Флуор

Флуор (₉F)
	Течен флуор при криогени температури
Општи својства
Име и симбол	флуор (F)
Изглед	гас: бледо жолта; течност: светложолта; цврста: алфа е матно, бета е проѕирно
Алотропи	алфа, бета
Флуорот во периодниот систем
	кислород ← флуор → неон
Атомски број	9
Стандардна атомска тежина (±) (Ar)	18,998403163(6)
Категорија	двоатомски неметал
Група и блок	група 17 (халогени), p-блок
Периода	II периода
Електронска конфигурација	[He] 2s2 2p5
по обвивка	2, 7
Физички својства
Фаза	гасна
Точка на топење	53,48 K (−219,67 °C)
Точка на вриење	85,03 K (−188,11 °C)
Густина при стп (0 °C и 101,325 kPa)	1,696 г/Л
кога е течен, при т.в.	1,505 г/см3
Тројна точка	53,48 K, 90 kPa
Критична точка	144,41 K, 5,1724 MPa
Топлина на испарување	6,51 kJ/mol
Моларен топлински капацитет	Cp: 31 J/(mol·K) (на 21,1 °C); Cv: 23 J/(mol·K) (на 21,1 °C)
Атомски својства
Оксидациони степени	−1 (го оксидира кислородот)
Електронегативност	Полингова скала: 3,98
Енергии на јонизација	I: 1.681 kJ/mol ; II: 3.374 kJ/mol ; II: 6.147 kJ/mol ; (повеќе)
Ковалентен полупречник	64 пм
Ван дер Валсов полупречник	135 пм
	Спектрални линии на флуор
Разни податоци
Кристална структура	коцкеста
Топлинска спроводливост	0,02591 W/(m·K)
Магнетно подредување	дијамагнетно (−1,2×10−4)
CAS-број	7782-41-4
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 (26 јуни 1886)
Именуван од	Хамфри Дејви
Најстабилни изотопи
	Главна статија: Изотопи на флуорот
	навод
	преглед; разговор; уреди; \| наводи \| Википодатоци

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 полупречник му даваат на флуорот интересни сврзувачки својства, особено во хемиските врски кои ги образува со јаглеродот.

Важни одлики

Чистиот флуор (F₂) — 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

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.

Наводи

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

[IUPAC-1] 2013 Standard Atomic Weights 2013. Commission on Isotopic Abundances and Atomic Weights

[FOOTNOTEJaccaud_et_al.2000381-2] 2,0 ^2,1 ^2,2 ^2,3 Jaccaud et al. 2000, стр. 381.

[FOOTNOTEHaynes20114.121-3] 3,0 ^3,1 ^3,2 ^3,3 Haynes 2011, стр. 4.121.

[FOOTNOTEJaccaud_et_al.2000382-4] 4,0 ^4,1 Jaccaud et al. 2000, стр. 382.

[FOOTNOTECompressed_Gas_Association1999365-5] 5,0 ^5,1 ^5,2 Compressed Gas Association 1999, стр. 365.

[FOOTNOTEDean19994.6-6] Dean 1999, стр. 4.6.

[FOOTNOTEDean19994.35-7] Dean 1999, стр. 4.35.

[FOOTNOTEMatsui2006257-8] Matsui 2006, стр. 257.

[FOOTNOTEYawsBraker2001385-9] Yaws & Braker 2001, стр. 385.

[FOOTNOTEMackayMackayHenderson200272-10] Mackay, Mackay & Henderson 2002, стр. 72.

[FOOTNOTECheng_et_al.1999-11] Cheng et al. 1999.

[FOOTNOTEChistéBé2011-12] Chisté & Bé 2011.

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]