Флуор

Од Википедија — слободната енциклопедија
Прејди на: содржини, барај
Флуор  (9F)
Мал промерок на бледожолт течен флуор кондензиран во течен азот
Течен флуор при криогени температури
Општи својства
Име и симбол флуор (F)
Изглед гас: бледо жолта
течност: светло жолта
цврста: алфа е матно, бета е проѕирно
Алотропи алфа, бета
Флуорот во периодниот систем
Водород (двоатомски неметал)
Хелиум (благороден гас)
Литиум (алкален метал)
Берилиум (земноалкален метал)
Бор (металоид)
Јаглерод (повеќеатомски неметал)
Азот (двоатомски неметал)
Кислород (двоатомски неметал)
Флуор (двоатомски неметал)
Неон (благороден гас)
Натриум (алкален метал)
Магнезиум (земноалкален метал)
Алуминиум (слаб метал)
Силициум (металоид)
Фосфор (повеќеатомски неметал)
Сулфур (повеќеатомски неметал)
Хлор (двоатомски неметал)
Аргон (благороден гас)
Калиум (алкален метал)
Калциум (земноалкален метал)
Скандиум (преоден метал)
Титан (преоден метал)
Ванадиум (преоден метал)
Хром (преоден метал)
Манган (преоден метал)
Железо (преоден метал)
Кобалт (преоден метал)
Никел (преоден метал)
Бакар (преоден метал)
Цинк (преоден метал)
Галиум (слаб метал)
Германиум (металоид)
Арсен (металоид)
Селен (повеќеатомски неметал)
Бром (двоатомски неметал)
Криптон (благороден гас)
Рубидиум (алкален метал)
Стронциум (земноалкален метал)
Итриум (преоден метал)
Циркониум (преоден метал)
Ниобиум (преоден метал)
Молибден (преоден метал)
Технициум (преоден метал)
Рутениум (преоден метал)
Родиум (преоден метал)
Паладиум (преоден метал)
Сребро (преоден метал)
Кадмиум (преоден метал)
Индиум (слаб метал)
Калај (слаб метал)
Антимон (металоид)
Телур (металоид)
Јод (двоатомски неметал)
Ксенон (благороден гас)
Цезиум (алкален метал)
Бариум (земноалкален метал)
Лантан (лантаноид)
Цериум (лантаноид)
Празеодиум (лантаноид)
Неодиум (лантаноид)
Прометиум (лантаноид)
Самариум (лантаноид)
Европиум (лантаноид)
Гадолиниум (лантаноид)
Тербиум (лантаноид)
Диспрозиум (лантаноид)
Холмиум (лантаноид)
Ербиум (лантаноид)
Тулиум (лантаноид)
Итербиум (лантаноид)
Лутециум (лантаноид)
Хафниум (преоден метал)
Тантал (преоден метал)
Волфрам (преоден метал)
Рениум (преоден метал)
Осмиум (преоден метал)
Иридиум (преоден метал)
Платина (преоден метал)
Злато (преоден метал)
Жива (преоден метал)
Талиум (слаб метал)
Олово (слаб метал)
Бизмут (слаб метал)
Полониум (слаб метал)
Астат (металоид)
Радон (благороден гас)
Франциум (алкален метал)
Радиум (земноалкален метал)
Актиниум (актиноид)
Ториум (актиноид)
Протактиниум (актиноид)
Ураниум (актиноид)
Нептуниум (актиноид)
Плутониум (актиноид)
Америциум (актиноид)
Кириум (актиноид)
Берклиум (актиноид)
Калифорниум (актиноид)
Ајнштајниум (актиноид)
Фермиум (актиноид)
Менделевиум (актиноид)
Нобелиум (актиноид)
Лоуренциум (актиноид)
Радерфордиум (преоден метал)
Дубниум (преоден метал)
Сиборгиум (преоден метал)
Бориум (преоден метал)
Хасиум (преоден метал)
Мајтнериум (непознати хемиски својства)
Дармштатиум (непознати хемиски својства)
Рентгениум (непознати хемиски својства)
Копернициум (преоден метал)
Унунтриум (непознати хемиски својства)
Флеровиум (слаб метал)
Унунпентиум (непознати хемиски својства)
Ливермориум (непознати хемиски својства)
Унунсептиум (непознати хемиски својства)
Унуноктиум (непознати хемиски својства)


F

Cl
кислородфлуорнеон
Атомски број 9
Стандардна атомска тежина (±) (Ar) 18,998403163(6)[1]
Категорија   двоатомски неметал
Група и блок XVII група (халогени), p-блок
Периода II периода
Електронска конфигурација [He] 2s2 2p5[2]
по обвивка
2, 7
Физички својства
Фаза гасна
Точка на топење 53,48 K ​(−219,67 °C)[3]
Точка на вриење 85,03 K ​(−188,11 °C)[3]
Густина при стп (0 °C и 101,325 kPa) 1,696 g/L[4]
кога е течен, при т.в. 1,505 g/cm3[5]
Тројна точка 53,48 K, ​90 kPa[3]
Критична точка 144,41 K, 5,1724 MPa[3]
Топлина на испарување 6,51 kJ/mol[4]
Моларен топлински капацитет Cp: 31 J/(mol·K)[5] (на 21,1 °C)
Cv: 23 J/(mol·K)[5] (на 21,1 °C)
парен притисок
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
при T (K) 38 44 50 58 69 85
Атомски својства
Оксидациони степени −1 ​(го оксидира кислородот)
Електронегативност Полингова скала: 3,98[2]
Енергии на јонизација I: 1.681 kJ/mol
II: 3.374 kJ/mol
II: 6.147 kJ/mol
(повеќе)[6]
Ковалентен полупречник 64 pm[7]
Ван дер Валсов полупречник 135 pm[8]
Разни податоци
Кристална структура коцкеста
Кристалната структура на флуорот
Топлинска спроводливост 0,02591 W/(m·K)[9]
Магнетно подредување дијамагнетно (−1,2×10−4)[10][11]
CAS-број 7782-41-4[2]
Историја
Наречен по според минералот флуорит, кој пак е именуван според латинскиот збор fluo (да тече)
Откриен Андре-Мари Ампер (1810)
Првпат издвоен Анри Моасан[2] (26 јуни 1886)
Именуван од Хамфри Дејви
Најстабилни изотопи
Главна статија: Изотопи на флуорот
изо ПР полураспад РР ЕР (MeV) РП
18F траги 109,77 min β+ (96,9%) 0,634 18O
ε (3,1%) 1,656 18O
19F 100% 19F е стабилен со 10 неутрони
навод[12]
· наводи

Флуор (од латински fluere, со значење да тече) — 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 | уреди извор]

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 | уреди извор]

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.


  1. 2013 Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights
  2. 2,0 2,1 2,2 2,3 Jaccaud et al. 2000, p. 381.
  3. 3,0 3,1 3,2 3,3 Haynes 2011, p. 4.121.
  4. 4,0 4,1 Jaccaud et al. 2000, p. 382.
  5. 5,0 5,1 5,2 Compressed Gas Association 1999, p. 365.
  6. Dean 1999, p. 4.6.
  7. Dean 1999, p. 4.35.
  8. Matsui 2006, p. 257.
  9. Yaws & Braker 2001, p. 385.
  10. Mackay, Mackay & Henderson 2002, p. 72.
  11. Cheng et al. 1999.
  12. Chisté & Bé 2011.