Zobacz, co oznacza „fluor” w innych słownikach. Reaktywność halogenów Oddziaływanie halogenów z wodą

Reakcje dorosłych Wielu rodziców nie zawsze wie, jak zareagować na działania niektórych swoich dzieci. Kiedy napotykamy problemy, reagujemy na trzy różne sposoby.1. Udajemy, że nic się nie stało.2. Identyfikujemy wroga i atakujemy.3. Jesteśmy prawdziwi

Atom wodoru ma wzór elektroniczny zewnętrznego (i jedynego) poziomu elektronowego 1 S 1. Z jednej strony, pod względem obecności jednego elektronu na zewnętrznym poziomie elektronowym, atom wodoru jest podobny do atomów metali alkalicznych. Jednakże, podobnie jak halogeny, potrzebuje tylko jednego elektronu do wypełnienia zewnętrznego poziomu elektronicznego, ponieważ pierwszy poziom elektroniczny może zawierać nie więcej niż 2 elektrony. Okazuje się, że wodór można umieścić jednocześnie w pierwszej i przedostatniej (siódmej) grupie układu okresowego, co czasami ma miejsce w różnych wersjach układu okresowego:

Z punktu widzenia właściwości wodoru jako substancji prostej, nadal ma on więcej wspólnego z halogenami. Wodór, podobnie jak halogeny, jest niemetalem i podobnie jak one tworzy cząsteczki dwuatomowe (H2).

W normalnych warunkach wodór jest substancją gazową o niskiej aktywności. Niską aktywność wodoru tłumaczy się dużą siłą wiązań między atomami wodoru w cząsteczce, których zerwanie wymaga albo silnego ogrzewania, albo zastosowania katalizatorów, albo obu.

Oddziaływanie wodoru z substancjami prostymi

z metalami

Spośród metali wodór reaguje tylko z metalami alkalicznymi i ziem alkalicznych! Do metali alkalicznych zalicza się metale z głównej podgrupy grupy I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), a do metali ziem alkalicznych zalicza się metale z głównej podgrupy grupy II, z wyjątkiem berylu i magnezu (Ca, Sr, Ba, Ra)

Wodór w interakcji z metalami aktywnymi wykazuje właściwości utleniające, tj. obniża stopień utlenienia. W tym przypadku powstają wodorki metali alkalicznych i ziem alkalicznych, które mają strukturę jonową. Reakcja zachodzi po podgrzaniu:

Należy zauważyć, że oddziaływanie z metalami aktywnymi jest jedynym przypadkiem, gdy wodór cząsteczkowy H2 jest środkiem utleniającym.

z niemetalami

Spośród niemetali wodór reaguje tylko z węglem, azotem, tlenem, siarką, selenem i halogenami!

Przez węgiel należy rozumieć grafit lub węgiel amorficzny, ponieważ diament jest wyjątkowo obojętną alotropową modyfikacją węgla.

Podczas interakcji z niemetalami wodór może jedynie pełnić funkcję środka redukującego, to znaczy jedynie zwiększać jego stopień utlenienia:

Oddziaływanie wodoru z substancjami złożonymi

z tlenkami metali

Wodór nie reaguje z tlenkami metali, które należą do szeregu aktywności metali aż do aluminium (włącznie), jednak po podgrzaniu jest w stanie zredukować wiele tlenków metali na prawo od aluminium:

z tlenkami niemetali

Spośród tlenków niemetali wodór reaguje po podgrzaniu z tlenkami azotu, halogenów i węgla. Spośród wszystkich interakcji wodoru z tlenkami niemetali na szczególną uwagę zasługuje jego reakcja z tlenkiem węgla CO.

Mieszanina CO i H2 ma nawet swoją nazwę - „gaz syntezowy”, ponieważ w zależności od warunków można z niej otrzymać tak popularne produkty przemysłowe, jak metanol, formaldehyd, a nawet syntetyczne węglowodory:

z kwasami

Wodór nie reaguje z kwasami nieorganicznymi!

Spośród kwasów organicznych wodór reaguje tylko z kwasami nienasyconymi, a także z kwasami zawierającymi grupy funkcyjne zdolne do redukcji wodorem, w szczególności z grupami aldehydowymi, ketonowymi lub nitrowymi.

z solami

W przypadku wodnych roztworów soli nie zachodzi ich oddziaływanie z wodorem. Jeżeli jednak wodór przepuści się przez stałe sole niektórych metali o średniej i małej aktywności, możliwa jest ich częściowa lub całkowita redukcja, np.:

Właściwości chemiczne halogenów

Halogeny to pierwiastki chemiczne z grupy VIIA (F, Cl, Br, I, At), a także proste substancje, które tworzą. W tym i dalszym tekście, jeśli nie zaznaczono inaczej, halogeny będą rozumiane jako substancje proste.

Wszystkie halogeny mają strukturę molekularną, która determinuje niskie temperatury topnienia i wrzenia tych substancji. Cząsteczki halogenu są dwuatomowe, tj. ich wzór można zapisać w ogólnej postaci jako Hal 2.

Należy zauważyć tak specyficzną właściwość fizyczną jodu, jak jego zdolność sublimacja lub innymi słowy, sublimacja. Sublimacja, to zjawisko, w którym substancja w stanie stałym nie topi się po podgrzaniu, ale omijając fazę ciekłą, natychmiast przechodzi w stan gazowy.

Struktura elektronowa poziomu energii zewnętrznej atomu dowolnego halogenu ma postać ns 2 np 5, gdzie n jest numerem okresu układu okresowego, w którym znajduje się halogen. Jak widać, atomy halogenu potrzebują tylko jednego elektronu, aby dotrzeć do ośmioelektronowej powłoki zewnętrznej. Na tej podstawie logiczne jest założenie, że wolne halogeny mają głównie właściwości utleniające, co potwierdza praktyka. Jak wiadomo, elektroujemność niemetali zmniejsza się podczas przesuwania się w dół podgrupy, a zatem aktywność halogenów maleje w szeregu:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Oddziaływanie halogenów z substancjami prostymi

Wszystkie halogeny są substancjami wysoce reaktywnymi i reagują z większością prostych substancji. Należy jednak zaznaczyć, że fluor ze względu na swoją niezwykle wysoką reaktywność może reagować nawet z tymi prostymi substancjami, z którymi inne halogeny nie mogą reagować. Do takich prostych substancji zalicza się tlen, węgiel (diament), azot, platynę, złoto i niektóre gazy szlachetne (ksenon i krypton). Te. Właściwie, fluor nie reaguje tylko z niektórymi gazami szlachetnymi.

Pozostałe halogeny, tj. chlor, brom i jod są również substancjami aktywnymi, ale mniej aktywnymi niż fluor. Reagują z prawie wszystkimi prostymi substancjami z wyjątkiem tlenu, azotu, węgla w postaci diamentu, platyny, złota i gazów szlachetnych.

Oddziaływanie halogenów z niemetalami

wodór

Kiedy wszystkie halogeny oddziałują z wodorem, powstają halogenowodory z ogólnym wzorem HHal. W tym przypadku reakcja fluoru z wodorem rozpoczyna się samoistnie nawet w ciemności i przebiega wraz z eksplozją zgodnie z równaniem:

Reakcję chloru z wodorem można zainicjować intensywnym promieniowaniem ultrafioletowym lub ciepłem. Postępuje również z eksplozją:

Brom i jod reagują z wodorem dopiero po podgrzaniu, a jednocześnie reakcja z jodem jest odwracalna:

fosfor

Oddziaływanie fluoru z fosforem prowadzi do utlenienia fosforu do najwyższego stopnia utlenienia (+5). W tym przypadku powstaje pięciofluorek fosforu:

Kiedy chlor i brom oddziałują z fosforem, można otrzymać halogenki fosforu zarówno na stopniu utlenienia +3, jak i na stopniu utlenienia +5, co zależy od proporcji reagujących substancji:

Ponadto w przypadku fosforu białego w atmosferze fluoru, chloru lub ciekłego bromu reakcja rozpoczyna się samoistnie.

Oddziaływanie fosforu z jodem może prowadzić do powstania jedynie triodku fosforu ze względu na jego znacznie niższą zdolność utleniającą niż inne halogeny:

szary

Fluor utlenia siarkę do najwyższego stopnia utlenienia +6, tworząc sześciofluorek siarki:

Chlor i brom reagują z siarką, tworząc związki zawierające siarkę na niezwykle nietypowych dla niej stopniach utlenienia +1 i +2. Interakcje te są bardzo specyficzne i aby zdać Unified State Exam z chemii, nie jest konieczna umiejętność pisania równań dla tych interakcji. Dlatego poniższe trzy równania podano raczej w celach informacyjnych:

Oddziaływanie halogenów z metalami

Jak wspomniano powyżej, fluor może reagować ze wszystkimi metalami, nawet tak nieaktywnymi, jak platyna i złoto:

Pozostałe halogeny reagują ze wszystkimi metalami z wyjątkiem platyny i złota:

Reakcje halogenów z substancjami złożonymi

Reakcje podstawienia halogenami

Bardziej aktywne halogeny, tj. pierwiastki chemiczne, które znajdują się wyżej w układzie okresowym, są w stanie wypierać mniej aktywne halogeny z tworzących się przez nie kwasów fluorowodorowych i halogenków metali:

Podobnie brom i jod wypierają siarkę z roztworów siarczków i/lub siarkowodoru:

Chlor jest silniejszym utleniaczem i utlenia siarkowodór w roztworze wodnym nie do siarki, ale do kwasu siarkowego:

Reakcja halogenów z wodą

Woda spala się we fluorze niebieskim płomieniem zgodnie z równaniem reakcji:

Brom i chlor reagują z wodą inaczej niż fluor. Jeśli fluor działał jako środek utleniający, wówczas chlor i brom są nieproporcjonalne w wodzie, tworząc mieszaninę kwasów. W tym przypadku reakcje są odwracalne:

Oddziaływanie jodu z wodą zachodzi w tak znikomym stopniu, że można je pominąć i przyjąć, że reakcja w ogóle nie zachodzi.

Oddziaływanie halogenów z roztworami alkalicznymi

Fluor w interakcji z wodnym roztworem alkalicznym ponownie działa jako środek utleniający:

Umiejętność napisania tego równania nie jest wymagana do zdania egzaminu Unified State Exam. Wystarczy wiedzieć, że istnieje możliwość takiego oddziaływania i oksydacyjna rola fluoru w tej reakcji.

W przeciwieństwie do fluoru, inne halogeny w roztworach alkalicznych są nieproporcjonalne, to znaczy jednocześnie zwiększają i zmniejszają swój stopień utlenienia. Ponadto w przypadku chloru i bromu, w zależności od temperatury, możliwy jest przepływ w dwóch różnych kierunkach. W szczególności na zimno reakcje przebiegają w następujący sposób:

i po podgrzaniu:

Jod reaguje z zasadami wyłącznie zgodnie z drugą opcją, tj. z tworzeniem się jodanu, ponieważ podjodyt jest niestabilny nie tylko po podgrzaniu, ale także w zwykłych temperaturach, a nawet na mrozie.

Halogeny są najbardziej reaktywną grupą pierwiastków w układzie okresowym. Składają się z cząsteczek o bardzo niskich energiach dysocjacji wiązań (patrz tabela 16.1), a ich atomy mają siedem elektronów na zewnętrznej powłoce i dlatego są bardzo elektroujemne. Fluor jest najbardziej elektroujemnym i najbardziej reaktywnym pierwiastkiem niemetalicznym w układzie okresowym. Reaktywność halogenów stopniowo maleje w miarę przesuwania się w dół grupy. W następnej części przyjrzymy się zdolności halogenów do utleniania metali i niemetali oraz pokażemy, jak ta zdolność maleje w przypadku przejścia fluoru do jodu.

Halogeny jako utleniacze

Kiedy gazowy siarkowodór przepuszcza się przez wodę chlorowaną, wytrąca się siarka. Reakcja przebiega zgodnie z równaniem

W tej reakcji chlor utlenia siarkowodór, usuwając z niego wodór. Chlor również utlenia się do. Na przykład, jeśli zmieszasz chlor z wodnym roztworem siarczanu przez wytrząsanie, powstanie siarczan

Zachodząca półreakcja utleniania jest opisana równaniem

Jako kolejny przykład utleniającego działania chloru podajemy syntezę chlorku sodu poprzez spalanie sodu w chlorze:

W tej reakcji sód utlenia się, ponieważ każdy atom sodu traci elektron, tworząc jon sodu:

Chlor zyskuje te elektrony, tworząc jony chlorkowe:

Tabela 16.3. Standardowe potencjały elektrod dla halogenów

Tabela 16.4. Standardowe entalpie tworzenia halogenków sodu

Wszystkie halogeny są utleniaczami, z których fluor jest najsilniejszym utleniaczem. W tabeli 16.3 pokazuje standardowe potencjały elektrod dla halogenów. Z tej tabeli widać, że siła utleniająca halogenów stopniowo maleje w kierunku dołu grupy. Ten wzór można wykazać dodając roztwór bromku potasu do naczynia zawierającego gazowy chlor. Chlor utlenia jony bromkowe, w wyniku czego powstaje brom; prowadzi to do pojawienia się koloru w wcześniej bezbarwnym roztworze:

Można zatem zauważyć, że chlor jest silniejszym środkiem utleniającym niż brom. Podobnie, jeśli zmieszasz roztwór jodku potasu z bromem, powstanie czarny osad stałego jodu. Oznacza to, że brom utlenia jony jodkowe:

Obie opisane reakcje są przykładami reakcji wypierania (podstawiania). W każdym przypadku bardziej reaktywny halogen, czyli będący silniejszym utleniaczem, wypiera z roztworu mniej reaktywny halogen.

Utlenianie metali. Halogeny łatwo utleniają metale. Fluor łatwo utlenia wszystkie metale z wyjątkiem złota i srebra. Wspomnieliśmy już, że chlor utlenia sód, tworząc chlorek sodu. Aby podać inny przykład, gdy strumień gazowego chloru przepuszcza się przez powierzchnię ogrzanych opiłek żelaza, tworzy się chlorek w postaci brązowej substancji stałej:

Nawet jod jest zdolny, choć powoli, do utleniania metali znajdujących się w szeregu elektrochemicznym poniżej. Łatwość utleniania metali różnymi halogenami maleje w miarę przesuwania się w stronę dolnej części grupy VII. Można to sprawdzić porównując energie tworzenia halogenków z pierwiastków wyjściowych. W tabeli Tabela 16.4 przedstawia standardowe entalpie tworzenia halogenków sodu w kolejności przejścia na dół grupy.

Utlenianie niemetali. Z wyjątkiem azotu i większości gazów szlachetnych, fluor utlenia wszystkie inne niemetale. Chlor reaguje z fosforem i siarką. Węgiel, azot i tlen nie reagują bezpośrednio z chlorem, bromem i jodem. Względną reaktywność halogenów z niemetalami można ocenić porównując ich reakcje z wodorem (Tabela 16.5).

Utlenianie węglowodorów. W pewnych warunkach halogeny utleniają węglowodory.

Tabela 16.5. Reakcje halogenów z wodorem

prenatalny Na przykład chlor całkowicie oddziela wodór od cząsteczki terpentyny:

Utlenianie acetylenu może nastąpić wybuchowo:

Reakcje z wodą i zasadami

Fluor reaguje z zimną wodą, tworząc fluorowodór i tlen:

Chlor rozpuszcza się powoli w wodzie, tworząc wodę chlorowaną. Woda chlorowa ma niewielką kwasowość ze względu na fakt, że zawiera dysproporcję chloru (patrz sekcja 10.2) z utworzeniem kwasu solnego i kwasu podchlorawego:

Brom i jod w wodzie dysproporcjonują się w podobny sposób, ale stopień dysproporcji w wodzie maleje od chloru do jodu.

Chlor, brom i jod są również nieproporcjonalne w alkaliach. Na przykład w zimnych rozcieńczonych zasadach brom dysproporcjonuje się do jonów bromkowych i jonów podbromianowych (jony bromianowe):

Kiedy brom oddziałuje z gorącymi stężonymi zasadami, dysproporcjonowanie postępuje dalej:

Jodan (I), czyli jon podjodowy, jest niestabilny nawet w zimnych, rozcieńczonych alkaliach. Spontanicznie nieproporcjonalnie tworzy jon jodkowy i jon jodanowy (I).

Reakcja fluoru z zasadami, a także jego reakcja z wodą, nie jest podobna do podobnych reakcji innych halogenów. W zimnych rozcieńczonych alkaliach zachodzi następująca reakcja:

W gorących stężonych alkaliach reakcja z fluorem przebiega w następujący sposób:

Analiza dla halogenów i z udziałem halogenów

Analizę jakościową i ilościową dla halogenów przeprowadza się zwykle przy użyciu roztworu azotanu srebra. Na przykład

Do jakościowego i ilościowego oznaczania jodu można zastosować roztwór skrobi. Ponieważ jod jest bardzo słabo rozpuszczalny w wodzie, zwykle analizuje się go w obecności jodku potasu. Dzieje się tak dlatego, że jod tworzy rozpuszczalny jon trójjodkowy z jonem jodkowym

Roztwory jodu z jodkami stosuje się do analitycznego oznaczania różnych reduktorów, a także niektórych utleniaczy, np. Utleniacze przesuwają powyższą równowagę w lewo, uwalniając jod. Następnie jod miareczkuje się tiosiarczanem (VI).

Więc powiedzmy to jeszcze raz!

1. Atomy wszystkich halogenów mają siedem elektronów na swojej zewnętrznej powłoce.

2. Aby otrzymać halogeny w warunkach laboratoryjnych, można zastosować utlenianie odpowiednich kwasów halogenowodorowych.

3. Halogeny utleniają metale, niemetale i węglowodory.

4. Halogeny nieproporcjonalne w wodzie i alkaliach, tworząc jony halogenkowe, podhalogenowe i halogenowe (-jony.

5. W tabeli przedstawiono schematy zmian właściwości fizykochemicznych halogenów podczas przechodzenia na dół grupy. 16.6.

Tabela 16.6. Wzorce zmian właściwości halogenów wraz ze wzrostem liczby atomowej

6. Fluor ma nietypowe właściwości wśród innych halogenów z następujących powodów:

a) ma niską energię dysocjacji wiązania;

b) w związkach fluoru występuje tylko na jednym stopniu utlenienia;

c) fluor jest najbardziej elektroujemnym i najbardziej reaktywnym spośród wszystkich pierwiastków niemetalicznych;

d) jego reakcje z wodą i zasadami różnią się od podobnych reakcji innych halogenów.

Fluor

FLUOR-A; M.[z greckiego phthoros - śmierć, zniszczenie] Pierwiastek chemiczny (F), jasnożółty gaz o ostrym zapachu. Dodać do wody pitnej f.

(łac. Fluorum), pierwiastek chemiczny z VII grupy układu okresowego, należy do halogenów. Wolny fluor składa się z cząsteczek dwuatomowych (F 2); bladożółty gaz o ostrym zapachu, T pl –219,699°C, T kip –188,200°C, gęstość 1,7 g/l. Najbardziej aktywny niemetal: reaguje ze wszystkimi pierwiastkami z wyjątkiem helu, neonu i argonu. Oddziaływanie fluoru z wieloma substancjami łatwo prowadzi do zapalenia i eksplozji. Fluor niszczy wiele materiałów (stąd nazwa: greckie phthóros – zniszczenie). Głównymi minerałami są fluoryt, kriolit, fluoroapatyt. Fluor wykorzystuje się do produkcji związków organofluorowych i fluorków; fluor wchodzi w skład tkanek organizmów żywych (kości, szkliwo zębów).

FLUOR (łac. Fluorum), F (czytaj „fluor”), pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 9 i masie atomowej 18,998403. Naturalny fluor składa się z jednego stabilnego nuklidu (cm. NUKLIDE) 19 F. Konfiguracja zewnętrznej warstwy elektronowej 2 S 2 P 5 . W związkach wykazuje jedynie stopień utlenienia –1 (wartościowość I). Fluor znajduje się w drugim okresie grupy VIIA układu okresowego pierwiastków Mendelejewa i należy do halogenów (cm. FLUOROWIEC).
Promień neutralnego atomu fluoru wynosi 0,064 nm, promień jonu F wynosi 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) i 0,119 (6) nm (wartość liczby koordynacyjnej podano w nawiasach) . Energie sekwencyjnej jonizacji obojętnego atomu fluoru wynoszą odpowiednio 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 i 114,2 eV. Powinowactwo elektronowe 3,448 eV (najwyższe spośród atomów wszystkich pierwiastków). W skali Paulinga fluor ma elektroujemność 4 (najwyższa wartość ze wszystkich pierwiastków). Fluor jest najbardziej aktywnym niemetalem.
W wolnej postaci fluor jest bezbarwnym gazem o ostrym, duszącym zapachu.
Historia odkrycia
Historia odkrycia fluoru jest związana z minerałem fluorytem (cm. FLUORYT) lub fluoryt. Skład tego minerału, jak obecnie wiadomo, odpowiada wzorowi CaF 2 i stanowi pierwszą substancję zawierającą fluor, którą zaczął stosować człowiek. W starożytności zauważono, że dodanie fluorytu do rudy podczas wytapiania metali powoduje obniżenie temperatury topnienia rudy i żużla, co znacznie ułatwia ten proces (stąd nazwa minerału – od łacińskiego fluo – przepływ).
W 1771 r. szwedzki chemik K. Scheele potraktował fluoryt kwasem siarkowym (cm. SCHEELE Karla Wilhelma) przygotowany kwas, który nazwał „kwasem fluorowym”. Francuski naukowiec A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) zasugerował, że kwas ten zawiera nowy pierwiastek chemiczny, który zaproponował nazwać „fluoremem” (Lavoisier uważał, że kwas fluorowodorowy jest związkiem fluoru z tlenem, gdyż według Lavoisiera wszystkie kwasy muszą zawierać tlen). Nie udało mu się jednak zidentyfikować nowego elementu.
Nowemu pierwiastkowi nadano nazwę „fluor”, co znajduje odzwierciedlenie także w jego łacińskiej nazwie. Jednak długotrwałe próby wyizolowania tego pierwiastka w jego wolnej postaci zakończyły się niepowodzeniem. Wielu naukowców, którzy próbowali uzyskać go w postaci wolnej, zmarło podczas takich eksperymentów lub zostało kalekami. Są to angielscy chemicy bracia T. i G. Knox oraz francuski J.-L. wesoły Lussac (cm. wesoły LUSSAC Joseph Louis) i L. J. Tenard (cm. TENAR Louis Jacques), i wiele innych. samego G. Davy'ego (cm. DAVY Humphrey), pierwszy, który uzyskał wolny sód, potas, wapń i inne pierwiastki, w wyniku eksperymentów nad produkcją fluoru metodą elektrolizy został otruty i ciężko zachorował. Prawdopodobnie pod wrażeniem tych wszystkich niepowodzeń zaproponowano w 1816 roku dla nowego pierwiastka nazwę o podobnym brzmieniu, ale zupełnie odmiennym znaczeniu – fluor (od greckiego phtoros – zniszczenie, śmierć). Ta nazwa pierwiastka jest akceptowana tylko w języku rosyjskim, Francuzi i Niemcy nadal nazywają fluor „fluorem”, Brytyjczycy – „fluorem”.
Nawet tak wybitnemu naukowcowi jak M. Faraday nie udało się pozyskać fluoru w postaci wolnej. (cm. FARADAJ Michael). Dopiero w 1886 roku francuski chemik A. Moissan (cm. MOISSANT Henri), wykorzystując elektrolizę ciekłego fluorowodoru HF, schłodzonego do temperatury –23°C (ciecz musi zawierać niewielką ilość fluorku potasu KF, który zapewnia jej przewodnictwo elektryczne), udało się uzyskać pierwszą porcję nowego, niezwykle reaktywnego gaz na anodzie. W swoich pierwszych eksperymentach Moissan użył bardzo drogiego elektrolizera wykonanego z platyny i irydu do produkcji fluoru. Ponadto każdy gram uzyskanego fluoru „zjadł” aż 6 g platyny. Później Moissan zaczął używać znacznie tańszego elektrolizera miedzianego. Fluor reaguje z miedzią, ale podczas reakcji tworzy się cienka warstwa fluoru, która zapobiega dalszemu niszczeniu metalu.
Będąc w naturze
Zawartość fluoru w skorupie ziemskiej jest dość wysoka i wynosi 0,095% wagowo (znacznie więcej niż najbliższy analog fluoru w grupie - chlor (cm. CHLOR)). Fluor oczywiście ze względu na dużą aktywność chemiczną nie występuje w postaci wolnej. Najważniejszymi minerałami fluorowymi są fluoryt (fluorspar), a także fluoroapatyt 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 i kriolit (cm. KRIOLIT) Na3AlF6. Fluor jako zanieczyszczenie wchodzi w skład wielu minerałów i występuje w wodach gruntowych; w wodzie morskiej 1,3·10 -4% fluoru.
Paragon
Na pierwszym etapie produkcji fluoru wyodrębnia się fluorowodór HF. Wytwarzanie fluorowodoru i fluorowodoru (cm. KWAS FLUOROWODOROWY) Kwas (fluorowodorowy) występuje z reguły wraz z przetwarzaniem fluoroapatytu na nawozy fosforowe. Gazowy fluorowodór powstający podczas obróbki fluoroapatytu kwasem siarkowym jest następnie zbierany, skroplony i stosowany do elektrolizy. Elektrolizę można prowadzić zarówno w postaci ciekłej mieszaniny HF i KF (proces prowadzi się w temperaturze 15-20°C), jak i w postaci stopionego KH 2 F 3 (w temperaturze 70-120° C) lub stop KHF 2 (w temperaturze 245-310°C).
W laboratorium, aby przygotować małe ilości wolnego fluoru, można zastosować ogrzewanie MnF 4, które eliminuje fluor, lub ogrzewanie mieszaniny K 2 MnF 6 i SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Fizyczne i chemiczne właściwości
W normalnych warunkach fluor jest gazem (gęstość 1,693 kg/m3) o ostrym zapachu. Temperatura wrzenia –188,14°C, temperatura topnienia –219,62°C. W stanie stałym tworzy dwie modyfikacje: formę a, która występuje od temperatury topnienia do –227,60°C oraz formę b, która jest stabilna w temperaturach niższych niż –227,60°C.
Podobnie jak inne halogeny, fluor występuje w postaci dwuatomowych cząsteczek F2. Odległość międzyjądrowa w cząsteczce wynosi 0,14165 nm. Cząsteczka F2 charakteryzuje się anormalnie niską energią dysocjacji na atomy (158 kJ/mol), co w szczególności decyduje o wysokiej reaktywności fluoru.
Aktywność chemiczna fluoru jest niezwykle wysoka. Ze wszystkich pierwiastków zawierających fluor tylko trzy lekkie gazy obojętne nie tworzą fluorków - hel, neon i argon. We wszystkich związkach fluor wykazuje tylko jeden stopień utlenienia –1.
Fluor reaguje bezpośrednio z wieloma substancjami prostymi i złożonymi. Zatem fluor w kontakcie z wodą reaguje z nią (często mówi się, że „woda spala się we fluorze”):
2F2 + 2H2O = 4HF + O2.
Fluor reaguje wybuchowo po prostym kontakcie z wodorem:
H2 + F2 = 2HF.
W wyniku tego powstaje gazowy fluorowodór HF, który jest nieskończenie rozpuszczalny w wodzie i tworzy się stosunkowo słaby kwas fluorowodorowy.
Fluor reaguje z większością niemetali. Tak więc, gdy fluor reaguje z grafitem, powstają związki o ogólnym wzorze CF x, gdy fluor reaguje z krzemem, powstaje fluorek SiF 4, a w przypadku boru powstaje trifluorek BF 3. Kiedy fluor oddziałuje z siarką, powstają związki SF 6 i SF 4 itp. (patrz Fluorki (cm. FLUOREK)).
Znana jest duża liczba związków fluoru z innymi halogenami, na przykład BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 i inne, a brom i jod zapalają się w atmosferze fluoru w zwykłych temperaturach, a chlor reaguje z fluorem po podgrzaniu do 200 -250°C
Oprócz wskazanych gazów obojętnych, azot, tlen, diament, dwutlenek węgla i tlenek węgla nie reagują bezpośrednio z fluorem.
Pośrednio otrzymano trifluorek azotu NF 3 oraz fluorki tlenu O 2 F 2 i OF 2, w których tlen ma niezwykłe stopnie utlenienia +1 i +2.
Kiedy fluor wchodzi w interakcję z węglowodorami, następuje ich zniszczenie, któremu towarzyszy produkcja fluorowęglowodorów o różnym składzie.
Przy lekkim podgrzaniu (100-250°C) fluor reaguje ze srebrem, wanadem, renem i osmem. W przypadku złota, tytanu, niobu, chromu i niektórych innych metali reakcja z udziałem fluoru zaczyna zachodzić w temperaturach powyżej 300-350°C. Z metalami, których fluorki są nielotne (aluminium, żelazo, miedź itp.), fluor reaguje z zauważalną szybkością w temperaturach powyżej 400-500°C.
Niektóre fluorki wyższych metali, na przykład sześciofluorek uranu UF 6, otrzymuje się przez działanie z fluorem lub środkiem fluorującym, takim jak BrF 3, na niższe halogenki, na przykład:
UF 4 + F 2 = UF 6
Należy zaznaczyć, że wspomniany już kwas fluorowodorowy HF odpowiada nie tylko średnim fluorkom, takim jak NaF czy CaF 2, ale także kwaśnym fluorkom – fluorowodorkom, takim jak NaHF 2 i KHF 2.
Zsyntetyzowano także wiele różnych związków fluoroorganicznych (cm. NARZĄDY ZWIĄZKI FLUORU), w tym słynny teflon (cm. TEFLON)- materiał będący polimerem tetrafluoroetylenu (cm. TETRAFLUOROETYLEN) .
Aplikacja
Fluor jest szeroko stosowany jako środek fluorujący przy produkcji różnych fluorków (SF 6, BF 3, WF 6 i inne), w tym związków gazów obojętnych (cm. GAZY SZLACHETNE) ksenon i krypton (patrz Fluoryzacja (cm. FLUORYZACJA)). Sześciofluorek uranu UF 6 służy do oddzielania izotopów uranu. Fluor wykorzystuje się do produkcji teflonu i innych fluoroplastików (cm. PTFE), fluorogumy (cm. GUMY FLUOROWE), substancje i materiały organiczne zawierające fluor, które są szeroko stosowane w technologii, szczególnie w przypadkach, gdy wymagana jest odporność na agresywne środowisko, wysokie temperatury itp.
Rola biologiczna
Jako pierwiastek śladowy (cm. MIKROELEMENTY) fluor występuje we wszystkich organizmach. U zwierząt i ludzi fluor występuje w tkance kostnej (u człowieka - 0,2-1,2%), a zwłaszcza w zębinie i szkliwie zębów. Ciało przeciętnego człowieka (masa ciała 70 kg) zawiera 2,6 g fluoru; Dzienne zapotrzebowanie wynosi 2-3 mg i pokrywane jest głównie wodą pitną. Brak fluoru prowadzi do próchnicy zębów. Dlatego związki fluoru dodawane są do past do zębów, a czasami do wody pitnej. Nadmiar fluoru w wodzie jest jednak również szkodliwy dla zdrowia. Prowadzi to do fluorozy (cm. FLUOROZA)- zmiany w strukturze szkliwa i tkanki kostnej, deformacje kości. Maksymalne dopuszczalne stężenie zawartości jonów fluorkowych w wodzie wynosi 0,7 mg/l. Maksymalne dopuszczalne stężenie gazowego fluoru w powietrzu wynosi 0,03 mg/m3. Rola fluoru w roślinach jest niejasna.

słownik encyklopedyczny. 2009 .

Zobacz, co oznacza „fluor” w innych słownikach:

fluor- fluor i... Słownik ortografii rosyjskiej

fluor- fluor/… Słownik morfemiczno-pisowniczy

- (łac. Fluorum) F, pierwiastek chemiczny VII grupy układu okresowego Mendelejewa, liczba atomowa 9, masa atomowa 18,998403, należy do halogenów. Jasnożółty gaz o ostrym zapachu, temperatura topnienia 219,699°C, temperatura wrzenia 188,200°C, gęstość 1,70 g/cm³.… … Wielki słownik encyklopedyczny

F (od greckiego phthoros śmierć, zniszczenie, łac. Fluorum * a. fluor; n. Fluor; f. fluor; i. fluor), chemiczny. pierwiastek z grupy VII jest okresowy. System Mendelejewa, odnosi się do halogenów, w. N. 9, o godz. m. 18,998403. W przyrodzie występuje 1 stabilny izotop 19F... Encyklopedia geologiczna

- (Fluor), F, pierwiastek chemiczny VII grupy układu okresowego, liczba atomowa 9, masa atomowa 18,9984; odnosi się do halogenów; gaz, temperatura wrzenia 188,2°C. Fluor wykorzystywany jest do produkcji uranu, czynników chłodniczych, leków i innych, a także... ... Nowoczesna encyklopedia