Se vad "fluor" är i andra ordböcker. Reaktivitet av halogener Interaktion av halogener med vatten

Vuxnas reaktioner Många föräldrar vet inte alltid hur de ska reagera på sina barns handlingar och vissa handlingar. När vi stöter på problem reagerar vi på tre olika sätt.1. Vi låtsas att ingenting hände.2. Vi identifierar fienden och attackerar.3. Vi är verkliga

Väteatomen har den elektroniska formeln för den yttre (och enda) elektronnivån 1 s 1 . Å ena sidan, när det gäller närvaron av en elektron på den yttre elektroniska nivån, liknar väteatomen alkalimetallatomer. Men precis som halogener behöver den bara en elektron för att fylla den yttre elektroniska nivån, eftersom den första elektroniska nivån inte kan innehålla mer än 2 elektroner. Det visar sig att väte kan placeras samtidigt i både den första och den näst sista (sjunde) gruppen i det periodiska systemet, vilket ibland görs i olika versioner av det periodiska systemet:

Med tanke på egenskaperna hos väte som ett enkelt ämne har det fortfarande mer gemensamt med halogener. Väte, liksom halogener, är en icke-metall och bildar diatomiska molekyler (H 2) som dem.

Under normala förhållanden är väte en gasformig, lågaktiv substans. Vätets låga aktivitet förklaras av den höga styrkan hos bindningarna mellan väteatomerna i molekylen, vars brytning kräver antingen stark uppvärmning eller användning av katalysatorer, eller båda.

Interaktion av väte med enkla ämnen

med metaller

Av metallerna reagerar väte endast med alkali- och jordalkalimetaller! Alkalimetaller inkluderar metaller från huvudundergruppen av grupp I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), och alkaliska jordartsmetaller inkluderar metaller från huvudundergruppen av grupp II, förutom beryllium och magnesium (Ca, Sr, Ba, Ra)

Vid interaktion med aktiva metaller uppvisar väte oxiderande egenskaper, d.v.s. sänker dess oxidationstillstånd. I detta fall bildas hydrider av alkali- och jordalkalimetaller, som har en jonisk struktur. Reaktionen inträffar vid upphettning:

Det bör noteras att interaktion med aktiva metaller är det enda fallet när molekylärt väte H2 är ett oxidationsmedel.

med icke-metaller

Av icke-metallerna reagerar väte endast med kol, kväve, syre, svavel, selen och halogener!

Kol ska förstås som grafit eller amorft kol, eftersom diamant är en extremt inert allotrop modifiering av kol.

När det interagerar med icke-metaller kan väte endast utföra funktionen av ett reduktionsmedel, det vill säga bara öka dess oxidationstillstånd:

Interaktion av väte med komplexa ämnen

med metalloxider

Väte reagerar inte med metalloxider som ingår i aktivitetsserien av metaller upp till aluminium (inklusive), men det kan reducera många metalloxider till höger om aluminium vid upphettning:

med icke-metalloxider

Av de icke-metalliska oxiderna reagerar väte vid upphettning med oxiderna av kväve, halogener och kol. Av alla interaktioner mellan väte och icke-metalloxider, särskilt anmärkningsvärt är dess reaktion med kolmonoxid CO.

Blandningen av CO och H2 har till och med sitt eget namn - "syntesgas", eftersom, beroende på förhållandena, så populära industriprodukter som metanol, formaldehyd och till och med syntetiska kolväten kan erhållas från den:

med syror

Väte reagerar inte med oorganiska syror!

Av organiska syror reagerar väte endast med omättade syror, liksom med syror som innehåller funktionella grupper som kan reduceras med väte, i synnerhet aldehyd-, keto- eller nitrogrupper.

med salter

I fallet med vattenhaltiga lösningar av salter sker inte deras interaktion med väte. Men när väte passeras över fasta salter av vissa metaller med medelhög och låg aktivitet, är deras partiell eller fullständig reduktion möjlig, till exempel:

Kemiska egenskaper hos halogener

Halogener är de kemiska elementen i grupp VIIA (F, Cl, Br, I, At), såväl som de enkla ämnen de bildar. Här och vidare i texten kommer, om inte annat anges, halogener att förstås som enkla ämnen.

Alla halogener har en molekylstruktur som bestämmer de låga smält- och kokpunkterna för dessa ämnen. Halogenmolekyler är diatomiska, d.v.s. deras formel kan skrivas i allmän form som Hal 2.

Det bör noteras en sådan specifik fysisk egenskap hos jod som dess förmåga att sublimering eller med andra ord, sublimering. Sublimering, är ett fenomen där ett ämne i fast tillstånd inte smälter vid upphettning, utan omedelbart övergår i gasform.

Den elektroniska strukturen för den externa energinivån för en atom av valfri halogen har formen ns 2 np 5, där n är numret på periodiska systemets period i vilken halogenen är belägen. Som du kan se behöver halogenatomerna bara en elektron för att nå det åttaelektroners yttre skalet. Av detta är det logiskt att anta de övervägande oxiderande egenskaperna hos fria halogener, vilket bekräftas i praktiken. Som bekant minskar elektronegativiteten hos icke-metaller när man rör sig ner i en undergrupp, och därför minskar aktiviteten av halogener i serien:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interaktion av halogener med enkla ämnen

Alla halogener är mycket reaktiva ämnen och reagerar med de flesta enkla ämnen. Det bör dock noteras att fluor, på grund av sin extremt höga reaktivitet, kan reagera även med de enkla ämnen som andra halogener inte kan reagera med. Sådana enkla ämnen inkluderar syre, kol (diamant), kväve, platina, guld och vissa ädelgaser (xenon och krypton). De där. faktiskt, fluor reagerar inte bara med vissa ädelgaser.

De återstående halogenerna, dvs. klor, brom och jod är också aktiva ämnen, men mindre aktiva än fluor. De reagerar med nästan alla enkla ämnen utom syre, kväve, kol i form av diamant, platina, guld och ädelgaser.

Interaktion mellan halogener och icke-metaller

väte

När alla halogener interagerar med väte bildas de vätehalogenider med den allmänna formeln HHal. I detta fall börjar reaktionen av fluor med väte spontant även i mörkret och fortsätter med en explosion i enlighet med ekvationen:

Reaktionen av klor med väte kan initieras av intensiv ultraviolett bestrålning eller värme. Fortsätter också med explosion:

Brom och jod reagerar med väte endast när de värms upp, och samtidigt är reaktionen med jod reversibel:

fosfor

Fluors interaktion med fosfor leder till oxidation av fosfor till högsta oxidationstillstånd (+5). I detta fall bildas fosforpentafluorid:

När klor och brom interagerar med fosfor är det möjligt att få fosforhalogenider både i oxidationstillstånd + 3 och i oxidationstillstånd +5, vilket beror på proportionerna av de reagerande ämnena:

Dessutom, i fallet med vit fosfor i en atmosfär av fluor, klor eller flytande brom, börjar reaktionen spontant.

Interaktionen mellan fosfor och jod kan leda till bildandet av endast fosfortriodid på grund av dess betydligt lägre oxiderande förmåga än andra halogener:

grå

Fluor oxiderar svavel till högsta oxidationstillstånd +6 och bildar svavelhexafluorid:

Klor och brom reagerar med svavel och bildar föreningar som innehåller svavel i oxidationstillstånden +1 och +2, vilket är extremt ovanligt för det. Dessa interaktioner är mycket specifika, och för att klara Unified State Exam i kemi är förmågan att skriva ekvationer för dessa interaktioner inte nödvändig. Därför ges följande tre ekvationer snarare för referens:

Interaktion mellan halogener och metaller

Som nämnts ovan kan fluor reagera med alla metaller, även sådana inaktiva som platina och guld:

De återstående halogenerna reagerar med alla metaller utom platina och guld:

Reaktioner av halogener med komplexa ämnen

Substitutionsreaktioner med halogener

Mer aktiva halogener, d.v.s. vars kemiska element är placerade högre upp i det periodiska systemet kan ersätta mindre aktiva halogener från halogenvätesyror och metallhalider som de bildar:

På liknande sätt ersätter brom och jod svavel från lösningar av sulfider och/eller vätesulfid:

Klor är ett starkare oxidationsmedel och oxiderar svavelväte i sin vattenlösning inte till svavel utan till svavelsyra:

Reaktion av halogener med vatten

Vatten brinner i fluor med en blå låga i enlighet med reaktionsekvationen:

Brom och klor reagerar annorlunda med vatten än fluor. Om fluor fungerade som ett oxidationsmedel, är klor och brom oproportionerliga i vatten och bildar en blandning av syror. I det här fallet är reaktionerna reversibla:

Jods växelverkan med vatten sker i så obetydlig grad att den kan försummas och man kan anta att reaktionen inte inträffar alls.

Interaktion av halogener med alkalilösningar

Fluor, när det interagerar med en vattenhaltig alkalilösning, fungerar återigen som ett oxidationsmedel:

Förmågan att skriva denna ekvation krävs inte för att klara Unified State Exam. Det räcker med att veta faktumet om möjligheten av en sådan interaktion och den oxidativa rollen av fluor i denna reaktion.

Till skillnad från fluor är andra halogener i alkalilösningar oproportionerliga, det vill säga de ökar och minskar samtidigt sitt oxidationstillstånd. Beroende på temperaturen är dessutom flöde i två olika riktningar möjligt när det gäller klor och brom. I synnerhet i kylan fortsätter reaktionerna enligt följande:

och vid uppvärmning:

Jod reagerar med alkalier uteslutande enligt det andra alternativet, dvs. med bildandet av jodat, eftersom hypojodit är inte stabil inte bara vid uppvärmning utan även vid vanliga temperaturer och även i kyla.

Halogener är den mest reaktiva gruppen av grundämnen i det periodiska systemet. De består av molekyler med mycket låg bindningsdissociationsenergi (se tabell 16.1), och deras atomer har sju elektroner i sitt yttre skal och är därför mycket elektronegativa. Fluor är det mest elektronegativa och mest reaktiva icke-metalliska grundämnet i det periodiska systemet. Reaktiviteten hos halogener minskar gradvis när de rör sig mot botten av gruppen. Nästa avsnitt kommer att titta på halogeners förmåga att oxidera metaller och icke-metaller och visa hur denna förmåga minskar från fluor till jod.

Halogener som oxidationsmedel

När svavelvätegas leds genom klorvatten faller svavel ut. Reaktionen fortskrider enligt ekvationen

I denna reaktion oxiderar klor vätesulfid och tar bort väte från det. Klor oxiderar också till Om du till exempel blandar klor med en vattenlösning av sulfat genom att skaka, bildas sulfat

Den oxidativa halvreaktionen som uppstår beskrivs av ekvationen

Som ett annat exempel på den oxiderande effekten av klor ger vi syntesen av natriumklorid genom att bränna natrium i klor:

I denna reaktion oxideras natrium eftersom varje natriumatom förlorar en elektron för att bilda en natriumjon:

Klor får dessa elektroner för att bilda kloridjoner:

Tabell 16.3. Standardelektrodpotentialer för halogener

Tabell 16.4. Standardentalpier för bildning av natriumhalogenider

Alla halogener är oxidationsmedel, varav fluor är det starkaste oxidationsmedlet. I tabell 16.3 visar standardelektrodpotentialer för halogener. Av denna tabell kan man se att halogenernas oxidationsförmåga gradvis minskar mot botten av gruppen. Detta mönster kan demonstreras genom att tillsätta en lösning av kaliumbromid till ett kärl som innehåller klorgas. Klor oxiderar bromidjoner, vilket resulterar i bildandet av brom; detta leder till uppkomsten av färg i en tidigare färglös lösning:

Således kan man se att klor är ett starkare oxidationsmedel än brom. På liknande sätt, om man blandar en lösning av kaliumjodid med brom, bildas en svart fällning av fast jod. Detta betyder att brom oxiderar jodidjoner:

Båda reaktionerna som beskrivs är exempel på undanträngningsreaktioner (substitution). I varje fall förskjuter den mer reaktiva halogenen, det vill säga är ett starkare oxidationsmedel, den mindre reaktiva halogenen från lösningen.

Oxidation av metaller. Halogener oxiderar lätt metaller. Fluor oxiderar lätt alla metaller, utom guld och silver. Vi har redan nämnt att klor oxiderar natrium och bildar natriumklorid. För att ge ett annat exempel, när en ström av klorgas passerar över ytan av uppvärmda järnspån, bildas klorid, ett brunt fast ämne:

Även jod kan, om än långsamt, oxidera metaller som finns i den elektrokemiska serien under den. Lättheten för oxidation av metaller av olika halogener minskar när man rör sig mot den nedre delen av grupp VII. Detta kan verifieras genom att jämföra energierna för bildning av halogenider från startelementen. I tabell Tabell 16.4 visar standardentalpierna för bildning av natriumhalogenider i ordningsföljd till botten av gruppen.

Oxidation av icke-metaller. Med undantag för kväve och de flesta ädelgaser, oxiderar fluor alla andra icke-metaller. Klor reagerar med fosfor och svavel. Kol, kväve och syre reagerar inte direkt med klor, brom eller jod. Den relativa reaktiviteten av halogener till icke-metaller kan bedömas genom att jämföra deras reaktioner med väte (tabell 16.5).

Oxidation av kolväten. Under vissa förhållanden oxiderar halogener kolväten.

Tabell 16.5. Reaktioner av halogener med väte

prenatal Till exempel abstraherar klor helt väte från en terpentinmolekyl:

Acetylenoxidation kan ske explosivt:

Reaktioner med vatten och alkalier

Fluor reagerar med kallt vatten och bildar vätefluorid och syre:

Klor löses långsamt i vatten och bildar klorvatten. Klorvatten har en lätt surhet på grund av att det innehåller en disproportionering av klor (se avsnitt 10.2) med bildning av saltsyra och underklorsyrlighet:

Brom och jod är oproportionerligt i vatten på liknande sätt, men graden av disproportionering i vatten minskar från klor till jod.

Klor, brom och jod är också oproportionerliga i alkalier. Till exempel, i kall utspädd alkali, disproportioneras brom till bromidjoner och hypobromitjoner (bromatjoner):

När brom interagerar med heta koncentrerade alkalier, fortsätter disproportioneringen ytterligare:

Jodat(I), eller hypojoditjon, är instabil även i kalla utspädda alkalier. Det blir spontant oproportionerligt och bildar jodidjon och jodat(I)jon.

Reaktionen av fluor med alkalier, såväl som dess reaktion med vatten, liknar inte liknande reaktioner av andra halogener. I kall utspädd alkali inträffar följande reaktion:

I varm koncentrerad alkali fortskrider reaktionen med fluor enligt följande:

Analys för halogener och involverar halogener

Kvalitativ och kvantitativ analys för halogener utförs vanligtvis med en silvernitratlösning. Till exempel

För kvalitativ och kvantitativ bestämning av jod kan en stärkelselösning användas. Eftersom jod är mycket svagt lösligt i vatten, analyseras det vanligtvis i närvaro av kaliumjodid. Detta görs av anledningen att jod bildar en löslig trijodidjon med jodidjon

Lösningar av jod med jodider används för analytisk bestämning av olika reduktionsmedel, till exempel, samt vissa oxidationsmedel, till exempel. Oxidationsmedel flyttar ovanstående jämvikt åt vänster och frigör jod. Joden titreras sedan med tiosulfat (VI).

Så låt oss säga det igen!

1. Atomerna i alla halogener har sju elektroner i sitt yttre skal.

2. För att erhålla halogener under laboratorieförhållanden kan oxidation av motsvarande halogenvätesyror användas.

3. Halogener oxiderar metaller, icke-metaller och kolväten.

4. Halogener är oproportionerliga i vatten och alkalier och bildar halogenidjoner, hypohalit och halogenat (-joner.

5. Mönstren för förändringar i de fysikaliska och kemiska egenskaperna hos halogener när de flyttas till botten av gruppen visas i tabellen. 16.6.

Tabell 16.6. Mönster av förändringar i halogenernas egenskaper när atomnumret ökar

6. Fluor har anomala egenskaper bland andra halogener av följande skäl:

a) den har en låg bindningsdissociationsenergi;

b) i fluorföreningar förekommer den endast i ett oxidationstillstånd;

c) fluor är den mest elektronegativa och mest reaktiva bland alla icke-metalliska grundämnen;

d) dess reaktioner med vatten och alkalier skiljer sig från liknande reaktioner av andra halogener.

Fluor

FLUOR-A; m.[från grekiska phthoros - död, förstörelse] Kemiskt element (F), ljusgul gas med en stickande lukt. Tillsätt dricksvatten f.

(lat. Fluorum), ett kemiskt grundämne i grupp VII i det periodiska systemet, tillhör halogenerna. Fritt fluor består av diatomiska molekyler (F 2); blekgul gas med en stickande lukt, t pl –219,699°C, t kip –188.200°C, densitet 1,7 g/l. Den mest aktiva icke-metallen: reagerar med alla element utom helium, neon och argon. Fluors interaktion med många ämnen leder lätt till förbränning och explosion. Fluor förstör många material (därav namnet: grekiska phthóros - förstörelse). De viktigaste mineralerna är fluorit, kryolit, fluorapatit. Fluor används för att producera organofluorföreningar och fluorider; fluor är en del av levande organismers vävnader (ben, tandemalj).

FLUOR (lat. Fluorum), F (läs "fluor"), kemiskt grundämne med atomnummer 9, atomvikt 18,998403. Naturligt fluor består av en stabil nuklid (centimeter. NUKLID) 19 F. Yttre elektronskikt 2-konfiguration s 2 sid 5 . I föreningar uppvisar den endast oxidationstillståndet –1 (valens I). Fluor finns i den andra perioden i grupp VIIA i Mendeleevs periodiska system för grundämnen och tillhör halogenerna (centimeter. HALOGEN).
Radien för den neutrala fluoratomen är 0,064 nm, radien för F-jonen är 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) och 0,119 (6) nm (värdet på koordinationsnumret anges inom parentes) . Energierna för sekventiell jonisering av en neutral fluoratom är 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 respektive 114,2 eV. Elektronaffinitet 3,448 eV (den högsta bland atomer av alla element). På Pauling-skalan har fluor en elektronegativitet på 4 (det högsta värdet av alla grundämnen). Fluor är den mest aktiva icke-metallen.
I sin fria form är fluor en färglös gas med en stickande, kvävande lukt.
Upptäcktshistoria
Historien om upptäckten av fluor är förknippad med mineralet fluorit (centimeter. FLUSSPAT) eller flusspat. Sammansättningen av detta mineral, som nu är känt, motsvarar formeln CaF 2, och det representerar det första fluorhaltiga ämne som människan började använda. I gamla tider noterades att om fluorit tillsätts malm under metallsmältning, sänks smältpunkten för malmen och slaggen, vilket i hög grad underlättar processen (därav namnet på mineralet - från det latinska fluo-flödet).
År 1771 behandlade den svenske kemisten K. Scheele fluorit med svavelsyra (centimeter. SCHEELE Karl Wilhelm) beredd syra, som han kallade "fluorsyra". Franske vetenskapsmannen A. Lavoisier (centimeter. LAVOISIER Antoine Laurent) föreslog att denna syra innehåller ett nytt kemiskt element, som han föreslog att kalla "fluorem" (Lavoisier trodde att fluorvätesyra är en förening av fluor med syre, eftersom, enligt Lavoisier, alla syror måste innehålla syre). Han kunde dock inte identifiera ett nytt element.
Det nya elementet fick namnet "fluor", vilket också återspeglas i dess latinska namn. Men långvariga försök att isolera detta element i dess fria form misslyckades. Många forskare som försökte få det i fri form dog under sådana experiment eller blev handikappade. Dessa är de engelska kemister bröderna T. och G. Knox, och fransmännen J.-L. Gay Lussac (centimeter. GAY LUSSAC Joseph Louis) och L. J. Tenard (centimeter. TENAR Louis Jacques), och många andra. G. Davy själv (centimeter. DAVY Humphrey), den första att få fritt natrium, kalium, kalcium och andra element, som ett resultat av experiment på produktion av fluor genom elektrolys, förgiftades han och blev allvarligt sjuk. Förmodligen, under intryck av alla dessa misslyckanden, föreslogs 1816 ett namn som var liknande i ljud men helt annorlunda i betydelse för det nya grundämnet - fluor (från grekiskan phtoros - förstörelse, död). Detta namn för elementet accepteras endast på ryska; fransmännen och tyskarna fortsätter att kalla fluor "fluor", britterna - "fluor".
Inte ens en så framstående vetenskapsman som M. Faraday kunde få fluor i sin fria form. (centimeter. FARADAY Michael). Först 1886, den franske kemisten A. Moissan (centimeter. MOISSANT Henri), med hjälp av elektrolys av flytande fluorväte HF, kyld till en temperatur av –23°C (vätskan måste innehålla lite kaliumfluorid KF, vilket säkerställer dess elektriska ledningsförmåga), kunde erhålla den första delen av en ny, extremt reaktiv gas vid anoden. I sina första experiment använde Moissan en mycket dyr elektrolysör gjord av platina och iridium för att producera fluor. Dessutom "ät" varje gram erhållet fluor upp till 6 g platina. Senare började Moissan använda en mycket billigare kopparelektrolysator. Fluor reagerar med koppar, men under reaktionen bildas en tunn film av fluor, vilket förhindrar ytterligare förstörelse av metallen.
Att vara i naturen
Fluorhalten i jordskorpan är ganska hög och uppgår till 0,095 viktprocent (betydligt mer än den närmaste analogen av fluor i gruppen - klor (centimeter. KLOR)). På grund av sin höga kemiska aktivitet förekommer fluor naturligtvis inte i fri form. De viktigaste fluormineralerna är fluorit (fluorspat), samt fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 och kryolit (centimeter. KRYOLIT) Na3AlF6. Fluor som en förorening är en del av många mineraler och finns i grundvattnet; i havsvatten 1,3·10 -4% fluor.
Mottagande
I det första steget av fluorproduktionen isoleras vätefluorid HF. Framställning av vätefluorid och hydrofluorid (centimeter. VÄTESYRA)(fluorvätesyra) förekommer som regel tillsammans med bearbetningen av fluorapatit till fosfatgödselmedel. Fluorvätegas som bildas vid svavelsyrabehandling av fluorapatit samlas sedan upp, görs till vätska och används för elektrolys. Elektrolys kan utföras antingen som en flytande blandning av HF och KF (processen utförs vid en temperatur av 15-20°C), såväl som en smälta av KH 2 F 3 (vid en temperatur av 70-120° C) eller en smälta av KHF2 (vid en temperatur av 245-310°C).
I laboratoriet, för att förbereda små mängder fritt fluor, kan du antingen använda uppvärmning av MnF 4, vilket eliminerar fluor, eller uppvärmning av en blandning av K 2 MnF 6 och SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Fysiska och kemiska egenskaper
Under normala förhållanden är fluor en gas (densitet 1,693 kg/m3) med en stickande lukt. Kokpunkt –188,14°C, smältpunkt –219,62°C. I fast tillstånd bildar den två modifikationer: a-formen, som existerar från smältpunkten till –227,60°C, och b-formen, som är stabil vid temperaturer lägre än –227,60°C.
Liksom andra halogener finns fluor i form av diatomiska F2-molekyler. Det inre kärnavståndet i molekylen är 0,14165 nm. F2-molekylen kännetecknas av en onormalt låg energi för dissociation till atomer (158 kJ/mol), vilket i synnerhet bestämmer den höga reaktiviteten hos fluor.
Den kemiska aktiviteten hos fluor är extremt hög. Av alla grundämnen med fluor bildar endast tre lätta inerta gaser inte fluorider - helium, neon och argon. I alla föreningar uppvisar fluor endast ett oxidationstillstånd -1.
Fluor reagerar direkt med många enkla och komplexa ämnen. Således, vid kontakt med vatten, reagerar fluor med det (det sägs ofta att "vatten brinner i fluor"):
2F2 + 2H2O = 4HF + O2.
Fluor reagerar explosivt vid enkel kontakt med väte:
H2 + F2 = 2HF.
Detta producerar vätefluoridgas HF, som är oändligt löslig i vatten med bildning av relativt svag fluorvätesyra.
Fluor reagerar med de flesta icke-metaller. Sålunda, när fluor reagerar med grafit, bildas föreningar med den allmänna formeln CFx, när fluor reagerar med kisel bildas SiF4-fluorid och med bor bildas BF3-trifluorid. När fluor interagerar med svavel bildas föreningarna SF 6 och SF 4 etc. (se Fluorider (centimeter. FLUORID)).
Ett stort antal fluorföreningar med andra halogener är kända, till exempel BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 och andra, och brom och jod antänds i en fluoratmosfär vid vanliga temperaturer och klor reagerar med fluor vid upphettning till 200 -250 °C.
Förutom de angivna inerta gaserna reagerar inte kväve, syre, diamant, koldioxid och kolmonoxid direkt med fluor.
Indirekt erhölls kvävetrifluorid NF 3 och syrefluorider O 2 F 2 och OF 2, i vilka syre har ovanliga oxidationstillstånd +1 och +2.
När fluor interagerar med kolväten sker deras förstörelse, åtföljd av produktion av fluorkolväten av olika sammansättningar.
Med lätt uppvärmning (100-250°C) reagerar fluor med silver, vanadin, rhenium och osmium. Med guld, titan, niob, krom och några andra metaller börjar reaktionen med fluor ske vid temperaturer över 300-350°C. Med de metaller vars fluorider är icke-flyktiga (aluminium, järn, koppar, etc.), reagerar fluor med märkbar hastighet vid temperaturer över 400-500°C.
Vissa högre metallfluorider, till exempel uranhexafluorid UF 6, erhålls genom att verka med fluor eller ett fluoreringsmedel såsom BrF 3 på lägre halogenider, till exempel:
UF 4 + F 2 = UF 6
Det bör noteras att den redan nämnda fluorvätesyran HF inte bara motsvarar mediumfluorider som NaF eller CaF 2, utan även sura fluorider - fluorvätefluorider som NaHF 2 och KHF 2.
Ett stort antal olika organofluorföreningar har också syntetiserats (centimeter. ORGAN FLUORFÖRENINGAR), inklusive den berömda teflon (centimeter. TEFLON)- ett material som är en polymer av tetrafluoreten (centimeter. TETRAFLUORETYLEN) .
Ansökan
Fluor används i stor utsträckning som ett fluoreringsmedel vid framställning av olika fluorider (SF 6, BF 3, WF 6 och andra), inklusive föreningar av inerta gaser (centimeter.ÄDELGASER) xenon och krypton (se Fluoridering (centimeter. FLUORIDERING)). Uranhexafluorid UF 6 används för att separera uranisotoper. Fluor används vid tillverkning av teflon och andra fluorplaster (centimeter. PTFE) fluorgummi (centimeter. FLUOR GUMMI), fluorhaltiga organiska ämnen och material som används flitigt inom tekniken, speciellt i de fall där motståndskraft mot aggressiva miljöer, höga temperaturer etc. krävs.
Biologisk roll
Som ett spårämne (centimeter. MIKROELEMENT) fluor finns i alla organismer. Hos djur och människor finns fluor i benvävnad (hos människor - 0,2-1,2%) och särskilt i dentin och tandemalj. En genomsnittlig persons kropp (kroppsvikt 70 kg) innehåller 2,6 g fluor; Dagsbehovet är 2-3 mg och tillfredsställs främst med dricksvatten. Brist på fluor leder till karies. Därför tillsätts fluorföreningar till tandkrämer och ibland till dricksvatten. Överskott av fluor i vatten är dock också skadligt för hälsan. Det leder till fluoros (centimeter. FLUOROS)- förändringar i strukturen av emalj och benvävnad, bendeformation. Den högsta tillåtna koncentrationen för innehållet av fluoridjoner i vatten är 0,7 mg/l. Den högsta tillåtna koncentrationen för fluorgas i luft är 0,03 mg/m3. Fluorids roll i växter är oklar.

encyklopedisk ordbok. 2009 .

Se vad "fluor" är i andra ordböcker:

fluor- fluor och... Rysk stavningsordbok

fluor- fluor/... Morfemisk stavningsordbok

- (lat. Fluorum) F, kemiskt element i grupp VII i Mendeleevs periodiska system, atomnummer 9, atommassa 18,998403, tillhör halogenerna. Blekgul gas med skarp lukt, smältpunkt? 219.699.C, kokpunkt? 188.200.C, densitet 1,70 g/cm³.… … Stor encyklopedisk ordbok

F (av grekiska phthoros död, förstörelse, lat. Fluorum * a. fluor; n. Fluor; f. fluor; i. fluor), kemisk. element i grupp VII är periodiskt. Mendeleev-systemet, hänvisar till halogener, vid. n. 9, kl. m. 18,998403. I naturen finns 1 stabil isotop 19F... Geologisk uppslagsverk

- (Fluorum), F, kemiskt element i grupp VII i det periodiska systemet, atomnummer 9, atommassa 18,9984; avser halogener; gas, kokpunkt 188,2°C. Fluor används vid tillverkning av uran, köldmedier, mediciner och annat, samt i... ... Modernt uppslagsverk