Флуор

Налягане на парата
Флуор
	Бледожълт газ при нормални условия;; жълта течност при криогенни температури
	Спектрални линии
	Кислород ← Флуор → Неон
	Периодична система
Общи данни
Име, символ, Z	Флуор, F, 9
Група, период, блок	17, 2, p
Химическа серия	халоген
Електронна конфигурация	[He] 2s2 2p5
e- на енергийно ниво	2, 7
CAS номер	7782-41-4
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
Йонизационна енергия	I: 1681,0 kJ/mol; II: 3374,2 kJ/mol; III: 6050,4 kJ/mol; IV: 8407,7 kJ/mol; (още)
Физични свойства
Агрегатно състояние	газ
Алотропи	α− и β−флуор
Кристална структура	кубична
Плътност	1,696 kg/m3
Температура на топене	53,48 K (−219,52 °C)
Температура на кипене	85,03 K (−187,97 °C)
Моларен обем	11,20×10-6 m3/mol
Тройна точка	53,48 K; 9×104 Pa
Критична точка	144,41 K; 5,1724×106 Pa
Специф. топлина на изпарение	6,51 kJ/mol
Топлопроводимост	0,0259 W/(m·K)
Магнетизъм	диамагнитен
История
Наименуван	на минерала флуорит;; от латинското fluo, fluere – „течащ“, „тека“
Откритие	Андре-Мари Ампер (1810 г.)
Изолиране	Анри Моасан; (26 юни 1886 г.)
Най-дълготрайни изотопи
ε (3 %)	18O
	Флуор в Общомедия

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.

СвойстваРедактиране

ФизичниРедактиране

Флуорът е силно токсичен бледожълт газ с остра задушлива миризма. Относителната му молекулна маса е 38.

ХимичниРедактиране

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

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).

ИзотопиРедактиране

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

Наличие в природатаРедактиране

Флуорът се среща в природата най-вече в свързано състояние, защото е изключително реактивоспособен.

ИсторияРедактиране

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

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 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 Моасан 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.

ПроизводствоРедактиране

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

ПриложениеРедактиране

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

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 ефектиРедактиране

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

Техника на безопасностРедактиране

^{Този раздел е празен или е мъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като го разширите.}

ИзточнициРедактиране

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

[Jaccaud-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)

[Dean-2] Dean, John A.. Lange's Handbook of Chemistry. 15th. New York, McGraw-Hill, 1999. ISBN 0-07-016190-9. (на английски)

[Haynes-3] а ^б ^в ^г Handbook of Chemistry and Physics. 92nd. Boca Raton, CRC Press, 2011. ISBN 1-4398-5511-0. (на английски)

[Yaws-4] Fluorine. // Matheson Gas Data Book. 7th. Parsippany, Matheson Tri-Gas, 2001. ISBN 978-0-07-135854-5. (на английски)

[Mackay-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)

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]