PROFILPELAJAR.COM

Флуор
	Флуор
	Флуор – бледожълт газ при нормални условия;; жълта течност при криогенни температури Бледожълт газ при нормални условия;; жълта течност при криогенни температури
	Спектрални линии на флуор Спектрални линии
	Кислород ← Флуор → Неон
	Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z	Флуор, F, 9
Група, период, блок	17, 2, p
Химическа серия	халоген
Електронна конфигурация	[He] 2s2 2p5
e- на енергийно ниво	2, 7
CAS номер	7782-41-4
Свойства на атома
Атомна маса	18,9984 u
Атомен радиус (изч.)	50 (42) pm
Ковалентен радиус	64 pm
Радиус на ван дер Ваалс	135 pm
Степен на окисление	−1
Оксид	OF2 (окислява кислорода)
Електроотрицателност; (Скала на Полинг)	3,98
Йонизационна енергия	I: 1681,0 kJ/mol; II: 3374,2 kJ/mol; III: 6050,4 kJ/mol; IV: 8407,7 kJ/mol; (още)
Физични свойства
Агрегатно състояние	газ
Алотропи	α− и β−флуор
Кристална структура	кубична
Плътност	1,696 kg/m3
Температура на топене	53,48 K (−219,52 °C)
Температура на кипене	85,03 K (−187,97 °C)
Моларен обем	11,20×10-6 m3/mol
Тройна точка	53,48 K; 9×104 Pa
Критична точка	144,41 K; 5,1724×106 Pa
Специф. топлина на изпарение	6,51 kJ/mol
Топлопроводимост	0,0259 W/(m·K)
Магнетизъм	диамагнитен
История
Наименуван	на минерала флуорит;; от латинското fluo, fluere – „течащ“, „тека“
Откритие	Андре-Мари Ампер (1810 г.)
Изолиране	Анри Моасан; (26 юни 1886 г.)
Най-дълготрайни изотопи
ε (3 %)	18O
	Флуор в Общомедия

Флуорът (на латински: Fluorum, означение F) е халогенен химичен елемент от период 2. Атомният му номер е 9, атомната маса 18,998 403 2 u, с температура на топене -219,62 °C и температура на кипене -188,12 °C. При нормални условия е отровен бледожълт газ.

История

Веществата, съдържащи флуор, са известни от XVI век.^[6] Немският алхимик Василий Валентин споменава в съчиненията си за оцветени различно камъни, наречени „шпати“ или „флюси“.

Флуорът, под формата на калциев флуорид (CaF₂), е открит през 1529 г. от Георг Агрикола.

В не особено чист вид Гей-Люсак и Луи Жак Тенар през 1809 г. получават флуороводородна киселина от флюси.^[6] Андре Ампер по-късно отхвърля теорията на Лавоазие, че киселината съдържала кислород.

Първите изследователи, опитващи се да получат чист флуор, не се предпазвали от агресивното действие на елемента. По тази причина умират Томас Нокс и П. Лайет, Георг Нокс загубва трудоспособността си за няколко години, а Гей-Люсак, Л. Тенар и Хъмфри Дейви се отровили.

През 1886 г., след 74 години на постоянни опити, Анри Моасан успява да изолира химичния елемент флуор, за което получава Нобелова награда за химия през 1906 г.

Етимология

В много страни са приети наименования, производни от латинското „fluorum“ (което произлиза на свой ред от fluere – „тека“, според споменатото свойство на флуорита да понижава температурата на топене на шлаката при извличане на метала от рудата и да увеличава течливостта на стопилката).

Наличие в природата

Флуорът е сравнително широко разпространен в земната кора, заемайки 0,095% по маса и на 12-то място сред елементите. Среща се най-вече в свързано състояние, поради изключителната си реактивоспособност, главно в съединения с калций – шпат, CaF₂, и алуминий – криолит, Na₃AlF₆. Участва и в някои природни фосфати, например флуороапатит, Ca₅(PO₄)₃F. Среща се и в природните води, под формата на разтворими соли, и в живите организми, например в зъбния емайл на човека – Ca₅(PO₄)₃F.

Физични свойства

Флуорът е бледожълт задушлив газ при нормални условия. При охлаждане до -188,14 °C се втечнява в тъмножълта течност с плътност 1,5 g/cm³, която при -219,62 °C се втърдява до светложълти кристали.^[6]

Молекулата на флуора, F₂, има ковалентна връзка, образувана чрез сдвояване на несводения 2p-електрон.

Изотопи

Природният флуор се състои от единствения си стабилен изотоп – ¹⁹F, синтезиран от звездите при термоядреното горене на водорода.^[6] Изкуствено са получени и изследвани 17 радиоактивни изотопа на флуора, от ¹⁴F до ¹⁹F, като най-дълготраен е ¹⁸F, който може да бъде получен при няколко ядрени реакции, например ¹⁸O(t,n)¹⁸F.

Химични свойства

Флуорът е най-реактивният елемент и най-лекият халоген. Електронната му конфигурация е 1s²2s²2p⁵ – прибавя се 2p-електрон спрямо кислорода. Има атомно тегло 18,9984032

Флуорът проявява постоянна -1 степен на окисление, за разлика от останалите елементи в халогенната група, защото е най-силният редуктор и неметал. Изключителната му химическа активност се дължи на много голямото му електронно сродство и слабата единична химична връзка в молекулите му. Малкият йонен радиус на F^- определя трудното изместване на флуорните атоми от съединенията, както и образуването на съединения с много плътен молекулен строеж.^[6]

Като най-активен неметал, флуорът реагира с почти всички елементи, дори с тежките благородни газове. При обикновена температура взаимодейства енергично с повечето метали, например Hg, Pb, U. Na и Ca се възпламеняват във флуорна атмосфера, както и платината при 600 – 1000 °C.^[6] Al, Fe, Cu, Ni образуват траен плътен повърхностен флуориден слой, спиращ по-нататъшно взаимодействие, но защитната му функция изчезва при нагряване. Само азотът не реагира с флуора дори и при нагряване.^[6]

Почти всички реакции на флуора са екзотермични, например взаимодействието с SiO₂ се съпровожда с възпламеняване:

{\ce {2F2 + SiO2 -> SiF4 ^ + O2}}

Флуорът реагира с водата, при което тя веднага се разлага до свободен кислород. Ако водата е предварително нагрята, тя се запалва и продължава да гори във флуорна струя с бледовиолетов пламък:^[6]

{\ce {2H2O + 2F2 -> 4HF ^ + O2}}

Съединения

Кислородни флуориди

Кислородът реагира с флуора при електрически разряд до кислороден дифлуорид – OF₂, където кислородът е от +2 степен на окисление. В обикновени условия представлява безцветен газ с мирис на озон и е силен окислител.^[6] Съединението е ендотермично и може да се получи при пропускане на газообразен F₂ в разтвор на NaOH:

{\ce {2F2 + 2NaOH -> OF2 + 2NaF + H2O}}

Известни са и други кислородни флуориди – F₂O₂ (оранжеви кристали), F₂O₃, F₃O₄. Всички те се получават при 190 – 200 °C, но те са неустойчиви и са силни окислители.

Други флуориди

С другите неметали образува множество най-различни съединения, като например SF₆, PF₅, ClF₃ и XeF₂ и други. С металите образува соли флуориди.

Заради високата си реактивоспособност, първите съединения на благородните газове са именно флуориди – XeF₂, XeF₄, XeF₆, безцветни летливи вещества, ксенонови оксофлуориди, KrF₄ и нестабилен радонов флуорид.^[6]

Флуороводород и флуороводородна киселина

С водорода флуорът образува флуороводород:

{\ce {H2 + F2 -> 2HF}}

Реакцията е силно екзотермична и протича с взрив, поради което реакцията няма практическо значение. Промишлено се получава от сярна киселина и калциев флуорид:

{\ce {CaF2 + H2SO4 -> CaSO4 + 2HF ^}}

Флуороводородът е безцветна течност с остра миризма, кипяща при 19,5 °C и кристализираща -83 °C, дими на въздух.^[6] Молекулата тетрамеризира близо до температурата на кипене с образуването на водородни връзки – (HF)₄. Сухият флуороводород не взаимодейства с повечето метали и метални оксиди, но ако реакция започне, тя продължава автокаталитично, защото се образува вода.^[6] Подобно е действието на флуородоводорода с металоидите.

Разтварянето на HF във вода е силно екзотермитен процес. Получава се флуороводордна киселина, която има средна сила. Тя разрушава стъклото, поради което се съхранява в парафинови стъклени или полиетиленови бутилки:

{\ce {Na2O.CaO.SiO2 + 28HF -> 2NaF + CaF2 + 6SiF4 + 14H2O}}

Реагира с SiF₄ до хексафлуоросилициева киселина:

{\ce {SiF4 + 2HF -> H2[SiF6]}}

Водният ѝ разтвор е силна двуосновна киселина.^[6]

Получена е и единствената кислородсъдържаща флуорна киселина – HFO, безцветна течност, кипяща между -50 и -79 °C.^[6]

Производство

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

Приложение

Флуорните съединения имат широко приложение:

При извличането на Al от бокситите, добавка от криолит значително понижава температура, което облекчава добива на алуминий.
Флуорорганичната индустриална химия започва съществуването си през 1920 г., когато американецът Тамас Мидглей открива фреоните. Те се произвеждат чрез заместване на водородни атоми с хлорни и флуорни във въглеводороди. Фреон-12 се използва в по-старите хладилници като изстудяващо средство. Флуорполимерите са изключително устойчиви по отношение на агресивни реагенти. Те са открити случайно от американеца Рой Планкет. Тефлонът е химически неутрален и има лоша топла- и електропроводимост. Други полимери с практическо приложение са политрифлуороетиленът и поливинилфлуоридът.^[6]
Първото комерсиално използване на флуора е проектът „Манхатън“ за създаването на атомна бомба през Втората световна война. За да бъдат разделени двата изотопа на урана – U-235 и U-238 – е използван уранов хексафлуорид (UF₆).
Флуорапатитът, Ca₅(PO₄)₃F, образува кристали, които се включват в емайла и му придават по-висока киселинна устойчивост. NaF, NH₄F, SnF₄ се използват в пасти, разтвори или гелове за зъби с цел предпазване от кариес.

Биологични ефекти

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

Флуорът е отровен, а парите на HF силно разяждат слизестите ципи на дихателните пътища.

Техника на безопасност

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

Източници

↑ ^а ^б ^в ^г ^д ^е Fluorine // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Т. 15. Weinheim, Wiley-VCH, 2000. ISBN 3527306730. DOI:10.1002/14356007.a11_293. p. 381 – 395. (на английски)
↑ Dean, John A. Lange's Handbook of Chemistry. 15th. New York, McGraw-Hill, 1999. ISBN 0-07-016190-9. (на английски)
↑ ^а ^б ^в ^г Handbook of Chemistry and Physics. 92nd. Boca Raton, CRC Press, 2011. ISBN 1-4398-5511-0. (на английски)
↑ Fluorine // Matheson Gas Data Book. 7th. Parsippany, Matheson Tri-Gas, 2001. ISBN 978-0-07-135854-5. (на английски)
↑ Mackay, Kenneth Malcolm, Mackay, Rosemary Ann, Henderson, W. Introduction to Modern Inorganic Chemistry. 6th. Cheltenham, Nelson Thornes, 2002. ISBN 0-7487-6420-8. (на английски)
↑ ^а ^б ^в ^г ^д ^е ^ж ^з ^и ^к ^л ^м ^н ^о ^п Лефтеров, Димитър. Химичните елементи и техните изтопи. София, Издателство ан БАН „Проф. Марн Дринов“, 2015. ISBN 978-954-322-831-7. с. 334 – 340.