Reaktivnost halogenov. Oglejte si, kaj je "fluor" v drugih slovarjih. Fluor medsebojno deluje z vodo
Halogeni so najbolj reaktivna skupina elementov v periodnem sistemu. Sestavljeni so iz molekul z zelo nizko energijo disociacije vezi (glej tabelo 16.1), njihovi atomi pa imajo v zunanji lupini sedem elektronov in so zato zelo elektronegativni. Fluor je najbolj elektronegativen in najbolj reaktiven nekovinski element v periodnem sistemu. Reaktivnost halogenov se s premikom proti dnu skupine postopoma zmanjšuje. V naslednjem razdelku bomo preučili sposobnost halogenov, da oksidirajo kovine in nekovine ter pokazali, kako se ta sposobnost zmanjšuje s fluora na jod.
Halogeni kot oksidanti
Ko plinasti vodikov sulfid prehaja skozi klorovo vodo, se žveplo obori. Ta reakcija poteka v skladu z enačbo
V tej reakciji klor oksidira vodikov sulfid in mu odvzame vodik. Klor oksidira tudi v Na primer, če klor mešamo s stresanjem z vodno raztopino sulfata, nastane sulfat
Oksidativna pol reakcija, ki se pojavi v tem primeru, je opisana z enačbo
Kot drug primer oksidativnega učinka klora podajmo sintezo natrijevega klorida s sežiganjem natrija v kloru:
V tej reakciji se oksidira natrij, saj vsak natrijev atom izgubi elektron in tvori natrijev ion:
Klor veže te elektrone in tvori kloridne ione:
Tabela 16.3. Standardni potenciali elektrod za halogene
Tabela 16.4. Standardne entalpije tvorbe natrijevih halogenidov
Vsi halogeni so oksidanti, od katerih je fluor najmočnejše oksidant. Tabela 16.3 prikazuje standardne potenciale elektrod za halogene. Iz te tabele je razvidno, da se oksidativna sposobnost halogenov postopoma zmanjšuje proti spodnjemu delu skupine. Ta vzorec je mogoče dokazati z dodajanjem raztopine kalijevega bromida v posodo s plinom klora. Klor oksidira bromidne ione, kar povzroči nastanek broma; to vodi do pojava barve v prej brezbarvni raztopini:
Tako se lahko prepričamo, da je klor močnejše oksidant kot brom. Podobno, če raztopino kalijevega jodida zmešamo z bromom, iz trdnega joda nastane črna oborina. To pomeni, da brom oksidira jodidne ione:
Obe opisani reakciji sta primera reakcij premikanja (premika). V vsakem primeru, bolj reaktiven, to je močnejši oksidant, halogen iztisne manj reaktiven halogen iz raztopine.
Oksidacija kovin. Halogeni zlahka oksidirajo kovine. Fluor zlahka oksidira vse kovine, razen zlata in srebra. Omenili smo že, da klor oksidira natrij in z njim tvori natrijev klorid. Na primer, ko tok klorovega plina preide po površini segretih železovih opilkov, nastane rjavi trdni klorid:
Tudi jod je sposoben, čeprav počasi, oksidirati kovine, ki se nahajajo v elektrokemični vrsti pod njim. Enostavnost oksidacije kovin z različnimi halogeni se zmanjša pri selitvi v spodnji del skupine VII. To je mogoče preveriti s primerjanjem energij nastajanja halogenidov iz začetnih elementov. Tabela 16.4 prikazuje standardne entalpije tvorbe natrijevih halogenidov po vrstnem redu premikanja na dno skupine.
Oksidacija nekovin. Z izjemo dušika in najbolj žlahtnih plinov fluor oksidira vse druge nekovine. Klor reagira s fosforjem in žveplom. Ogljik, dušik in kisik ne reagirajo neposredno s klorom, bromom ali jodom. Relativno reaktivnost halogenov na nekovine je mogoče oceniti s primerjavo njihovih reakcij z vodikom (tabela 16.5).
Oksidacija ogljikovodikov. Pod določenimi pogoji halogeni oksidirajo ogljikovodike.
Tabela 16.5. Reakcije halogenov z vodikom
porod. Na primer, klor popolnoma odstrani vodik iz molekule terpentina:
Oksidacija acetilena se lahko nadaljuje z eksplozijo:
Reakcije z vodo in alkalijami
Fluor reagira s hladna voda tvori vodikov fluorid in kisik:
Klor se v vodi počasi raztopi in tvori klorovo vodo. Klorova voda ima rahlo kislost, ker v njej pride do nesorazmerja (glej oddelek 10.2) klora, da nastane klorovodikove kisline in klorovodikova kislina:
Brom in jod sta v vodi nesorazmerna, vendar se stopnja nesorazmernosti v vodi zmanjša od klora do joda.
Klor, brom in jod so v alkalijah tudi nesorazmerni. Na primer, v hladno razredčeni alkaliji se brom disproporcionira v bromidne ione in hipobromitne ione (bromatne ione):
Ko brom medsebojno deluje z vročimi koncentriranimi alkalijami, pride do nesorazmerja še naprej:
Jodat (I) ali hipoioditni ion je nestabilen tudi v hladno razredčenih alkalijah. Spontano je nesorazmeren s tvorbo jodidnega iona in jodat (I) iona.
Reakcija fluora z alkalijami, tako kot njegova reakcija z vodo, ni podobna reakcijam drugih halogenov. V hladno razredčeni alkaliji poteka naslednja reakcija:
V vročih koncentriranih alkalijah reakcija s fluorom poteka na naslednji način:
Analiza za halogene in s sodelovanjem halogenov
Kvalitativna in kvantitativna analiza za halogene se običajno izvaja z raztopino srebrovega nitrata. Na primer
Za kvalitativno in kvantitativno določanje joda lahko uporabimo raztopino škroba. Ker je jod v vodi zelo malo topen, ga običajno analiziramo v prisotnosti kalijevega jodida. To se naredi iz razloga, ker jod tvori topni trijodidni ion z jodidnim ionom
Raztopine joda z jodidi se uporabljajo za analitsko določanje različnih redukcijskih sredstev, na primer nekaterih oksidantov, na primer oksidanti premaknejo zgornje ravnovesje v levo in sprostijo jod. Jod nato titriramo s tiosulfatom (VI).
Zato ponovimo!
1. Atomi vseh halogenov imajo v zunanji ovojnici sedem elektronov.
2. Za pridobivanje halogenov v laboratorijskih pogojih lahko uporabimo oksidacijo ustreznih halogenih kislin.
3. Halogeni oksidirajo kovine, nekovine in ogljikovodike.
4. Halogeni so nesorazmerni v vodi in alkalijah ter tvorijo halogenidne ione, hipohalogene in halogenatne (-ione).
5. Pravilnosti sprememb fizikalnih in kemijskih lastnosti halogenov pri premikanju na dno skupine so prikazane v tabeli. 16.6.
Tabela 16.6. Pravilnosti sprememb lastnosti halogenov z naraščajočim atomskim številom
6. Fluor ima med drugimi halogeni nenormalne lastnosti iz naslednjih razlogov:
a) ima nizko energijo disociacije vezi;
b) v fluorovih spojinah obstaja le v enem oksidacijskem stanju;
c) fluor je najbolj elektronegativen in najbolj reaktiven od vseh nekovinskih elementov;
d) njene reakcije z vodo in alkalijami se razlikujejo od podobnih reakcij drugih halogenov.
Vodikov atom ima elektronsko formulo zunanje (in edine) elektronske stopnje 1 s 1. Po eni strani je po prisotnosti enega elektrona na zunanji elektronski ravni atom vodika podoben atomom alkalijskih kovin. Vendar mu, tako kot halogenim, manjka le en elektron, ki bi zapolnil zunanjo elektronsko raven, saj na prvi elektronski ravni ni mogoče najti največ 2 elektrona. Izkazalo se je, da je vodik mogoče umestiti hkrati v prvo in predzadnjo (sedmo) skupino periodnega sistema, kar se včasih izvaja v različnih različicah periodnega sistema:
Kar zadeva lastnosti vodika kot preproste snovi, ima še vedno več skupnega s halogeni. Vodik, tako kot halogeni, ni kovina in tako kot oni tvori dvoatomne molekule (H 2).
V normalnih pogojih je vodik plinasta, nizkoaktivna snov. Nizka aktivnost vodika je razložena z visoko trdnostjo vezi med vodikovimi atomi v molekuli, ki zahteva bodisi močno segrevanje bodisi uporabo katalizatorjev ali oboje hkrati, da ga prekine.
Interakcija vodika s preprostimi snovmi
s kovinami
Od kovin vodik reagira samo z alkalijo in zemljo alkalijo! Alkalijske kovine vključujejo kovine glavne podskupine I. skupina(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) in zemeljskoalkalijskih kovin - kovine glavne podskupine skupine II, razen berilija in magnezija (Ca, Sr, Ba, Ra)
Pri interakciji z aktivnimi kovinami ima vodik oksidativne lastnosti, tj. znižuje oksidacijsko stanje. V tem primeru nastanejo hidridi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin, ki imajo ionsko strukturo. Ta reakcija poteka s segrevanjem:
Treba je opozoriti, da je interakcija z aktivnimi kovinami edini primer, ko je molekularni vodik H 2 oksidant.
z nekovinami
Od nekovin vodik reagira le z ogljikom, dušikom, kisikom, žveplom, selenom in halogeni!
Ogljik je treba razumeti kot grafit ali amorfni ogljik, saj je diamant izjemno inertna alotropna modifikacija ogljika.
Pri medsebojnem delovanju z nekovinami lahko vodik opravlja le funkcijo redukcijskega sredstva, torej le poveča oksidacijsko stanje:
Interakcija vodika s kompleksnimi snovmi
s kovinskimi oksidi
Vodik ne reagira s kovinskimi oksidi, ki so v območju kovinske aktivnosti do aluminija (vključno), vendar lahko pri segrevanju zmanjša veliko kovinskih oksidov desno od aluminija:
z oksidi nekovin
Od nekovinskih oksidov vodik pri segrevanju reagira z dušikovimi oksidi, halogeni in ogljikom. Od vseh interakcij vodika z nekovinskimi oksidi je treba posebej omeniti njegovo reakcijo z ogljikovim monoksidom CO.
Mešanica CO in H 2 ima celo svoje ime - "sintezni plin", saj je odvisno od pogojev iz nje mogoče dobiti tako priljubljene industrijske izdelke, kot so metanol, formaldehid in celo sintetični ogljikovodiki:
s kislinami
Vodik ne reagira z anorganskimi kislinami!
Od organskih kislin vodik reagira samo z nenasičenimi, pa tudi s kislinami, ki vsebujejo funkcionalne skupine, ki jih lahko reducira vodik, zlasti aldehidne, keto ali nitro skupine.
s solmi
V primeru vodnih raztopin soli ne pride do njihove interakcije z vodikom. Ko pa vodik prehaja skozi trdne soli nekaterih kovin srednje in nizke aktivnosti, je možno njihovo delno ali popolno zmanjšanje, na primer:
Kemijske lastnosti halogenov
Kemični elementi skupine VIIA (F, Cl, Br, I, At) in enostavne snovi, ki jih tvorijo, imenujemo halogeni. Tu in naprej v besedilu, če ni drugače navedeno, pod halogeni mislimo le na preproste snovi.
Vsi halogeni imajo molekularno strukturo, kar vodi do nizkega tališča in vrelišča teh snovi. Molekule halogenov so dvoatomilne, tj. njihova formula se lahko v splošni obliki zapiše kot Hal 2.
Treba je opozoriti na tako specifičnost fizična lastnina jod, kot njegova sposobnost sublimacija ali z drugimi besedami, sublimacija. Sublimacija, se imenuje pojav, pri katerem se snov v trdnem stanju pri segrevanju ne stopi, ampak mimo tekoče faze takoj preide v plinasto stanje.
Elektronska struktura zunanje energijske ravni atoma katerega koli halogena ima obliko ns 2 np 5, kjer je n številka obdobnega obdobja, v katerem se nahaja halogen. Kot lahko vidite, do osmih elektronskih zunanjih lupin atomi halogena nimajo le enega elektrona. Iz tega je logično domnevati pretežno oksidacijske lastnosti prostih halogenov, kar se potrjuje tudi v praksi. Kot veste, se elektronegativnost nekovin zmanjša pri premikanju po podskupini, zato se aktivnost halogenov zmanjša v naslednjem vrstnem redu:
F 2> Cl 2> Br 2> I 2
Interakcija halogenov s preprostimi snovmi
Vsi halogeni so visoki aktivne snovi in reagira z večino preprostih snovi. Vendar je treba opozoriti, da lahko fluor zaradi svoje izjemno visoke reaktivnosti reagira tudi s tistimi preprostimi snovmi, s katerimi drugi halogeni ne morejo reagirati. Te preproste snovi vključujejo kisik, ogljik (diamant), dušik, platino, zlato in nekatere žlahtne pline (ksenon in kripton). Tisti. pravzaprav, fluor ne reagira le z nekaterimi žlahtnimi plini.
Preostali del halogenov, tj. klor, brom in jod so tudi aktivne snovi, vendar manj aktivne kot fluor. Reagirajo s skoraj vsemi preprostimi snovmi, razen kisika, dušika, ogljika v obliki diamanta, platine, zlata in žlahtnih plinov.
Interakcija halogenov z nekovinami
vodik
Ko vsi halogeni reagirajo z vodikom, vodikove halogenide s splošno formulo HHal. Hkrati se reakcija fluora z vodikom začne spontano tudi v temi in nadaljuje z eksplozijo v skladu z enačbo:
Reakcijo klora z vodikom lahko sprožimo z intenzivnim ultravijoličnim obsevanjem ali segrevanjem. Nadaljuje tudi z eksplozijo:
Brom in jod reagirajo z vodikom le pri segrevanju, hkrati pa je reakcija z jodom reverzibilna:
fosforja
Medsebojno delovanje fluora s fosforjem vodi do oksidacije fosforja do najvišjega oksidacijskega stanja (+5). V tem primeru pride do tvorbe fosforjevega pentafluorida:
Pri medsebojnem delovanju klora in broma s fosforjem je mogoče dobiti fosforjeve halogenide v oksidacijskem stanju + 3 in v oksidacijskem stanju +5, kar je odvisno od deležev reaktantov:
V tem primeru se v primeru belega fosforja v atmosferi fluora, klora ali tekočega broma reakcija začne spontano.
Medsebojno delovanje fosforja z jodom lahko povzroči znatno tvorbo samo fosforjevega triodida zaradi znatno nižje oksidacijske sposobnosti kot pri drugih halogenih:
siva
Fluor oksidira žveplo do najvišjega oksidacijskega stanja +6 in tvori žveplov heksafluorid:
Klor in brom reagirajo z žveplom in tvorijo spojine, ki vsebujejo žveplo v izredno nenavadnih oksidacijskih stanjih +1 in +2. Te interakcije so zelo specifične in sposobnost zapisovanja enačb teh interakcij ni potrebna za uspešno opravljen izpit iz kemije. Zato so naslednje tri enačbe podane bolj v informativne namene:
Interakcija halogenov s kovinami
Kot smo že omenili, je fluor zmožen reagirati z vsemi kovinami, tudi s takšnimi neaktivnimi, kot sta platina in zlato:
Preostali halogeni reagirajo z vsemi kovinami, razen s platino in zlatom:
Reakcije halogenov s kompleksnimi snovmi
Reakcije substitucije s halogeni
Bolj aktivni halogeni, tj. kemični elementi, ki se nahajajo višje v periodnem sistemu, lahko iztisnejo manj aktivne halogene iz halogenidnih kislin in kovinskih halogenidov, ki jih tvorijo:
Podobno brom in jod izpodrineta žveplo iz raztopin sulfida in / ali vodikovega sulfida:
Klor je močnejše oksidant in oksidira vodikov sulfid v vodni raztopini ne v žveplo, ampak v žveplovo kislino:
Interakcija halogenov z vodo
Voda gori v fluoru z modrim plamenom v skladu z reakcijsko enačbo:
Brom in klor reagirajo z vodo drugače kot fluor. Če je fluor deloval kot oksidant, sta klor in brom v vodi nesorazmerni in tvorita mešanico kislin. V tem primeru so reakcije reverzibilne:
Interakcija joda z vodo se pojavi v tako zanemarljivi meri, da jo je mogoče zanemariti in domnevati je, da reakcija sploh ne poteka.
Interakcija halogenov z alkalnimi raztopinami
Med interakcijo z vodno raztopino alkalije fluor spet deluje kot oksidant:
Zmožnost pisanja te enačbe ni potrebna za uspešno opravljen izpit. Dovolj je vedeti dejstvo o možnosti takšne interakcije in oksidativno vlogo fluora v tej reakciji.
Za razliko od fluora so drugi halogeni v alkalnih raztopinah nesorazmerni, to pomeni, da hkrati povečujejo in zmanjšujejo svoje oksidacijsko stanje. V tem primeru v primeru klora in broma, odvisno od temperature, teče skozi dva različne smeri... Zlasti pri mrazu reakcije potekajo na naslednji način:
in pri segrevanju:
Jod reagira z alkalijami izključno po drugi možnosti, tj. z nastankom jodata, ker hypoioditis ni stabilen ne le pri segrevanju, ampak tudi pri normalnih temperaturah in celo v hladnem vremenu.
Fluor
FLUOR-a; m[iz grščine. phthoros - smrt, uničenje] Kemični element (F), svetlo rumen plin z ostrim vonjem. Dodajte v pitno vodo f.
fluor(lat. Fluorum), kemični element skupine VII periodičnega sistema, se nanaša na halogene. Prosti fluor je sestavljen iz dvoetažnih molekul (F 2); bledo rumen plin z ostrim vonjem, t pl –219,699 ° C, t bala –188.200 ° C, gostota 1,7 g / l. Najbolj reaktivna nekovina: reagira z vsemi elementi, razen s helijem, neonom in argonom. Medsebojno delovanje fluora z mnogimi snovmi se zlahka spremeni v zgorevanje in eksplozijo. Fluor uničuje številne materiale (od tod tudi ime: grško phthóros - uničenje). Glavni minerali so fluorit, kriolit, fluorapatit. Fluor se uporablja za pridobivanje organofluorovih spojin in fluoridov; fluorid je del tkiv živih organizmov (kosti, zobna sklenina).
FLUORFLUOR (latinsko Fluorum), F (beri "fluor"), kemični element z atomsko številko 9, atomska masa 18,998403. Naravni fluor je sestavljen iz enega stabilnega nuklida (cm NUCLID) 19 F. Konfiguracija zunanje elektronske plasti 2 s 2
str 5
... V spojinah kaže le oksidacijsko stanje –1 (valenca I). Fluor se nahaja v drugem obdobju v skupini VIIA periodnega sistema elementov Mendelejeva, spada med halogene (cm HALOGENI).
Polmer nevtralnega atoma fluora je 0,064 nm, polmer iona F je 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) in 0,119 (6) nm (koordinacijska številka je navedena v oklepajih). Energije zaporedne ionizacije nevtralnega atoma fluora so 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 in 114,2 eV. Afiniteta do elektronov je 3,448 eV (najvišja med atomi vseh elementov). Na Paulingovi lestvici je elektronegativnost fluora 4 (najvišja vrednost med vsemi elementi). Fluor je najbolj aktivna nekovina.
Prosti fluor je brezbarven plin z ostrim zadušljivim vonjem.
Zgodovina odkritja
Zgodovina odkritja fluora je povezana z mineralom fluoritom (cm FLUORIT) ali fluorit. Sedaj je znano, da sestava tega minerala ustreza formuli CaF 2 in je prva snov, ki vsebuje fluor, ki jo uporabljajo ljudje. V starih časih je bilo ugotovljeno, da če se med taljenjem kovin rudi doda fluorit, se tališče rude in žlindre zmanjša, kar močno olajša postopek (od tod tudi ime minerala - iz latinščine fluo - tekoče).
Leta 1771 je švedski kemik K. Scheele fluorit obdelal z žveplovo kislino (cm SCHEELE Karl Wilhelm) pripravil kislino, ki jo je imenoval "fluorovodikova". Francoski znanstvenik A. Lavoisier (cm LAVOISIER Antoine Laurent) predlagal, da ta kislina vsebuje nov kemični element, ki ga je predlagal, da se imenuje "fluorem" (Lavoisier je menil, da je fluorovodikova kislina kombinacija fluora s kisikom, ker morajo po Lavoisierju vse kisline vsebovati kisik). Novega elementa pa ni mogel izpostaviti.
Za novim elementom je bilo utrjeno ime "fluor", kar se odraža v njegovem latinskem imenu. Toda dolgoročni poskusi izolacije tega elementa v prosti obliki niso bili uspešni. Mnogi znanstveniki, ki so ga poskušali dobiti v prosti obliki, so med takšnimi poskusi umrli ali pa postali invalidi. To sta angleška kemika brata T. in G. Knox ter francoska J.-L. Gej lussac (cm GAY-LUSSAC Joseph Louis) in L. J. Thénard (cm TENAR Louis Jacques), in mnogi drugi. G. Davy sam (cm DEVI Humphrey), ki je prvi prejel prosti natrij, kalij, kalcij in druge elemente, se je zaradi poskusov pridobivanja fluora z elektrolizo zastrupil in hudo zbolel. Verjetno je bil pod vtisom vseh teh napak leta 1816 za nov element, čeprav podoben po zvoku, a popolnoma drugačen po pomenu, predlagano ime - fluor (iz grškega phtoros - uničenje, smrt). To ime elementa je sprejeto le v ruščini, Francozi in Nemci še naprej imenujejo fluor "fluor", Britanci - "fluor".
Tudi tako izjemen znanstvenik, kot je M. Faraday, ni mogel dobiti fluora v prosti obliki. (cm FARADAY Michael)... Šele leta 1886 je francoski kemik A. Moissant (cm Moissant Henri) Z elektrolizo tekočega vodikovega fluorida HF, ohlajenega na –23 ° C (tekočina mora vsebovati malo kalijevega fluorida KF, ki zagotavlja njeno električno prevodnost), sem lahko dobil prvi del novega, zelo reaktivnega plina pri anoda. Moissan je v prvih poskusih pridobivanja fluora uporabil zelo drag elektrolizator iz platine in iridija. Poleg tega je vsak gram dobljenega fluora "pojedel" do 6 g platine. Kasneje je Moissan začel uporabljati veliko cenejši bakreni elektrolizator. Fluor reagira z bakrom, toda reakcija tvori tanek sloj fluorida, ki preprečuje nadaljnje uničenje kovine.
Biti v naravi
Vsebnost fluora v zemeljski skorji je precej visoka in znaša 0,095 mas.% (Veliko več kot najbližji analog fluora v skupini - klor) (cm KLOR)). Seveda zaradi visoke kemijske aktivnosti prostega fluora ne najdemo. Najpomembnejša minerala fluora sta fluorit (fluorit), pa tudi fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 in kriolit (cm KRIOLIT) Na 3 AlF 6. Fluor kot nečistoča je del številnih mineralov in ga najdemo v podtalnici; v morsko vodo 1,3 · 10 -4% fluora.
Prejemanje
Na prvi stopnji pridobivanja fluora se izolira vodikov fluorid HF. Priprava vodikovega fluorida in hidrofluorida (cm HIDROFLUOROVA KISLINA)(fluorovodikova) kislina se praviloma pojavi ob predelavi fluorapatita v fosforna gnojila. Plinski vodikov fluorid, ki nastane med obdelavo fluorapatita z žveplovo kislino, se nato zbere, utekočini in uporabi za elektrolizo. Elektrolizo lahko uporabimo tako za tekočo mešanico HF in KF (postopek se izvaja pri temperaturi 15-20 ° C) kot za talino KH 2 F 3 (pri temperaturi 70-120 ° C) ali Talina KHF 2 (pri temperaturi 245-310 ° C) ...
V laboratoriju lahko za pripravo majhnih količin prostega fluora uporabimo bodisi segrevanje MnF 4, pri katerem se fluor odstrani, bodisi segrevanje mešanice K 2 MnF 6 in SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Fizikalne in kemijske lastnosti
V normalnih pogojih je fluor plin (gostota 1,693 kg / m 3) z ostrim vonjem. Vrelišče –188,14 ° C, tališče –219,62 ° C. V trdnem stanju tvori dve modifikaciji: a-obliko, ki obstaja od tališča do –227,60 ° C, in b-obliko, ki je stabilna pri temperaturah, nižjih od –227,60 ° C.
Tako kot drugi halogeni, fluor obstaja kot dvoatomične molekule F 2. Medjedrna razdalja v molekuli je 0,14165 nm. Za molekulo F 2 je značilna nenormalno nizka disociacijska energija na atome (158 kJ / mol), kar zlasti določa visoko reaktivnost fluora.
Kemična aktivnost fluora je izjemno visoka. Od vseh elementov s fluorom le trije lahki inertni plini ne tvorijo fluoridov - helij, neon in argon. V vseh spojinah fluor kaže samo eno oksidacijsko stanje, –1.
Fluor reagira neposredno s številnimi preprostimi in zapletenimi snovmi. Tako ob stiku z vodo fluor reagira z njo (pogosto se pravi, da "voda gori v fluoru"):
2F 2 + 2H2O = 4HF + O2.
Fluor pri enostavnem stiku z vodikom eksplozivno reagira:
H 2 + F 2 = 2 HF.
V tem primeru nastane vodikov fluoridni plin HF, ki je neskončno topen v vodi s tvorbo relativno šibke fluorovodikove kisline.
Fluor medsebojno deluje z večino nekovin. Torej, ko fluor reagira z grafitom, nastanejo spojine s splošno formulo CF x, ko fluor reagira s silicijevim fluoridom SiF 4, z bor -trifluoridom BF 3. Pri interakciji fluora z žveplom nastanejo spojine SF 6 in SF 4 itd. (Glej fluoride (cm FLUORID)).
Znano je veliko število fluorove spojine z drugimi halogeni, na primer BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 in drugimi, brom in jod se pri običajnih temperaturah vžgejo v fluorjevi atmosferi, klor pa med segrevanjem na 200-250 ° C medsebojno deluje s fluorom.
Ne reagirajte neposredno s fluorom, razen označenih inertnih plinov, tudi dušika, kisika, diamanta, ogljikovega dioksida in ogljikovega monoksida.
Posredno pridobljeni dušikov trifluorid NF 3 in kisikovi fluoridi O 2 F 2 in OF 2, pri katerih ima kisik nenavadna oksidacijska stanja +1 in +2.
Ko fluor medsebojno deluje z ogljikovodiki, pride do njihovega uničenja, ki ga spremlja proizvodnja fluoroogljikovodikov različnih sestav.
Pri rahlem segrevanju (100-250 ° C) fluor reagira s srebrom, vanadijem, renijem in osmijem. Z zlatom, titanom, niobijem, kromom in nekaterimi drugimi kovinami se reakcija s sodelovanjem fluora začne odvijati pri temperaturah nad 300-350 ° C. S tistimi kovinami, katerih fluoridi so nehlapni (aluminij, železo, baker itd.), Fluor reagira z opazno hitrostjo pri temperaturah nad 400-500 ° C.
Nekatere višje kovinske fluoride, na primer uranov heksafluorid UF 6, dobimo z delovanjem s fluorom ali s takšnim fluorirajočim sredstvom, kot je BrF 3, na primer:
UF 4 + F 2 = UF 6
Treba je opozoriti, da že omenjena fluorovodikova kislina HF ne ustreza le povprečnim fluoridom, kot sta NaF ali CaF 2, ampak tudi kislim fluoridom - hidrofluoridom, kot sta NaHF 2 in KHF 2.
Sintetizirano je bilo tudi veliko različnih organofluorovih spojin. (cm Spojine organofluorja), vključno s slavnim teflonom (cm TEFLON)- material, ki je polimer tetrafluoroetilena (cm TETRAFLUOROETILEN) .
Uporaba
Fluor se pogosto uporablja kot fluorirajoče sredstvo pri pripravi različnih fluoridov (SF 6, BF 3, WF 6 in drugih), vključno s spojinami inertnih plinov (cm PLEMENITI PLINI) ksenon in kripton (glej. Fluoriranje (cm FLUORINACIJA)). Uranov heksafluorid UF 6 se uporablja za ločevanje uranovih izotopov. Fluor se uporablja pri proizvodnji teflona in drugih fluoroplastik. (cm Fluoroplastika), fluoroelastomeri (cm FLUOROSAUCHUKI), organske snovi in materiali, ki vsebujejo fluor, ki se pogosto uporabljajo v tehnologiji, zlasti v primerih, ko je potrebna odpornost na agresivna okolja, visoke temperature itd.
Biološka vloga
Kot element v sledovih (cm MIKROELEMENTI) fluor najdemo v vseh organizmih. Pri živalih in ljudeh je fluorid prisoten v kostnem tkivu (pri ljudeh - 0,2-1,2%) in zlasti v dentinu in zobni sklenini. Telo povprečnega človeka (telesna teža 70 kg) vsebuje 2,6 g fluora; dnevna potreba je 2-3 mg in se zadovoljuje predvsem s pitno vodo. Pomanjkanje fluorida vodi do zobnega kariesa. Zato se zobnim pastam dodajajo fluoridne spojine, včasih jih dodamo pitni vodi. Presežek fluorida v vodi pa je tudi nezdrav. To vodi do fluoroze (cm FLUOROZA)- spremembe v strukturi sklenine in kostnega tkiva, deformacija kosti. Največja dovoljena koncentracija vsebnosti fluoridnih ionov v vodi je 0,7 mg / l. Najvišja mejna koncentracija plinastega fluora v zraku je 0,03 mg / m 3. Vloga fluorida v rastlinah ni jasna.
enciklopedični slovar. 2009 .
Sopomenke:Oglejte si, kaj je "fluor" v drugih slovarjih:
fluor- fluor in ... Ruski pravopisni slovar
fluor- fluor / ... Morfemično-pravopisni slovar
- (lat. Fluorum) F, kemični element skupine VII periodičnega sistema Mendelejeva, atomsko številko 9, atomska masa 18,998403, se nanaša na halogene. Bledo rumen plin z ostrim vonjem, tal. 219,699 ° C, vrelišče 188,200 ° C, gostota 1,70 g / cm3 in ... Veliki enciklopedični slovar
F (iz grškega phthoros smrt, uničenje, latinsko Fluorum * a. Fluor; N. Fluor; F. fluor; in. Fluor), kem. element skupine VII periodičen. Mendeljejev sistem, se nanaša na halogene, pri. n. 9, ob. m. 18.998403. V naravi 1 stabilen izotop 19F ... Geološka enciklopedija
- (Fluor), F, kemični element skupine VII periodičnega sistema, atomska številka 9, atomska masa 18,9984; se nanaša na halogene; plin, t.t. 188,2 ° C. Fluor se uporablja pri proizvodnji urana, freonov, zdravil in drugih, pa tudi v ... ... Sodobna enciklopedija
19. Mehanizem kemijska reakcija spojine fluora in vode
Enačba za reakcijo interakcije fluora z vodo.
F 2 + H 2 O = 2 FH + O
Vodik v vodi odstranjuje "energijo" (proste fotone) s površine fluora. Ta "energija" se pojavi na vodikovi površini vode. Ti fotoni, ki padejo v območje, kjer sta vodik in kisik medsebojno vezana, povzročita prekinitev vezi med njima. Molekula vode razpade.
Hkrati s tem postopkom se med vodikovim vodikom in fluorom vzpostavi gravitacijska vez. Na tistih območjih elementa fluora, kjer je vodik s svojo privlačnostjo odstranil proste fotone, pride do izpostavljenosti in polje privlačnosti fluora se v večji meri kaže zunaj. To je nastanek novega kemična vez in nov kemična spojina- vodikov fluorid. Voda se razgradi, fluor se združi z vodikom in sprosti se kisik.
Tu je treba omeniti, da se fluorovi elementi sploh ne združujejo med seboj v parih, da bi tvorili molekule. V plinastem fluoru lahko fluorne elemente med seboj zadržujejo zelo šibke privlačne sile. Poleg tega vsak kemični element deluje na druge z zelo šibkimi silami odbijanja. Ta situacija se pojavi v katerem koli plinastem telesu.
To besedilo je uvodni del. Iz knjige Zgoščeni kaos: Uvod v čarovnijo kaosa avtor Hein PhilČarobne reakcije 1. Hranjenje do izčrpanosti Včasih je koristno nahraniti demona do izčrpanosti. Demoni pogosto ohranijo svojo moč in nam preprečujejo, da bi raziskali vse posledice strahov, ki jih povzročajo v nas. Spomnim se svoje obsedenosti z demonom ljubosumja.
Iz knjige Velika knjiga tajnih znanosti. Imena, sanje, lunine cikle avtor Schwartz TheodorDnevi vode (znaki vodnih elementov - Rak, Škorpijon, Ribi). Narava ne skopari s padavinami in včasih njihova mesečna stopnja pade. Visoka vlažnost ne prispeva k udobju in dobremu razpoloženju, vpliva pa tudi položaj Lune v krogu Zodiaka
Iz knjige Koncept razvoja in izboljšanja človeka Avtor3.10. Energijske lupine in zgradba spojine Energetske lupine fizičnega dela osebe vsebujejo zbirne podatke o značilnostih vsake osebe. Oblikujejo žensko osebnost in moški značaj. Oblikujejo se energijske lupine
Iz knjige Kemija avtorica Danina Tatiana16. Mehanizem reakcije nevtralizacije Pred tem člankom je naslednja izjava, ki bi nedvomno morala biti pred vsemi članki o kemiji in jedrski fiziki - vse, kar obravnava kemijske elemente in njihovo zgradbo. Ponavljati je treba, dokler to dejstvo ni
Iz knjige Kemija avtorica Danina Tatiana17. Dolžina kemijske vezi Razdalja med kemijskimi elementi je dolžina kemijske vezi - količina, znana v kemiji. Določa ga razmerje sil privlačnosti in odbijanja medsebojno delujoče kemikalije
Iz knjige Kemija avtorica Danina Tatiana26. Entalpija. Endotermne in eksotermne reakcije Med eksotermnimi reakcijami "toplota" (lahke vrste prostih fotonov - IR, radio) seva s površine kemičnih elementov. Entalpija elementov se zmanjša, agregatno stanje postaja vse gostejša
Iz knjige O energetskih strukturah Avtor Baranova Svetlana VasilievnaStruktura Povezanega človeka temelji na Božanskih energijah, zahvaljujoč katerim je nesmrten in vsemogočen.Ima energijski del, zaznavanje, samozavedanje (identifikacijo), um, namen in voljo, ki se oblikujejo glede na
Iz knjige Pot bojevnika duha, II. Zvezek. Človek Avtor Baranova Svetlana VasilievnaStruktura povezave Človek temelji na božanskih energijah, zaradi katerih je nesmrten in vsemogočen. Ima energetski del, zaznavanje, samozavedanje (identifikacijo), um, namen in voljo, ki se oblikujejo glede na
Iz knjige Življenje brez meja. Koncentracija. Meditacija Avtor Žikarantsev Vladimir VasiljevičOSNOVNA NAČELA POVEZAVE UMA IN TELA Obstajajo štiri osnovna načela za povezovanje duha in telesa. Veliko je ljudi, zato obstaja veliko načinov gledanja in življenja. Ti načini povezovanja uma in telesa so bili zasnovani ravno tako, da so ljudje z različnimi
Iz knjige Skrivnosti bioenergije. Kazalec na bogastvo in uspeh v življenju. avtor Ratner SergeyREAKCIJE DUŠE IN TELESA Predmet podzavesti je tako obsežen, da "koplje in koplje". Edina stvar, če razumete, da ni meje do popolnosti, potem boste prišli do zaključka, da je od določenega trenutka preprosto vadba. Zdaj jih odpira nekaj novih
Iz knjige Razlog. Ustvarjalni odziv do sedaj Avtor Rajneesh Bhagwan ShriOd reakcije do akcije Reakcija prihaja iz misli, odziva iz razumevanja. Reakcija prihaja iz preteklosti; odziv je vedno prisoten. Ampak ponavadi reagiramo - v nas je že vse pripravljeno. Nekdo nekaj naredi, mi pa se odzovemo, kot da je v nas pritisnjen gumb. Nekdo ti
Iz knjige Razumni svet [Kako živeti brez nepotrebnih skrbi] Avtor Sviyash Alexander Grigorievich Iz knjige Svetovna astrologija avtor Baigent MichaelOdlične povezave Posledično to, kar ciklični indeks prikazuje v različnih oblikah - določa stopnjo "povezanosti" v danem trenutku. Drug pristop k vprašanju ocenjevanja stabilnosti ali nestabilnosti določenega obdobja je preučevanje porazdelitve
Iz knjige Faza. Vdor v iluzijo resničnosti avtor Rainbow MikhailZačetek verižne reakcije Sprva pomislite, da obstaja črno -belo. Potem se zaveš, da je veliko črnega pravzaprav belega in obratno. In potem se izkaže, da ni ne enega ne drugega. Ali ni to načelo glavni imenovalec vsega, kar razumemo življenje?
Iz knjige Supermoči človeških možganov. Potovanje v podzavest avtor Rainbow Mikhail Iz knjige zibanje zibelke ali poklic "starša" Avtor Sheremeteva Galina BorisovnaOdzivi odraslih Mnogi starši ne vedo vedno, kako se odzvati na dejanja in dejanja svojih otrok. Ko se soočamo s težavami, se odzovemo na tri različne načine: 1. Pretvarjamo se, da se ni nič zgodilo. Identificiramo sovražnika in ga napadimo. Resnični smo