Halogenii sunt grupul cel mai reactiv de elemente din tabelul periodic. Sunt alcătuiți din molecule cu energii foarte scăzute de disociere a legăturilor (vezi Tabelul 16.1) iar atomii lor au șapte electroni în învelișul lor exterior și, prin urmare, sunt foarte electronegativi. Fluorul este cel mai electronegativ și cel mai reactiv element nemetalic din tabelul periodic. Reactivitatea halogenilor scade treptat pe măsură ce vă deplasați spre partea de jos a grupului. Următoarea secțiune va lua în considerare capacitatea halogenilor de a oxida metalele și nemetalele și va arăta cum această capacitate scade în direcția de la fluor la iod.
Halogeni ca agenți oxidanți
Când hidrogenul sulfurat gazos este trecut prin apă cu clor, sulful este precipitat. Reacția se desfășoară conform ecuației
În această reacție, clorul oxidează hidrogenul sulfurat, luând hidrogen din aceasta. De asemenea, clorul se oxidează până la De exemplu, dacă amestecați clorul cu o soluție apoasă de sulfat prin agitare, se formează sulfat.
Semireacția oxidativă care are loc în acest caz este descrisă de ecuație
Ca un alt exemplu de acțiune oxidantă a clorului, vă prezentăm sinteza clorurii de sodiu prin arderea sodiului în clor:
În această reacție, sodiul este oxidat, deoarece fiecare atom de sodiu pierde un electron pentru a forma un ion de sodiu:
Clorul atașează acești electroni, formând ioni de clorură:
Tabelul 16.3. Potențialele electrozilor standard ale halogenilor
Tabelul 16.4. Entalpii standard de formare a halogenurilor de sodiu
Toți halogenii sunt agenți oxidanți, dintre care fluorul este cel mai puternic agent oxidant. În tabel. 16.3 prezintă potențialele standard ale electrodului halogenilor. Din acest tabel se poate observa că puterea de oxidare a halogenilor scade treptat spre partea de jos a grupului. Acest model poate fi demonstrat prin adăugarea unei soluții de bromură de potasiu într-un vas cu clor gazos. Clorul oxidează ionii de bromură, rezultând formarea de brom; aceasta face ca o culoare să apară într-o soluție anterior incoloră:
Astfel, se poate observa că clorul este un agent oxidant mai puternic decât bromul. În mod similar, dacă o soluție de iodură de potasiu este amestecată cu brom, se formează un precipitat negru de iod solid. Aceasta înseamnă că bromul oxidează ionii de iodură:
Ambele reacții descrise sunt exemple de reacții de deplasare (substituție). În fiecare caz, cu cât halogenul este mai reactiv, adică cu cât agentul de oxidare este mai puternic, înlocuiește halogenul mai puțin reactiv din soluție.
Oxidarea metalelor. Halogenii oxidează ușor metalele. Fluorul oxidează cu ușurință toate metalele, cu excepția aurului și argintului. Am menționat deja că clorul oxidează sodiul, formând cu el clorură de sodiu. Pentru a da un alt exemplu, atunci când un curent de clor gazos este trecut peste suprafața piliturii de fier încălzite, se formează o clorură solidă maro:
Chiar și iodul este capabil, deși lent, de a oxida metalele de sub el în seria electrochimică. Ușurința oxidării metalelor de către diferiți halogeni scade la trecerea în partea inferioară a grupului VII. Acest lucru poate fi verificat prin compararea energiilor de formare a halogenurilor din elementele inițiale. În tabel. 16.4 prezintă entalpiile standard de formare a halogenurilor de sodiu în ordinea deplasării către partea de jos a grupului.
Oxidarea nemetalelor. Cu excepția azotului și a majorității gazelor nobile, fluorul oxidează toate celelalte nemetale. Clorul reacţionează cu fosforul şi sulful. Carbonul, azotul și oxigenul nu reacționează direct cu clorul, bromul sau iodul. Reactivitatea relativă a halogenilor la nemetale poate fi apreciată prin compararea reacțiilor acestora cu hidrogenul (Tabelul 16.5).
Oxidarea hidrocarburilor. În anumite condiții, halogenii oxidează hidrocarburile.
Tabelul 16.5. Reacțiile halogenilor cu hidrogenul
livrare. De exemplu, clorul elimină complet hidrogenul din molecula de terebentină:
Oxidarea acetilenei poate avea loc cu o explozie:
Reacții cu apa și alcalii
Fluorul reacționează cu apa rece pentru a forma acid fluorhidric și oxigen:
Clorul se dizolvă încet în apă, formând apă cu clor. Apa cu clor are o ușoară aciditate datorită faptului că în ea are loc o disproporție (vezi secțiunea 10.2) a clorului cu formarea acidului clorhidric și a acidului hipocloros:
Bromul și iodul sunt disproporționați în apă într-un mod similar, dar gradul de disproporționare în apă scade de la clor la iod.
Clorul, bromul și iodul sunt de asemenea disproporționate în alcalii. De exemplu, în alcalii diluați la rece, bromul este disproporționat în ioni de bromură și ioni de hipobromit (ioni de bromat):
Când bromul interacționează cu alcalii concentrați fierbinți, disproporționarea continuă:
Iodatul (I), sau ionul hipoiodit, este instabil chiar și în alcalii diluați la rece. Se disproporționează spontan formând un ion iodură și un ion iodat(I).
Reacția fluorului cu alcalii, ca și reacția sa cu apa, nu este similară cu reacțiile similare ale altor halogeni. În alcalii diluate la rece, are loc următoarea reacție:
În alcalii concentrate fierbinți, reacția cu fluor se desfășoară după cum urmează:
Analiza pentru halogeni și cu participarea halogenilor
Analiza calitativă și cantitativă pentru halogeni este de obicei efectuată folosind o soluție de azotat de argint. de exemplu
Pentru determinarea calitativă și cantitativă a iodului se poate folosi o soluție de amidon. Deoarece iodul este foarte puțin solubil în apă, este de obicei analizat în prezența iodurii de potasiu. Acest lucru se face deoarece iodul formează un ion triiodură solubil cu ionul iodură.
Soluțiile de iod cu ioduri sunt utilizate pentru determinarea analitică a diferiților agenți reducători, de exemplu, precum și a unor agenți oxidanți, de exemplu.Agenții oxidanți deplasează echilibrul de mai sus la stânga, eliberând iod. Iodul este apoi titrat cu tiosulfat (VI).
Deci hai să o facem din nou!
1. Atomii tuturor halogenilor au șapte electroni în învelișul lor exterior.
2. Pentru a obține halogeni în laborator se poate folosi oxidarea acizilor halogenați corespunzători.
3. Halogenii oxidează metalele, nemetalele și hidrocarburile.
4. Halogenii disproporționați în apă și alcalii, formând ioni de halogenură, hipohalogenit și halogenat (-ioni.
5. Modelele de modificări ale proprietăților fizice și chimice ale halogenilor la mutarea în partea de jos a grupului sunt prezentate în tabel. 16.6.
Tabelul 16.6. Modele de modificări ale proprietăților halogenilor pe măsură ce numărul atomic crește
6. Fluorul are proprietăți anormale printre alți halogeni din următoarele motive:
a) are o energie scăzută de disociere a legăturilor;
b) în compușii cu fluor, există doar într-o singură stare de oxidare;
c) fluorul este cel mai electronegativ și cel mai reactiv dintre toate elementele nemetalice;
d) reacțiile sale cu apa și alcalii diferă de reacțiile similare ale altor halogeni.
Atomul de hidrogen are formula electronică a nivelului electronic exterior (și singurul) nivel 1 s unu . Pe de o parte, prin prezența unui electron în nivelul electronic exterior, atomul de hidrogen este similar cu atomii de metale alcaline. Cu toate acestea, la fel ca halogenii, îi lipsește doar un electron pentru a umple nivelul electronic extern, deoarece nu pot fi localizați mai mult de 2 electroni pe primul nivel electronic. Se pare că hidrogenul poate fi plasat simultan atât în primul, cât și în penultimul (al șaptelea) grup al tabelului periodic, ceea ce se face uneori în diferite versiuni ale sistemului periodic:
Din punct de vedere al proprietăților hidrogenului ca substanță simplă, acesta are totuși mai multe în comun cu halogenii. Hidrogenul, precum și halogenii, este un nemetal și formează molecule diatomice (H 2) în mod similar cu acestea.
În condiții normale, hidrogenul este o substanță gazoasă, inactivă. Activitatea scăzută a hidrogenului se explică prin rezistența ridicată a legăturii dintre atomii de hidrogen din moleculă, care necesită fie încălzire puternică, fie utilizarea catalizatorilor, fie ambele în același timp, pentru a o rupe.
Interacțiunea hidrogenului cu substanțe simple
cu metale
Dintre metale, hidrogenul reacționează numai cu alcaline și alcalino-pământoase! Metalele alcaline includ metale din subgrupa principală din grupa I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), iar metalele alcalino-pământoase sunt metale din subgrupa principală din grupa II, cu excepția beriliului și magneziului (Ca, Sr, Ba). , Ra)
Când interacționează cu metalele active, hidrogenul prezintă proprietăți oxidante, de exemplu. scade starea sa de oxidare. În acest caz, se formează hidruri de metale alcaline și alcalino-pământoase, care au o structură ionică. Reacția are loc atunci când este încălzită:
Trebuie remarcat faptul că interacțiunea cu metalele active este singurul caz în care hidrogenul molecular H2 este un agent oxidant.
cu nemetale
Dintre nemetale, hidrogenul reactioneaza doar cu carbonul, azotul, oxigenul, sulful, seleniul si halogenii!
Carbonul ar trebui înțeles ca grafit sau carbon amorf, deoarece diamantul este o modificare alotropică extrem de inertă a carbonului.
Când interacționează cu nemetale, hidrogenul poate îndeplini doar funcția de agent reducător, adică poate crește doar starea de oxidare:
Interacțiunea hidrogenului cu substanțe complexe
cu oxizi metalici
Hidrogenul nu reacționează cu oxizii metalici care se află în seria de activitate a metalelor până la aluminiu (inclusiv), cu toate acestea, este capabil să reducă mulți oxizi metalici la dreapta aluminiului atunci când este încălzit:
cu oxizi nemetalici
Dintre oxizii nemetalici, hidrogenul reacționează atunci când este încălzit cu oxizi de azot, halogeni și carbon. Dintre toate interacțiunile hidrogenului cu oxizii nemetalici, trebuie remarcată în special reacția sa cu monoxidul de carbon CO.
Amestecul de CO și H 2 are chiar și propriul nume - „gaz de sinteză”, deoarece, în funcție de condiții, se pot obține astfel de produse industriale solicitate precum metanol, formaldehidă și chiar hidrocarburi sintetice:
cu acizi
Hidrogenul nu reacționează cu acizii anorganici!
Dintre acizii organici, hidrogenul reacționează numai cu acizii nesaturați, precum și cu acizii care conțin grupări funcționale capabile să fie reduse cu hidrogen, în special grupări aldehide, ceto sau nitro.
cu săruri
În cazul soluțiilor apoase de săruri, interacțiunea acestora cu hidrogenul nu are loc. Cu toate acestea, atunci când hidrogenul este trecut peste sărurile solide ale unor metale cu activitate medie și scăzută, este posibilă reducerea parțială sau completă a acestora, de exemplu:
Proprietățile chimice ale halogenilor
Halogenii sunt elementele chimice din grupa VIIA (F, Cl, Br, I, At), precum și substanțele simple pe care le formează. În continuare, dacă nu se specifică altfel, halogenii vor fi înțeleși ca substanțe simple.
Toți halogenii au o structură moleculară, ceea ce duce la puncte de topire și de fierbere scăzute ale acestor substanțe. Moleculele de halogen sunt diatomice, adică. formula lor poate fi scrisă în formă generală ca Hal 2 .
Trebuie remarcat o astfel de proprietate fizică specifică a iodului, precum capacitatea sa de a sublimare sau, cu alte cuvinte, sublimare. sublimare, ei numesc fenomenul în care o substanță în stare solidă nu se topește la încălzire, ci, ocolind faza lichidă, trece imediat în stare gazoasă.
Structura electronică a nivelului de energie externă a unui atom al oricărui halogen are forma ns 2 np 5, unde n este numărul perioadei din tabelul periodic în care se află halogenul. După cum puteți vedea, doar un electron lipsește din învelișul exterior de opt electroni al atomilor de halogen. De aici este logic să presupunem proprietățile predominant oxidante ale halogenilor liberi, ceea ce este confirmat și în practică. După cum știți, electronegativitatea nemetalelor scade atunci când se deplasează în jos subgrup și, prin urmare, activitatea halogenilor scade în serie:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Interacțiunea halogenilor cu substanțe simple
Toți halogenii sunt foarte reactivi și reacționează cu majoritatea substanțelor simple. Totuși, trebuie menționat că fluorul, datorită reactivității sale extrem de ridicate, poate reacționa chiar și cu acele substanțe simple cu care alți halogeni nu pot reacționa. Astfel de substanțe simple includ oxigenul, carbonul (diamantul), azotul, platina, aurul și unele gaze nobile (xenonul și criptonul). Acestea. de fapt, fluorul nu reacționează numai cu unele gaze nobile.
Halogenii rămași, de ex. clorul, bromul și iodul sunt și ele substanțe active, dar mai puțin active decât fluorul. Ele reacționează cu aproape toate substanțele simple, cu excepția oxigenului, azotului, carbonului sub formă de diamant, platină, aur și gaze nobile.
Interacțiunea halogenilor cu nemetale
hidrogen
Toți halogenii reacționează cu hidrogenul pentru a se forma halogenuri de hidrogen cu formula generală HHal. În același timp, reacția fluorului cu hidrogenul începe spontan chiar și în întuneric și continuă cu o explozie în conformitate cu ecuația:
Reacția clorului cu hidrogenul poate fi inițiată prin iradiere intensă cu ultraviolete sau încălzire. De asemenea, scurgeri cu o explozie:
Bromul și iodul reacționează cu hidrogenul numai atunci când sunt încălzite și, în același timp, reacția cu iodul este reversibilă:
fosfor
Interacțiunea fluorului cu fosforul duce la oxidarea fosforului la cea mai mare stare de oxidare (+5). În acest caz, are loc formarea de pentafluorură de fosfor:
Când clorul și bromul interacționează cu fosforul, este posibil să se obțină halogenuri de fosfor atât în starea de oxidare + 3, cât și în starea de oxidare + 5, care depinde de proporțiile reactanților:
În cazul fosforului alb într-o atmosferă de fluor, clor sau brom lichid, reacția începe spontan.
Interacțiunea fosforului cu iodul poate duce la formarea numai de triiodură de fosfor datorită capacității de oxidare semnificativ mai scăzute decât alți halogeni:
gri
Fluorul oxidează sulful la cea mai mare stare de oxidare +6, formând hexafluorura de sulf:
Clorul și bromul reacționează cu sulful, formând compuși care conțin sulf în stări de oxidare extrem de neobișnuite pentru acesta +1 și +2. Aceste interacțiuni sunt foarte specifice, iar pentru a promova examenul de chimie nu este necesară abilitatea de a scrie ecuațiile acestor interacțiuni. Prin urmare, următoarele trei ecuații sunt date mai degrabă pentru ghidare:
Interacțiunea halogenilor cu metalele
După cum am menționat mai sus, fluorul este capabil să reacționeze cu toate metalele, chiar și cu cele inactive precum platina și aurul:
Halogenii rămași reacționează cu toate metalele, cu excepția platinei și aurului:
Reacții ale halogenilor cu substanțe complexe
Reacții de substituție cu halogeni
Halogeni mai activi, de ex. ale căror elemente chimice sunt situate mai sus în tabelul periodic, sunt capabile să înlocuiască halogenii mai puțin activi din acizii halogenați și halogenurile metalice pe care le formează:
În mod similar, bromul și iodul înlocuiesc sulful din soluțiile de sulfuri și sau hidrogen sulfurat:
Clorul este un agent oxidant mai puternic și oxidează hidrogenul sulfurat în soluția sa apoasă nu la sulf, ci la acid sulfuric:
Interacțiunea halogenilor cu apa
Apa arde în fluor cu o flacără albastră în conformitate cu ecuația reacției:
Bromul și clorul reacționează diferit cu apa decât fluorul. Dacă fluorul a acționat ca un agent oxidant, atunci clorul și bromul sunt disproporționate în apă, formând un amestec de acizi. În acest caz, reacțiile sunt reversibile:
Interacțiunea iodului cu apa are loc într-un grad atât de nesemnificativ încât poate fi neglijat și considerat că reacția nu are loc deloc.
Interacțiunea halogenilor cu soluțiile alcaline
Fluorul, atunci când interacționează cu o soluție apoasă de alcali, acționează din nou ca un agent de oxidare:
Abilitatea de a scrie această ecuație nu este necesară pentru a promova examenul. Este suficient să cunoaștem faptul despre posibilitatea unei astfel de interacțiuni și rolul oxidant al fluorului în această reacție.
Spre deosebire de fluor, halogenii rămași sunt disproporționați în soluții alcaline, adică cresc și scad simultan starea lor de oxidare. În același timp, în cazul clorului și bromului, în funcție de temperatură, este posibilă curgerea în două direcții diferite. În special, la frig, reacțiile decurg după cum urmează:
si cand este incalzit:
Iodul reacționează cu alcalii exclusiv conform celei de-a doua opțiuni, adică. cu formarea de iodat, deoarece hipoioditul este instabil nu numai când este încălzit, ci și la temperaturi obișnuite și chiar și la frig.
Fluor
FLUOR-A; m.[din greacă. phthoros - moarte, distrugere] Element chimic (F), gaz galben deschis cu miros înțepător. Adăugați în apa de băut f.
fluor(lat. Fluorum), un element chimic din grupa VII a sistemului periodic, se referă la halogeni. Fluorul liber este format din molecule diatomice (F 2); gaz galben pal cu miros înțepător t pl –219,699°C, t balot –188.200°C, densitate 1,7 g/l. Cel mai activ non-metal: reacționează cu toate elementele, cu excepția heliului, neonului și argonului. Interacțiunea fluorului cu multe substanțe se transformă ușor în ardere și explozie. Fluorul distruge multe materiale (de unde și denumirea: greacă phthóros - distrugere). Principalele minerale sunt fluoritul, criolitul, fluorapatita. Fluorul este folosit pentru a obține compuși organofluorinați și fluoruri; fluorul face parte din țesuturile organismelor vii (oase, smalț dentar).
FLUORFLUOR (lat. Fluorum), F (a se citi „fluor”), un element chimic cu număr atomic 9, masă atomică 18,998403. Fluorul natural este format dintr-un nuclid stabil (cm. NUCLID) 19 F. Configurația stratului de electroni exterior 2 s 2
p 5
. În compuși, prezintă doar starea de oxidare –1 (valența I). Fluorul este situat în a doua perioadă în grupa VIIA a sistemului periodic de elemente al lui Mendeleev, se referă la halogeni. (cm. HALOGENI).
Raza atomului neutru de fluor este 0,064 nm, raza ionului F este 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) și 0,119 (6) nm (valoarea numărului de coordonare este indicată între paranteze) . Energiile de ionizare succesive ale unui atom de fluor neutru sunt 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 și, respectiv, 114,2 eV. Afinitatea electronică 3,448 eV (cel mai mare dintre atomii tuturor elementelor). Conform scalei Pauling, electronegativitatea fluorului este 4 (cea mai mare valoare dintre toate elementele). Fluorul este cel mai activ non-metal.
În forma sa liberă, fluorul este un gaz incolor cu un miros înțepător, sufocant.
Istoria descoperirilor
Istoria descoperirii fluorului este asociată cu fluoritul mineral (cm. FLUORIT), sau spat fluor. Compoziția acestui mineral, așa cum este cunoscută acum, corespunde formulei CaF2 și este prima substanță care conține fluor care a început să fie folosită de om. În antichitate, s-a observat că, dacă se adaugă fluorit la minereu în timpul topirii metalelor, atunci temperatura de topire a minereului și a zgurii scade, ceea ce facilitează foarte mult procesul (de unde și numele mineralului - din latinescul fluo - flux).
În 1771, prin tratarea fluoritului cu acid sulfuric, chimistul suedez K. Scheele (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) acid preparat, pe care l-a numit acid fluorhidric. om de știință francez A. Lavoisier (cm. Lavoisier Antoine Laurent) a sugerat că acest acid include un nou element chimic, pe care a propus să-l numească „fluor” (Lavoisier credea că acidul fluorhidric este un compus al fluorului cu oxigenul, deoarece, potrivit lui Lavoisier, toți acizii trebuie să conțină oxigen). Cu toate acestea, nu a putut selecta un element nou.
Noului element i s-a dat numele „fluor”, care se reflectă și în numele său latin. Dar încercările pe termen lung de a izola acest element într-o formă liberă nu au avut succes. Mulți oameni de știință care au încercat să-l obțină într-o formă gratuită au murit în timpul unor astfel de experimente sau au devenit invalidi. Aceștia sunt frații chimiști englezi T. și G. Knox, iar francezul J.-L. Gay Lussac (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis)și L. J. Tenard (cm. TENAR Louis Jacques), și multe altele. Sam G. Davy (cm. DEVI Humphrey), care a fost primul care a primit sodiu, potasiu, calciu și alte elemente în formă liberă, ca urmare a experimentelor privind producerea de fluor prin electroliză, a fost otrăvit și s-a îmbolnăvit grav. Probabil, sub impresia tuturor acestor eșecuri, în 1816, a fost propusă pentru noul element - fluor (din grecescul phtoros - distrugere, moarte) un nume asemănător ca sunet, dar cu totul diferit de înțeles. Acest nume al elementului este acceptat numai în rusă, francezii și germanii continuă să numească fluor „fluor”, britanicii - „fluor”.
Nici măcar un om de știință remarcabil ca M. Faraday nu a putut obține fluor gratuit (cm. FARADEUS Michael). Abia în 1886 chimistul francez A. Moissan (cm. moissan Henri), folosind electroliza acidului fluorhidric lichid HF, răcit la o temperatură de -23 ° C (lichidul ar trebui să conțină puțină fluorură de potasiu KF, care îi asigură conductivitatea electrică), a reușit să obțină prima porțiune dintr-un nou, extrem de reactiv. gaz la anod. În primele experimente, Moissan a folosit un electrolizor foarte scump din platină și iridiu pentru a obține fluor. În același timp, fiecare gram de fluor rezultat „a mâncat” până la 6 g de platină. Mai târziu, Moissan a început să folosească un electrolizor de cupru mult mai ieftin. Fluorul reacționează cu cuprul, dar în timpul reacției se formează o peliculă foarte subțire de fluor, care împiedică distrugerea în continuare a metalului.
Fiind în natură
Conținutul de fluor din scoarța terestră este destul de mare și se ridică la 0,095% din masă (semnificativ mai mult decât cel mai apropiat analog al fluorului din grup - clorul). (cm. CLOR)). Datorită activității chimice ridicate a fluorului în formă liberă, desigur, nu se găsește. Cele mai importante minerale de fluor sunt fluoritul (fluorspat), precum și fluorapatita 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 și criolitul (cm. CRIOLIT) Na3AlF6. Fluorul ca impuritate face parte din multe minerale și se găsește în apele subterane; în apa de mare 1,3 10 -4% fluor.
chitanta
În prima etapă de obținere a fluorului, se izolează acidul fluorhidric HF. Prepararea acidului fluorhidric și a acidului fluorhidric (cm. ACID HIDROFLORIC) acidul (fluorhidric) apare, de regulă, împreună cu prelucrarea fluorapatitei în îngrășăminte fosfatice. Acidul fluorhidric gazos format în timpul tratării fluorapatitei cu acid sulfuric este apoi colectat, lichefiat și utilizat pentru electroliză. Electroliza poate fi supusă atât unui amestec lichid de HF și KF (procesul se desfășoară la o temperatură de 15-20°C), cât și unei topituri KH 2 F 3 (la o temperatură de 70-120°C) sau un KHF 2 topitură (la o temperatură de 245-310°C).
În laborator, pentru a prepara cantități mici de fluor liber, puteți folosi fie încălzirea MnF 4, în timpul căreia fluorul este eliminat, fie încălzirea unui amestec de K 2 MnF 6 și SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2 .
Proprietati fizice si chimice
În condiții normale, fluorul este un gaz (densitate 1,693 kg/m 3) cu un miros înțepător. Punct de fierbere -188,14°C, punctul de topire -219,62°C. În stare solidă, formează două modificări: forma a, care există de la punctul de topire până la –227,60°C, și forma b, care este stabilă la temperaturi mai mici de –227,60°C.
Ca și alți halogeni, fluorul există ca molecule biatomice F2. Distanța internucleară în moleculă este de 0,14165 nm. Molecula F 2 se caracterizează printr-o energie anormal de scăzută de disociere în atomi (158 kJ/mol), care, în special, determină reactivitatea ridicată a fluorului.
Activitatea chimică a fluorului este extrem de ridicată. Dintre toate elementele cu fluor, doar trei gaze ușoare inerte nu formează fluoruri - heliu, neon și argon. În toți compușii, fluorul prezintă o singură stare de oxidare -1.
Fluorul reacționează direct cu multe substanțe simple și complexe. Deci, la contactul cu apa, fluorul reacționează cu aceasta (se spune adesea că „apa arde în fluor”):
2F 2 + 2H 2 O \u003d 4HF + O 2.
Fluorul reacţionează exploziv la contactul simplu cu hidrogenul:
H 2 + F 2 \u003d 2HF.
În acest caz, se formează fluorură de hidrogen gaz HF, care este solubil nelimitat în apă cu formarea unui acid fluorhidric relativ slab.
Fluorul interacționează cu majoritatea nemetalelor. Deci, în reacția fluorului cu grafitul, se formează compuși cu formula generală CF x, în reacția fluorului cu siliciu, fluor SiF 4 și cu bor, trifluorura BF 3. Când fluorul interacționează cu sulful, se formează compușii SF 6 și SF 4 etc. (vezi Fluoruri (cm. FLUOR)).
Sunt cunoscuți un număr mare de compuși de fluor cu alți halogeni, de exemplu, BrF 3 , IF 7 , ClF, ClF 3 și alții, în plus, bromul și iodul se aprind într-o atmosferă de fluor la temperatură obișnuită, iar clorul interacționează cu fluorul atunci când este încălzit la 200-250 ° C.
Nu reactioneaza direct cu fluor, pe langa gazele inerte indicate, si azot, oxigen, diamant, dioxid de carbon si monoxid de carbon.
Trifluorura de azot NF 3 și fluorurile de oxigen О 2 F 2 și OF 2 au fost obținute indirect, în care oxigenul are stări de oxidare neobișnuite +1 și +2.
Când fluorul interacționează cu hidrocarburile, are loc distrugerea acestora, însoțită de producerea de fluorocarburi de diferite compoziții.
Cu o ușoară încălzire (100-250°C), fluorul reacționează cu argintul, vanadiul, reniul și osmiul. Cu aur, titan, niobiu, crom și alte metale, reacția care implică fluor începe să aibă loc la temperaturi peste 300-350°C. Cu acele metale ale căror fluoruri sunt nevolatile (aluminiu, fier, cupru etc.), fluorul reacționează cu o viteză vizibilă la temperaturi peste 400-500°C.
Unele fluoruri metalice superioare, cum ar fi hexafluorura de uraniu UF6, sunt obținute prin acționarea cu fluor sau cu un agent de fluorurare cum ar fi BrF3 asupra halogenurilor inferioare, de exemplu:
UF 4 + F 2 = UF 6
Trebuie remarcat faptul că acidul fluorhidric HF deja menționat corespunde nu numai fluorurilor medii de tip NaF sau CaF 2, ci și fluorurilor acide - fluoruri de tip NaHF 2 și KHF 2.
De asemenea, au fost sintetizați un număr mare de compuși organofluorinați diferiți. (cm. compuși organofluorinați), inclusiv faimosul teflon (cm. teflon)- material, care este un polimer de tetrafluoretilenă (cm. TETRAFLUOROETILEN) .
Aplicație
Fluorul este utilizat pe scară largă ca agent de fluorurare în producerea diferitelor fluoruri (SF 6 , BF 3 , WF 6 și altele), inclusiv compuși ai gazelor inerte (cm. GAZE NOBILE) xenon și cripton (vezi Fluorurare (cm. FLUORINAȚIE)). Hexafluorura de uraniu UF 6 este utilizată pentru a separa izotopii de uraniu. Fluorul este utilizat în producția de teflon și alte fluoroplastice. (cm. fluoroplastice), cauciuc fluor (cm. cauciucuri fluorurate), substanțe și materiale organice care conțin fluor care sunt utilizate pe scară largă în inginerie, mai ales în cazurile în care este necesară rezistența la medii agresive, temperaturi ridicate etc.
Rolul biologic
Ca oligoelement (cm. MICROELEMENTE) Fluorul se găsește în toate organismele. La animale și la oameni, fluorul este prezent în țesutul osos (la om, 0,2–1,2%) și, mai ales, în dentina și smalțul dentar. Corpul unei persoane medii (greutate corporală 70 kg) conține 2,6 g fluor; necesarul zilnic este de 2-3 mg și este îndeplinit în principal cu apă de băut. Lipsa de fluor duce la apariția cariilor dentare. Prin urmare, la pastele de dinți se adaugă compuși cu fluor, introduși uneori în apa de băut. Excesul de fluor în apă este însă și dăunător sănătății. Aceasta duce la fluoroză (cm. FLUOROZA)- modificari ale structurii smaltului si tesutului osos, deformare osoasa. MPC pentru conținutul de ioni de fluor în apă este de 0,7 mg/l. Limita maximă de concentrație pentru fluor gazos în aer este de 0,03 mg/m 3 . Rolul fluorului în plante este neclar.
Dicţionar enciclopedic. 2009 .
Sinonime:Vedeți ce este „fluorul” în alte dicționare:
fluor- fluor și... Dicționar de ortografie rusă
fluor- fluor/… Dicționar de ortografie morfemică
- (lat. Fluorum) F, un element chimic din grupa VII a sistemului periodic al lui Mendeleev, număr atomic 9, masă atomică 18,998403, aparține halogenilor. Gaz galben pal cu miros înțepător, p.t. 219,699 .C, tbp? 188,200 .C, densitate 1,70 g/cm & sup3. ... ... Dicţionar enciclopedic mare
F (din greacă phthoros moarte, distrugere, lat. Fluorum * a. fluor; n. Fluor; f. fluor; și. fluor), chimic. element din grupa VII periodic. sistemul lui Mendeleev, se referă la halogeni, la. n. 9, la. m. 18,998403. În natură, 1 izotop stabil 19F... Enciclopedia Geologică
- (Fluor), F, element chimic din grupa VII a sistemului periodic, număr atomic 9, masă atomică 18,9984; se referă la halogeni; gaz, punct de fierbere 188,2shC. Fluorul este utilizat în producția de uraniu, freoni, medicamente și altele, precum și în ...... Enciclopedia modernă
