Флуор

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към навигацията Направо към търсенето
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
КислородФлуорНеон


F

Cl
Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z Флуор, F, 9
Група, период, блок 172p
Химическа серия халоген
Електронна конфигурация [He] 2s2 2p5
e- на енергийно ниво 2, 7[1]
CAS номер 7782-41-4[1]
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[1]
Йонизационна енергия I: 1681,0 kJ/mol
II: 3374,2 kJ/mol
III: 6050,4 kJ/mol
IV: 8407,7 kJ/mol
(още)[2]
Физични свойства
Агрегатно състояние газ
Алотропи α− и β−флуор
Кристална структура кубична
Плътност 1,696 kg/m3 [1]
Температура на топене 53,48 K (−219,52 °C) [3]
Температура на кипене 85,03 K (−187,97 °C) [3]
Моларен обем 11,20×10-6 m3/mol
Тройна точка 53,48 K; 9×104 Pa [3]
Критична точка 144,41 K; 5,1724×106 Pa [3]
Специф. топлина на изпарение 6,51 kJ/mol [1]
Налягане на парата
P (Pa) 1 10 102 103 104 105
T (K) 38 44 50 58 69 85
Топлопроводимост 0,0259 W/(m·K) [4]
Магнетизъм диамагнитен[5]
История
Наименуван на минерала флуорит;
от латинското fluo, fluere„течащ“, „тека“
Откритие Андре-Мари Ампер (1810 г.)
Изолиране Анри Моасан[1]
(26 юни 1886 г.)
Най-дълготрайни изотопи
Изотоп ИР ПП ТР ПР
18F радио 109,8 мин. β+ (97 %) 18O
ε (3 %) 18O
19F 100 % стабилен

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[редактиране | редактиране на кода]

Веществата, съдържащи флуор, са известни от 16 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 шлюси.[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[редактиране | редактиране на кода]

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[редактиране | редактиране на кода]

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[редактиране | редактиране на кода]

Флуорът е жълтозелен 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[редактиране | редактиране на кода]

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[редактиране | редактиране на кода]

Флуорът е най-реактивният елемент и най-лекият халоген. Електронната чу 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 на флуоридните 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:

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]

Съединения[редактиране | редактиране на кода]

Кислородни флуориди[редактиране | редактиране на кода]

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:

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[редактиране | редактиране на кода]

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]

Флуоровород и флуороводородна киселина[редактиране | редактиране на кода]

С водорода флуорът образува флуороводород:

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

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:

Реагира с SiF4 до хексафлуоросилициева киселина:

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[редактиране | редактиране на кода]

Приложение[редактиране | редактиране на кода]

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[редактиране | редактиране на кода]

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

Техника на безопасност[редактиране | редактиране на кода]

Източници[редактиране | редактиране на кода]

  1. 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)
  2. Dean, John A.. Lange's Handbook of Chemistry. 15th. New York, McGraw-Hill, 1999. ISBN 0-07-016190-9. (на английски)
  3. а б в г Handbook of Chemistry and Physics. 92nd. Boca Raton, CRC Press, 2011. ISBN 1-4398-5511-0. (на английски)
  4. Fluorine. // Matheson Gas Data Book. 7th. Parsippany, Matheson Tri-Gas, 2001. ISBN 978-0-07-135854-5. (на английски)
  5. 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)
  6. 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.