Halogény sú najreaktívnejšou skupinou prvkov v periodickej tabuľke prvkov. Skladajú sa z molekúl s veľmi nízkymi energiami disociácie väzieb (pozri tabuľku 16.1) a ich atómy majú vo vonkajšom obale sedem elektrónov, a preto sú veľmi elektronegatívne. Fluór je najviac elektronegatívny a najreaktívnejší nekovový prvok v periodickej tabuľke prvkov. Reaktivita halogénov postupne klesá, keď sa pohybujete smerom k spodnej časti skupiny. V ďalšej časti sa budeme zaoberať schopnosťou halogénov oxidovať kovy a nekovy a ukážeme, ako táto schopnosť klesá v smere od fluóru k jódu.
Halogény ako oxidačné činidlá
Pri prechode plynného sírovodíka cez chlórovú vodu sa vyzráža síra. Reakcia prebieha podľa rovnice
Pri tejto reakcii chlór oxiduje sírovodík a odoberá z neho vodík. Chlór tiež oxiduje na Napríklad, ak zmiešate chlór s vodným roztokom síranu trepaním, vytvorí sa síran
Oxidačná polovičná reakcia, ku ktorej dochádza v tomto prípade, je opísaná rovnicou
Ako ďalší príklad oxidačného pôsobenia chlóru uvádzame syntézu chloridu sodného spaľovaním sodíka v chlóre:
Pri tejto reakcii sa sodík oxiduje, pretože každý atóm sodíka stráca elektrón za vzniku sodíkového iónu:
Chlór pripája tieto elektróny a vytvára chloridové ióny:
Tabuľka 16.3. Štandardné elektródové potenciály halogénov
Tabuľka 16.4. Štandardné entalpie tvorby halogenidov sodných
Všetky halogény sú oxidačné činidlá, z ktorých najsilnejším oxidačným činidlom je fluór. V tabuľke. 16.3 sú znázornené štandardné elektródové potenciály halogénov. Z tejto tabuľky je vidieť, že oxidačná sila halogénov smerom k spodnej časti skupiny postupne klesá. Tento vzor možno demonštrovať pridaním roztoku bromidu draselného do nádoby s plynným chlórom. Chlór oxiduje bromidové ióny, čo vedie k tvorbe brómu; to spôsobí, že sa v predtým bezfarebnom roztoku objaví farba:
Je teda možné vidieť, že chlór je silnejšie oxidačné činidlo ako bróm. Podobne, ak sa roztok jodidu draselného zmieša s brómom, vytvorí sa čierna zrazenina tuhého jódu. To znamená, že bróm oxiduje jodidové ióny:
Obe opísané reakcie sú príkladmi vytesňovacích (substitučných) reakcií. V každom prípade, čím reaktívnejší, to znamená silnejšie oxidačné činidlo, halogén vytláča z roztoku menej reaktívny halogén.
Oxidácia kovov. Halogény ľahko oxidujú kovy. Fluór ľahko oxiduje všetky kovy okrem zlata a striebra. Už sme spomenuli, že chlór oxiduje sodík a vytvára s ním chlorid sodný. Aby sme uviedli ďalší príklad, keď prúd plynného chlóru prechádza cez povrch vyhrievaných železných pilín, vytvára sa hnedý pevný chlorid:
Dokonca aj jód je schopný, aj keď pomaly, oxidovať kovy pod ním v elektrochemickom rade. Ľahkosť oxidácie kovov rôznymi halogénmi klesá pri prechode do spodnej časti skupiny VII. Dá sa to overiť porovnaním energií tvorby halogenidov z počiatočných prvkov. V tabuľke. 16.4 ukazuje štandardné entalpie tvorby halogenidov sodných v poradí pohybu na spodok skupiny.
Oxidácia nekovov. S výnimkou dusíka a väčšiny vzácnych plynov oxiduje fluór všetky ostatné nekovy. Chlór reaguje s fosforom a sírou. Uhlík, dusík a kyslík nereagujú priamo s chlórom, brómom alebo jódom. Relatívnu reaktivitu halogénov k nekovom možno posúdiť porovnaním ich reakcií s vodíkom (tabuľka 16.5).
Oxidácia uhľovodíkov. Za určitých podmienok halogény oxidujú uhľovodíky.
Tabuľka 16.5. Reakcie halogénov s vodíkom
doručenie. Napríklad chlór úplne odstraňuje vodík z molekuly terpentínu:
Oxidácia acetylénu môže pokračovať výbuchom:
Reakcie s vodou a zásadami
Fluór reaguje so studenou vodou za vzniku fluorovodíka a kyslíka:
Chlór sa pomaly rozpúšťa vo vode a vytvára chlórovú vodu. Chlórová voda má miernu kyslosť v dôsledku skutočnosti, že v nej dochádza k disproporcionácii (pozri časť 10.2) chlóru za vzniku kyseliny chlorovodíkovej a kyseliny chlórnej:
Bróm a jód disproporcionujú vo vode podobným spôsobom, ale miera disproporcionácie vo vode klesá z chlóru na jód.
Chlór, bróm a jód sú tiež v nepomere v zásadách. Napríklad v studenej zriedenej alkálii sa bróm disproporcionuje na bromidové ióny a bromičnaté ióny (bromátové ióny):
Keď bróm interaguje s horúcimi koncentrovanými zásadami, disproporcionácia pokračuje ďalej:
Jodičnan (I) alebo joditanový ión je nestabilný aj v studených zriedených zásadách. Spontánne disproporcionuje a vytvára jodidový ión a jodičnanový ión.
Reakcia fluóru s alkáliami, podobne ako jeho reakcia s vodou, nie je podobná podobným reakciám iných halogénov. V studenej zriedenej alkálii prebieha nasledujúca reakcia:
V horúcej koncentrovanej alkálii prebieha reakcia s fluórom takto:
Analýza na halogény a za účasti halogénov
Kvalitatívna a kvantitatívna analýza halogénov sa zvyčajne vykonáva pomocou roztoku dusičnanu strieborného. napríklad
Na kvalitatívne a kvantitatívne stanovenie jódu sa môže použiť roztok škrobu. Keďže jód je veľmi málo rozpustný vo vode, zvyčajne sa analyzuje v prítomnosti jodidu draselného. Je to spôsobené tým, že jód tvorí s jodidovým iónom rozpustný trijodidový ión.
Roztoky jódu s jodidmi sa používajú na analytické stanovenie napríklad rôznych redukčných činidiel, ale aj niektorých oxidačných činidiel, napr.. Oxidačné činidlá posúvajú vyššie uvedenú rovnováhu doľava a uvoľňujú jód. Jód sa potom titruje tiosíranom (VI).
Tak si to zopakujme!
1. Atómy všetkých halogénov majú vo svojom vonkajšom obale sedem elektrónov.
2. Na získanie halogénov v laboratóriu je možné použiť oxidáciu zodpovedajúcich halogénvodíkových kyselín.
3. Halogény oxidujú kovy, nekovy a uhľovodíky.
4. Halogény disproporcionálne vo vode a zásadách tvoria halogenidové ióny, hypohalogenit a halogenát (-ióny.
5. Vzorce zmien fyzikálnych a chemických vlastností halogénov pri prechode na koniec skupiny sú uvedené v tabuľke. 16.6.
Tabuľka 16.6. Vzorce zmien vlastností halogénov pri zvyšovaní atómového čísla
6. Fluór má anomálne vlastnosti medzi ostatnými halogénmi z nasledujúcich dôvodov:
a) má nízku energiu disociácie väzby;
b) v zlúčeninách fluóru existuje iba v jednom oxidačnom stave;
c) fluór je elektronegatívny a najreaktívnejší spomedzi všetkých nekovových prvkov;
d) jeho reakcie s vodou a zásadami sa líšia od podobných reakcií iných halogénov.
Atóm vodíka má elektrónový vzorec vonkajšej (a jedinej) elektronickej úrovne 1 s jeden . Na jednej strane prítomnosťou jedného elektrónu na vonkajšej elektrónovej úrovni je atóm vodíka podobný atómom alkalického kovu. Avšak, rovnako ako halogénom, chýba iba jeden elektrón na vyplnenie vonkajšej elektronickej úrovne, pretože na prvej elektronickej úrovni sa nemôžu nachádzať viac ako 2 elektróny. Ukazuje sa, že vodík môže byť umiestnený súčasne v prvej aj predposlednej (siedmej) skupine periodickej tabuľky, čo sa niekedy robí v rôznych verziách periodického systému:
Z hľadiska vlastností vodíka ako jednoduchej látky má predsa len viac spoločného s halogénmi. Vodík, rovnako ako halogény, je nekov a podobne ako oni tvorí dvojatómové molekuly (H 2).
Za normálnych podmienok je vodík plynná, neaktívna látka. Nízka aktivita vodíka sa vysvetľuje vysokou pevnosťou väzby medzi atómami vodíka v molekule, ktorá si na jej rozbitie vyžaduje buď silné zahrievanie, alebo použitie katalyzátorov, prípadne oboch súčasne.
Interakcia vodíka s jednoduchými látkami
s kovmi
Z kovov vodík reaguje len s alkáliami a alkalickými zeminami! Alkalické kovy zahŕňajú kovy hlavnej podskupiny skupiny I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) a kovy alkalických zemín sú kovy hlavnej podskupiny skupiny II, okrem berýlia a horčíka (Ca, Sr, Ba , Ra)
Pri interakcii s aktívnymi kovmi vodík vykazuje oxidačné vlastnosti, t.j. znižuje jeho oxidačný stav. V tomto prípade vznikajú hydridy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ktoré majú iónovú štruktúru. Reakcia prebieha pri zahrievaní:
Treba poznamenať, že interakcia s aktívnymi kovmi je jediným prípadom, keď je molekulárny vodík H2 oxidačným činidlom.
s nekovmi
Z nekovov vodík reaguje len s uhlíkom, dusíkom, kyslíkom, sírou, selénom a halogénmi!
Pod uhlíkom treba rozumieť grafit alebo amorfný uhlík, keďže diamant je extrémne inertná alotropická modifikácia uhlíka.
Pri interakcii s nekovmi môže vodík vykonávať iba funkciu redukčného činidla, to znamená, že môže iba zvýšiť svoj oxidačný stav:
Interakcia vodíka s komplexnými látkami
s oxidmi kovov
Vodík nereaguje s oxidmi kovov, ktoré sú v rade aktivít kovov až po hliník (vrátane), je však schopný redukovať mnohé oxidy kovov napravo od hliníka pri zahrievaní:
s oxidmi nekovov
Z oxidov nekovov reaguje vodík pri zahrievaní s oxidmi dusíka, halogénmi a uhlíkom. Zo všetkých interakcií vodíka s oxidmi nekovov je potrebné poznamenať najmä jeho reakciu s oxidom uhoľnatým CO.
Zmes CO a H2 má dokonca svoj vlastný názov - „syntézny plyn“, pretože v závislosti od podmienok z nej možno získať také požadované priemyselné produkty, ako je metanol, formaldehyd a dokonca aj syntetické uhľovodíky:
s kyselinami
Vodík nereaguje s anorganickými kyselinami!
Z organických kyselín reaguje vodík len s nenasýtenými kyselinami, ako aj s kyselinami obsahujúcimi funkčné skupiny redukovateľné vodíkom, najmä aldehydové, keto alebo nitroskupiny.
so soľami
V prípade vodných roztokov solí nedochádza k ich interakcii s vodíkom. Pri prechode vodíka cez tuhé soli niektorých kovov strednej a nízkej aktivity je však možná ich čiastočná alebo úplná redukcia, napr.
Chemické vlastnosti halogénov
Halogény sú chemické prvky skupiny VIIA (F, Cl, Br, I, At), ako aj jednoduché látky, ktoré tvoria. V ďalšom texte, pokiaľ nie je uvedené inak, sa halogény budú chápať ako jednoduché látky.
Všetky halogény majú molekulárnu štruktúru, čo vedie k nízkym bodom topenia a varu týchto látok. Halogénové molekuly sú dvojatómové, t.j. ich vzorec možno zapísať vo všeobecnom tvare ako Hal2.
Treba poznamenať takú špecifickú fyzikálnu vlastnosť jódu, ako je jeho schopnosť sublimácia alebo inými slovami, sublimácia. sublimácia, nazývajú jav, pri ktorom sa látka v pevnom skupenstve pri zahrievaní neroztopí, ale obchádzajúc kvapalnú fázu okamžite prechádza do plynného stavu.
Elektrónová štruktúra vonkajšej energetickej hladiny atómu ľubovoľného halogénu má tvar ns 2 np 5, kde n je číslo periódy periodickej tabuľky, v ktorej sa halogén nachádza. Ako vidíte, z osemelektrónového vonkajšieho obalu atómov halogénu chýba iba jeden elektrón. Z toho je logické predpokladať prevažne oxidačné vlastnosti voľných halogénov, čo sa potvrdzuje aj v praxi. Ako viete, elektronegativita nekovov klesá pri pohybe nadol v podskupine, a preto aktivita halogénov klesá v sérii:
F2 > Cl2 > Br2 > I2
Interakcia halogénov s jednoduchými látkami
Všetky halogény sú vysoko reaktívne a reagujú s väčšinou jednoduchých látok. Treba si však uvedomiť, že fluór môže vďaka svojej extrémne vysokej reaktivite reagovať aj s tými jednoduchými látkami, s ktorými iné halogény reagovať nedokážu. Medzi takéto jednoduché látky patrí kyslík, uhlík (diamant), dusík, platina, zlato a niektoré vzácne plyny (xenón a kryptón). Tie. vlastne, fluór nereaguje len s niektorými vzácnymi plynmi.
Zvyšné halogény, t.j. chlór, bróm a jód sú tiež účinné látky, ale menej účinné ako fluór. Reagujú takmer so všetkými jednoduchými látkami okrem kyslíka, dusíka, uhlíka vo forme diamantu, platiny, zlata a vzácnych plynov.
Interakcia halogénov s nekovmi
vodík
Všetky halogény reagujú s vodíkom za vzniku halogenovodíky so všeobecným vzorcom HHal. Reakcia fluóru s vodíkom zároveň začína spontánne aj v tme a pokračuje výbuchom v súlade s rovnicou:
Reakcia chlóru s vodíkom môže byť iniciovaná intenzívnym ultrafialovým žiarením alebo zahrievaním. Úniky aj s výbuchom:
Bróm a jód reagujú s vodíkom iba pri zahrievaní a zároveň je reakcia s jódom reverzibilná:
fosfor
Interakcia fluóru s fosforom vedie k oxidácii fosforu na najvyšší oxidačný stav (+5). V tomto prípade dochádza k tvorbe fluoridu fosforečného:
Pri interakcii chlóru a brómu s fosforom je možné získať halogenidy fosforu v oxidačnom stave + 3 aj v oxidačnom stave + 5, čo závisí od pomerov reaktantov:
V prípade bieleho fosforu v atmosfére fluóru, chlóru alebo tekutého brómu sa reakcia spustí spontánne.
Interakcia fosforu s jódom môže viesť k tvorbe iba jodidu fosforitého v dôsledku výrazne nižšej oxidačnej schopnosti ako ostatné halogény:
sivá
Fluór oxiduje síru na najvyšší oxidačný stupeň +6, pričom vzniká hexafluorid sírový:
Chlór a bróm reagujú so sírou a vytvárajú zlúčeniny obsahujúce síru v oxidačných stavoch, ktoré sú pre ňu mimoriadne neobvyklé +1 a +2. Tieto interakcie sú veľmi špecifické a schopnosť zapísať si rovnice týchto interakcií nie je potrebná na absolvovanie skúšky z chémie. Nasledujúce tri rovnice sú preto uvedené skôr ako návod:
Interakcia halogénov s kovmi
Ako bolo uvedené vyššie, fluór je schopný reagovať so všetkými kovmi, dokonca aj s takými neaktívnymi, ako je platina a zlato:
Zvyšné halogény reagujú so všetkými kovmi okrem platiny a zlata:
Reakcie halogénov s komplexnými látkami
Substitučné reakcie s halogénmi
Aktívnejšie halogény, t.j. ktorých chemické prvky sú umiestnené vyššie v periodickej tabuľke, sú schopné vytesniť menej aktívne halogény z halogenovodíkových kyselín a halogenidov kovov, ktoré tvoria:
Podobne bróm a jód vytláčajú síru z roztokov sulfidov a/alebo sírovodíka:
Chlór je silnejšie oxidačné činidlo a oxiduje sírovodík vo svojom vodnom roztoku nie na síru, ale na kyselinu sírovú:
Interakcia halogénov s vodou
Voda horí vo fluóre modrým plameňom v súlade s reakčnou rovnicou:
Bróm a chlór reagujú s vodou inak ako fluór. Ak fluór pôsobil ako oxidačné činidlo, potom chlór a bróm disproporcionálne vo vode tvoria zmes kyselín. V tomto prípade sú reakcie reverzibilné:
Interakcia jódu s vodou prebieha v takej zanedbateľnej miere, že ju možno zanedbať a považovať ju za neprebiehajúcu vôbec.
Interakcia halogénov s alkalickými roztokmi
Fluór pri interakcii s vodným roztokom zásady opäť pôsobí ako oxidačné činidlo:
Schopnosť napísať túto rovnicu nie je potrebná na úspešné absolvovanie skúšky. Stačí poznať fakt o možnosti takejto interakcie a oxidačnej úlohe fluóru pri tejto reakcii.
Na rozdiel od fluóru sú zvyšné halogény v alkalických roztokoch disproporcionálne, to znamená, že súčasne zvyšujú a znižujú svoj oxidačný stav. Súčasne je v prípade chlóru a brómu v závislosti od teploty možný prietok v dvoch rôznych smeroch. Najmä v chlade prebiehajú reakcie takto:
a pri zahrievaní:
Jód reaguje s alkáliami výlučne podľa druhej možnosti, t.j. s tvorbou jodičnanu, pretože hypojodit je nestabilný nielen pri zahrievaní, ale aj pri bežných teplotách a dokonca aj v chlade.
Fluór
FLUÓR-a; m.[z gréčtiny. phthoros – smrť, zničenie] Chemický prvok (F), svetložltý plyn s prenikavým zápachom. Pridajte do pitnej vody f.
fluór(lat. Fluorum), chemický prvok skupiny VII periodického systému, označuje halogény. Voľný fluór pozostáva z dvojatómových molekúl (F 2); svetložltý plyn so štipľavým zápachom t pl –219,699 °C, t balík –188,200°C, hustota 1,7 g/l. Najaktívnejší nekov: reaguje so všetkými prvkami okrem hélia, neónu a argónu. Interakcia fluóru s mnohými látkami sa ľahko mení na horenie a výbuch. Fluór ničí mnoho materiálov (odtiaľ názov: grécky phthóros - ničenie). Hlavnými minerálmi sú fluorit, kryolit, fluorapatit. Fluór sa používa na získanie organofluórových zlúčenín a fluoridov; fluór je súčasťou tkanív živých organizmov (kosti, zubná sklovina).
FLUÓRFLUÓR (lat. Fluorum), F (čítaj "fluór"), chemický prvok s atómovým číslom 9, atómová hmotnosť 18,998403. Prírodný fluór pozostáva z jedného stabilného nuklidu (cm. NUKLID) 19 F. Konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy 2 s 2
p 5
. V zlúčeninách vykazuje iba oxidačný stav –1 (valencia I). Fluór sa nachádza v druhej perióde v skupine VIIA periodického systému prvkov Mendelejeva, označuje halogény (cm. HALOGÉNY).
Polomer neutrálneho atómu fluóru je 0,064 nm, polomer iónu F je 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) a 0,119 (6) nm (hodnota koordinačného čísla je uvedená v zátvorkách) . Postupné ionizačné energie neutrálneho atómu fluóru sú 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 a 114,2 eV. Elektrónová afinita 3,448 eV (najväčšia spomedzi atómov zo všetkých prvkov). Podľa Paulingovej stupnice je elektronegativita fluóru 4 (najvyššia hodnota spomedzi všetkých prvkov). Fluór je najaktívnejší nekov.
Vo svojej voľnej forme je fluór bezfarebný plyn s štipľavým, dusivým zápachom.
História objavov
História objavu fluóru je spojená s minerálom fluoritom (cm. FLUORIT) alebo kazivec. Zloženie tohto minerálu, ako je dnes známe, zodpovedá vzorcu CaF2 a je to prvá látka obsahujúca fluór, ktorú človek začal používať. V dávnych dobách sa zistilo, že ak sa do rudy počas tavenia kovu pridá fluorit, teplota topenia rudy a trosky sa zníži, čo značne uľahčuje proces (odtiaľ názov minerálu - z latinského fluo - flow).
V roku 1771 švédsky chemik K. Scheele úpravou fluoritu kyselinou sírovou (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) pripravená kyselina, ktorú nazval kyselina fluorovodíková. Francúzsky vedec A. Lavoisier (cm. Lavoisier Antoine Laurent) navrhol, že táto kyselina obsahuje nový chemický prvok, ktorý navrhol nazvať „fluór“ (Lavoisier veril, že kyselina fluorovodíková je zlúčenina fluóru s kyslíkom, pretože podľa Lavoisiera musia všetky kyseliny obsahovať kyslík). Nepodarilo sa mu však vybrať nový prvok.
Nový prvok dostal názov „fluor“, ktorý sa odráža aj v jeho latinskom názve. Ale dlhodobé pokusy o izoláciu tohto prvku vo voľnej forme neboli úspešné. Mnoho vedcov, ktorí sa ho pokúsili získať vo voľnej forme, počas takýchto experimentov zomrelo alebo sa stali invalidmi. Ide o anglických chemikov bratov T. a G. Knoxovcov a francúzskych J.-L. Gay Lussac (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis) a L. J. Tenard (cm. TENAR Louis Jacques), a veľa ďalších. Sam G. Davy (cm. DEVI Humphrey), ktorý ako prvý prijímal sodík, draslík, vápnik a ďalšie prvky vo voľnej forme, v dôsledku pokusov na výrobu fluóru elektrolýzou sa otrávil a vážne ochorel. Pravdepodobne pod dojmom všetkých týchto zlyhaní bol v roku 1816 pre nový prvok - fluór (z gréckeho phtoros - zničenie, smrť) navrhnutý názov podobný zvukom, ale úplne odlišným významom. Tento názov prvku je akceptovaný iba v ruštine, Francúzi a Nemci naďalej nazývajú fluór „fluór“, Briti - „fluór“.
Ani taký vynikajúci vedec ako M. Faraday nedokázal získať voľný fluór (cm. FARADEUS Michael). Až v roku 1886 francúzsky chemik A. Moissan (cm. Moissan Henri), pomocou elektrolýzy kvapalného fluorovodíka HF, ochladeného na teplotu -23°C (kvapalina by mala obsahovať trochu fluoridu draselného KF, ktorý zabezpečuje jej elektrickú vodivosť), sa podarilo získať prvú časť nového, mimoriadne reaktívneho plyn na anóde. V prvých experimentoch použil Moissan na získanie fluóru veľmi drahý elektrolyzér vyrobený z platiny a irídia. Zároveň každý gram vzniknutého fluóru „zožral“ až 6 g platiny. Neskôr Moissan začal používať oveľa lacnejší medený elektrolyzér. Fluór reaguje s meďou, no pri reakcii sa vytvorí veľmi tenký film fluoridu, ktorý bráni ďalšej deštrukcii kovu.
Byť v prírode
Obsah fluóru v zemskej kôre je pomerne vysoký a dosahuje 0,095% hmotnosti (výrazne viac ako najbližší analóg fluóru v skupine - chlór (cm. CHLÓR)). Vzhľadom na vysokú chemickú aktivitu fluóru vo voľnej forme sa samozrejme nenachádza. Najdôležitejšími fluórovými minerálmi sú fluorit (kazivec), ako aj fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 a kryolit (cm. KRYOLIT) Na3AlF6. Fluór ako nečistota je súčasťou mnohých minerálov a nachádza sa v podzemných vodách; v morskej vode 1,3 10 -4 % fluóru.
Potvrdenie
V prvom stupni získavania fluóru sa izoluje fluorovodík HF. Príprava fluorovodíka a kyseliny fluorovodíkovej (cm. KYSELINA fluorovodíková) kyselina (fluorovodíková) sa spravidla vyskytuje spolu so spracovaním fluorapatitu na fosfátové hnojivá. Plynný fluorovodík vznikajúci pri spracovaní fluorapatitu kyselinou sírovou sa potom zbiera, skvapalňuje a používa na elektrolýzu. Elektrolýzu je možné podrobiť kvapalnej zmesi HF a KF (proces sa vykonáva pri teplote 15-20 °C) a tavenine KH2F3 (pri teplote 70-120 °C) alebo Tavenina KHF2 (pri teplote 245-310 °C).
V laboratóriu môžete na prípravu malého množstva voľného fluóru použiť buď zahrievanie MnF 4, pri ktorom sa fluór eliminuje, alebo zahrievanie zmesi K 2 MnF 6 a SbF 5:
2K2MnF6 + 4SbF5 = 4KSbF6 + 2MnF3 + F2.
Fyzikálne a chemické vlastnosti
Za normálnych podmienok je fluór plyn (hustota 1,693 kg / m 3) so štipľavým zápachom. Teplota varu -188,14 °C, teplota topenia -219,62 °C. V tuhom stave tvorí dve modifikácie: a-formu, ktorá existuje od teploty topenia do –227,60 °C, a b-formu, ktorá je stabilná pri teplotách nižších ako –227,60 °C.
Podobne ako iné halogény, aj fluór existuje ako dvojatómové molekuly F2. Internukleárna vzdialenosť v molekule je 0,14165 nm. Molekula F 2 sa vyznačuje anomálne nízkou energiou disociácie na atómy (158 kJ/mol), čo podmieňuje najmä vysokú reaktivitu fluóru.
Chemická aktivita fluóru je extrémne vysoká. Zo všetkých prvkov s fluórom len tri ľahké inertné plyny netvoria fluoridy – hélium, neón a argón. Vo všetkých zlúčeninách má fluór iba jeden oxidačný stav -1.
Fluór priamo reaguje s mnohými jednoduchými a zložitými látkami. Takže pri kontakte s vodou s ňou fluór reaguje (často sa hovorí, že „voda horí vo fluóre“):
2F2 + 2H20 \u003d 4HF + O2.
Fluór explozívne reaguje pri jednoduchom kontakte s vodíkom:
H2 + F2 \u003d 2HF.
V tomto prípade vzniká plynný fluorovodík HF, ktorý je neobmedzene rozpustný vo vode za tvorby relatívne slabej kyseliny fluorovodíkovej.
Fluór interaguje s väčšinou nekovov. Takže pri reakcii fluóru s grafitom vznikajú zlúčeniny všeobecného vzorca CFx, pri reakcii fluóru s kremíkom fluorid SiF4 a s bórom trifluorid BF3. Pri interakcii fluóru so sírou vznikajú zlúčeniny SF 6 a SF 4 atď. (pozri Fluoridy (cm. FLUORID)).
Je známe veľké množstvo zlúčenín fluóru s inými halogénmi, napríklad BrF3, IF7, ClF, ClF3 a ďalšie, navyše bróm a jód sa vznietia vo fluórovej atmosfére pri bežnej teplote a chlór interaguje s fluórom pri zahriatí na 200-250 °C.
Nereagujte priamo s fluórom, okrem uvedených inertných plynov aj s dusíkom, kyslíkom, diamantom, oxidom uhličitým a oxidom uhoľnatým.
Nepriamo sa získali fluorid dusitý NF 3 a fluoridy kyslíka О 2 F 2 a OF 2, v ktorých má kyslík neobvyklé oxidačné stavy +1 a +2.
Pri interakcii fluóru s uhľovodíkmi dochádza k ich deštrukcii sprevádzanej tvorbou fluórovaných uhľovodíkov rôzneho zloženia.
Pri miernom zahriatí (100-250°C) fluór reaguje so striebrom, vanádom, réniom a osmiom. So zlatom, titánom, nióbom, chrómom a niektorými ďalšími kovmi začína reakcia s fluórom prebiehať pri teplotách nad 300-350°C. S tými kovmi, ktorých fluoridy sú neprchavé (hliník, železo, meď atď.), fluór reaguje značnou rýchlosťou pri teplotách nad 400-500 °C.
Niektoré fluoridy vyšších kovov, ako je hexafluorid uránu UF6, sa získavajú pôsobením fluóru alebo fluoračného činidla, ako je BrF3, na nižšie halogenidy, napríklad:
UF4 + F2 = UF6
Treba si uvedomiť, že už spomínaná kyselina fluorovodíková HF zodpovedá nielen stredným fluoridom typu NaF alebo CaF 2, ale aj kyslým fluoridom - hydrofluoridom typu NaHF 2 a KHF 2.
Bol tiež syntetizovaný veľký počet rôznych organofluórových zlúčenín. (cm. organofluórové zlúčeniny), vrátane slávneho teflónu (cm. TEFLÓN)- materiál, ktorý je polymérom tetrafluóretylénu (cm. TETRAFLUÓRETYLÉN) .
Aplikácia
Fluór je široko používaný ako fluoračné činidlo pri výrobe rôznych fluoridov (SF 6 , BF 3 , WF 6 a ďalších), vrátane zlúčenín inertných plynov (cm. ušľachtilé plyny) xenón a kryptón (pozri Fluorácia (cm. FLUORINÁCIA)). Hexafluorid uránu UF 6 sa používa na separáciu izotopov uránu. Fluór sa používa pri výrobe teflónu a iných fluoroplastov. (cm. Fluoroplasty), fluorokaučuk (cm. fluorokaučuky), organické látky a materiály s obsahom fluóru, ktoré majú široké využitie v technike najmä v prípadoch, kde sa vyžaduje odolnosť voči agresívnym médiám, vysokým teplotám a pod.
Biologická úloha
Ako stopový prvok (cm. MIKROELEMENTY) Fluorid sa nachádza vo všetkých organizmoch. U zvierat a ľudí je fluór prítomný v kostnom tkanive (u ľudí 0,2–1,2 %) a najmä v dentíne a zubnej sklovine. Telo priemerného človeka (telesná hmotnosť 70 kg) obsahuje 2,6 g fluóru; denná potreba je 2-3 mg a uspokojuje sa hlavne pitnou vodou. Nedostatok fluoridu vedie k zubnému kazu. Preto sa zlúčeniny fluóru pridávajú do zubných pást, niekedy sa zavádzajú do pitnej vody. Nadbytok fluoridu vo vode je však aj zdraviu škodlivý. Vedie k fluoróze (cm. FLUORÓZA)- zmeny v štruktúre skloviny a kostného tkaniva, deformácia kostí. MPC pre obsah fluoridových iónov vo vode je 0,7 mg/l. Maximálny limit koncentrácie plynného fluóru v ovzduší je 0,03 mg/m 3 . Úloha fluóru v rastlinách je nejasná.
encyklopedický slovník. 2009 .
Synonymá:Pozrite sa, čo je „fluór“ v iných slovníkoch:
fluór- fluór a... ruský pravopisný slovník
fluór- fluór/… Morfemický pravopisný slovník
- (lat. Fluorum) F, chemický prvok skupiny VII periodického systému Mendelejeva, atómové číslo 9, atómová hmotnosť 18,998403, sa vzťahuje na halogény. Bledožltý plyn so štipľavým zápachom, t.t. 219,699 .C, tbp? 188,200 .C, hustota 1,70 g/cm & sup3. ... ... Veľký encyklopedický slovník
F (z gr. phthoros smrť, zničenie, lat. Fluorum * a. fluór; n. Fluor; f. fluór; a. fluór), chem. prvok skupiny VII periodický. Mendelejevov systém, odkazuje na halogény, at. n. 9, o. m, 18,998403. V prírode je 1 stabilný izotop 19F ... Geologická encyklopédia
- (Fluorum), F, chemický prvok skupiny VII periodickej sústavy, atómové číslo 9, atómová hmotnosť 18,9984; znamená halogény; plyn, bod varu 188,2 shC. Fluór sa používa pri výrobe uránu, freónov, liekov a iných, ako aj v ... ... Moderná encyklopédia
