknevad perioodilisustabelis kõrgemal, on võimelised tõrjuma vähemaktiivseid halogeene nende moodustatavatest vesinikhalogeniidhapetest ja metallhalogeniididest:

Samamoodi tõrjuvad broom ja jood välja väävli sulfiidide ja/või vesiniksulfiidi lahustest:

Kloor on tugevam oksüdeerija ja oksüdeerib vesiniksulfiidi vesilahuses mitte väävliks, vaid väävelhappeks:

Halogeenide reaktsioon veega

Vesi põleb fluoris sinise leegiga vastavalt reaktsioonivõrrandile:

Broom ja kloor reageerivad veega erinevalt kui fluor. Kui fluor toimis oksüdeeriva ainena, siis kloor ja broom on vees ebaproportsionaalsed, moodustades hapete segu. Sel juhul on reaktsioonid pöörduvad:

Joodi koostoime veega toimub nii ebaolulisel määral, et seda võib tähelepanuta jätta ja võib eeldada, et reaktsiooni ei toimu üldse.

Halogeenide koostoime leeliselahustega

Fluor toimib leelise vesilahusega suhtlemisel taas oksüdeeriva ainena:

Ühtse riigieksami sooritamiseks ei nõuta selle võrrandi kirjutamise oskust. Piisab teada fakti sellise interaktsiooni võimalikkuse ja fluori oksüdatiivse rolli kohta selles reaktsioonis.

Erinevalt fluorist on leeliselahustes teised halogeenid ebaproportsionaalsed, see tähendab, et nad suurendavad ja vähendavad samaaegselt oma oksüdatsiooniastet. Veelgi enam, kloori ja broomi puhul on sõltuvalt temperatuurist võimalik vool kahes erinevas suunas. Eelkõige külmas toimuvad reaktsioonid järgmiselt:

ja kuumutamisel:

Jood reageerib leelistega eranditult vastavalt teisele võimalusele, st. jodaadi moodustumisega, sest hüpojodiit ei ole stabiilne mitte ainult kuumutamisel, vaid ka tavalisel temperatuuril ja isegi külmas.

Halogeenid on perioodilisuse tabeli kõige reageerivam elementide rühm. Need koosnevad väga madala sideme dissotsiatsioonienergiaga molekulidest (vt tabel 16.1) ja nende aatomite väliskestas on seitse elektroni ja seetõttu on nad väga elektronegatiivsed. Fluor on perioodilisuse tabeli kõige elektronegatiivsem ja kõige reaktsioonivõimelisem mittemetalliline element. Halogeenide reaktsioonivõime väheneb järk-järgult, kui nad liiguvad rühma põhja poole. Järgmises osas vaadeldakse halogeenide võimet oksüdeerida metalle ja mittemetalle ning näidatakse, kuidas see võime väheneb fluorilt joodiks.

Halogeenid kui oksüdeerivad ained

Kui gaasiline vesiniksulfiid juhitakse läbi kloorivee, sadestub väävel. Reaktsioon kulgeb vastavalt võrrandile

Selles reaktsioonis oksüdeerib kloor vesiniksulfiidi, eemaldades sellest vesiniku. Kloor oksüdeerub ka näiteks kui segate loksutades kloori sulfaadi vesilahusega, tekib sulfaat.

Tekkivat oksüdatiivset poolreaktsiooni kirjeldatakse võrrandiga

Veel ühe näitena kloori oksüdeerivast toimest anname naatriumkloriidi sünteesi naatriumi põletamisel klooris:

Selles reaktsioonis naatrium oksüdeerub, kuna iga naatriumi aatom kaotab elektroni, moodustades naatriumiooni:

Kloor omandab need elektronid kloriidioonide moodustamiseks:

Tabel 16.3. Halogeenide standardsed elektroodide potentsiaalid

Tabel 16.4. Naatriumhalogeniidide moodustumise standardsed entalpiad

Kõik halogeenid on oksüdeerivad ained, millest fluor on tugevaim oksüdeerija. Tabelis 16.3 näitab halogeenide standardseid elektroodide potentsiaale. Sellest tabelist on näha, et halogeenide oksüdeerimisvõime väheneb järk-järgult rühma põhja poole. Seda mustrit saab demonstreerida kaaliumbromiidi lahuse lisamisega gaasilise kloori sisaldavasse anumasse. Kloor oksüdeerib bromiidiioone, mille tulemusena moodustub broom; see toob kaasa värvi ilmnemise varem värvitu lahuses:

Seega on näha, et kloor on tugevam oksüdeerija kui broom. Samamoodi, kui segate kaaliumjodiidi lahust broomiga, moodustub tahke joodi must sade. See tähendab, et broom oksüdeerib jodiidiioone:

Mõlemad kirjeldatud reaktsioonid on nihkumis- (asendus-) reaktsioonide näited. Igal juhul tõrjub reaktiivsem halogeen, st tugevam oksüdeerija, lahusest välja vähemreaktiivse halogeeni.

Metallide oksüdatsioon. Halogeenid oksüdeerivad kergesti metalle. Fluor oksüdeerib kergesti kõiki metalle, välja arvatud kuld ja hõbe. Oleme juba maininud, et kloor oksüdeerib naatriumi, moodustades naatriumkloriidi. Veel üks näide, kui gaasilise kloori voog juhitakse üle kuumutatud rauaviilide pinna, moodustub kloriid, pruun tahke aine:

Isegi jood on võimeline, ehkki aeglaselt, oksüdeerima metalle, mis asuvad selle all olevas elektrokeemilises jadas. Metallide oksüdeerumise lihtsus erinevate halogeenidega väheneb VII rühma alumise osa poole liikudes. Seda saab kontrollida, võrreldes lähteelementidest halogeniidide moodustumise energiaid. Tabelis Tabelis 16.4 on näidatud naatriumhalogeniidide moodustumise standardsed entalpiad rühma alumisse ossa liikumise järjekorras.

Mittemetallide oksüdatsioon. Välja arvatud lämmastik ja enamik väärisgaase, oksüdeerib fluor kõik muud mittemetallid. Kloor reageerib fosfori ja väävliga. Süsinik, lämmastik ja hapnik ei reageeri otseselt kloori, broomi ega joodiga. Halogeenide suhtelist reaktsioonivõimet mittemetallide suhtes saab hinnata, kui võrrelda nende reaktsioone vesinikuga (tabel 16.5).

Süsivesinike oksüdatsioon. Teatud tingimustel oksüdeerivad halogeenid süsivesinikke.

Tabel 16.5. Halogeenide reaktsioonid vesinikuga

sünnieelne Näiteks kloor eraldab tärpentini molekulist täielikult vesiniku:

Atsetüleeni oksüdatsioon võib toimuda plahvatuslikult:

Reaktsioonid vee ja leelistega

Fluor reageerib külma veega, moodustades vesinikfluoriidi ja hapniku:

Kloor lahustub vees aeglaselt, moodustades kloorivee. Kloorivesi on kergelt happeline, kuna see sisaldab kloori ebaproportsionaalsust (vt punkt 10.2) vesinikkloriidhappe ja hüpokloorhappe moodustumisega:

Broom ja jood on vees ebaproportsionaalsed sarnasel viisil, kuid vees väheneb ebaproportsionaalsuse aste kloorilt joodile.

Kloor, broom ja jood on leelistes samuti ebaproportsionaalsed. Näiteks külmas lahjendatud leelis on broom ebaproportsionaalne bromiidiioonideks ja hüpobromiidioonideks (bromaatioonideks):

Kui broom interakteerub kuumade kontsentreeritud leelistega, toimub disproportsionaalsus veelgi:

Jodaat(I) ehk hüpojodiidiioon on ebastabiilne isegi külmades lahjendatud leelistes. See muutub spontaanselt ebaproportsionaalseks, moodustades jodiidiiooni ja jodaadi (I) iooni.

Fluori reaktsioon leelistega, nagu ka reaktsioon veega, ei sarnane teiste halogeenide sarnaste reaktsioonidega. Külmas lahjendatud leelis toimub järgmine reaktsioon:

Kuumas kontsentreeritud leelis toimub reaktsioon fluoriga järgmiselt:

Halogeenide ja halogeenide analüüs

Halogeenide kvalitatiivne ja kvantitatiivne analüüs tehakse tavaliselt hõbenitraadi lahuse abil. Näiteks

Joodi kvalitatiivseks ja kvantitatiivseks määramiseks võib kasutada tärkliselahust. Kuna jood lahustub vees väga vähe, analüüsitakse seda tavaliselt kaaliumjodiidi juuresolekul. Seda tehakse põhjusel, et jood moodustab koos jodiidiooniga lahustuva trijodiidiooni

Joodi lahuseid jodiididega kasutatakse näiteks erinevate redutseerivate ainete analüütiliseks määramiseks, aga ka näiteks mõnede oksüdeerivate ainete analüütiliseks määramiseks Oksüdeerivad ained nihutavad ülaltoodud tasakaalu vasakule, vabastades joodi. Seejärel tiitritakse jood tiosulfaadiga (VI).

Nii et ütleme uuesti!

1. Kõigi halogeenide aatomite väliskestas on seitse elektroni.

2. Halogeenide saamiseks laboritingimustes võib kasutada vastavate vesinikhalogeniidhapete oksüdeerimist.

3. Halogeenid oksüdeerivad metalle, mittemetalle ja süsivesinikke.

4. Halogeenid on ebaproportsionaalsed vees ja leelistes, moodustades halogeniidiioone, hüpohaliiti ja halogenaati (-ioone.

5. Halogeenide füüsikaliste ja keemiliste omaduste muutumise mustrid rühma alumisse ossa liikumisel on toodud tabelis. 16.6.

Tabel 16.6. Halogeenide omaduste muutumise mustrid aatomarvu suurenemisel

6. Fluoril on muude halogeenide hulgas anomaalsed omadused järgmistel põhjustel:

a) sellel on madal sidemete dissotsiatsioonienergia;

b) fluoriühendites esineb see ainult ühes oksüdatsiooniastmes;

c) fluor on kõige elektronegatiivsem ja kõige reaktsioonivõimelisem kõigi mittemetalliliste elementide hulgas;

d) selle reaktsioonid vee ja leelistega erinevad teiste halogeenide sarnastest reaktsioonidest.

Fluor

FLUOR-A; m.[kreeka keelest phthoros – surm, hävimine] Keemiline element (F), terava lõhnaga helekollane gaas. Lisa joogiveele f.

(lat. Fluorum), perioodilisuse tabeli VII rühma keemiline element, kuulub halogeenide hulka. Vaba fluor koosneb kaheaatomilistest molekulidest (F 2); kahvatukollane terava lõhnaga gaas, t pl –219,699 °C, t kip –188,200°C, tihedus 1,7 g/l. Kõige aktiivsem mittemetall: reageerib kõigi elementidega, välja arvatud heelium, neoon ja argoon. Fluori koostoime paljude ainetega põhjustab kergesti põlemist ja plahvatust. Fluor hävitab paljusid materjale (sellest ka nimi: kreeka phthóros – hävitamine). Peamised mineraalid on fluoriit, krüoliit, fluorapatiit. Fluori kasutatakse fluororgaaniliste ühendite ja fluoriidide tootmiseks; fluor on osa elusorganismide kudedest (luud, hambaemail).

FLUOR (lat. Fluorum), F (loe “fluor”), keemiline element aatomnumbriga 9, aatommass 18,998403. Looduslik fluor koosneb ühest stabiilsest nukliidist (cm. NUKLIID) 19 F. Välise elektronkihi 2 konfiguratsioon s 2 lk 5 . Ühendites on sellel ainult oksüdatsiooniaste –1 (valents I). Fluor asub Mendelejevi perioodilise elementide tabeli VIIA rühmas teises perioodis ja kuulub halogeenide hulka. (cm. HALOGEEN).
Neutraalse fluoriaatomi raadius on 0,064 nm, F-iooni raadius on 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) ja 0,119 (6) nm (sulgudes on märgitud koordinatsiooninumbri väärtus) . Neutraalse fluoriaatomi järjestikuse ionisatsiooni energiad on vastavalt 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 ja 114,2 eV. Elektronide afiinsus 3,448 eV (kõrgeim kõigi elementide aatomite seas). Paulingi skaalal on fluori elektronegatiivsus 4 (kõigi elementide kõrgeim väärtus). Fluor on kõige aktiivsem mittemetall.
Vabal kujul on fluor terava, lämmatava lõhnaga värvitu gaas.
Avastamise ajalugu
Fluori avastamise ajalugu on seotud mineraalse fluoriidiga (cm. FLUORIIT), või fluoriidi. Selle mineraali koostis, nagu praegu teada, vastab valemile CaF 2 ja see on esimene fluori sisaldav aine, mida inimene hakkas kasutama. Iidsetel aegadel märgiti, et kui metalli sulatamisel lisatakse maagile fluoriiti, langeb maagi ja räbu sulamistemperatuur, mis hõlbustab oluliselt protsessi (sellest ka mineraali nimi – ladina keelest fluo – vool).
1771. aastal töötles Rootsi keemik K. Scheele fluoriiti väävelhappega (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) valmistatud hapet, mida ta nimetas "fluoriidhappeks". Prantsuse teadlane A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) pakkus, et see hape sisaldab uut keemilist elementi, mida ta pakkus välja nimetada "fluoreemiks" (Lavoisier uskus, et vesinikfluoriidhape on fluori ühend hapnikuga, sest Lavoisier' sõnul peavad kõik happed sisaldama hapnikku). Ta ei suutnud aga uut elementi tuvastada.
Uuele elemendile anti nimi “fluor”, mis kajastub ka selle ladinakeelses nimes. Kuid pikaajalised katsed seda elementi vabal kujul eraldada ebaõnnestusid. Paljud teadlased, kes püüdsid seda vabal kujul hankida, surid selliste katsete käigus või said invaliidiks. Need on inglise keemikud vennad T. ja G. Knox ning prantslased J.-L. Gay Lussac (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis) ja L. J. Tenard (cm. TENAR Louis Jacques), ja paljud teised. G. Davy ise (cm. DAVY Humphrey), kes sai esimesena vaba naatriumi, kaaliumi, kaltsiumi ja muid elemente, elektrolüüsi teel fluori tootmise katsete tulemusena mürgitati ja haigestus raskelt. Tõenäoliselt pakuti kõigi nende ebaõnnestumiste mõjul 1816. aastal uuele elemendile – fluorile (kreeka keelest phtoros – häving, surm) kõlalt sarnane, kuid tähenduselt täiesti erinev nimi. Seda elemendi nimetust aktsepteeritakse ainult vene keeles; prantslased ja sakslased nimetavad fluori jätkuvalt fluoriks, britid - fluoriks.
Isegi nii silmapaistev teadlane nagu M. Faraday ei suutnud saada fluori selle vabas vormis. (cm. FARADAY Michael). Alles 1886. aastal tegi prantsuse keemik A. Moissan (cm. MOISSANT Henri), kasutades temperatuurini –23°C jahutatud vedela vesinikfluoriidi HF elektrolüüsi (vedelik peab sisaldama veidi kaaliumfluoriidi KF, mis tagab selle elektrijuhtivuse), suutis saada esimese portsjoni uut ülireaktiivset. gaas anoodil. Oma esimestes katsetes kasutas Moissan fluori tootmiseks väga kallist plaatinast ja iriidiumist valmistatud elektrolüsaatorit. Lisaks sõi iga saadud fluori gramm kuni 6 g plaatinat. Hiljem hakkas Moissan kasutama palju odavamat vasest elektrolüüsi. Fluor reageerib vasega, kuid reaktsiooni käigus tekib õhuke fluoriidikile, mis takistab metalli edasist hävimist.
Looduses olemine
Fluori sisaldus maakoores on üsna kõrge ja moodustab 0,095 massiprotsenti (oluliselt rohkem kui rühma lähim fluori analoog - kloor (cm. KLOOR)). Oma kõrge keemilise aktiivsuse tõttu ei esine fluor loomulikult vabas vormis. Olulisemad fluori mineraalid on fluoriit (fluoriit), samuti fluorapatiit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 ja krüoliit (cm. Krüoliit) Na3AlF6. Fluor kui lisand on osa paljudest mineraalidest ja seda leidub põhjavees; merevees 1,3·10 -4% fluori.
Kviitung
Fluori tootmise esimeses etapis eraldatakse vesinikfluoriid HF. Vesinikfluoriidi ja vesinikfluoriidi valmistamine (cm. VESINIKLUORHAPE)(vesinikfluoriid)hape tekib reeglina koos fluorapatiidi töötlemisega fosfaatväetisteks. Seejärel kogutakse fluorapatiidi väävelhappega töötlemisel tekkinud gaasvesinikfluoriid kokku, vedeldatakse ja kasutatakse elektrolüüsiks. Elektrolüüsi saab läbi viia kas HF ja KF vedela seguna (protsess viiakse läbi temperatuuril 15–20 °C), samuti KH 2 F 3 sulamisena (temperatuuril 70–120 °C). C) või KHF 2 sulam (temperatuuril 245-310 °C).
Laboris võib vaba fluori väikeste koguste valmistamiseks kasutada kas kuumutamist MnF 4-ga, mis elimineerib fluori, või K 2 MnF 6 ja SbF 5 segu kuumutamist:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Füüsilised ja keemilised omadused
Tavatingimustes on fluor terava lõhnaga gaas (tihedus 1,693 kg/m3). Keemistemperatuur –188,14°C, sulamistemperatuur –219,62°C. Tahkes olekus moodustab see kaks modifikatsiooni: a-vormi, mis eksisteerib sulamistemperatuurist kuni –227,60 °C, ja b-vormi, mis on stabiilne temperatuuril alla –227,60 °C.
Nagu teisedki halogeenid, eksisteerib fluor kaheaatomiliste F 2 molekulide kujul. Tuumadevaheline kaugus molekulis on 0,14165 nm. F2 molekuli iseloomustab anomaalselt madal aatomiteks dissotsiatsioonienergia (158 kJ/mol), mis määrab eelkõige fluori kõrge reaktsioonivõime.
Fluori keemiline aktiivsus on äärmiselt kõrge. Kõigist fluori sisaldavatest elementidest ei moodusta fluoriide vaid kolm kerget inertgaasi - heelium, neoon ja argoon. Kõigis ühendites on fluoril ainult üks oksüdatsiooniaste –1.
Fluor reageerib vahetult paljude lihtsate ja keeruliste ainetega. Seega reageerib fluor veega kokkupuutel sellega (tihti öeldakse, et "vesi põleb fluoris"):
2F2 + 2H2O = 4HF + O2.
Fluor reageerib plahvatuslikult lihtsal kokkupuutel vesinikuga:
H2 + F2 = 2HF.
See tekitab vesinikfluoriidgaasi HF, mis lahustub vees lõpmatult ja moodustab suhteliselt nõrga vesinikfluoriidhappe.
Fluor reageerib enamiku mittemetallidega. Seega tekivad fluori reageerimisel grafiidiga ühendid üldvalemiga CF x, fluori reageerimisel räniga SiF 4 fluoriid ja booriga BF 3 trifluoriid. Kui fluor interakteerub väävliga, tekivad ühendid SF 6 ja SF 4 jne (vt Fluoriidid (cm. FLUORIID)).
Tuntud on suur hulk fluoriühendeid koos teiste halogeenidega, näiteks BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 jt ning broom ja jood süttivad fluoriatmosfääris tavalisel temperatuuril ning kloor reageerib fluoriga kuumutamisel 200 kraadini. -250 ° C.
Lisaks näidatud inertgaasidele ei reageeri fluoriga otseselt lämmastik, hapnik, teemant, süsinikdioksiid ja süsinikoksiid.
Kaudselt saadi lämmastiktrifluoriid NF 3 ja hapniku fluoriidid O 2 F 2 ja OF 2, milles hapnikul on ebatavalised oksüdatsiooniastmed +1 ja +2.
Kui fluor interakteerub süsivesinikega, toimub nende hävitamine, millega kaasneb erineva koostisega fluorosüsivesinike tootmine.
Kergel kuumutamisel (100-250°C) reageerib fluor hõbeda, vanaadiumi, reeniumi ja osmiumiga. Kulla, titaani, nioobiumi, kroomi ja mõnede teiste metallidega hakkab fluori sisaldav reaktsioon toimuma temperatuuril üle 300–350 °C. Nende metallidega, mille fluoriidid on mittelenduvad (alumiinium, raud, vask jne), reageerib fluor märgatava kiirusega temperatuuril üle 400-500°C.
Mõned kõrgemad metallifluoriidid, näiteks uraanheksafluoriid UF 6, saadakse fluori või fluoriva ainega nagu BrF 3 toimimisel madalamatel halogeniididel, näiteks:
UF 4 + F 2 = UF 6
Tuleb märkida, et juba mainitud vesinikfluoriidhape HF ei vasta mitte ainult keskmistele fluoriididele nagu NaF või CaF 2, vaid ka happelistele fluoriididele – hüdrofluoriididele nagu NaHF 2 ja KHF 2.
Samuti on sünteesitud suur hulk erinevaid fluororgaanilisi ühendeid (cm. ORGAANI FLUORI ÜHENDID), sealhulgas kuulus teflon (cm. TEFLON)- materjal, mis on tetrafluoroetüleeni polümeer (cm. TETRAFLUOROETÜLEEN) .
Rakendus
Fluori kasutatakse laialdaselt fluoreeriva ainena erinevate fluoriidide (SF 6, BF 3, WF 6 jt), sealhulgas inertgaaside ühendite tootmisel. (cm. VÄÄRISGAASID) ksenoon ja krüptoon (vt Fluorimine (cm. FLUORIDAMINE)). Uraani isotoopide eraldamiseks kasutatakse uraani heksafluoriidi UF 6. Fluori kasutatakse tefloni ja teiste fluoroplastide tootmisel (cm. PTFE), fluoro kummid (cm. FLUORIKUMMID), fluori sisaldavaid orgaanilisi aineid ja materjale, mida kasutatakse laialdaselt tehnoloogias, eriti juhtudel, kui on vajalik vastupidavus agressiivsele keskkonnale, kõrgetele temperatuuridele jne.
Bioloogiline roll
Mikroelemendina (cm. MIKROELEMENTID) fluori leidub kõigis organismides. Loomadel ja inimestel esineb fluori luukoes (inimestel - 0,2-1,2%) ning eriti dentiini ja hambaemaili koostises. Keskmise inimese (kehakaal 70 kg) organism sisaldab 2,6 g fluoriidi; Päevane vajadus on 2-3 mg ja rahuldatakse peamiselt joogiveega. Fluoriidi puudus põhjustab hambakaariest. Seetõttu lisatakse fluoriühendeid hambapastadele ja mõnikord ka joogivette. Liigne fluorisisaldus vees on aga tervisele kahjulik. See viib fluoroosini (cm. FLUOROOS)- muutused emaili ja luukoe struktuuris, luu deformatsioon. Fluoriioonide sisalduse maksimaalne lubatud kontsentratsioon vees on 0,7 mg/l. Gaasi fluori maksimaalne lubatud kontsentratsioon õhus on 0,03 mg/m3. Fluoriidi roll taimedes on ebaselge.

entsüklopeediline sõnaraamat. 2009 .

Vaadake, mis on "fluor" teistes sõnaraamatutes:

fluor- fluor ja... Vene õigekirjasõnaraamat

fluor- fluor/… Morfeemilise õigekirja sõnastik

- (lat. Fluorum) F, Mendelejevi perioodilise süsteemi VII rühma keemiline element, aatomnumber 9, aatommass 18,998403, kuulub halogeenide hulka. Terava lõhnaga kahvatukollane gaas, sulamistemperatuur? 219.699.C, keemistemperatuur? 188.200.C, tihedus 1.70 g/cm³.… … Suur entsüklopeediline sõnaraamat

F (kreeka sõnast phthoros surm, hävitamine, lat. Fluorum * a. fluor; n. Fluor; f. fluor; i. fluor), keemiline. VII rühma element on perioodiline. Mendelejevi süsteem, viitab halogeenidele, juures. n. 9, kl. m 18,998403. Looduses on 1 stabiilne isotoop 19F... Geoloogiline entsüklopeedia

- (Fluorum), F, perioodilise süsteemi VII rühma keemiline element, aatomnumber 9, aatommass 18,9984; viitab halogeenidele; gaas, keemistemperatuur 188,2°C. Fluori kasutatakse uraani, külmutusagensite, ravimite ja muu tootmisel, samuti... ... Kaasaegne entsüklopeedia