Reakcija fluora z vodo. Oglejte si, kaj je "fluor" v drugih slovarjih. Interakcija halogenov s preprostimi snovmi

Odzivi odraslih Mnogi starši ne vedo vedno, kako se odzvati na dejanja in nekatere od svojih otrok. Ko naletimo na težave, se odzovemo na tri različne načine.1. Delamo se, da se ni nič zgodilo.2. Identificiramo sovražnika in napademo.3. Resnični smo

Fluor

FLUOR-A; m.[iz grščine phthoros - smrt, uničenje] Kemični element (F), svetlo rumen plin z ostrim vonjem. Dodajte v pitno vodo f.

(lat. Fluorum), kemijski element VII periodni sistem, se nanaša na halogene. Prosti fluor je sestavljen iz dvoatomnih molekul (F 2); bledo rumen plin z ostrim vonjem, t pl –219,699 °C, t kip –188.200°C, gostota 1,7 g/l. Najbolj aktivna nekovina: reagira z vsemi elementi razen s helijem, neonom in argonom. Medsebojno delovanje fluora s številnimi snovmi zlahka povzroči vžig in eksplozijo. Fluor uniči številne materiale (od tod tudi ime: grško phthóros – uničenje). Glavni minerali so fluorit, kriolit, fluorapatit. Fluor se uporablja za proizvodnjo organofluorovih spojin in fluoridov; fluor je del tkiv živih organizmov (kosti, zobna sklenina).

FLUOR (lat. Fluorum), F (izg. "fluor"), kemični element z atomskim številom 9, atomska masa 18.998403. Naravni fluor je sestavljen iz enega stabilnega nuklida (cm. NUKLID) 19 F. Konfiguracija zunanje elektronske plasti 2 s 2 str 5 . V spojinah izkazuje le oksidacijsko stanje –1 (valenca I). Fluor se nahaja v drugi periodi v skupini VIIA Mendelejevega periodnega sistema elementov in spada med halogene. (cm. HALOGEN).
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 (vrednost koordinacijskega števila je navedena v oklepajih) .
Energije sekvenčne ionizacije nevtralnega atoma fluora so 17,422, 34,987, 62,66, 87,2 in 114,2 eV. Elektronska afiniteta 3,448 eV (najvišja med atomi vseh elementov). Na Paulingovi lestvici ima fluor elektronegativnost 4 (najvišja vrednost od vseh elementov). Fluor je najbolj aktivna nekovina. V prosti obliki je fluor brezbarven plin
Zgodovina odkritja
Zgodovina odkritja fluora je povezana z mineralom fluoritom (cm. FLUORIT), ali fluorit. Sestava tega minerala, kot je zdaj znano, ustreza formuli CaF 2 in je prva snov, ki vsebuje fluor, ki jo je človek začel uporabljati. V starih časih je bilo ugotovljeno, da če med taljenjem kovine rudi dodamo fluorit, se tališče rude in žlindre zniža, kar močno olajša proces (od tod tudi ime minerala - iz latinščine fluo - tok).
Leta 1771 je švedski kemik K. Scheele obdelal fluorit z žveplovo kislino. (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) pripravil kislino, ki jo je poimenoval "fluorova kislina". Francoski znanstvenik A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) predlagal, da ta kislina vsebuje nov kemični element, ki ga je predlagal poimenovati "fluorem" (Lavoisier je verjel, da je fluorovodikova kislina spojina fluora s kisikom, ker morajo po Lavoisierju vse kisline vsebovati kisik). Vendar pa ni mogel identificirati novega elementa.
Nov element je dobil ime "fluor", kar se odraža tudi v njegovem latinskem imenu. Toda dolgotrajni poskusi izolacije tega elementa v prosti obliki so bili neuspešni. Mnogi znanstveniki, ki so ga poskušali pridobiti v prosti obliki, so umrli med takšnimi poskusi ali postali invalidi. To sta angleška kemika brata T. in G. Knox ter francoski J.-L. Gay Lussac (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis) in L. J. Tenard (cm. TENAR Louis Jacques), in mnogi drugi. G. Davy sam (cm. DAVY Humphrey), ki je prvi pridobil prosti natrij, kalij, kalcij in druge elemente, se je zaradi poskusov pridobivanja fluora z elektrolizo zastrupil in hudo zbolel. Verjetno je bilo pod vtisom vseh teh neuspehov leta 1816 za nov element predlagano ime, ki je bilo podobno po zvoku, a popolnoma drugačno po pomenu - fluor (iz grščine phtoros - uničenje, smrt). To ime za element je sprejeto samo 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. Moissan (cm. MOISSANT Henri), z elektrolizo tekočega vodikovega fluorida HF, ohlajenega na temperaturo –23°C (tekočina mora vsebovati malo kalijevega fluorida KF, ki zagotavlja njeno električno prevodnost), uspelo dobiti prvo porcijo novega, izjemno reaktivnega plin na anodi. V svojih prvih poskusih je Moissan za proizvodnjo fluora uporabil zelo drag elektrolizer iz platine in iridija. Poleg tega je vsak gram pridobljenega fluora "pojedel" do 6 g platine. Kasneje je Moissan začel uporabljati veliko cenejši bakreni elektrolizator. Fluor reagira z bakrom, vendar med reakcijo nastane tanek film fluorida, ki preprečuje nadaljnje uničenje kovine.
Biti v naravi
Vsebnost fluora v zemeljska skorja precej velik in znaša 0,095 mas.% (precej več kot najbližji analog fluora v skupini - klor (cm. KLOR)). Zaradi visoke kemična aktivnost fluor se seveda ne pojavlja v prosti obliki. Najpomembnejši fluorovi minerali so fluorit (fluorit), pa tudi fluorapatit 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 in kriolit (cm. KRIOLIT) Na 3 AlF 6 . Fluor je kot primes del številnih mineralov in se nahaja v podtalnici; V morska voda 1,3·10 -4 % fluora.
potrdilo o prejemu
Na prvi stopnji proizvodnje fluora se izolira vodikov fluorid HF. Priprava vodikovega fluorida in hidrofluorida (cm. fluorovodikova kislina)(fluorovodikova) kislina se praviloma pojavi skupaj s predelavo fluorapatita v fosfatna gnojila. Plin vodikov fluorid, ki nastane med obdelavo fluorapatita z žveplovo kislino, se nato zbere, utekočini in uporabi za elektrolizo. Elektrolizo lahko izvedemo bodisi kot tekočo mešanico HF in KF (postopek poteka pri temperaturi 15-20 ° C), kot tudi taline KH 2 F 3 (pri temperaturi 70-120 ° C). C) ali taline KHF 2 (pri temperaturi 245-310 °C).
V laboratoriju lahko za pripravo majhnih količin prostega fluora uporabite segrevanje MnF 4, ki odstrani fluor, ali 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/m3) 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 tudi fluor obstaja v obliki dvoatomnih molekul F 2 . Medjedrna razdalja v molekuli je 0,14165 nm. Za molekulo F2 je značilna nenavadno nizka energija disociacije 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 ima fluor samo eno oksidacijsko stanje –1.
S številnimi preprostimi in kompleksne snovi fluor reagira neposredno. Tako ob stiku z vodo fluor reagira z njo (pogosto pravijo, da "voda gori v fluoru"):
2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2.
Fluor eksplozivno reagira ob preprostem stiku z vodikom:
H 2 + F 2 = 2HF.
Pri tem nastane plin vodikov fluorid HF, ki je neskončno topen v vodi s tvorbo relativno šibke fluorovodikove kisline.
Fluor reagira z večino nekovin. Tako pri reakciji fluora z grafitom nastanejo spojine s splošno formulo CF x, pri reakciji fluora s silicijem nastane SiF 4 fluorid, z borom pa BF 3 trifluorid. Pri interakciji fluora z žveplom nastanejo spojine SF 6 in SF 4 itd. (glej Fluoridi (cm. FLUORID)).
Znano veliko število fluorove spojine z drugimi halogeni, na primer BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 in drugimi, ter brom in jod se vžgejo v atmosferi fluora pri običajnih temperaturah, klor pa reagira s fluorom pri segrevanju na 200-250 ° C.
Poleg navedenih inertnih plinov dušik, kisik, diamant, ogljikov dioksid in ogljikov monoksid ne reagirajo neposredno s fluorom.
Posredno so bili pridobljeni dušikov trifluorid NF 3 in kisikovi fluoridi O 2 F 2 in OF 2, v katerih ima kisik neobičajni oksidacijski stopnji +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 začne reakcija s fluorom potekati 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 sredstvom za fluoriranje, kot je BrF 3, na nižje halogenide, na primer:
UF 4 + F 2 = UF 6
Opozoriti je treba, da že omenjena fluorovodikova kislina HF ne ustreza samo srednjim fluoridom, kot sta NaF ali CaF 2, temveč tudi kislim fluoridom - hidrofluoridom, kot sta NaHF 2 in KHF 2.
Sintetiziranih je bilo tudi veliko število različnih organofluorovih spojin (cm. ORGANSKE FLUOROVE SPOJINE), vključno s slavnim teflonom (cm. TEFLON)- material, ki je polimer tetrafluoroetilena (cm. TETRAFLUOROETILEN) .
Aplikacija
Fluor se pogosto uporablja kot sredstvo za fluoriranje pri proizvodnji različnih fluoridov (SF 6, BF 3, WF 6 in drugi), vključno s spojinami inertnih plinov. (cm.ŽLAHTNI PLINI) ksenon in kripton (glej Fluoriranje (cm. FLUORIDACIJA)). Uranov heksafluorid UF 6 se uporablja za ločevanje uranovih izotopov. Fluor se uporablja pri proizvodnji teflona in drugih fluoroplastov (cm. PTFE), fluorokavčuk (cm. FLUOR GUMA), ki vsebuje fluor organske snovi in materiali, ki se pogosto uporabljajo v tehnologiji, zlasti v primerih, ko je potrebna odpornost na agresivna okolja, visoka temperatura itd.
Biološka vloga
Kot element v sledovih (cm. MIKROELEMENTI) fluor se nahaja v vseh organizmih. Pri živalih in ljudeh je fluorid prisoten v kostnem tkivu (pri ljudeh - 0,2-1,2%), zlasti v dentinu in zobni sklenini. Telo povprečnega človeka (telesna teža 70 kg) vsebuje 2,6 g fluorida; dnevna potreba je 2-3 mg in je zadovoljna predvsem z pitne vode. Pomanjkanje fluorida vodi do zobnega kariesa. Zato zobnim pastam dodajajo fluoridne spojine, ki so včasih vključene v pitne vode. Presežek fluorida v vodi pa je tudi zdravju škodljiv. Privede do fluoroze (cm. FLUOROZA)- spremembe v strukturi sklenine in kostnega tkiva, deformacija kosti. Najvišja dovoljena koncentracija vsebnosti fluoridnih ionov v vodi je 0,7 mg/l. Najvišja dovoljena koncentracija plinastega fluora v zraku je 0,03 mg/m 3 . Vloga fluorida v rastlinah ni jasna.

Enciklopedični slovar. 2009 .

Oglejte si, kaj je "fluor" v drugih slovarjih:

fluor- fluor in... Ruski pravopisni slovar

fluor- fluor/… Morfemsko-pravopisni slovar

- (lat. Fluorum) F, kemični element VII. skupine periodnega sistema Mendelejeva, atomsko število 9, atomska masa 18,998403, spada med halogene. Bledo rumeni plin z ostrim vonjem, tališče 219,699 °C, vrelišče 1,70 g/cm3. Veliki enciklopedični slovar

F (iz grškega phthoros smrt, uničenje, lat. Fluorum * a. fluor; n. Fluor; f. fluor; i. fluor), kem. element skupine VII je periodičen. Mendelejev sistem, se nanaša na halogene, pri. n. 9, pri. m. 18.998403. V naravi 1 stabilni izotop 19F... Geološka enciklopedija

- (Fluorum), F, kemični element VII. skupine periodnega sistema, atomsko število 9, atomska masa 18,9984; se nanaša na halogene; plin, vrelišče 188,2°C. Fluor se uporablja pri proizvodnji urana, hladilnih sredstev, zdravil in drugih, pa tudi v... ... Sodobna enciklopedija

Vodikov atom ima elektronsko formulo zunanje (in edine) elektronske ravni 1 s 1. Po eni strani je atom vodika v smislu prisotnosti enega elektrona na zunanji elektronski ravni podoben atomom alkalijskih kovin. Vendar, tako kot halogeni, potrebuje le en elektron, da zapolni zunanjo elektronsko raven, saj lahko prva elektronska raven vsebuje največ 2 elektrona. Izkazalo se je, da lahko vodik hkrati uvrstimo tako v prvo kot v predzadnjo (sedmo) skupino periodnega sistema, kar se včasih izvaja v različnih različicah periodnega sistema:

Z vidika lastnosti vodika kot enostavne snovi ima še vedno več skupnega s halogeni. Vodik je tako kot halogeni nekovina in tako kot oni tvori dvoatomne molekule (H 2).

V normalnih pogojih je vodik plinasta, nizko aktivna snov. Nizko aktivnost vodika pojasnjujejo z visoko trdnostjo vezi med vodikovimi atomi v molekuli, katerih pretrganje zahteva bodisi močno segrevanje bodisi uporabo katalizatorjev ali oboje.

Interakcija vodika s preprostimi snovmi

s kovinami

Od kovin vodik reagira le z alkalijskimi in zemeljskoalkalijskimi kovinami! Alkalne kovine vključujejo glavne kovine podskupina I skupine (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) in zemeljsko alkalijske kovine glavna podskupina jaz Skupina I, razen berilija in magnezija (Ca, Sr, Ba, Ra)

Pri interakciji z aktivne kovine vodikove eksponate oksidativne lastnosti, tj. zniža njegovo oksidacijsko stanje. Pri tem nastanejo hidridi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin, ki imajo ionsko strukturo. Pri segrevanju pride do reakcije:

Treba je opozoriti, da je interakcija z aktivnimi kovinami edini primer, ko je molekularni vodik H2 oksidant.

z nekovinami

Od nekovin vodik reagira samo 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 interakciji z nekovinami lahko vodik opravlja samo funkcijo reducenta, to je, da lahko samo poveča svoje oksidacijsko stanje:

Interakcija vodika s kompleksnimi snovmi

s kovinskimi oksidi

Vodik ne reagira s kovinskimi oksidi, ki so v vrsti aktivnosti kovin do aluminija (vključno), vendar pa lahko pri segrevanju reducira številne kovinske okside desno od aluminija:

z nekovinskimi oksidi

Od nekovinskih oksidov vodik pri segrevanju reagira z dušikovimi, halogenimi in ogljikovimi oksidi. Med vsemi interakcijami vodika z nekovinskimi oksidi je posebej omembe vredna njegova reakcija z ogljikovim monoksidom CO.

Mešanica CO in H2 ima celo svoje ime - "sintezni plin", saj je glede na pogoje mogoče iz nje pridobiti tako priljubljene industrijske izdelke, kot so metanol, formaldehid in celo sintetični ogljikovodiki:

s kislinami

Z anorganske kisline Vodik ne reagira!

Od organskih kislin vodik reagira samo z nenasičenimi kislinami, pa tudi s kislinami, ki vsebujejo funkcionalne skupine, ki se lahko reducirajo z vodikom, zlasti aldehidne, keto ali nitro skupine.

s solmi

V primeru vodnih raztopin soli ne pride do njihove interakcije z vodikom. Vendar pa je pri prehodu vodika preko trdnih soli nekaterih kovin srednje in nizke aktivnosti možna njihova delna ali popolna redukcija, na primer:

Kemijske lastnosti halogenov

Halogeni se imenujejo kemični elementi Skupina VIIA (F, Cl, Br, I, At), kot tudi enostavne snovi, ki jih tvorijo. Tu in naprej v besedilu, če ni drugače navedeno, bomo halogene razumeli kot enostavne snovi.

Vsi halogeni imajo molekularna struktura, ki določa nizke temperature taljenje in vrenje teh snovi. Molekule halogena so dvoatomne, tj. njihovo formulo lahko zapišemo kot splošni pogled kot Hal 2.

Treba je opozoriti, da ta specifična fizična lastnina Yoda, kako njegova sposobnost za sublimacija ali z drugimi besedami, sublimacija. Sublimacija, je pojav, pri katerem se snov v trdnem stanju pri segrevanju ne stopi, ampak mimo tekoče faze takoj preide v plinasto stanje.

Elektronska struktura zunanji raven energije atoma katerega koli halogena ima obliko ns 2 np 5, kjer je n številka periode periodnega sistema, v kateri se nahaja halogen. Kot lahko vidite, atomi halogenov potrebujejo le en elektron, da dosežejo zunanjo lupino z osmimi elektroni. Iz tega je logična predpostavka o pretežno oksidativnih lastnostih prostih halogenov, kar se v praksi tudi potrjuje. Kot je znano, se elektronegativnost nekovin zmanjša, ko se premikamo po podskupini navzdol, zato se aktivnost halogenov zmanjša v seriji:

F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2

Interakcija halogenov s preprostimi snovmi

Vsi halogeni so visoki aktivne snovi in reagirajo z večino preprostih snovi. Vendar je treba opozoriti, da lahko fluor zaradi svoje izjemno visoke reaktivnosti reagira tudi z njimi preproste snovi, s katerim drugi halogeni ne morejo reagirati. Takšne 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 halogeni, tj. klor, brom in jod so tudi aktivne snovi, vendar manj aktivne kot fluor. Reagirajo s skoraj vsemi enostavnimi snovmi razen s kisikom, dušikom, ogljikom v obliki diamanta, platine, zlata in žlahtnih plinov.

Interakcija halogenov z nekovinami

vodik

Ko vsi halogeni medsebojno delujejo z vodikom, nastanejo vodikovi halogenidi s splošno formulo HHal. V tem primeru se reakcija fluora z vodikom začne spontano tudi v temi in poteka z eksplozijo v skladu z enačbo:

Reakcija klora z vodikom se lahko sproži z intenzivnim ultravijoličnim obsevanjem ali toploto. Nadaljuje tudi z eksplozijo:

Brom in jod reagirata z vodikom le pri segrevanju, hkrati pa je reakcija z jodom reverzibilna:

fosfor

Interakcija fluora s fosforjem vodi do oksidacije fosforja do najvišjega oksidacijskega stanja (+5). V tem primeru nastane fosforjev pentafluorid:

Pri interakciji klora in broma s fosforjem je mogoče dobiti fosforjeve halogenide tako v oksidacijskem stanju + 3 kot v oksidacijskem stanju +5, kar je odvisno od deležev reagirajočih snovi:

Poleg tega se v primeru belega fosforja v atmosferi fluora, klora ali tekočega broma reakcija začne spontano.

Medsebojno delovanje fosforja z jodom lahko povzroči nastanek samo fosforjevega triodida zaradi njegove znatno nižje oksidacijske sposobnosti kot pri drugih halogenih:

siva

Fluor oksidira žveplo do najvišjega oksidacijskega stanja +6, pri čemer nastane žveplov heksafluorid:

Klor in brom reagirata z žveplom in tvorita spojine, ki vsebujejo žveplo v oksidacijskih stopnjah +1 in +2, ki sta zanj izjemno nenavadna. Te interakcije so zelo specifične in za opravljanje enotnega državnega izpita v kemiji sposobnost pisanja enačb za te interakcije ni potrebna. Zato so naslednje tri enačbe podane bolj kot referenca:

Interakcija halogenov s kovinami

Kot je navedeno zgoraj, je fluor sposoben reagirati z vsemi kovinami, tudi s tako nizko aktivnimi, kot sta platina in zlato:

Preostali halogeni reagirajo z vsemi kovinami razen s platino in zlatom:

Reakcije halogenov s kompleksnimi snovmi

Substitucijske reakcije s halogeni

Aktivnejši halogeni, tj. kemični elementi, ki se nahajajo višje v periodnem sistemu, lahko izpodrinejo manj aktivne halogene iz halogenovodikovih kislin in kovinskih halogenidov, ki jih tvorijo:

Podobno brom in jod izpodrivata žveplo iz raztopin sulfidov in/ali vodikovega sulfida:

Klor je močnejši oksidant in oksidira vodikov sulfid v svoji vodni raztopini ne v žveplo, temveč v žveplovo kislino:

Reakcija halogenov z vodo

Voda gori v fluoru z modrim plamenom v skladu z reakcijsko enačbo:

Brom in klor z vodo reagirata drugače kot fluor. Če je fluor deloval kot oksidant, potem sta klor in brom v vodi nesorazmerna in tvorita mešanico kislin. V tem primeru so reakcije reverzibilne:

Interakcija joda z vodo se pojavi v tako nepomembni meri, da jo lahko zanemarimo in lahko domnevamo, da do reakcije sploh ne pride.

Interakcija halogenov z alkalnimi raztopinami

Fluor pri interakciji z vodno raztopino alkalije spet deluje kot oksidant:

Sposobnost delanja zapiskov podana enačba ni treba opraviti enotnega državnega izpita. Dovolj je vedeti dejstvo o možnosti takšne interakcije in oksidativno vlogo fluora v tej reakciji.

Za razliko od fluora so drugi halogeni v alkalijskih raztopinah nesorazmerni, to pomeni, da hkrati povečajo in zmanjšajo svojo oksidacijsko stopnjo. V tem primeru je v primeru klora in broma, odvisno od temperature, možen pretok skozi dva različne smeri. Zlasti pri mrazu reakcije potekajo takole:

in pri segrevanju:

Jod reagira z alkalijami izključno po drugi možnosti, tj. z nastankom jodata, saj Hipojodit ni stabilen ne samo pri segrevanju, ampak tudi pri običajnih temperaturah in celo na mrazu.