Reattività degli alogeni. Guarda cos'è il "fluoro" in altri dizionari Il fluoro interagisce con l'acqua
Gli alogeni sono il gruppo di elementi più reattivi nella tavola periodica. Sono composti da molecole con energie di dissociazione del legame molto basse (vedi Tabella 16.1) e i loro atomi hanno sette elettroni nel guscio esterno e sono quindi molto elettronegativi. Il fluoro è l'elemento non metallico più elettronegativo e più reattivo della tavola periodica. La reattività degli alogeni diminuisce gradualmente spostandosi verso il fondo del gruppo. La prossima sezione esaminerà la capacità degli alogeni di ossidare metalli e non metalli e mostrerà come questa capacità diminuisca dal fluoro allo iodio.
Alogeni come ossidanti
Quando l'idrogeno solforato gassoso viene fatto passare attraverso l'acqua di cloro, viene precipitato lo zolfo. Questa reazione procede secondo l'equazione
In questa reazione, il cloro ossida l'idrogeno solforato, sottraendogli idrogeno. Anche il cloro si ossida Ad esempio, se il cloro viene agitato agitando con una soluzione acquosa di solfato, si forma solfato
La semireazione ossidativa che si verifica in questo caso è descritta dall'equazione
Come altro esempio dell'effetto ossidativo del cloro, diamo la sintesi del cloruro di sodio bruciando il sodio nel cloro:
In questa reazione, il sodio viene ossidato poiché ogni atomo di sodio perde un elettrone per formare uno ione sodio:
Il cloro attacca questi elettroni per formare ioni cloruro:
Tabella 16.3. Potenziali elettrodi standard per alogeni
Tabella 16.4. Entalpie standard di formazione degli alogenuri di sodio
Tutti gli alogeni sono agenti ossidanti, di cui il fluoro è l'agente ossidante più forte. Tavolo 16.3 mostra i potenziali degli elettrodi standard per gli alogeni. Da questa tabella si può notare che la capacità ossidativa degli alogeni diminuisce gradualmente verso la parte inferiore del gruppo. Questo schema può essere dimostrato aggiungendo una soluzione di bromuro di potassio in un recipiente con gas di cloro. Il cloro ossida gli ioni bromuro, con conseguente formazione di bromo; questo porta alla comparsa di un colore in una soluzione precedentemente incolore:
Pertanto, è possibile assicurarsi che il cloro sia un agente ossidante più forte del bromo. Allo stesso modo, se una soluzione di ioduro di potassio viene mescolata con bromo, si forma un precipitato nero dallo iodio solido. Ciò significa che il bromo ossida gli ioni ioduro:
Entrambe le reazioni descritte sono esempi di reazioni di spostamento (spostamento). In ogni caso, più reattivo, cioè più potente agente ossidante, l'alogeno sposta l'alogeno meno reattivo dalla soluzione.
Ossidazione dei metalli. Gli alogeni ossidano facilmente i metalli. Il fluoro ossida facilmente tutti i metalli tranne l'oro e l'argento. Abbiamo già detto che il cloro ossida il sodio, formando con esso cloruro di sodio. Per fare un altro esempio, quando un flusso di gas di cloro viene fatto passare sulla superficie della limatura di ferro riscaldata, si forma un cloruro solido marrone:
Anche lo iodio è in grado, seppur lentamente, di ossidare i metalli posti nella serie elettrochimica sottostante. La facilità di ossidazione dei metalli da parte di vari alogeni diminuisce quando si passa alla parte inferiore del VII gruppo. Ciò può essere verificato confrontando le energie di formazione degli alogenuri dagli elementi iniziali. Tavolo 16.4 mostra le entalpie standard di formazione degli alogenuri di sodio in ordine di spostamento al fondo del gruppo.
Ossidazione dei non metalli. Ad eccezione dell'azoto e della maggior parte dei gas nobili, il fluoro ossida tutti gli altri non metalli. Il cloro reagisce con il fosforo e lo zolfo. Il carbonio, l'azoto e l'ossigeno non reagiscono direttamente con cloro, bromo o iodio. La reattività relativa degli alogeni ai non metalli può essere giudicata confrontando le loro reazioni con l'idrogeno (Tabella 16.5).
Ossidazione degli idrocarburi. In determinate condizioni, gli alogeni ossidano gli idrocarburi.
Tabella 16.5. Reazioni di alogeni con idrogeno
parto. Ad esempio, il cloro rimuove completamente l'idrogeno dalla molecola di trementina:
L'ossidazione dell'acetilene può procedere con un'esplosione:
Reazioni con acqua e alcali
Il fluoro reagisce con acqua fredda formazione di acido fluoridrico e ossigeno:
Il cloro si dissolve lentamente in acqua per formare acqua di cloro. L'acqua di cloro ha una leggera acidità dovuta al fatto che in essa si verifica una sproporzione (vedere la Sezione 10.2) di cloro per formare di acido cloridrico e acido ipocloroso:
Bromo e iodio sono sproporzionati nell'acqua in modo simile, ma il grado di sproporzione nell'acqua diminuisce da cloro a iodio.
Anche cloro, bromo e iodio sono sproporzionati negli alcali. Ad esempio, negli alcali diluiti a freddo, il bromo è sproporzionato in ioni bromuro e ioni ipobromito (ioni bromato):
Quando il bromo interagisce con gli alcali caldi concentrati, la sproporzione procede ulteriormente:
Lo iodato (I), o ione ipoiodico, è instabile anche negli alcali diluiti a freddo. Si sproporziona spontaneamente con la formazione di ione ioduro e ione iodato (I).
La reazione del fluoro con gli alcali, come la sua reazione con l'acqua, non è simile alle analoghe reazioni di altri alogeni. In alcali diluiti a freddo, avviene la seguente reazione:
In alcali caldi concentrati, la reazione con il fluoro procede come segue:
Analisi per alogeni e con la partecipazione di alogeni
L'analisi qualitativa e quantitativa degli alogeni viene solitamente eseguita utilizzando una soluzione di nitrato d'argento. Per esempio
Per la determinazione qualitativa e quantitativa dello iodio si può utilizzare una soluzione di amido. Poiché lo iodio è leggermente solubile in acqua, viene solitamente analizzato in presenza di ioduro di potassio. Questo è fatto per il motivo che lo iodio forma uno ione triioduro solubile con lo ione ioduro
Soluzioni di iodio con ioduri vengono utilizzate per la determinazione analitica di vari agenti riducenti, ad esempio, nonché di alcuni agenti ossidanti, ad esempio Gli ossidanti spostano il suddetto equilibrio a sinistra, liberando iodio. Lo iodio viene quindi titolato con tiosolfato (VI).
Quindi facciamolo di nuovo!
1. Gli atomi di tutti gli alogeni hanno sette elettroni nel guscio esterno.
2. Per ottenere alogeni in condizioni di laboratorio, si può utilizzare l'ossidazione dei corrispondenti acidi alogenidrici.
3. Gli alogeni ossidano i metalli, i non metalli e gli idrocarburi.
4. Alogeni sproporzionati in acqua e alcali, che formano ioni alogenuri, ipoalogeni e alogenati (-ioni.
5. Le regolarità dei cambiamenti nelle proprietà fisiche e chimiche degli alogeni quando si spostano nella parte inferiore del gruppo sono mostrate nella tabella. 16.6.
Tabella 16.6. Regolarità dei cambiamenti nelle proprietà degli alogeni con numero atomico crescente
6. Il fluoro ha proprietà anomale tra gli altri alogeni per i seguenti motivi:
a) ha una bassa energia di dissociazione del legame;
b) nei composti del fluoro esiste solo in uno stato di ossidazione;
c) il fluoro è il più elettronegativo e il più reattivo di tutti gli elementi non metallici;
d) le sue reazioni con acqua e alcali differiscono da reazioni simili di altri alogeni.
L'atomo di idrogeno ha la formula elettronica del livello elettronico esterno (e unico) 1 S 1 . Da un lato, per la presenza di un elettrone a livello elettronico esterno, l'atomo di idrogeno è simile agli atomi dei metalli alcalini. Tuttavia, a lui, come gli alogeni, manca un solo elettrone per riempire il livello elettronico esterno, poiché al primo livello elettronico non possono essere localizzati più di 2 elettroni. Si scopre che l'idrogeno può essere collocato contemporaneamente sia nel primo che nel penultimo (settimo) gruppo della tavola periodica, cosa che a volte viene eseguita in diverse versioni del sistema periodico:
In termini di proprietà dell'idrogeno come sostanza semplice, ha ancora più cose in comune con gli alogeni. L'idrogeno, come gli alogeni, è un non metallo e forma molecole biatomiche (H2) in modo simile ad esse.
In condizioni normali, l'idrogeno è una sostanza gassosa a bassa attività. La bassa attività dell'idrogeno è spiegata dall'elevata forza del legame tra gli atomi di idrogeno nella molecola, che richiede un forte riscaldamento o l'uso di catalizzatori o entrambi allo stesso tempo per romperlo.
Interazione dell'idrogeno con sostanze semplici
con metalli
Dei metalli, l'idrogeno reagisce solo con metalli alcalini e alcalino terrosi! I metalli alcalini includono i metalli del sottogruppo principale Gruppo I(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) e ai metalli alcalino-terrosi - metalli del sottogruppo principale del gruppo II, ad eccezione del berillio e del magnesio (Ca, Sr, Ba, Ra)
Quando interagisce con metalli attivi, l'idrogeno mostra proprietà ossidanti, ad es. abbassa il suo stato di ossidazione. In questo caso si formano idruri di metalli alcalini e alcalino-terrosi, che hanno una struttura ionica. Questa reazione avviene per riscaldamento:
Va notato che l'interazione con metalli attivi è l'unico caso in cui l'idrogeno molecolare H 2 è un agente ossidante.
con non metalli
Dei non metalli, l'idrogeno reagisce solo con carbonio, azoto, ossigeno, zolfo, selenio e alogeni!
Il carbonio dovrebbe essere inteso come grafite o carbonio amorfo, poiché il diamante è una modifica allotropica estremamente inerte del carbonio.
Quando interagisce con i non metalli, l'idrogeno può svolgere solo la funzione di un agente riducente, cioè aumentare solo il suo stato di ossidazione:
Interazione dell'idrogeno con sostanze complesse
con ossidi metallici
L'idrogeno non reagisce con gli ossidi metallici che si trovano nell'intervallo di attività dei metalli fino all'alluminio (incluso), tuttavia, è in grado di ridurre molti ossidi metallici a destra dell'alluminio quando riscaldato:
con ossidi di non metalli
Degli ossidi dei non metalli, l'idrogeno reagisce quando riscaldato con ossidi di azoto, alogeni e carbonio. Di tutte le interazioni dell'idrogeno con gli ossidi dei non metalli, va notata in particolare la sua reazione con il monossido di carbonio CO.
Una miscela di CO e H 2 ha persino il suo nome - "gas di sintesi", poiché, a seconda delle condizioni, è possibile ottenere prodotti industriali popolari come metanolo, formaldeide e persino idrocarburi sintetici:
con acidi
L'idrogeno non reagisce con gli acidi inorganici!
Di acidi organici, l'idrogeno reagisce solo con quelli insaturi, nonché con acidi contenenti gruppi funzionali in grado di essere ridotti dall'idrogeno, in particolare gruppi aldeidici, cheto o nitro.
con sali
Nel caso di soluzioni acquose di sali, la loro interazione con l'idrogeno non si verifica. Tuttavia, quando l'idrogeno viene passato su sali solidi di alcuni metalli di media e bassa attività, è possibile la loro riduzione parziale o completa, ad esempio:
Proprietà chimiche degli alogeni
Gli elementi chimici del gruppo VIIA (F, Cl, Br, I, At), così come le sostanze semplici da essi formate, sono chiamati alogeni. Qui e più avanti nel testo, salvo diversa indicazione, per alogeni intendiamo solo sostanze semplici.
Tutti gli alogeni hanno una struttura molecolare, che porta a bassi punti di fusione e di ebollizione di queste sostanze. Le molecole di alogeno sono biatomiche, cioè la loro formula può essere scritta in forma generale come Hal 2.
Va notato un tale specifico proprietà fisica iodio, come la sua capacità di sublimazione o, in altre parole, sublimazione. sublimazione, è chiamato il fenomeno in cui una sostanza allo stato solido non si scioglie quando viene riscaldata, ma, bypassando la fase liquida, passa immediatamente allo stato gassoso.
La struttura elettronica del livello energetico esterno di un atomo di qualsiasi alogeno ha la forma ns 2 np 5, dove n è il numero del periodo della tavola periodica in cui si trova l'alogeno. Come puoi vedere, fino al guscio esterno di otto elettroni, gli atomi di alogeno mancano di un solo elettrone. Da ciò, è logico assumere le proprietà prevalentemente ossidanti degli alogeni liberi, il che è confermato anche nella pratica. Come sai, l'elettronegatività dei non metalli diminuisce quando si scende nel sottogruppo e quindi l'attività degli alogeni diminuisce nel seguente ordine:
F2>Cl2>Br2>I2
Interazione di alogeni con sostanze semplici
Tutti gli alogeni sono alti sostanze attive e reagiscono con le sostanze più semplici. Tuttavia, va notato che il fluoro, per la sua altissima reattività, può reagire anche con quelle sostanze semplici con le quali altri alogeni non possono reagire. Queste sostanze semplici includono ossigeno, carbonio (diamante), azoto, platino, oro e alcuni gas nobili (xeno e cripto). Quelli. in realtà, il fluoro non reagisce solo con alcuni gas nobili.
Il resto degli alogeni, ad es. cloro, bromo e iodio sono anche sostanze attive, ma meno attive del fluoro. Reagiscono con quasi tutte le sostanze semplici ad eccezione dell'ossigeno, dell'azoto, del carbonio sotto forma di diamante, platino, oro e gas nobili.
Interazione di alogeni con non metalli
idrogeno
Quando tutti gli alogeni reagiscono con l'idrogeno, alogenuri di idrogeno con la formula generale HHal. Allo stesso tempo, la reazione del fluoro con l'idrogeno inizia spontaneamente anche al buio e procede con un'esplosione secondo l'equazione:
La reazione del cloro con l'idrogeno può essere iniziata da un'intensa irradiazione ultravioletta o riscaldamento. Procede anche con un'esplosione:
Il bromo e lo iodio reagiscono con l'idrogeno solo se riscaldati e, allo stesso tempo, la reazione con lo iodio è reversibile:
fosforo
L'interazione del fluoro con il fosforo porta all'ossidazione del fosforo al più alto stato di ossidazione (+5). In questo caso, si verifica la formazione di pentafluoruro di fosforo:
Quando cloro e bromo interagiscono con il fosforo, è possibile ottenere alogenuri di fosforo sia nello stato di ossidazione +3 che nello stato di ossidazione +5, che dipende dalle proporzioni dei reagenti:
In questo caso, nel caso del fosforo bianco in atmosfera di fluoro, cloro o bromo liquido, la reazione si avvia spontaneamente.
L'interazione del fosforo con lo iodio può portare alla formazione del solo trioduro di fosforo a causa della capacità ossidante significativamente inferiore rispetto a quella di altri alogeni:
grigio
Il fluoro ossida lo zolfo al più alto stato di ossidazione +6, formando esafluoruro di zolfo:
Cloro e bromo reagiscono con lo zolfo, formando composti contenenti zolfo negli stati di ossidazione estremamente insoliti di +1 e +2. Queste interazioni sono molto specifiche e la capacità di scrivere le equazioni di queste interazioni non è necessaria per superare l'esame di chimica. Pertanto, le seguenti tre equazioni sono fornite piuttosto a scopo informativo:
Interazione di alogeni con metalli
Come accennato in precedenza, il fluoro è in grado di reagire con tutti i metalli, anche quelli inattivi come il platino e l'oro:
Il resto degli alogeni reagisce con tutti i metalli tranne platino e oro:
Reazioni di alogeni con sostanze complesse
Reazioni di sostituzione con alogeni
Alogeni più attivi, ad es. i cui elementi chimici si trovano più in alto nella tavola periodica sono in grado di sostituire gli alogeni meno attivi dagli acidi alogenidrici e dagli alogenuri metallici che formano:
Allo stesso modo, il bromo e lo iodio spostano lo zolfo dalle soluzioni di solfuro e/o di idrogeno solforato:
Il cloro è un agente ossidante più forte e ossida l'idrogeno solforato nella sua soluzione acquosa non in zolfo, ma in acido solforico:
Interazione degli alogeni con l'acqua
L'acqua brucia nel fluoro con una fiamma blu secondo l'equazione di reazione:
Bromo e cloro reagiscono con l'acqua in modo diverso dal fluoro. Se il fluoro ha agito come agente ossidante, il cloro e il bromo sono sproporzionati nell'acqua, formando una miscela di acidi. In questo caso le reazioni sono reversibili:
L'interazione dello iodio con l'acqua avviene in misura così insignificante che può essere trascurata e si può presumere che la reazione non si verifichi affatto.
Interazione di alogeni con soluzioni alcaline
Il fluoro, quando interagisce con una soluzione acquosa di alcali, agisce nuovamente come agente ossidante:
La capacità di scrivere questa equazione non è richiesta per superare l'esame. È sufficiente conoscere il fatto sulla possibilità di tale interazione e il ruolo ossidativo del fluoro in questa reazione.
A differenza del fluoro, altri alogeni in soluzioni alcaline sono sproporzionati, cioè aumentano e diminuiscono contemporaneamente il loro stato di ossidazione. Allo stesso tempo, nel caso di cloro e bromo, a seconda della temperatura, scorrono attraverso due direzioni diverse... In particolare, al freddo, le reazioni procedono come segue:
e quando riscaldato:
Lo iodio reagisce con gli alcali esclusivamente secondo la seconda opzione, ad es. con la formazione di iodato, perché l'ipoiodite non è stabile non solo se riscaldata, ma anche a temperature normali e persino con tempo freddo.
Fluoro
FLUORO-un; m.[dal greco. phthoros - morte, distruzione] Elemento chimico (F), gas giallo chiaro con un odore pungente. Aggiungere all'acqua potabile f.
fluoro(lat. Fluorum), un elemento chimico del VII gruppo del sistema periodico, si riferisce agli alogeni. Il fluoro libero è costituito da molecole biatomiche (F 2); gas giallo pallido con un odore pungente, T pl –219.699 ° C, T balla –188.200°C, densità 1,7 g/l. Non metallo più reattivo: reagisce con tutti gli elementi tranne elio, neon e argon. L'interazione del fluoro con molte sostanze si trasforma facilmente in combustione ed esplosione. Il fluoro distrugge molti materiali (da cui il nome: greco phthóros - distruzione). I minerali principali sono fluorite, criolite, fluoroapatite. Il fluoro viene utilizzato per ottenere composti organofluorati e fluoruri; il fluoro fa parte dei tessuti degli organismi viventi (ossa, smalto dei denti).
FLUOROFLUORINE (latino Fluorum), F (leggi "fluoro"), elemento chimico con numero atomico 9, massa atomica 18.998403. Il fluoro naturale è costituito da un nuclide stabile (cm. NUCLIDE) 19 F. Configurazione dello strato elettronico esterno 2 S 2
P 5
... Nei composti, mostra solo lo stato di ossidazione -1 (valenza I). Il fluoro si trova nel secondo periodo nel gruppo VIIA della tavola periodica degli elementi di Mendeleev, appartiene agli alogeni (cm. ALOGENI).
Il raggio dell'atomo di fluoro neutro è 0,064 nm, il raggio dello ione F è 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) e 0,119 (6) nm (il numero di coordinazione è indicato tra parentesi). Le energie di ionizzazione sequenziale di un atomo di fluoro neutro sono rispettivamente 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 e 114,2 eV. L'affinità elettronica è 3,448 eV (la più alta tra gli atomi di tutti gli elementi). Sulla scala di Pauling, l'elettronegatività del fluoro è 4 (il valore più alto tra tutti gli elementi). Il fluoro è il non metallo più attivo.
Il fluoro libero è un gas incolore con un odore pungente e soffocante.
Storia della scoperta
La storia della scoperta del fluoro è associata al minerale fluorite (cm. FLUORITE) o fluorite. La composizione di questo minerale è ormai nota per corrispondere alla formula CaF 2, ed è la prima sostanza contenente fluoro ad essere utilizzata dall'uomo. Nei tempi antichi, è stato notato che se la fluorite viene aggiunta al minerale durante la fusione del metallo, il punto di fusione del minerale e delle scorie diminuisce, il che facilita notevolmente il processo (da cui il nome del minerale - dal latino fluo - teku).
Nel 1771, il chimico svedese K. Scheele trattò la fluorite con acido solforico (cm. SCHEEELE Karl Wilhelm) preparò un acido, che chiamò "fluoridrico". Scienziato francese A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) suggerì che questo acido contenesse un nuovo elemento chimico, che propose di chiamare "fluorem" (Lavoisier credeva che l'acido fluoridrico fosse una combinazione di fluoro con ossigeno, perché, secondo Lavoisier, tutti gli acidi devono contenere ossigeno). Tuttavia, non ha potuto evidenziare il nuovo elemento.
Dietro il nuovo elemento si è consolidato il nome "fluor", che si riflette nel suo nome latino. Ma i tentativi a lungo termine di isolare questo elemento in una forma libera non hanno avuto successo. Molti scienziati che hanno cercato di ottenerlo in forma libera sono morti durante tali esperimenti o sono diventati disabili. Questi sono i fratelli chimici inglesi T. e G. Knox e il francese J.-L. Gay lussurioso (cm. GAY-LUSSAC Joseph Louis) e L.J. Thénard (cm. TENAR Louis Jacques), e molti altri. G. Davy stesso (cm. DEVI Humphrey), che fu il primo a ricevere sodio, potassio, calcio e altri elementi gratuiti, fu avvelenato a seguito di esperimenti sull'ottenimento di fluoro mediante elettrolisi e si ammalò gravemente. Probabilmente, sotto l'impressione di tutti questi fallimenti, nel 1816 per il nuovo elemento, sebbene simile nel suono, ma completamente diverso nel significato, fu proposto il nome: fluoro (dal greco phtoros - distruzione, morte). Questo nome dell'elemento è accettato solo in russo, i francesi e i tedeschi continuano a chiamare il fluoro "fluoro", gli inglesi - "fluoro".
Anche uno scienziato eccezionale come M. Faraday non è riuscito a ottenere il fluoro in forma libera. (cm. FARADAY Michele)... Solo nel 1886 il chimico francese A. Moissant (cm. Moissant Henri) Utilizzando l'elettrolisi di acido fluoridrico liquido HF, raffreddato a –23°C (il liquido deve contenere un po' di fluoruro di potassio KF, che ne assicura la conducibilità elettrica), sono riuscito ad ottenere la prima porzione di un nuovo gas altamente reattivo al anodo. Nei primi esperimenti per ottenere il fluoro, Moissan utilizzò un elettrolizzatore molto costoso a base di platino e iridio. Inoltre, ogni grammo del fluoro ottenuto "mangiava" fino a 6 g di platino. Successivamente, Moissan iniziò a utilizzare un elettrolizzatore di rame molto più economico. Il fluoro reagisce con il rame, ma la reazione forma un sottile film di fluoro, che impedisce un'ulteriore distruzione del metallo.
Essere nella natura
Il contenuto di fluoro nella crosta terrestre è piuttosto elevato e ammonta allo 0,095% in massa (molto più dell'analogo più vicino del fluoro nel gruppo - cloro (cm. CLORO)). Naturalmente, a causa della sua elevata attività chimica, non si trova fluoro libero. I minerali più importanti del fluoro sono la fluorite (fluorite), così come la fluorapatite 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 e la criolite (cm. CRYOLITE) Na 3 AlF 6. Il fluoro come impurità fa parte di molti minerali e si trova nelle acque sotterranee; v acqua di mare 1,3 · 10 -4% di fluoro.
Ricezione
Nella prima fase dell'ottenimento del fluoro, viene isolato l'acido fluoridrico HF. Preparazione di acido fluoridrico e fluoruro (cm. ACIDO FLUORIDRICO) L'acido (fluoridrico) si verifica, di regola, lungo il percorso con la trasformazione della fluorapatite in fertilizzanti fosforici. L'acido fluoridrico gassoso formatosi durante il trattamento con acido solforico della fluorapatite viene quindi raccolto, liquefatto e utilizzato per l'elettrolisi. L'elettrolisi può essere applicata sia a una miscela liquida di HF e KF (il processo viene eseguito a una temperatura di 15-20 ° C), sia a un fuso KH 2 F 3 (a una temperatura di 70-120 ° C) o a KHF 2 fonde (a una temperatura di 245-310 ° C) ...
In laboratorio, per preparare piccole quantità di fluoro libero, si può utilizzare sia riscaldando MnF 4, in cui si elimina il fluoro, sia riscaldando una miscela di K 2 MnF 6 e SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Proprietà fisiche e chimiche
In condizioni normali, il fluoro è un gas (densità 1,693 kg/m3) con un odore pungente. Punto di ebollizione –188,14 ° C, punto di fusione –219,62 ° C. Allo stato solido forma due modificazioni: la forma a, che esiste dal punto di fusione a -227,60 °C, e la forma b, che è stabile a temperature inferiori a -227,60 °C.
Come altri alogeni, il fluoro esiste come molecole F 2 biatomiche. La distanza internucleare in una molecola è 0,14165 nm. La molecola F 2 è caratterizzata da un'energia di dissociazione in atomi anormalmente bassa (158 kJ/mol), che, in particolare, determina l'elevata reattività del fluoro.
L'attività chimica del fluoro è estremamente elevata. Di tutti gli elementi con fluoro, solo tre gas inerti leggeri non formano fluoruri: elio, neon e argon. In tutti i composti, il fluoro presenta un solo stato di ossidazione, -1.
Il fluoro reagisce direttamente con molte sostanze semplici e complesse. Quindi, a contatto con l'acqua, il fluoro reagisce con esso (si dice spesso che "l'acqua brucia nel fluoro"):
2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2.
Il fluoro reagisce in modo esplosivo al semplice contatto con l'idrogeno:
H2 + F2 = 2HF.
In questo caso, si forma il gas fluoruro di idrogeno HF, che è infinitamente solubile in acqua con la formazione di un acido fluoridrico relativamente debole.
Il fluoro interagisce con la maggior parte dei non metalli. Quindi, quando il fluoro reagisce con la grafite, si formano composti della formula generale CF x, quando il fluoro reagisce con silicio, fluoruro SiF 4, con boro, trifluoruro BF 3. Quando il fluoro interagisce con lo zolfo, si formano i composti SF 6 e SF 4, ecc. (vedi.Fluoruri (cm. FLUORURO)).
E 'noto grande numero composti del fluoro con altri alogeni, ad esempio BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 e altri, bromo e iodio si accendono in un'atmosfera di fluoro a temperature normali e il cloro interagisce con il fluoro quando riscaldato a 200-250 ° C.
Non reagire direttamente con il fluoro, ad eccezione dei gas inerti indicati, anche azoto, ossigeno, diamante, anidride carbonica e monossido di carbonio.
Trifluoruro di azoto NF 3 ottenuto indirettamente e fluoruri di ossigeno O 2 F 2 e OF 2, in cui l'ossigeno ha stati di ossidazione insoliti +1 e +2.
Quando il fluoro interagisce con gli idrocarburi, si verifica la loro distruzione, accompagnata dalla produzione di idrofluorocarburi di varia composizione.
Quando riscaldato leggermente (100-250 ° C), il fluoro reagisce con argento, vanadio, renio e osmio. Con oro, titanio, niobio, cromo e alcuni altri metalli, la reazione con la partecipazione del fluoro inizia a procedere a temperature superiori a 300-350 ° C. Con quei metalli, i cui fluoruri sono non volatili (alluminio, ferro, rame, ecc.), Il fluoro reagisce con notevole velocità a temperature superiori a 400-500 ° C.
Alcuni fluoruri di metalli superiori, ad esempio l'esafluoruro di uranio UF 6, si ottengono agendo con fluoro o un agente fluorurante come BrF 3 su alogenuri inferiori, ad esempio:
UF 4 + F 2 = UF 6
Va notato che il già citato acido fluoridrico HF corrisponde non solo a fluoruri medi come NaF o CaF 2, ma anche fluoruri acidi - fluoruri come NaHF 2 e KHF 2.
È stato anche sintetizzato un gran numero di diversi composti organofluorurati. (cm. composti organofluorurati), tra cui il famoso Teflon (cm. TEFLONATA)- materiale che è un polimero di tetrafluoroetilene (cm. TETRAFLUOROETILENE) .
Applicazione
Il fluoro è ampiamente utilizzato come agente fluorurante nella preparazione di vari fluoruri (SF 6, BF 3, WF 6 e altri), compresi i composti di gas inerti (cm. GAS NOBILI) xeno e krypton (vedi. Fluorizzazione (cm. FLUORAZIONE)). L'esafluoruro di uranio UF 6 viene utilizzato per separare gli isotopi di uranio. Il fluoro viene utilizzato nella produzione di teflon e altri fluoroplastici. (cm. fluoroplastici), fluoroelastomeri (cm. FLUOROSAUCHUKI), sostanze e materiali organici contenenti fluoro di largo impiego tecnologico, soprattutto nei casi in cui è richiesta resistenza ad ambienti aggressivi, alte temperature, ecc.
ruolo biologico
Come oligoelemento (cm. MICROELEMENTI) il fluoro si trova in tutti gli organismi. Negli animali e nell'uomo, il fluoro è presente nel tessuto osseo (nell'uomo - 0,2-1,2%) e, soprattutto, nella dentina e nello smalto dei denti. Il corpo di una persona media (peso corporeo 70 kg) contiene 2,6 g di fluoro; il fabbisogno giornaliero è di 2-3 mg e si soddisfa principalmente con acqua potabile. La mancanza di fluoro porta alla carie dentale. Pertanto, i composti del fluoro vengono aggiunti ai dentifrici, a volte vengono aggiunti all'acqua potabile. Tuttavia, anche l'eccesso di fluoro nell'acqua è dannoso. Porta alla fluorosi (cm. FLUOROSI)- cambiamenti nella struttura dello smalto e del tessuto osseo, deformazione ossea. La concentrazione massima consentita per il contenuto di ioni fluoruro nell'acqua è di 0,7 mg / l. Il limite massimo di concentrazione di fluoro gassoso nell'aria è 0,03 mg/m3. Il ruolo del fluoro nelle piante non è chiaro.
dizionario enciclopedico. 2009 .
Sinonimi:Guarda cos'è "fluoro" in altri dizionari:
fluoro- fluoro e... Dizionario ortografico russo
fluoro- fluoro / ... Dizionario di ortografia morfemica
- (lat.Fluorum) F, un elemento chimico del VII gruppo del sistema periodico di Mendeleev, numero atomico 9, massa atomica 18.998403, si riferisce agli alogeni. Gas giallo pallido con odore pungente, p.f.?219.699.C, b.p.?188.200.C, densità 1,70 g/cm & sup3. ... ... Grande dizionario enciclopedico
F (dal greco phthoros morte, distruzione, latino Fluorum * a. Fluoro; N. Fluor; F. fluor; e. Fluor), chem. elemento del gruppo VII periodico. Sistema Mendeleev, si riferisce agli alogeni, a. n. 9, a. 18.998403. In natura, 1 isotopo stabile 19F ... Enciclopedia geologica
- (Fluorum), F, elemento chimico del VII gruppo del sistema periodico, numero atomico 9, massa atomica 18,9984; si riferisce agli alogeni; gas, bp 188,2°C. Il fluoro viene utilizzato nella produzione di uranio, freon, medicinali e altri, nonché in ... ... Enciclopedia moderna
19. Meccanismo reazione chimica composti di fluoro e acqua
L'equazione per la reazione dell'interazione del fluoro con l'acqua.
F 2 + H 2 O = 2 FH + O
L'idrogeno nell'acqua rimuove "energia" (fotoni liberi) dalla superficie del fluoro. Questa "energia" appare sulla superficie dell'idrogeno dell'acqua. Quei fotoni che cadono nella regione in cui l'idrogeno e l'ossigeno sono legati l'uno all'altro provocano la rottura del legame tra di loro. La molecola d'acqua si disintegra.
Contemporaneamente a questo processo, si stabilisce un legame gravitazionale tra l'idrogeno dell'acqua e il fluoro. In quelle aree dell'elemento fluoro, dove l'idrogeno ha rimosso i fotoni liberi mediante la sua attrazione, si verifica l'esposizione e il campo di attrazione del fluoro si manifesta in misura maggiore all'esterno. Questa è la formazione di un nuovo legame chimico e nuovo composto chimico- fluoruro di idrogeno. L'acqua si decompone, il fluoro si combina con l'idrogeno e l'ossigeno viene rilasciato.
Va menzionato qui che gli elementi del fluoro non sono affatto combinati tra loro in coppia per formare molecole. Nel fluoro gassoso, gli elementi del fluoro possono essere tenuti l'uno contro l'altro da forze di attrazione molto deboli. Inoltre, ogni elemento chimico agisce sugli altri con forze repulsive molto deboli. Questa situazione si verifica in qualsiasi corpo gassoso.
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