Halogenų reaktyvumas. Pažiūrėkite, kas yra „fluoras“ kituose žodynuose. Fluoras sąveikauja su vandeniu

Halogenai yra labiausiai reaguojanti periodinės lentelės elementų grupė. Juos sudaro molekulės, turinčios labai mažą ryšių disociacijos energiją (žr. 16.1 lentelę), o jų atomai turi septynis elektronus išoriniame apvalkale, todėl yra labai elektroneigiami. Fluoras yra labiausiai elektroneigiamas ir reaktyviausias nemetalinis elementas periodinėje lentelėje. Halogenų reaktyvumas pamažu mažėja judant grupės dugno link. Kitame skyriuje bus nagrinėjamas halogenų gebėjimas oksiduoti metalus ir nemetalus ir parodoma, kaip šis gebėjimas sumažėja nuo fluoro iki jodo.

Halogenai kaip oksidantai

Kai dujinis vandenilio sulfidas praeina per chloro vandenį, siera nusėda. Ši reakcija vyksta pagal lygtį

Šioje reakcijoje chloras oksiduoja vandenilio sulfidą, pašalindamas iš jo vandenilį. Chloras taip pat oksiduojasi iki

Šiuo atveju vykstanti oksidacinė pusinė reakcija aprašyta lygtimi

Kitas chloro oksidacinio poveikio pavyzdys yra natrio chlorido sintezė deginant natrio chlorą:

Šios reakcijos metu natris oksiduojamas, nes kiekvienas natrio atomas praranda elektroną ir sudaro natrio joną:

Chloras prijungia šiuos elektronus, sudarydamas chloro jonus:

16.3 lentelė. Standartiniai halogenų elektrodų potencialai

16.4 lentelė. Standartinės natrio halogenidų susidarymo entalpijos

Visi halogenai yra oksidatoriai, iš kurių fluoras yra stipriausias oksidatorius. Lentelė 16.3 parodytas standartinis halogenų elektrodų potencialas. Iš šios lentelės matyti, kad halogenų oksidacinis pajėgumas palaipsniui mažėja link apatinės grupės dalies. Šį modelį galima įrodyti į indą su chloro dujomis pridedant kalio bromido tirpalo. Chloras oksiduoja bromido jonus, todėl susidaro bromas; tai sukelia spalvą anksčiau bespalviame tirpale:

Taigi galima įsitikinti, kad chloras yra stipresnis oksidatorius nei bromas. Panašiai, jei kalio jodido tirpalas sumaišomas su bromu, iš kieto jodo susidaro juodos nuosėdos. Tai reiškia, kad bromas oksiduoja jodido jonus:

Abi aprašytos reakcijos yra poslinkio (poslinkio) reakcijų pavyzdžiai. Kiekvienu atveju, kuo reaktyvesnis, tai yra galingesnis oksidatorius, halogenas iš tirpalo išstumia mažiau reaktyvų halogeną.

Metalų oksidacija. Halogenai lengvai oksiduoja metalus. Fluoras lengvai oksiduoja visus metalus, išskyrus auksą ir sidabrą. Jau minėjome, kad chloras oksiduoja natrį ir su juo sudaro natrio chloridą. Kitas pavyzdys, kai chloro dujų srautas praeina per šildomų geležies drožlių paviršių, susidaro rudas kietas chloridas:

Net jodas sugeba, nors ir lėtai, oksiduoti metalus, esančius žemiau esančioje elektrocheminėje serijoje. Perkeliant į apatinę VII grupės dalį, sumažėja metalų oksidavimo lengvumas įvairiais halogenais. Tai galima patikrinti palyginus halogenidų susidarymo iš pradinių elementų energiją. Lentelė 16.4 parodytos standartinės natrio halogenidų susidarymo entalpijos pagal poslinkį į grupės dugną.

Nemetalų oksidacija. Išskyrus azotą ir daugumą tauriųjų dujų, fluoras oksiduoja visus kitus nemetalus. Chloras reaguoja su fosforu ir siera. Anglis, azotas ir deguonis tiesiogiai nereaguoja su chloru, bromu ar jodu. Santykinį halogenų reaktyvumą nemetalų atžvilgiu galima spręsti palyginus jų reakcijas su vandeniliu (16.5 lentelė).

Angliavandenilių oksidavimas. Tam tikromis sąlygomis halogenai oksiduoja angliavandenilius.

16.5 lentelė. Halogenų reakcijos su vandeniliu

gimdymas. Pavyzdžiui, chloras visiškai pašalina vandenilį iš terpentino molekulės:

Acetileno oksidacija gali prasidėti sprogimu:

Reakcijos su vandeniu ir šarmais

Fluoras reaguoja su saltas vanduo susidaro vandenilio fluoridas ir deguonis:

Chloras lėtai tirpsta vandenyje, sudarydamas chloro vandenį. Chloro vanduo turi nedidelį rūgštingumą dėl to, kad jame susidaro chloro disproporcija (žr. 10.2 skirsnį) druskos rūgšties ir hipochloro rūgštis:

Bromas ir jodas yra neproporcingi vandenyje panašiu būdu, tačiau disproporcijos laipsnis vandenyje sumažėja nuo chloro iki jodo.

Chloras, bromas ir jodas taip pat neproporcingi šarmams. Pavyzdžiui, šaltai praskiestuose šarmuose bromas nesuderinamas į bromido jonus ir hipobromito jonus (bromatinius jonus):

Kai bromas sąveikauja su karštu koncentruotu šarmu, disproporcija vyksta toliau:

Jodas (I) arba hipojodito jonas yra nestabilus net ir šaltai praskiestuose šarmuose. Jis spontaniškai nesuderinamas su jodido jonų ir jodato (I) jonų susidarymu.

Fluoro reakcija su šarmais, kaip ir jo reakcija su vandeniu, nėra panaši į analogiškas kitų halogenų reakcijas. Šaltai praskiestuose šarmuose vyksta tokia reakcija:

Karštuose koncentruotuose šarmuose reakcija su fluoru vyksta taip:

Halogenų analizė ir dalyvaujant halogenams

Kokybinė ir kiekybinė halogenų analizė paprastai atliekama naudojant sidabro nitrato tirpalą. Pavyzdžiui

Kokybiniam ir kiekybiniam jodo nustatymui galima naudoti krakmolo tirpalą. Kadangi jodas labai mažai tirpsta vandenyje, jis paprastai analizuojamas esant kalio jodidui. Tai daroma dėl to, kad jodas su jodido jonu sudaro tirpų trijodido joną

Jodo tirpalai su jodidais naudojami analitiniam įvairių redukuojančių agentų, pavyzdžiui, kai kurių oksiduojančių medžiagų, pavyzdžiui, oksidatorių, pavyzdžiui, oksidantų perkėlimui į kairę, išskiriant jodą, nustatyti. Tada jodas titruojamas tiosulfatu (VI).

Taigi padarykime tai dar kartą!

1. Visų halogenų atomai turi septynis elektronus išoriniame apvalkale.

2. Norint gauti halogenų laboratorinėmis sąlygomis, galima naudoti atitinkamų halogeninių rūgščių oksidaciją.

3. Halogenai oksiduoja metalus, nemetalus ir angliavandenilius.

4. Halogenai neproporcingi vandenyje ir šarmuose, sudarantys halogenidų jonus, hipohalogeninius ir halogeninius (-ijonus).

5. Halogenų fizinių ir cheminių savybių pokyčių dėsningumai, pereinant į grupės dugną, parodyti lentelėje. 16.6.

16.6 lentelė. Halogenų savybių pokyčių dėsningumai didėjant atominiam skaičiui

6. Fluoras turi anomalių savybių tarp kitų halogenų dėl šių priežasčių:

a) turi mažą ryšių disociacijos energiją;

b) fluoro junginiuose jis egzistuoja tik vienoje oksidacijos būsenoje;

c) fluoras yra labiausiai neigiamas ir reaktyviausias iš visų nemetalinių elementų;

d) jo reakcijos su vandeniu ir šarmais skiriasi nuo panašių kitų halogenų reakcijų.

Vandenilio atomas turi išorinio (ir vienintelio) 1 lygio elektroninę formulę s 1. Viena vertus, esant vienam elektronui išoriniame elektroniniame lygmenyje, vandenilio atomas yra panašus į šarminių metalų atomus. Tačiau jam, kaip ir halogenams, trūksta tik vieno elektrono, kuris užpildytų išorinį elektroninį lygį, nes pirmame elektroniniame lygmenyje gali būti ne daugiau kaip 2 elektronai. Pasirodo, kad vandenilis vienu metu gali būti dedamas į pirmąją ir priešpaskutinę (septintąją) periodinės lentelės grupes, o tai kartais daroma skirtingose periodinės sistemos versijose:

Kalbant apie vandenilio kaip paprastos medžiagos savybes, jis vis dar turi daugiau bendro su halogenais. Vandenilis, kaip ir halogenai, yra nemetalas ir, kaip ir jie, sudaro diatomines molekules (H 2).

Normaliomis sąlygomis vandenilis yra dujinė, mažo aktyvumo medžiaga. Mažas vandenilio aktyvumas paaiškinamas dideliu jungties stiprumu tarp vandenilio atomų molekulėje, o tai reikalauja arba stipraus kaitinimo, arba katalizatorių naudojimo, arba abiejų tuo pačiu metu, kad jis nutrūktų.

Vandenilio sąveika su paprastomis medžiagomis

su metalais

Iš metalų vandenilis reaguoja tik su šarmu ir šarminėmis žemėmis! Šarminiai metalai apima pagrindinio pogrupio metalus I grupė(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), o prie šarminių žemės metalų - II grupės pagrindinio pogrupio metalai, išskyrus berilį ir magnį (Ca, Sr, Ba, Ra)

Sąveikaudamas su aktyviais metalais, vandenilis pasižymi oksiduojančiomis savybėmis, t.y. sumažina jo oksidacijos būseną. Šiuo atveju susidaro šarminių ir šarminių žemės metalų hidridai, kurie turi joninę struktūrą. Ši reakcija vyksta kaitinant:

Reikėtų pažymėti, kad sąveika su aktyviais metalais yra vienintelis atvejis, kai molekulinis vandenilis H 2 yra oksidatorius.

su nemetalais

Iš nemetalų vandenilis reaguoja tik su anglimi, azotu, deguonimi, siera, selenu ir halogenais!

Anglis turėtų būti suprantama kaip grafitas arba amorfinė anglis, nes deimantas yra labai inertiška alotropinė anglies modifikacija.

Sąveikaudamas su nemetalais, vandenilis gali atlikti tik reduktoriaus funkciją, tai yra, tik padidinti jo oksidacijos būseną:

Vandenilio sąveika su sudėtingomis medžiagomis

su metalo oksidais

Vandenilis nereaguoja su metalo oksidais, kurių metalo aktyvumo diapazonas yra iki aliuminio (imtinai), tačiau kaitinant jis gali sumažinti daugelį metalų oksidų į dešinę nuo aliuminio:

su nemetalų oksidais

Iš nemetalų oksidų vandenilis reaguoja kaitinant su azoto oksidų, halogenų ir anglies. Iš visų vandenilio ir nemetalų oksidų sąveikos ypač reikėtų atkreipti dėmesį į jo reakciją su anglies monoksidu CO.

CO ir H 2 mišinys netgi turi savo pavadinimą - „sintezės dujos“, nes, priklausomai nuo sąlygų, iš jo galima gauti tokių populiarių pramoninių produktų kaip metanolis, formaldehidas ir net sintetiniai angliavandeniliai:

su rūgštimis

Vandenilis nereaguoja su neorganinėmis rūgštimis!

Iš organinių rūgščių vandenilis reaguoja tik su nesočiosiomis, taip pat su rūgštimis, kuriose yra funkcinių grupių, kurias gali redukuoti vandenilis, ypač aldehido, keto arba nitro grupės.

su druskomis

Vandeninių druskų tirpalų atveju jų sąveika su vandeniliu nevyksta. Tačiau kai vandenilis praleidžiamas per kietas kai kurių vidutinio ir mažo aktyvumo metalų druskas, jų dalinis arba visiškas sumažėjimas yra įmanomas, pavyzdžiui:

Cheminės halogenų savybės

Cheminiai VIIA grupės elementai (F, Cl, Br, I, At), taip pat jų sudarytos paprastos medžiagos vadinami halogenais. Toliau, jei nenurodyta kitaip, halogenai bus suprantami kaip paprastos medžiagos.

Visi halogenai turi molekulinę struktūrą, todėl šių medžiagų lydymosi ir virimo temperatūra yra žema. Halogeno molekulės yra diatominės, t.y. jų formulė gali būti parašyta bendrąja forma kaip Hal 2.

Reikėtų pažymėti tokį specifinį fizinė nuosavybė jodas, kaip jo gebėjimas sublimacija arba, kitaip tariant, sublimacija. Sublimacija, vadinamas reiškiniu, kai kietoje būsenoje esanti medžiaga netirpsta kaitinant, bet, aplenkdama skystąją fazę, iš karto pereina į dujinę būseną.

Elektroninė bet kurio halogeno atomo energijos lygio struktūra turi formą ns 2 np 5, kur n yra periodinės lentelės, kurioje yra halogenas, laikotarpio numeris. Kaip matote, iki aštuonių elektronų išorinio apvalkalo halogeno atomai neturi tik vieno elektrono. Iš to logiška daryti prielaidą, kad vyrauja oksiduojančios laisvųjų halogenų savybės, o tai taip pat patvirtinama praktikoje. Kaip žinote, nemetalų elektronegatyvumas mažėja judant pogrupiu žemyn, todėl halogenų aktyvumas mažėja tokia tvarka:

F 2> Cl 2> Br 2> I 2

Halogenų sąveika su paprastomis medžiagomis

Visi halogenai yra dideli veikliosios medžiagos ir reaguoja su dauguma paprastų medžiagų. Tačiau reikia pažymėti, kad fluoras dėl itin didelio reaktyvumo gali reaguoti net su tomis paprastomis medžiagomis, su kuriomis kiti halogenai negali reaguoti. Šios paprastos medžiagos yra deguonis, anglis (deimantas), azotas, platina, auksas ir kai kurios tauriosios dujos (ksenonas ir kriptonas). Tie. iš tikrųjų, fluoras nereaguoja tik su kai kuriomis tauriosiomis dujomis.

Likę halogenai, t.y. chloras, bromas ir jodas taip pat yra veikliosios medžiagos, tačiau mažiau aktyvūs nei fluoras. Jie reaguoja su beveik visomis paprastomis medžiagomis, išskyrus deguonį, azotą, anglį deimanto, platinos, aukso ir tauriųjų dujų pavidalu.

Halogenų sąveika su nemetalais

vandenilio

Kai visi halogenai reaguoja su vandeniliu, vandenilio halogenidai pagal bendrąją formulę HHal. Tuo pačiu metu fluoro reakcija su vandeniliu prasideda spontaniškai net tamsoje ir vyksta sprogimu pagal lygtį:

Chloro reakcija su vandeniliu gali būti pradėta intensyviu ultravioletiniu spinduliuote arba kaitinant. Taip pat vyksta sprogimas:

Bromas ir jodas reaguoja su vandeniliu tik kaitinant, ir tuo pačiu metu reakcija su jodu yra grįžtama:

fosforo

Fluoro sąveika su fosforu lemia fosforo oksidaciją iki aukščiausios oksidacijos būsenos (+5). Tokiu atveju susidaro fosforo pentafluoridas:

Kai chloras ir bromas sąveikauja su fosforu, galima gauti fosforo halogenidų tiek +3, tiek +5 oksidacijos būsenoje, o tai priklauso nuo reagentų proporcijų:

Šiuo atveju, jei baltojo fosforo yra fluoro, chloro ar skysto bromo atmosferoje, reakcija prasideda spontaniškai.

Dėl fosforo sąveikos su jodu gali susidaryti tik fosforo triodidas dėl žymiai mažesnio oksidacijos gebėjimo nei kitų halogenų:

pilka

Fluoras oksiduoja sierą iki aukščiausios oksidacijos būsenos +6, sudarydamas sieros heksafluoridą:

Chloras ir bromas reaguoja su siera, sudarydami junginius, kurių sudėtyje yra sieros itin neįprastose oksidacijos būsenose +1 ir +2. Šios sąveikos yra labai specifinės, ir norint užrašyti šių sąveikų lygtis nebūtina išlaikyti chemijos egzamino. Todėl šios trys lygtys pateikiamos tik informaciniais tikslais:

Halogenų sąveika su metalais

Kaip minėta aukščiau, fluoras gali reaguoti su visais metalais, net ir tokiais neaktyviais kaip platina ir auksas:

Likę halogenai reaguoja su visais metalais, išskyrus platiną ir auksą:

Halogenų reakcija su sudėtingomis medžiagomis

Pakeitimo reakcijos su halogenais

Daugiau aktyvių halogenų, t.y. kurių cheminiai elementai yra aukščiau periodinėje lentelėje, gali išstumti mažiau aktyvius halogenus iš jų sudedamųjų halogeninių rūgščių ir metalų halogenidų:

Panašiai bromas ir jodas išstumia sierą iš sulfido ir (arba) vandenilio sulfido tirpalų:

Chloras yra stipresnis oksidatorius ir vandeniniame sulfide vandeninį tirpalą oksiduoja ne į sierą, o į sieros rūgštį:

Halogenų sąveika su vandeniu

Vanduo dega fluore mėlyna liepsna pagal reakcijos lygtį:

Bromas ir chloras su vandeniu reaguoja kitaip nei fluoras. Jei fluoras veikė kaip oksidatorius, tada chloras ir bromas yra neproporcingi vandenyje, sudarydami rūgščių mišinį. Tokiu atveju reakcija yra grįžtama:

Jodo sąveika su vandeniu vyksta tokia nereikšminga apimtimi, kad į ją galima nekreipti dėmesio ir galima manyti, kad reakcija visai nevyksta.

Halogenų sąveika su šarminiais tirpalais

Fluoras, sąveikaudamas su vandeniniu šarmų tirpalu, vėl veikia kaip oksidatorius:

Gebėjimas parašyti šią lygtį nėra būtinas norint išlaikyti egzaminą. Pakanka žinoti faktą apie tokios sąveikos galimybę ir fluoro oksidacinį vaidmenį šioje reakcijoje.

Skirtingai nuo fluoro, kiti halogenai šarminiuose tirpaluose yra neproporcingi, tai yra, jie tuo pačiu metu padidina ir sumažina jų oksidacijos būseną. Tuo pačiu metu chloro ir bromo atveju, priklausomai nuo temperatūros, teka per du skirtingomis kryptimis... Visų pirma, esant šalčiui, reakcija vyksta taip:

ir kaitinant:

Jodas reaguoja su šarmais išimtinai pagal antrąjį variantą, t.y. susidarius jodatui, nes hipiodioditas nėra stabilus ne tik kaitinant, bet ir esant normaliai temperatūrai ir net šaltu oru.

Fluoras

FLUORINAS-a; m.[iš graikų kalbos. phthoros - mirtis, sunaikinimas] Cheminis elementas (F), šviesiai geltonos aštraus kvapo dujos. Įpilkite į geriamąjį vandenį f.

fluoro

(lot. Fluorum), periodinės sistemos VII grupės cheminis elementas, reiškia halogenus. Laisvasis fluoras susideda iš diatominių molekulių (F 2); šviesiai geltonos dujos su aštriu kvapu, t pl –219,699 ° C, t ritinys –188,200 ° C, tankis 1,7 g / l. Labiausiai reaktyvus nemetalas: reaguoja su visais elementais, išskyrus helį, neoną ir argoną. Fluoro sąveika su daugeliu medžiagų lengvai virsta degimu ir sprogimu. Fluoras sunaikina daug medžiagų (iš čia ir pavadinimas: graikų phthóros - sunaikinimas). Pagrindiniai mineralai yra fluoritas, kriolitas, fluorapatitas. Fluoras naudojamas organiniams fluoro junginiams ir fluoridams gauti; fluoras yra gyvų organizmų audinių (kaulų, dantų emalio) dalis.

FLUORINAS

FLUORINAS (lot. Fluorum), F (skaityti „fluoras“), cheminis elementas, kurio atominis skaičius 9, atominė masė 18.998403. Natūralus fluoras susideda iš vieno stabilaus nuklido (cm. NUCLID) 19 F. Išorinio elektronų sluoksnio konfigūracija 2 s 2 p 5 ... Junginiuose jis rodo tik oksidacijos būseną –1 (valentingumas I). Fluoras yra antrame Mendelejevo elementų periodinės lentelės VIIA grupės laikotarpyje, priklauso halogenams (cm. HALOGENAI).
Neutralaus fluoro atomo spindulys yra 0,064 nm, F jono spindulys yra 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) ir 0,119 (6) nm (koordinavimo numeris nurodytas skliausteliuose). Neutralaus fluoro atomo nuosekli jonizacijos energija yra atitinkamai 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 ir 114,2 eV. Elektronų afinitetas yra 3,448 eV (didžiausias tarp visų elementų atomų). Paulingo skalėje fluoro elektronegatyvumas yra 4 (didžiausia vertė tarp visų elementų). Fluoras yra aktyviausias nemetalas.
Laisvasis fluoras yra bespalvės dujos, turinčios aštrų, dusinantį kvapą.
Atradimų istorija
Fluoro atradimo istorija siejama su mineraliniu fluoritu (cm. FLUORITAS), arba fluorsparą. Dabar žinoma, kad šio mineralo sudėtis atitinka formulę CaF 2, ir tai yra pirmoji fluoro turinti medžiaga, kurią gali naudoti žmonės. Senovėje buvo pastebėta, kad jei metalo lydymo metu į rūdą pridedama fluorito, rūdos ir šlakų lydymosi temperatūra mažėja, o tai labai palengvina procesą (iš čia ir mineralo pavadinimas - iš lotynų kalbos fluo - teku).
1771 metais švedų chemikas K. Scheele fluoritą apdorojo sieros rūgštimi (cm. SCHEEELE Karl Wilhelm) paruošė rūgštį, kurią pavadino „vandenilio fluoru“. Prancūzų mokslininkas A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) pasiūlė, kad šioje rūgštyje yra naujas cheminis elementas, kurį jis pasiūlė pavadinti „fluorema“ (Lavoisier manė, kad vandenilio fluorido rūgštis yra fluoro ir deguonies derinys, nes, pasak Lavoisier, visose rūgštyse turi būti deguonies). Tačiau jis negalėjo pabrėžti naujo elemento.
Už naujojo elemento buvo įtvirtintas pavadinimas „fluor“, kuris atsispindi jo lotyniškame pavadinime. Tačiau ilgalaikiai bandymai izoliuoti šį elementą laisva forma buvo nesėkmingi. Daugelis mokslininkų, kurie bandė jį gauti laisva forma, mirė tokių eksperimentų metu arba tapo neįgalūs. Tai anglų chemikai broliai T. ir G. Knox, o prancūzai J.-L. Gėjų lussacas (cm. Gėjai-LUSSAC Joseph Louis) ir L. J. Thénardas (cm. TENAR Louis Jacques), ir daugelis kitų. Pats G. Davy (cm. DEVI Humphrey), kuris pirmasis gavo nemokamą natrio, kalio, kalcio ir kitų elementų, buvo apsinuodijęs dėl eksperimentų, kaip gauti fluoro elektrolizės būdu, ir sunkiai susirgo. Tikriausiai, susidarius visų šių nesėkmių įspūdžiui, 1816 m. Naujam elementui, nors skamba panašiai, tačiau prasme visiškai kitokia, buvo pasiūlytas pavadinimas - fluoras (iš graikų phtoros - sunaikinimas, mirtis). Šis elemento pavadinimas priimamas tik rusų kalba, prancūzai ir vokiečiai fluorą ir toliau vadina „fluoru“, britai - „fluoru“.
Net toks puikus mokslininkas kaip M. Faradėjus negalėjo gauti fluoro laisvos formos. (cm. FARADAY Michaelas)... Tik 1886 metais prancūzų chemikas A. Moissantas (cm. Moissant Henri) Naudojant skysto vandenilio fluorido HF elektrolizę, atvėsintą iki –23 ° C (skystyje turi būti šiek tiek kalio fluorido KF, kuris užtikrina jo elektrinį laidumą), galėjau gauti pirmąją naujų, labai reaktyvių dujų porciją anodas. Pirmuosiuose fluoro gavimo eksperimentuose Moissanas naudojo labai brangų elektrolizatorių, pagamintą iš platinos ir iridžio. Be to, kiekvienas gramas gauto fluoro „suvalgė“ iki 6 g platinos. Vėliau „Moissan“ pradėjo naudoti daug pigesnį vario elektrolizatorių. Fluoras reaguoja su variu, tačiau reakcijos metu susidaro plona fluoro plėvelė, kuri neleidžia toliau sunaikinti metalo.
Buvimas gamtoje
Fluoro kiekis žemės plutoje yra gana didelis ir sudaro 0,095% masės (daug daugiau nei artimiausias grupės fluoras - chloras) (cm. CHLORINAS)). Žinoma, dėl didelio cheminio aktyvumo laisvo fluoro nerasta. Svarbiausi fluoro mineralai yra fluoritas (fluorspatas), taip pat fluorapatitas 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 ir kriolitas (cm. KROLITAS) Na 3 AlF 6. Fluoras kaip priemaiša yra daugelio mineralų dalis ir yra požeminiame vandenyje; v jūros vanduo 1,3 · 10 -4% fluoro.
Priėmimas
Pirmajame fluoro gavimo etape išskiriamas vandenilio fluoridas HF. Vandenilio fluorido ir hidrofluorido paruošimas (cm. HIDROFLUORO RŪGŠTIS)(vandenilio fluorido) rūgštis, kaip taisyklė, atsiranda kartu su fluorapatito perdirbimu į fosforo trąšas. Dujinis vandenilio fluoridas, susidarantis apdorojant fluorapatito sieros rūgštimi, surenkamas, suskystinamas ir naudojamas elektrolizei. Elektrolizę galima taikyti tiek skystam HF ir KF mišiniui (procesas atliekamas 15-20 ° C temperatūroje), tiek KH 2 F 3 lydymui (esant 70–120 ° C temperatūrai) arba KHF 2 lydinys (245–310 ° C temperatūroje) ...
Laboratorijoje, norint paruošti nedidelį kiekį laisvo fluoro, galite naudoti šildymą MnF 4, kurio metu pašalinamas fluoras, arba šildyti K 2 MnF 6 ir SbF 5 mišinį:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Fizinės ir cheminės savybės
Įprastomis sąlygomis fluoras yra aštraus kvapo dujos (tankis 1,693 kg / m 3). Virimo temperatūra –188,14 ° C, lydymosi temperatūra –219,62 ° C. Kietoje būsenoje jis sudaro dvi modifikacijas: a formą, kuri egzistuoja nuo lydymosi temperatūros iki –227,60 ° C, ir b formą, kuri yra stabili esant žemesnei nei –227,60 ° C temperatūrai.
Kaip ir kiti halogenai, fluoras egzistuoja kaip diatominės F 2 molekulės. Tarpbranduolinis atstumas molekulėje yra 0,14165 nm. F 2 molekulei būdinga neįprastai maža disociacijos energija į atomus (158 kJ / mol), o tai ypač lemia didelį fluoro reaktyvumą.
Cheminis fluoro aktyvumas yra labai didelis. Iš visų fluoro turinčių elementų tik trys lengvos inertinės dujos nesudaro fluoridų - helio, neono ir argono. Visuose junginiuose fluoras turi tik vieną oksidacijos būseną, –1.
Fluoras tiesiogiai reaguoja su daugeliu paprastų ir sudėtingų medžiagų. Taigi, sąlytyje su vandeniu, fluoras su juo reaguoja (dažnai sakoma, kad „vanduo dega fluore“):
2F 2 + 2H 2 = 4HF + O 2.
Fluoras sprogiai reaguoja, tiesiog liečiantis su vandeniliu:
H2 + F2 = 2HF.
Šiuo atveju susidaro vandenilio fluorido dujos HF, kurios yra be galo tirpios vandenyje, susidaro palyginti silpna vandenilio fluorido rūgštis.
Fluoras sąveikauja su dauguma nemetalų. Taigi, kai fluoras reaguoja su grafitu, susidaro junginiai, kurių bendra formulė CF x, kai fluoras reaguoja su siliciu, fluoru SiF 4, su boru, trifluoridu BF 3. Kai fluoras sąveikauja su siera, susidaro junginiai SF 6 ir SF 4 ir tt (žr. Fluoridai (cm. FLUORIDAS)).
Yra žinoma didelis skaičius fluoro junginiai su kitais halogenais, pavyzdžiui, BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 ir kt., bromas ir jodas užsidega fluoro atmosferoje įprastoje temperatūroje, o chloras sąveikauja su fluoru, kai kaitinamas iki 200–250 ° C.
Nereaguokite tiesiogiai su fluoru, išskyrus nurodytas inertines dujas, taip pat azotą, deguonį, deimantą, anglies dioksidą ir anglies monoksidą.
Netiesiogiai gautas azoto trifluoridas NF 3 ir deguonies fluoridai O 2 F 2 ir OF 2, kuriuose deguonis turi neįprastas oksidacijos būsenas +1 ir +2.
Kai fluoras sąveikauja su angliavandeniliais, jie sunaikinami kartu su įvairių kompozicijų hidrofluorangliavandenilių gamyba.
Šiek tiek pašildžius (100–250 ° C), fluoras reaguoja su sidabru, vanadžiu, reniu ir osmiu. Su auksu, titanu, niobiu, chromu ir kai kuriais kitais metalais reakcija, dalyvaujant fluorui, pradeda vykti aukštesnėje nei 300–350 ° C temperatūroje. Su metalais, kurių fluoridai yra nepastovūs (aliuminis, geležis, varis ir kt.), Fluoras pastebimai reaguoja esant aukštesnei nei 400–500 ° C temperatūrai.
Kai kurie aukštesni metalo fluoridai, pavyzdžiui, urano heksafluoridas UF 6, gaunami veikiant su fluoru arba fluorinančia medžiaga, tokia kaip BrF 3, ant žemesniųjų halogenidų, pavyzdžiui:
UF 4 + F 2 = UF 6
Reikėtų pažymėti, kad jau minėta vandenilio fluorido rūgštis HF atitinka ne tik vidutinius fluoridus, tokius kaip NaF arba CaF 2, bet ir rūgštinius fluoridus - hidrofluoridus, tokius kaip NaHF 2 ir KHF 2.
Taip pat buvo susintetinta daug įvairių fluoro organinių junginių. (cm. Fluoro organiniai junginiai), įskaitant garsųjį tefloną (cm. TEFLON)- medžiaga, kuri yra tetrafluoretileno polimeras (cm. TETRAFLUOROETILENAS) .
Taikymas
Fluoras yra plačiai naudojamas kaip fluorinimo priemonė gaminant įvairius fluoridus (SF 6, BF 3, WF 6 ir kitus), įskaitant inertinių dujų junginius (cm. KILBINGOS DUJOS) ksenonas ir kriptonas (žr. Fluorinimas (cm. FLUORINAVIMAS)). Urano heksafluoridas UF 6 naudojamas urano izotopams atskirti. Fluoras naudojamas teflono ir kitų fluoroplastikų gamybai. (cm. Fluoroplastikai), fluoroelastomerai (cm. FLUOROSAUCHUKI), organines fluoro turinčias medžiagas ir medžiagas, kurios plačiai naudojamos technologijose, ypač tais atvejais, kai reikalingas atsparumas agresyviai aplinkai, aukštai temperatūrai ir kt.
Biologinis vaidmuo
Kaip mikroelementas (cm. MIKROELEMENTAI) fluoro yra visuose organizmuose. Gyvūnams ir žmonėms fluoro yra kaulų audiniuose (žmonių - 0,2–1,2%), o ypač dentino ir dantų emalio. Vidutinio žmogaus (kūno svoris 70 kg) organizme yra 2,6 g fluoro; paros poreikis yra 2-3 mg ir yra patenkintas daugiausia geriamuoju vandeniu. Trūkstant fluoro atsiranda dantų ėduonis. Todėl fluoro junginių dedama į dantų pastas, kartais įpilama į geriamąjį vandenį. Tačiau fluoro perteklius vandenyje taip pat yra nesveikas. Tai veda prie fluorozės (cm. FLUOROZĖ)- emalio ir kaulinio audinio struktūros pokyčiai, kaulų deformacija. Didžiausia leistina fluorido jonų koncentracija vandenyje yra 0,7 mg / l. Didžiausia dujinio fluoro koncentracijos riba ore yra 0,03 mg / m 3. Fluoro vaidmuo augaluose yra neaiškus.

enciklopedinis žodynas. 2009 .

Sinonimai:

Pažiūrėkite, kas yra „fluoras“ kituose žodynuose:

fluoro- fluoras ir ... Rusų rašybos žodynas

fluoro- fluoras / ... Morfemiškas rašybos žodynas

- (lot. Fluorum) F, Mendelejevo periodinės sistemos VII grupės cheminis elementas, atominis skaičius 9, atominė masė 18.998403, reiškia halogenus. Šviesiai geltonos dujos su aštriu kvapu, lyd. ≤ 219,699 ° C, bp? 188,28 ° C, tankis 1,70 g / cm ir sup3 ... ... Didysis enciklopedinis žodynas

F (nuo graikų fhtoro mirties, sunaikinimo, lotyniško fluoro * a. Fluoro; N. Fluoro; F. fluoro; ir. Fluoro), chem. periodinės VII grupės elementas. Mendelejevo sistema, nurodo halogenus,. n. 9, val. m. 18.998403. Gamtoje yra 1 stabilus izotopas 19F ... Geologinė enciklopedija

- (fluorumas), F, periodinės sistemos VII grupės cheminis elementas, atominis skaičius 9, atominė masė 18,9984; reiškia halogenus; dujos, bp 188,2 ° C. Fluoras naudojamas urano, freonų, vaistų ir kitų gamybai, taip pat ... ... Šiuolaikinė enciklopedija

19. Mechanizmas cheminė reakcija fluoro ir vandens junginiai

Fluoro sąveikos su vandeniu lygtis.

F 2 + H 2 O = 2 FH + O

Vanduo vandenyje pašalina „energiją“ (laisvuosius fotonus) nuo fluoro paviršiaus. Ši „energija“ atsiranda vandens vandenilio paviršiuje. Tie fotonai, kurie patenka į regioną, kuriame vandenilis ir deguonis yra prijungti vienas prie kito, nutraukia ryšį tarp jų. Vandens molekulė suyra.

Kartu su šiuo procesu tarp vandens vandenilio ir fluoro atsiranda gravitacinis ryšys. Tose fluoro elemento srityse, kuriose vandenilis traukdamas pašalino laisvuosius fotonus, atsiranda poveikis, o fluoro traukos laukas labiau pasireiškia lauke. Tai yra naujo formavimas cheminis ryšys ir naujas cheminis junginys- vandenilio fluoridas. Vanduo skyla, fluoras jungiasi su vandeniliu ir išsiskiria deguonis.

Čia reikia paminėti, kad fluoro elementai visai nėra sujungti vienas su kitu poromis, kad susidarytų molekulės. Dujiniame fluore fluoro elementai gali būti laikomi vienas prieš kitą labai silpnos traukos jėgos. Be to, kiekvienas cheminis elementas veikia kitus su labai silpnomis atstumiančiomis jėgomis. Ši situacija atsiranda bet kuriame dujiniame kūne.

Šis tekstas yra įvadinis fragmentas. Iš knygos „Sutirštėjęs chaosas: įvadas į chaoso magiją“ pateikė Hein Phil

Magiškos reakcijos 1. Maitinimas iki išsekimo Kartais naudinga pamaitinti demoną iki išsekimo. Demonai dažnai išlaiko savo galią, trukdydami mums ištirti visas mūsų sukeltų baimių pasekmes. Prisimenu savo apsėstą pavydo demoną.

Iš knygos „Didžioji slaptųjų mokslų knyga“. Vardai, svajonės, mėnulio ciklai autorius Schwartzas Theodoras

Vandens dienos (vandens elementų ženklai - Vėžys, Skorpionas, Žuvys). Gamta negaili kritulių, o kartais jų mėnesio norma mažėja. Didelė drėgmė nėra palanki komfortui ir gerai nuotaikai.Įtakos turi ir Mėnulio padėtis Zodiako rate

Iš knygos „Žmogaus vystymosi ir tobulėjimo samprata“ Autorius

3.10. Energijos apvalkalai ir junginio struktūra Asmens fizinės dalies energijos apvalkalai turi bendrą informaciją apie kiekvieno žmogaus savybes. Jie formuoja moters asmenybę ir vyro charakterį. Susidaro energijos apvalkalai

Iš knygos „Chemija“ autorė Danina Tatjana

16. Neutralizavimo reakcijos mechanizmas Prieš šį straipsnį pateikiamas toks teiginys, kuris neabejotinai turėtų būti prieš visus straipsnius apie chemiją ir branduolinę fiziką - viską, kas susiję su cheminiais elementais ir jų struktūra. Būtina kartoti, kol šis faktas bus

Iš knygos „Chemija“ autorė Danina Tatjana

17. Cheminės jungties ilgis Atstumas tarp cheminių elementų yra cheminės jungties ilgis - tai chemijoje žinomas kiekis. Tai lemia sąveikaujančios cheminės medžiagos traukos ir atstūmimo jėgų santykis

Iš knygos „Chemija“ autorė Danina Tatjana

26. Entalpija. Endoterminės ir egzoterminės reakcijos Egzoterminių reakcijų metu iš cheminių elementų paviršiaus sklinda „šiluma“ (šviesos laisvųjų fotonų tipai - IR, radijas). Sumažėja elementų entalpija, agregavimo būsena vis tankėja

Iš knygos apie energetines struktūras Autorius Baranova Svetlana Vasilievna

Ryšio žmogaus struktūra grindžiama dieviškomis energijomis, kurių dėka jis yra nemirtingas ir visagalis. Jis turi energetinę dalį, suvokimą, savimonę (tapatybę), protą, ketinimą ir valią, kurie formuojasi priklausomai nuo

Iš knygos „Dvasios kario kelias“, II tomas. Žmogus Autorius Baranova Svetlana Vasilievna

Ryšio struktūra Žmogus remiasi dieviškomis energijomis, kurių dėka jis yra nemirtingas ir visagalis. Ji turi energetinę dalį, suvokimą, savimonę (tapatybę), protą, ketinimą ir valią, kurie formuojasi priklausomai nuo

Iš knygos „Gyvenimas be sienų“. Koncentracija. Meditacija Autorius Žikarantsevas Vladimiras Vasiljevičius

PAGRINDINIAI PROTO IR KŪNO SUSIJIMO PRINCIPAI Yra keturi pagrindiniai proto ir kūno sujungimo principai. Yra daug žmonių, todėl yra daug būdų pamatyti ir gyventi. Šie proto ir kūno sujungimo būdai buvo sukurti būtent taip, kad žmonės su skirtingais

Iš knygos „Bioenergijos paslaptys. Rodyklė į turtus ir sėkmę gyvenime. autorius Ratneris Sergejus

Sielos ir kūno reakcijos Pasąmonės tema yra tokia plati, kad ji „kasa ir kasa“. Vienintelis dalykas, jei suprasite, kad tobulumui nėra ribų, tada priimsite išvadą, kad nuo tam tikro momento yra tiesiog treniruotė. Dabar daugiau atveria naujų

Iš knygos Priežastis. Kūrybiškas atsakas iki šiol Autorius Rajneesh Bhagwan Shri

Nuo reakcijos iki veiksmo Reakcija kyla iš minčių, o atsakas - iš supratimo. Reakcija ateina iš praeities; atsakymas visada yra. Tačiau dažniausiai mes reaguojame - viskas jau yra paruošta mūsų viduje. Kažkas kažką daro, o mes reaguojame taip, tarsi mumyse būtų paspaustas mygtukas. Kažkas tu

Iš knygos „Protingas pasaulis“ [Kaip gyventi be nereikalingų rūpesčių] Autorius Svijašas Aleksandras Grigorjevičius

Iš knygos Pasaulio astrologija pateikė Baigentas Michaelas

Puikūs ryšiai Dėl to tai, ką cikliškas indeksas rodo įvairiomis formomis - jis nustato „ryšio“ laipsnį tam tikru metu. Kitas požiūris į tam tikro laikotarpio stabilumo ar nestabilumo vertinimo klausimą yra pasiskirstymo tyrimas

Iš knygos Fazė. Įsilaužimas į tikrovės iliuziją autorius Vaivorykštės Michailas

Grandininės reakcijos pradžia Iš pradžių manote, kad yra juoda ir balta. Tada supranti, kad daug juodos spalvos iš tikrųjų yra balta, ir atvirkščiai. Ir tada paaiškėja, kad nėra nei vieno, nei kito. Argi šis principas nėra pagrindinis vardiklis visko, pagal ką mes suprantame gyvenimą?

Iš knygos „Žmogaus smegenų supervalstybės“. Kelionė į pasąmonę autorius Vaivorykštės Michailas

Iš knygos „Lopšio supimas“ arba „tėvų“ profesija Autorius Šeremeteva Galina Borisovna

Suaugusiųjų reakcijos Daugelis tėvų ne visada žino, kaip reaguoti į savo vaikų veiksmus ir kai kuriuos veiksmus. Kai susiduriame su problemomis, mes reaguojame trimis skirtingais būdais: 1. Mes apsimetame, kad nieko neįvyko. Mes nustatome priešą ir puolame. Mes tikri