Reaktivnost halogena. Pogledajte šta je "fluor" u drugim rječnicima Fluor stupa u interakciju s vodom
Halogeni su najreaktivnija skupina elemenata u periodnom sustavu. Sastavljeni su od molekula s vrlo niskim energijama disocijacije veze (vidi tablicu 16.1), a njihovi atomi imaju sedam elektrona u vanjskoj ljusci i stoga su vrlo elektronegativni. Fluor je najelektronegativniji i najreaktivniji nemetalni element u periodnom sistemu. Reaktivnost halogena postupno se smanjuje pri kretanju prema dnu grupe. U sljedećem odjeljku će se ispitati sposobnost halogena da oksidiraju metale i nemetale te će se pokazati kako se ta sposobnost smanjuje od fluora do joda.
Halogeni kao oksidanti
Prilikom prolaska plinovitog sumporovodika kroz vodu s klorom dolazi do taloženja sumpora. Ova reakcija se odvija prema jednadžbi
U ovoj reakciji, klor oksidira sumporovodik, oduzimajući mu vodik. Klor također oksidira do, na primjer, ako se klor promiješa tresanjem s vodenom otopinom sulfata, nastaje sulfat
Oksidativna polureakcija koja se javlja u ovom slučaju opisana je jednadžbom
Kao još jedan primjer oksidativnog učinka klora, navedimo sintezu natrijevog klorida sagorijevanjem natrija u kloru:
U ovoj reakciji natrij se oksidira jer svaki atom natrija gubi elektron da bi formirao natrijev ion:
Klor veže ove elektrone i tvori kloridne ione:
Tabela 16.3. Standardni potencijali elektroda za halogene
Tabela 16.4. Standardne entalpije stvaranja natrijum halogenida
Svi halogeni su oksidanti, od kojih je fluor najjači oksidant. Tablica 16.3 prikazuje standardne potencijale elektroda za halogene. Iz ove tablice može se vidjeti da oksidacijski kapacitet halogena postupno opada prema donjem dijelu grupe. Ovaj obrazac se može demonstrirati dodavanjem rastvora kalijum bromida u posudu sa gasom hlorom. Klor oksidira bromidne ione, što rezultira stvaranjem broma; to dovodi do pojave boje u prethodno bezbojnom rastvoru:
Stoga se može uvjeriti da je klor jače oksidaciono sredstvo od broma. Slično, ako se otopina kalijevog jodida pomiješa s bromom, od čvrstog joda nastaje crni talog. To znači da brom oksidira jodidne ione:
Obje opisane reakcije primjeri su reakcija pomaka (pomaka). U svakom slučaju, što je reaktivniji, to jest jači oksidacioni agens, halogen istiskuje manje reaktivni halogen iz otopine.
Oksidacija metala. Halogeni lako oksidiraju metale. Fluor lako oksidira sve metale osim zlata i srebra. Već smo spomenuli da klor oksidira natrij, stvarajući s njim natrij klorid. Da navedemo još jedan primjer, kada struja plina klora prođe preko površine zagrijanih željeznih strugotina, nastaje smeđi čvrsti klorid:
Čak je i jod sposoban, iako sporo, oksidirati metale koji se nalaze u elektrokemijskim nizovima ispod njega. Lakoća oksidacije metala raznim halogenima opada pri prelasku u donji dio VII grupe. To se može provjeriti usporedbom energija stvaranja halogenida iz početnih elemenata. Tablica 16.4 prikazuje standardne entalpije stvaranja natrijevih halogenida po redoslijedu pomaka prema dnu grupe.
Oksidacija nemetala. S izuzetkom dušika i najplemenitijih plinova, fluor oksidira sve ostale nemetale. Klor reagira s fosforom i sumporom. Ugljik, dušik i kisik ne reagiraju izravno s klorom, bromom ili jodom. Relativna reaktivnost halogena na nemetale može se procijeniti usporedbom njihovih reakcija s vodikom (Tablica 16.5).
Oksidacija ugljikovodika. Pod određenim uvjetima, halogeni oksidiraju ugljikovodike.
Tabela 16.5. Reakcije halogena s vodikom
porođaj. Na primjer, klor potpuno uklanja vodik iz molekule terpentina:
Oksidacija acetilena može se nastaviti eksplozijom:
Reakcije s vodom i lužinama
Fluor reagira s hladnom vodom stvarajući fluorovodik i kisik:
Klor se polako otapa u vodi i stvara vodu s klorom. Voda s klorom ima blagu kiselost zbog činjenice da se u njoj javlja disproporcijacija (vidi odjeljak 10.2) klora hlorovodonične kiseline i hipohlorna kiselina:
Brom i jod su nesrazmjerni u vodi na sličan način, ali se stupanj disproporcionalnosti u vodi smanjuje s klora na jod.
Klor, brom i jod također su neproporcionalni u lužinama. Na primjer, u hladno razrijeđenoj lužini, brom se disproporcionira u bromidne ione i hipobromitne ione (bromatne ione):
Kada brom stupa u interakciju s vrućim koncentriranim lužinama, disproporcija se nastavlja dalje:
Jodat (I), ili hipoioditni ion, nestabilan je čak i u hladno razrijeđenim lužinama. Spontano je nesrazmjeran stvaranju jodidnog iona i jodat (I) iona.
Reakcija fluora s lužinama, poput reakcije s vodom, nije slična reakcijama drugih halogena. U hladno razrijeđenoj lužini dolazi do sljedeće reakcije:
U vrućoj koncentriranoj lužini reakcija s fluorom odvija se na sljedeći način:
Analiza za halogene i uz učešće halogena
Kvalitativna i kvantitativna analiza za halogene obično se izvodi pomoću otopine srebrovog nitrata. Na primjer
Za kvalitativno i kvantitativno određivanje joda može se koristiti otopina škroba. Budući da je jod vrlo slabo topljiv u vodi, obično se analizira u prisutnosti kalijevog jodida. Ovo je učinjeno iz razloga što jod sa jodidnim jonom stvara rastvorljivi trijodidni jon
Otopine joda s jodidima koriste se za analitičko određivanje različitih redukcijskih sredstava, na primjer, kao i nekih oksidanta, na primjer oksidanti pomiču gornju ravnotežu ulijevo, oslobađajući jod. Jod se zatim titrira tiosulfatom (VI).
Učinimo to ponovo!
1. Atomi svih halogena imaju sedam elektrona u vanjskom omotaču.
2. Za dobivanje halogena u laboratorijskim uvjetima može se koristiti oksidacija odgovarajućih halogenih kiselina.
3. Halogeni oksidiraju metale, nemetale i ugljikovodike.
4. Halogeni su nesrazmjerni u vodi i lužinama, tvoreći halogenidne ione, hipohalogene i halogenate (-jone).
5. Pravilnosti promjena fizičkih i hemijskih svojstava halogena pri prelasku na dno grupe prikazane su u tabeli. 16.6.
Tabela 16.6. Pravilnosti promjena svojstava halogena s povećanjem atomskog broja
6. Fluor ima abnormalna svojstva među ostalim halogenima iz sljedećih razloga:
a) ima nisku energiju disocijacije veze;
b) u jedinjenjima fluora postoji samo u jednom oksidacionom stanju;
c) fluor je najelektronegativniji i najreaktivniji od svih nemetalnih elemenata;
d) njegove reakcije s vodom i lužinama razlikuju se od sličnih reakcija drugih halogena.
Atom vodika ima elektroničku formulu vanjskog (i jedinog) elektroničkog nivoa 1 s 1. S jedne strane, zbog prisutnosti jednog elektrona na vanjskom elektronskom nivou, atom vodika je sličan atomima alkalnih metala. Međutim, njemu, poput halogena, nedostaje samo jedan elektron da ispuni vanjski elektronički nivo, jer se na prvom elektroničkom nivou ne mogu nalaziti više od 2 elektrona. Ispostavilo se da se vodik može smjestiti istovremeno u prvu i pretposljednju (sedmu) grupu periodnog sistema, što se ponekad radi u različitim verzijama periodnog sistema:
Što se tiče svojstava vodika kao jednostavne tvari, on i dalje ima više zajedničkog s halogenima. Vodik, poput halogena, nije metal i tvori dvoatomske molekule (H 2) slično njima.
U normalnim uvjetima, vodik je plinovita tvar niske aktivnosti. Niska aktivnost vodika objašnjava se velikom snagom veze između atoma vodika u molekuli, koja zahtijeva ili jako zagrijavanje, ili upotrebu katalizatora, ili oboje istovremeno da se prekine.
Interakcija vodika s jednostavnim tvarima
sa metalima
Od metala, vodik reagira samo s alkalnim i zemnoalkalnim metalima! Alkalni metali uključuju metale glavne podgrupe Grupa I(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), a na zemnoalkalijske metale - metale glavne podgrupe grupe II, osim berilijuma i magnezijuma (Ca, Sr, Ba, Ra)
U interakciji s aktivnim metalima vodik pokazuje oksidacijska svojstva, tj. smanjuje oksidacijsko stanje. U tom slučaju nastaju hidridi alkalnih i zemnoalkalijskih metala koji imaju ionsku strukturu. Ova reakcija se odvija zagrijavanjem:
Treba napomenuti da je interakcija s aktivnim metalima jedini slučaj kada je molekularni vodik H 2 oksidaciono sredstvo.
sa nemetalima
Od nemetala, vodik reagira samo s ugljikom, dušikom, kisikom, sumporom, selenom i halogenima!
Ugljik treba shvatiti kao grafit ili amorfni ugljik, budući da je dijamant iznimno inertna alotropna modifikacija ugljika.
U interakciji s nemetalima vodik može obavljati samo funkciju redukcijskog sredstva, odnosno samo povećati svoje oksidacijsko stanje:
Interakcija vodika sa složenim tvarima
sa metalnim oksidima
Vodik ne reagira s metalnim oksidima koji su u rasponu aktivnosti metala do aluminija (uključujući), međutim, on može smanjiti mnoge metalne okside desno od aluminija pri zagrijavanju:
sa oksidima nemetala
Od oksida nemetala, vodik reagira pri zagrijavanju s dušikovim oksidima, halogenima i ugljikom. Od svih interakcija vodika s oksidima nemetala treba posebno istaknuti njegovu reakciju s ugljikovim monoksidom CO.
Mješavina CO i H 2 čak ima i svoj naziv - "sintezni plin", jer se ovisno o uvjetima iz nje mogu dobiti tako popularni industrijski proizvodi poput metanola, formaldehida, pa čak i sintetičkih ugljikovodika:
sa kiselinama
Vodik ne reagira s anorganskim kiselinama!
Od organskih kiselina, vodik reagira samo s nezasićenim, kao i s kiselinama koje sadrže funkcionalne skupine koje se mogu reducirati vodikom, posebno aldehidne, keto ili nitro grupe.
sa solima
U slučaju vodenih otopina soli ne dolazi do njihove interakcije s vodikom. Međutim, kada se vodik pređe preko čvrstih soli nekih metala srednje i niske aktivnosti, moguće je njihovo djelomično ili potpuno smanjenje, na primjer:
Hemijska svojstva halogena
Hemijski elementi grupe VIIA (F, Cl, Br, I, At), kao i jednostavne tvari koje oni tvore, nazivaju se halogeni. Ovdje i dalje u tekstu, osim ako nije drugačije navedeno, pod halogenima podrazumijevamo samo jednostavne tvari.
Svi halogeni imaju molekularnu strukturu, što dovodi do niskih tališta i vrelišta ovih tvari. Molekuli halogena su dvoatomni, tj. njihova formula se može općenito napisati kao Hal 2.
Valja istaknuti takvu specifičnost fizička svojina jod, kao njegova sposobnost da sublimacija ili, drugim riječima, sublimacija. Sublimacija, naziva se pojava u kojoj se tvar u čvrstom stanju ne otopi zagrijavanjem, već zaobilazeći tekuću fazu odmah prelazi u plinovito stanje.
Elektronska struktura vanjskog nivoa energije atoma bilo kojeg halogena ima oblik ns 2 np 5, gdje je n period perioda periodnog sustava u kojem se halogen nalazi. Kao što vidite, do vanjske ljuske od osam elektrona, atomima halogena nedostaje samo jedan elektron. Iz toga je logično pretpostaviti pretežno oksidirajuća svojstva slobodnih halogena, što je potvrđeno i u praksi. Kao što znate, elektronegativnost nemetala opada pri kretanju niz podskupinu, pa se stoga aktivnost halogena smanjuje sljedećim redoslijedom:
F 2> Cl 2> Br 2> I 2
Interakcija halogena s jednostavnim tvarima
Svi halogeni su visoki aktivne tvari i reagiraju s najjednostavnijim tvarima. Međutim, treba napomenuti da fluor, zbog svoje iznimno visoke reaktivnosti, može reagirati čak i s onim jednostavnim tvarima s kojima drugi halogeni ne mogu reagirati. Ove jednostavne tvari uključuju kisik, ugljik (dijamant), dušik, platinu, zlato i neke plemenite plinove (ksenon i kripton). One. zapravo, fluor ne reagira samo s nekim plemenitim plinovima.
Ostatak halogena, tj. klor, brom i jod su također aktivne tvari, ali manje aktivne od fluora. Reaguju sa gotovo svim jednostavnim tvarima osim kisika, dušika, ugljika u obliku dijamanta, platine, zlata i plemenitih plinova.
Interakcija halogena s nemetalima
vodonik
Kad svi halogeni reagiraju s vodikom, halogenidi vodonika općom formulom HHal. U isto vrijeme, reakcija fluora s vodikom počinje spontano čak i u mraku i nastavlja se eksplozijom u skladu s jednadžbom:
Reakcija klora s vodikom može se pokrenuti intenzivnim ultraljubičastim zračenjem ili zagrijavanjem. Takođe nastavlja eksplozijom:
Brom i jod reagiraju s vodikom samo pri zagrijavanju, a istovremeno je reakcija s jodom reverzibilna:
fosfora
Interakcija fluora s fosforom dovodi do oksidacije fosfora do najvećeg oksidacionog stanja (+5). U ovom slučaju dolazi do stvaranja fosfor pentafluorida:
Kada klor i brom stupaju u interakciju sa fosforom, moguće je dobiti fosforne halogenide u oksidacionom stanju + 3 i u oksidacionom stanju +5, što zavisi od proporcija reaktanata:
U ovom slučaju, u slučaju bijelog fosfora u atmosferi fluora, klora ili tekućeg broma, reakcija počinje spontano.
Interakcija fosfora s jodom može dovesti do stvaranja samo fosfor triodida zbog značajno niže oksidacijske sposobnosti od ostalih halogena:
siva
Fluor oksidira sumpor do najvišeg stepena oksidacije +6, formirajući sumpor heksafluorid:
Klor i brom reagiraju sa sumporom, tvoreći spojeve koji sadrže sumpor u izuzetno neobičnim oksidacijskim stanjima +1 i +2. Ove interakcije su vrlo specifične, a sposobnost pisanja jednadžbi tih interakcija nije potrebna za polaganje ispita iz hemije. Stoga su sljedeće tri jednadžbe date radije u informativne svrhe:
Interakcija halogena s metalima
Kao što je gore spomenuto, fluor može reagirati sa svim metalima, čak i s neaktivnim metalima poput platine i zlata:
Ostatak halogena reagira sa svim metalima osim platine i zlata:
Reakcije halogena sa složenim tvarima
Reakcije supstitucije s halogenima
Aktivniji halogeni, tj. čiji se hemijski elementi nalaze više u periodnom sistemu mogu istisnuti manje aktivne halogene iz halogenovodičnih kiselina i metalnih halogenida koje stvaraju:
Slično, brom i jod istiskuju sumpor iz otopina sulfida i ili sumporovodika:
Klor je jače oksidaciono sredstvo i oksiduje sumporovodik u vodenoj otopini ne u sumpor, već u sumpornu kiselinu:
Interakcija halogena s vodom
Voda gori u fluoru sa plavim plamenom u skladu sa jednačinom reakcije:
Brom i klor reagiraju s vodom drugačije od fluora. Ako je fluor djelovao kao oksidaciono sredstvo, tada su klor i brom nesrazmjerni u vodi, tvoreći smjesu kiselina. U ovom slučaju reakcije su reverzibilne:
Interakcija joda s vodom događa se u tako beznačajnoj mjeri da se može zanemariti i može se pretpostaviti da se reakcija uopće ne događa.
Interakcija halogena s lužinskim otopinama
Fluor, u interakciji s vodenom otopinom lužine, opet djeluje kao oksidaciono sredstvo:
Sposobnost pisanja ove jednadžbe nije potrebna za polaganje ispita. Dovoljno je znati činjenicu o mogućnosti takve interakcije i oksidacijskoj ulozi fluora u ovoj reakciji.
Za razliku od fluora, drugi halogeni u lužinskim otopinama nisu proporcionalni, odnosno istovremeno povećavaju i smanjuju svoje oksidacijsko stanje. U isto vrijeme, u slučaju klora i broma, ovisno o temperaturi, protiče kroz dva različitim pravcima... Konkretno, na hladnoći, reakcije se odvijaju na sljedeći način:
a pri zagrijavanju:
Jod reagira s lužinama isključivo prema drugoj opciji, tj. stvaranjem jodata, jer hypoioditis nije stabilan ne samo pri zagrijavanju, već i pri normalnim temperaturama, pa čak i po hladnom vremenu.
Fluor
FLUOR-a; m.[iz grčkog. phthoros - smrt, uništenje] Hemijski element (F), svijetložuti gas s oštrim mirisom. Dodati vodi za piće f.
fluor(lat. Fluorum), hemijski element VII grupe periodnog sistema, odnosi se na halogene. Slobodni fluor sastoji se od dvoatomnih molekula (F 2); blijedožuti plin oštrog mirisa, t pl –219,699 ° C, t bala –188.200 ° C, gustoća 1,7 g / l. Najreaktivniji nemetal: reagira sa svim elementima osim s helijem, neonom i argonom. Interakcija fluora s mnogim tvarima lako se pretvara u sagorijevanje i eksploziju. Fluor uništava mnoge materijale (otuda i naziv: grčki phthóros - uništenje). Glavni minerali su fluorit, kriolit, fluorapatit. Fluor se koristi za dobivanje organofluornih spojeva i fluorida; fluorid je dio tkiva živih organizama (kosti, zubna caklina).
FLUORFLUOR (latinski Fluorum), F (čitaj "fluor"), hemijski element sa atomskim brojem 9, atomska masa 18.998403. Prirodni fluor sastoji se od jednog stabilnog nuklida (cm. NUKLID) 19 F. Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja 2 s 2
str 5
... U spojevima pokazuje samo oksidacijsko stanje -1 (valencija I). Fluor se nalazi u drugom periodu u grupi VIIA periodnog sistema elemenata Mendeljejeva, pripada halogenima (cm. HALOGENI).
Polumjer neutralnog atoma fluora je 0,064 nm, polumjer F iona je 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) i 0,119 (6) nm (koordinacijski broj naveden je u zagradama). Energije uzastopne ionizacije neutralnog atoma fluora su 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 i 114,2 eV. Afinitet prema elektronu je 3.448 eV (najveći među atomima svih elemenata). Na Paulingovoj ljestvici, elektronegativnost fluora je 4 (najveća vrijednost među svim elementima). Fluor je najaktivniji nemetal.
Slobodni fluor je bezbojni plin sa oštrim, zagušljivim mirisom.
Istorija otkrića
Povijest otkrića fluora povezana je s mineralom fluoritom (cm. FLUORIT), ili fluorit. Sada je poznato da sastav ovog minerala odgovara formuli CaF 2, i to je prva tvar koja sadrži fluor koju su koristili ljudi. U davna vremena zabilježeno je da ako se fluorit doda u rudu tijekom taljenja metala, talište rude i troske se smanjuje, što uvelike olakšava proces (otuda i naziv minerala - od latinskog fluo - tekući).
1771. švedski hemičar K. Scheele tretirao je fluorit sumpornom kiselinom (cm. SCHEEELE Karl Wilhelm) pripremio kiselinu, koju je nazvao "fluorovodična". Francuski naučnik A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) predložio da ova kiselina sadrži novi kemijski element, koji je predložio nazvati "fluorem" (Lavoisier je vjerovao da je fluorovodična kiselina kombinacija fluora s kisikom, jer, prema Lavoisieru, sve kiseline moraju sadržavati kisik). Međutim, nije mogao istaknuti novi element.
Iza novog elementa, konsolidirano je ime "fluor", što se odražava i na latinskom nazivu. No dugoročni pokušaji izolacije ovog elementa u slobodnom obliku bili su neuspješni. Mnogi naučnici koji su pokušali da ga dobiju u slobodnom obliku umrli su tokom takvih eksperimenata ili su postali invalidi. To su engleski hemičari braća T. i G. Knox, i francuski J.-L. Gay lussac (cm. GAY-LUSSAC Joseph Louis) i L. J. Thénard (cm. TENAR Louis Jacques), i mnogi drugi. Sam G. Davy (cm. DEVI Humphrey), koji je prvi dobio besplatni natrij, kalij, kalcij i druge elemente, otrovao se kao rezultat eksperimenata o dobivanju fluora elektrolizom i teško se razbolio. Vjerojatno je pod dojmom svih ovih neuspjeha 1816. za novi element, iako sličnog zvuka, ali potpuno različitog značenja, predloženo ime - fluor (od grčkog phtoros - uništenje, smrt). Ovaj naziv elementa prihvaćen je samo na ruskom, Francuzi i Nijemci nastavljaju zvati fluor "fluor", Britanci - "fluor".
Čak ni tako izvanredan naučnik kao što je M. Faraday nije mogao dobiti fluor u slobodnoj formi. (cm. FARADAY Michael)... Tek 1886. godine francuski hemičar A. Moissant (cm. Moissant Henri) Korištenjem elektrolize tekućeg fluorovodika HF, ohlađenog na –23 ° C (tekućina mora sadržavati malo kalijevog fluorida KF, što osigurava njegovu električnu vodljivost), uspio sam dobiti prvu porciju novog, visoko reaktivnog plina na anoda. U prvim eksperimentima za dobivanje fluora, Moissan je koristio vrlo skup elektrolizator napravljen od platine i iridija. Štaviše, svaki gram dobijenog fluora "pojeo" je do 6 g platine. Kasnije je Moissan počeo koristiti mnogo jeftiniji bakarni elektrolizator. Fluor reagira s bakrom, ali reakcijom nastaje tanki sloj fluorida, koji sprječava daljnje uništavanje metala.
Biti u prirodi
Sadržaj fluora u zemljinoj kori je prilično visok i iznosi 0,095% po masi (mnogo više od najbližeg analoga fluora u grupi - hlora) (cm. KLOR)). Naravno, zbog visoke kemijske aktivnosti, slobodni fluor nije pronađen. Najvažniji minerali fluora su fluorit (fluorit), kao i fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 i kriolit (cm. KRILIT) Na 3 AlF 6. Fluor kao nečistoća dio je mnogih minerala i nalazi se u podzemnim vodama; v morske vode 1,3 · 10 -4% fluora.
Prijem
U prvoj fazi dobivanja fluora izolira se vodikov fluorid HF. Priprema fluorovodika i hidrofluorida (cm. HIDROFLUORNA KISELINA)(fluorovodična) kiselina javlja se, po pravilu, usput pri preradi fluorapatita u fosforna gnojiva. Plinoviti vodikov fluorid nastao tijekom obrade fluorapatita sumpornom kiselinom se zatim sakuplja, ukapljuje i koristi za elektrolizu. Elektroliza se može primijeniti i na tekuću smjesu HF i KF (proces se izvodi na temperaturi od 15-20 ° C), i na talinu KH 2 F 3 (na temperaturi od 70-120 ° C) ili na Taljenje KHF 2 (na temperaturi od 245-310 ° C) ...
U laboratoriji za pripremu malih količina slobodnog fluora možete upotrijebiti ili zagrijavanje MnF 4, u kojem se fluor uklanja, ili zagrijavanje mješavine K 2 MnF 6 i SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Fizička i hemijska svojstva
U normalnim uslovima, fluor je gas (gustine 1.693 kg / m 3) sa oštrim mirisom. Tačka ključanja –188,14 ° C, talište –219,62 ° C. U čvrstom stanju formira dvije modifikacije: a-oblik koji postoji od tališta do –227,60 ° C i b-oblik koji je stabilan na temperaturama nižim od –227,60 ° C.
Kao i drugi halogeni, fluor postoji kao dvoatomni molekuli F 2. Međunuklearna udaljenost u molekuli je 0,14165 nm. Molekulu F 2 karakterizira abnormalno niska energija disocijacije na atome (158 kJ / mol), što posebno određuje visoku reaktivnost fluora.
Hemijska aktivnost fluora je izuzetno velika. Od svih elemenata s fluorom, samo tri laka inertna plina ne tvore fluoride - helij, neon i argon. U svim spojevima, fluor pokazuje samo jedno oksidacijsko stanje, –1.
Fluor reagira izravno s mnogim jednostavnim i složenim tvarima. Dakle, u dodiru s vodom, fluor reagira s njom (često se kaže da "voda gori u fluoru"):
2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2.
Fluor eksplozivno reagira pri jednostavnom dodiru s vodikom:
H 2 + F 2 = 2 HF.
U tom slučaju nastaje vodikov fluoridni plin HF, koji je beskonačno topiv u vodi uz stvaranje relativno slabe fluorovodične kiseline.
Fluor stupa u interakciju s većinom nemetala. Dakle, kada fluor reagira s grafitom, nastaju spojevi opće formule CF x, kada fluor reagira sa silicijem, fluorid SiF 4, s borom, trifluoridom BF 3. Kad fluor stupi u interakciju sa sumporom, nastaju spojevi SF 6 i SF 4, itd. (Vidi fluoride (cm. FLUORID)).
Poznato je veliki broj spojevi fluora s drugim halogenima, na primjer, BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 i drugi, brom i jod zapaljuju se u atmosferi fluora na uobičajenim temperaturama, a klor stupa u interakciju s fluorom pri zagrijavanju na 200-250 ° C.
Ne reagujte direktno sa fluorom, osim sa naznačenim inertnim gasovima, takođe azotom, kiseonikom, dijamantom, ugljen -dioksidom i ugljen -monoksidom.
Indirektno dobiven dušikov trifluorid NF 3 i fluoridi kisika O 2 F 2 i OF 2, u kojima kisik ima neobična oksidacijska stanja +1 i +2.
Kada fluor stupi u interakciju s ugljikovodicima, dolazi do njihovog uništenja, praćenog proizvodnjom fluorougljikovodika različitih sastava.
Kada se lagano zagrije (100-250 ° C), fluor reagira sa srebrom, vanadijem, renijem i osmijem. Sa zlatom, titanom, niobijem, kromom i nekim drugim metalima, reakcija uz učešće fluora počinje se odvijati na temperaturama iznad 300-350 ° C. Sa tim metalima, čiji su fluoridi nehlapljivi (aluminij, željezo, bakar itd.), Fluor reagira primjetno brzo na temperaturama iznad 400-500 ° C.
Neki viši metalni fluoridi, na primjer, uranij heksafluorid UF 6, dobivaju se djelovanjem s fluorom ili fluorirajućim sredstvom poput BrF 3 na niže halogenide, na primjer:
UF 4 + F 2 = UF 6
Treba napomenuti da već spomenuta fluorovodična kiselina HF ne odgovara samo prosječnim fluoridima poput NaF ili CaF 2, već i kiselinskim fluoridima - hidrofluoridima poput NaHF 2 i KHF 2.
Također je sintetiziran veliki broj različitih organofluornih spojeva. (cm. Spojevi organofluor), uključujući poznati teflon (cm. TEFLON)- materijal koji je polimer tetrafluoroetilena (cm. TETRAFLUOROETILEN) .
Aplikacija
Fluor se široko koristi kao fluorirajući agens u pripremi različitih fluorida (SF 6, BF 3, WF 6 i drugih), uključujući spojeve inertnih plinova (cm. PLEMENITI PLINOVI) ksenon i kripton (vidi. Fluoriranje (cm. FLUORINACIJA)). Uranij heksafluorid UF 6 koristi se za odvajanje izotopa urana. Fluor se koristi u proizvodnji teflona i drugih fluoroplastika. (cm. Fluoroplastika), fluoroelastomeri (cm. FLUOROSAUCHUKI), organske tvari i materijali koji sadrže fluor koji se široko koriste u tehnologiji, posebno u slučajevima kada je potrebna otpornost na agresivno okruženje, visoke temperature itd.
Biološka uloga
Kao element u tragovima (cm. MIKROELEMENTI) fluor se nalazi u svim organizmima. U životinja i ljudi fluorid je prisutan u koštanom tkivu (kod ljudi - 0,2-1,2%), a posebno u dentinu i zubnoj caklini. Telo prosečne osobe (telesne težine 70 kg) sadrži 2,6 g fluora; dnevna potreba je 2-3 mg i uglavnom se zadovoljava pitkom vodom. Nedostatak fluorida dovodi do karijesa zuba. Stoga se spojevi fluorida dodaju pastama za zube, ponekad se dodaju vodi za piće. Višak fluorida u vodi je također nezdrav. To dovodi do fluoroze (cm. FLUOROZA)- promjene u strukturi cakline i koštanog tkiva, deformacija kosti. Najveća dopuštena koncentracija za sadržaj iona fluorida u vodi je 0,7 mg / l. Maksimalna granica koncentracije plinovitog fluora u zraku je 0,03 mg / m 3. Uloga fluorida u biljkama nije jasna.
enciklopedijski rječnik. 2009 .
Sinonimi:Pogledajte šta je "fluor" u drugim rječnicima:
fluor- fluor i ... Ruski pravopisni rječnik
fluor- fluor / ... Morfemičko-pravopisni rječnik
- (lat.Fluorum) F, hemijski element VII grupe periodnog sistema Mendeljejeva, atomski broj 9, atomska masa 18.998403, odnosi se na halogene. Blijedožuti plin oštrog mirisa, talište? 219.699 .C, b.p.? 188.200 .C, gustoće 1,70 g / cm & sup3. ... ... Veliki enciklopedijski rječnik
F (od grčkog phthoros smrt, uništenje, latinski Fluorum * a. Fluor; N. fluor; F. fluor; i. Fluor), kem. element grupe VII periodičan. Mendeljejev sistem, odnosi se na halogene, na. n. 9, u. m. 18.998403. U prirodi 1 stabilan izotop 19F ... Geološka enciklopedija
- (Fluor), F, hemijski element grupe VII periodičnog sistema, atomski broj 9, atomska masa 18,9984; odnosi se na halogene; plina, t.v. 188,2 ° C. Fluor se koristi u proizvodnji urana, freona, lijekova i drugih, kao i u ... ... Moderna enciklopedija
19. Mehanizam hemijska reakcija jedinjenja fluora i vode
Jednadžba reakcije interakcije fluora s vodom.
F 2 + H 2 O = 2 FH + O
Vodik u vodi uklanja "energiju" (slobodne fotone) sa površine fluora. Ta se "energija" pojavljuje na vodikovoj površini vode. Oni fotoni koji padaju u područje gdje su vodik i kisik međusobno vezani uzrokuju pucanje veze između njih. Molekula vode se raspada.
Istovremeno s ovim procesom, uspostavlja se gravitacijska veza između vodika u vodi i fluora. U onim područjima elementa fluora, gdje je vodik svojom privlačnošću uklonio slobodne fotone, dolazi do izlaganja, a polje privlačenja fluora se u većoj mjeri manifestuje vani. Ovo je formiranje novog hemijska veza i nova hemijski spoj- fluorovodik. Voda se raspada, fluor se kombinira s vodikom i oslobađa se kisik.
Ovdje treba napomenuti da se elementi fluora uopće ne kombiniraju međusobno u parovima kako bi formirali molekule. U plinovitom fluoru, elementi fluora mogu se držati jedan protiv drugog vrlo slabim silama privlačenja. Osim toga, svaki kemijski element djeluje na druge sa vrlo slabim odbojnim silama. Ova se situacija događa u bilo kojem plinovitom tijelu.
Ovaj tekst je uvodni fragment. Iz knjige Kondenzirani kaos: Uvod u magiju haosa od Hein PhilMagijske reakcije 1. Hranjenje do iznemoglosti Ponekad je korisno nahraniti demona do iznemoglosti. Demoni često zadržavaju svoju moć, sprečavajući nas da istražimo potpune posljedice strahova koje u nama generiraju. Sjećam se svoje opsesije demonom ljubomore.
Iz knjige Velika knjiga tajnih nauka. Imena, snovi, lunarni ciklusi autor Schwartz TheodorDani vode (znakovi elemenata vode - Rak, Škorpija, Ribe). Priroda ne štedi na padavinama, a ponekad i njihova mjesečna stopa opada. Visoka vlažnost ne pogoduje udobnosti i dobrom raspoloženju.Položaj Mjeseca u Zodijačkom krugu također utječe
Iz knjige Koncept razvoja i usavršavanja čovjeka autor3.10. Energetske ljuske i struktura jedinjenja Energetske ljuske fizičkog dijela osobe sadrže zbirne informacije o karakteristikama svake osobe. Oni formiraju žensku ličnost i muški karakter. Formiraju se energetske ljuske
Iz knjige Hemija autorka Danina Tatiana16. Mehanizam reakcije neutralizacije Ovom članku prethodi sljedeća izjava koja bi, nesumnjivo, trebala prethoditi svim člancima o kemiji i nuklearnoj fizici - svemu što se bavi kemijskim elementima i njihovom strukturom. Potrebno je ponavljati dok ova činjenica ne postane
Iz knjige Hemija autorka Danina Tatiana17. Dužina hemijske veze Rastojanje između hemijskih elemenata je dužina hemijske veze - veličina poznata u hemiji. Određuje se omjerom sila privlačenja i odbijanja kemikalije u interakciji
Iz knjige Hemija autorka Danina Tatiana26. Entalpija. Endotermne i egzotermne reakcije U toku egzotermnih reakcija "toplota" (svjetlosni tipovi slobodnih fotona - IR, radio) zrači sa površine hemijskih elemenata. Entalpija elemenata se smanjuje, agregatno stanje postaje sve gušći
Iz knjige O energetskim strukturama autor Baranova Svetlana VasilievnaStruktura Povezivanja Čovjek se temelji na Božanskim energijama, zahvaljujući kojima je besmrtan i svemoguć.Ima energetski dio, percepciju, samosvijest (identifikaciju), um, namjeru i volju, koje se formiraju ovisno o
Iz knjige Put ratnika duha, tom II. Čovjek autor Baranova Svetlana VasilievnaStruktura veze Čovjek se temelji na Božanskim energijama, zahvaljujući kojima je besmrtan i svemoguć. Ima energetski dio, percepciju, samosvijest (identifikaciju), um, namjeru i volju, koji se formiraju ovisno o
Iz knjige Život bez granica. Koncentracija. Meditacija autor Žikarantcev Vladimir VasiljevičOSNOVNA NAČELA POVEZIVANJA UMA I TIJELA Postoje četiri osnovna principa za povezivanje uma i tijela. Ima mnogo ljudi, stoga postoji mnogo načina da se vidi i živi život. Ovi načini povezivanja uma i tijela dizajnirani su upravo tako da se ljudi razlikuju
Iz knjige Tajne bioenergije.pokazivač na bogatstvo i uspjeh u životu. autor Ratner SergeyREAKCIJE DUŠE I TIJELA Predmet podsvijesti je toliko velik da se može “kopati i kopati”. Jedina stvar ako shvatite da nema granica savršenstvu, tada ćete doći do zaključka da od određenog trenutka jednostavno postoji vježba. Sada ih više otvara neke nove
Iz knjige Reason. Kreativan odgovor do sada autor Rajneesh Bhagwan ShriIz reakcije na akciju Reakcija dolazi iz misli, reakcija dolazi iz razumijevanja. Reakcija dolazi iz prošlosti; odgovor je uvek prisutan. Ali obično reagiramo - sve je već pripremljeno u nama. Neko nešto radi, a mi reagiramo kao da je u nama pritisnuto dugme. Neko ti
Iz knjige Razumni svijet [Kako živjeti bez nepotrebnih briga] autor Sviyash Aleksandar Grigorievich Iz knjige Svjetska astrologija od Baigent MichaelSjajne veze Kao rezultat, ono što ciklični indeks pokazuje u svojim različitim oblicima - određuje stupanj "povezanosti" u datom trenutku. Drugi pristup pitanju procjene stabilnosti ili nestabilnosti određenog perioda je proučavanje distribucije
Iz knjige Faza. Hakovanje iluzije stvarnosti autor Rainbow MikhailPočetak lančane reakcije Prvo pomislite da postoji crno -bijelo. Tada shvatite da je puno crnog zapravo bijelo i obrnuto. I onda se ispostavi da nema ni jedno ni drugo. Nije li ovaj princip glavni nazivnik svega po čemu razumijevamo život?
Iz knjige Supermoći ljudskog mozga. Putovanje u podsvijest autor Rainbow Mikhail Iz knjige Ljuljanje kolijevke, ili profesija "roditelj" autor Šeremeteva Galina BorisovnaReakcije odraslih Mnogi roditelji ne znaju uvijek kako reagirati na postupke i neke postupke svoje djece. Kad se suočimo s problemima, reagiramo na tri različita načina: 1. Pretvaramo se da se ništa nije dogodilo. 2. Identificiramo neprijatelja i napadamo. 3. Mi smo stvarni