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
Наименован 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 химичен елемент от група 17, 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.

Свойства[редактиране | редактиране на кода]

Физични[редактиране | редактиране на кода]

Флуорът е силно токсичен бледожълт газ с остра задушлива миризма.

Химични[редактиране | редактиране на кода]

Флуорът проявява постоянна първа валентност, за разлика от останалите елементи в халогенната група. Специфично за него е изключителната му химическа активност. Тя се дължи на много голямото му електронно сродство и слабата единична химична връзка в молекулите му.

Флуорът реагира с почти всички елементи, дори с тежките благородни газове.

С кислорода образува няколко съединения, от които само едно е стабилно – кислороден дифлуорид (OF2).

С водорода образува флуороводород (HF):

H2 + F2 → 2HF

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

Изотопи[редактиране | редактиране на кода]

Наличие в природата[редактиране | редактиране на кода]

История[редактиране | редактиране на кода]

Флуорът, под формата на калциев флуорит (CaF2), е открит през 1529 г. от Георг Агрикола. Калциевият флуорит е вещество, използвано за подпомагане на топенето на металите и минералите. В много страни са приети наименования, производни от латинското „fluorum“ (което пък 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).

Този елемент не е можел да бъде изолиран много години поради неговата изключителна реактивност. С много трудности е отделян от някои негови компоненти, но веднага след това е атакувал оставащите материали на съединението. Чак през 1886 г., след 74 години на постоянни опити, Анри Муасан успява да изолира химичния елемент флуор. Това му носи през 1906 г. Нобелова награда за химия.

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).

Флуороапатитът Ca5(PO4)3F образува кристали, които се включват в емайла на зъбите и му придават по-висока киселинна устойчивост. Флуоридите – натриев, амониев, калаен, се използват в пасти, разтвори или гелове за зъби с цел предпазване от кариес.

Производство[редактиране | редактиране на кода]

Приложение[редактиране | редактиране на кода]

От флуор се произвеждат фреони (като например фреон 12, който се използва в по-старите хладилници като изстудяващо средство). Тефлонът (с химично наименование политетрафлуороетилен) също съдържа флуор.

Биологични ефекти[редактиране | редактиране на кода]

Техника на безопасност[редактиране | редактиране на кода]

Източници[редактиране | редактиране на кода]

  1. а б в г д е ((en))  Fluorine. // Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Т. 15. Weinheim, Wiley-VCH, 2000. ISBN 3527306730. DOI:10.1002/14356007.a11_293. p. 381 – 395.
  2. ((en)) Dean, John A.. Lange's Handbook of Chemistry. 15th. New York, McGraw-Hill, 1999. ISBN 0-07-016190-9.
  3. а б в г ((en))  Handbook of Chemistry and Physics. 92nd. Boca Raton, CRC Press, 2011. ISBN 1-4398-5511-0.
  4. ((en))  Fluorine. // Matheson Gas Data Book. 7th. Parsippany, Matheson Tri-Gas, 2001. ISBN 978-0-07-135854-5.
  5. ((en)) Mackay, Kenneth Malcolm, Mackay, Rosemary Ann, Henderson, W.. Introduction to Modern Inorganic Chemistry. 6th. Cheltenham, Nelson Thornes, 2002. ISBN 0-7487-6420-8.