Флуор

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на: содржини, барај


9 кислородфлуорнеон
-

F

Cl
F-TableImage.svg
Општо
Име, симбол, број флуор, F, 9
Група, период, блок 17, 2, p
Изглед жолтеникаво кафен гас
F,9.jpg
Стандардна атомска маса 18.9984032(5) g·mol−1
Електронска конфигурација 1s2 2s2 2p5
Електрони по обвивка 2, 7
Физички својства
Состојба гас
Густина (0 °C, 101.325 kPa)
1.7 g/L
Точка на топење 53.53 K
(−219.62 °C, −363.32 °F)
Точка на вриење 85.03 K
(−188.12 °C, −306.62 °F)
Критична точка 144.13 K, 5.172 MPa
Топлина на фузија (F2) 0.510 kJ·mol−1
Топлина испарување (F2) 6.62 kJ·mol−1
Специфичен топлински капацитет (25 °C) (F2)
31.304 J·mol−1·K−1
Притисок на пареа
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
at T/K 38 44 50 58 69 85
Атомски особини
Кристална структура коцкаста
Оксидационен број −1
(чисто киселински оксид)
Електронегативност 3.98 (Полингова скала)
Јонизациски енергии
| 1st: 1681.0 kJ·mol−1
2nd: 3374.2 kJ·mol−1
3rd: 6050.4 kJ·mol−1
Атомски радиус 50 pm
Атомски радиус (пресм.) 42 pm
Ковалентен радиус 71 pm
Ван дер Валсов радиус 147 pm
Разно
Магнетна подреденост немагнетен
Топлинска спроводливост (300 K) 27.7 m W·m−1·K−1
CAS-број 7782-41-4
Избрани изотопи
Главна статија: Изотопи на флуор
18F syn 109.77 min ε 1.656 18O
19F 100% 19F е стабилен со 10 неутрони
Наводи

Флуорот (од латински fluere, со значење да тече) е хемиски елемент со симбол F и атомски број 9. Атомскиот флуор е едновалентен и е хемиски најреактивниот и најелектронегативниот од сите елементи. Во својата елементарна изолирана (чиста) форма, флуорот е отровен, блед, жолто-зелен гас со хемиска формула F2. Како и другите халогени елементи, молекуларниот флуор е многу опасен; тој причинува неколку видови хемиски изгореници при контакт со кожата.

Релативната голема електронегативност и малиот атомски радиус му даваат на флуорот интересни сврзувачки својства, особено во хемиските врски кои ги образува со јаглеродот.

Важни карактеристики[уреди]

Чистиот флуор (F2) е корозивен бледожолт гас кој е моќно оксидационо средство. Тој е најреактивниот и најелектронегативниот од сите хемиски елементи, и брзо формира соединенија со повеќето други елементи. Флуорот исто така може да се сврзува со инертните гасови криптон, ксенон и радон. Дури и во темни, ладни услови, флуорот реагира експлозивно со водородот. Тој е толку реактивен што стаклото, металите, па и водата, како и некои други супстанци, горат со светол пламен во проток од флуорски гас. Флуорот е премногу реактивен за да се најде во елементарна форма и има таков афинитет кон повеќето елементи, вклучувајќи го и силициумот, што не може ни да се подготви ни да се чува во стаклени садови. На влажен воздух тој реагира со водата и ја формира исто така опасната флуороводородна киселина.

Во водени раствори флуорот обично се наоѓа како флуориден јон, F-, иако HF е толку слаба киселина што мали количества од неа се присутни во секој воден раствор на флуорид при речиси неутрална pH вредност. Други форми се флуоро-комплексите, како што се [FeF4]- или, пак, H2F+.

Флуоридите се соединенија што го комбинираат флуорот со некои позитивно наелектризирани честички. Тие често се состојат од кристални јонски соли. Соединенијата на флуорот со металите се меѓу најстабилните соли.

Добивање[уреди]

Елементарниот флуор се добива индустриски по Муасановиот процес: електролиза на анхидирдна HF во кој процес KHF2 се раствора за да овозможи доволно јони за овозможување на спроводливоста во (формирање на електролит).

Во 1986, подготвувајќи се за конференција по повод 100-годишнината од откривањето на флуорот, Карл Христе го открил чисто-хемискиот метод за подготовка на флуор, во кој на 150 °C меѓу себе реагираат раствор на K2MnF6 во анхидридна HF и раствор на SbF5. Реакцијата е следна:

2K2MnF6 + 4SbF5 → 4KSbF6 + MnF2 + F2

Ова не е практична синтеза, туку демонстрира дека електролизата не е неопходна.