Fluor
FLUOR-EN; m.[fra gresk phthoros - død, ødeleggelse] Kjemisk element (F), lys gul gass med en skarp lukt. Legg til drikkevann f.
fluor(lat. Fluorum), et kjemisk grunnstoff i gruppe VII i det periodiske system, tilhører halogenene. Fritt fluor består av diatomiske molekyler (F 2); blekgul gass med en skarp lukt, t pl –219.699°C, t kip –188.200°C, tetthet 1,7 g/l. Det mest aktive ikke-metallet: reagerer med alle elementer unntatt helium, neon og argon. Fluors interaksjon med mange stoffer fører lett til forbrenning og eksplosjon. Fluor ødelegger mange materialer (derav navnet: gresk phthóros - ødeleggelse). De viktigste mineralene er fluoritt, kryolitt, fluorapatitt. Fluor brukes til å produsere organofluorforbindelser og fluorider; fluor er en del av vevet til levende organismer (bein, tannemalje).
FLUORFLUOR (lat. Fluorum), F (les "fluor"), kjemisk grunnstoff med atomnummer 9, atommasse 18,998403. Naturlig fluor består av ett stabilt nuklid (cm. NUKLID) 19 F. Ytre elektronlag 2 konfigurasjon s 2
s 5
. I forbindelser viser den bare oksidasjonstilstanden –1 (valens I). Fluor er lokalisert i den andre perioden i gruppe VIIA i Mendeleevs periodiske system av grunnstoffer og tilhører halogenene (cm. HALOGEN).
Radien til det nøytrale fluoratomet er 0,064 nm, radiusen til F-ionet er 0,115 (2), 0,116 (3), 0,117 (4) og 0,119 (6) nm (verdien av koordinasjonstallet er angitt i parentes) . Energiene for sekvensiell ionisering av et nøytralt fluoratom er henholdsvis 17.422, 34.987, 62.66, 87.2 og 114.2 eV. Elektronaffinitet 3.448 eV (den høyeste blant atomer av alle grunnstoffer). På Pauling-skalaen har fluor en elektronegativitet på 4 (den høyeste verdien av alle grunnstoffer). Fluor er det mest aktive ikke-metallet.
I sin frie form er fluor en fargeløs gass med en stikkende, kvelende lukt.
Oppdagelseshistorie
Historien om oppdagelsen av fluor er assosiert med mineralet fluoritt (cm. FLUORITT) eller flusspat. Sammensetningen av dette mineralet, som nå er kjent, tilsvarer formelen CaF 2, og det representerer det første fluorholdige stoffet som mennesket begynte å bruke. I gamle tider ble det bemerket at hvis fluoritt tilsettes malm under metallsmelting, senkes smeltepunktet til malmen og slaggen, noe som i stor grad letter prosessen (derav navnet på mineralet - fra det latinske fluo-strømmen).
I 1771 behandlet den svenske kjemikeren K. Scheele fluoritt med svovelsyre (cm. SCHEELE Karl Wilhelm) tilberedt syre, som han kalte "fluorsyre". Fransk vitenskapsmann A. Lavoisier (cm. LAVOISIER Antoine Laurent) antydet at denne syren inneholder et nytt kjemisk element, som han foreslo å kalle "fluorem" (Lavoisier mente at flussyre er en forbindelse av fluor med oksygen, fordi ifølge Lavoisier må alle syrer inneholde oksygen). Han klarte imidlertid ikke å identifisere et nytt element.
Det nye elementet fikk navnet "fluor", som også gjenspeiles i dets latinske navn. Men langsiktige forsøk på å isolere dette elementet i sin frie form var mislykket. Mange forskere som prøvde å få tak i det i fri form døde under slike eksperimenter eller ble ufør. Dette er de engelske kjemikerne brødrene T. og G. Knox, og franskmennene J.-L. Gay Lussac (cm. GAY LUSSAC Joseph Louis) og L.J. Tenard (cm. TENAR Louis Jacques), og mange andre. G. Davy selv (cm. DAVY Humphrey), den første som fikk fri natrium, kalium, kalsium og andre elementer, som et resultat av eksperimenter på produksjon av fluor ved elektrolyse, ble han forgiftet og ble alvorlig syk. Sannsynligvis, under inntrykk av alle disse feilene, i 1816, ble det foreslått et navn som var likt i lyd, men helt annerledes i betydning for det nye elementet - fluor (fra det greske phtoros - ødeleggelse, død). Dette navnet på elementet er bare akseptert på russisk; franskmennene og tyskerne fortsetter å kalle fluor "fluor", britene - "fluor".
Selv en så fremragende vitenskapsmann som M. Faraday var ikke i stand til å skaffe fluor i sin frie form. (cm. FARADAY Michael). Først i 1886, den franske kjemikeren A. Moissan (cm. MOISSANT Henri), ved hjelp av elektrolyse av flytende hydrogenfluorid HF, avkjølt til en temperatur på –23°C (væsken må inneholde litt kaliumfluorid KF, som sikrer dens elektriske ledningsevne), var i stand til å oppnå den første delen av en ny, ekstremt reaktiv gass ved anoden. I sine første eksperimenter brukte Moissan en veldig kostbar elektrolysator laget av platina og iridium for å produsere fluor. Dessuten "spiste" hvert gram oppnådd fluor opptil 6 g platina. Senere begynte Moissan å bruke en mye billigere kobberelektrolysator. Fluor reagerer med kobber, men under reaksjonen dannes det en tynn film av fluor, som forhindrer ytterligere ødeleggelse av metallet.
Å være i naturen
Fluorinnholdet i jordskorpen er ganske høyt og utgjør 0,095 vekt% (betydelig mer enn den nærmeste analogen av fluor i gruppen - klor (cm. KLOR)). På grunn av sin høye kjemiske aktivitet forekommer fluor selvfølgelig ikke i fri form. De viktigste fluormineralene er fluoritt (fluorspat), samt fluorapatitt 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 og kryolitt (cm. KRYOLITT) Na3AlF6. Fluor som en urenhet er en del av mange mineraler og finnes i grunnvann; i sjøvann 1,3·10 -4 % fluor.
Kvittering
I det første trinnet av fluorproduksjonen isoleres hydrogenfluorid HF. Fremstilling av hydrogenfluorid og hydrofluorid (cm. FLLUORSYRE)(fluorsyre) forekommer som regel sammen med bearbeiding av fluorapatitt til fosfatgjødsel. Hydrogenfluoridgass dannet under svovelsyrebehandling av fluorapatitt samles deretter opp, flytendegjøres og brukes til elektrolyse. Elektrolyse kan utføres enten som en flytende blanding av HF og KF (prosessen utføres ved en temperatur på 15-20°C), samt en smelte av KH 2 F 3 (ved en temperatur på 70-120° C) eller en smelte av KHF2 (ved en temperatur på 245-310°C).
I laboratoriet, for å tilberede små mengder fri fluor, kan du bruke enten oppvarming av MnF 4, som eliminerer fluor, eller oppvarming av en blanding av K 2 MnF 6 og SbF 5:
2K 2 MnF 6 + 4SbF 5 = 4KSbF 6 + 2MnF 3 + F 2.
Fysiske og kjemiske egenskaper
Under normale forhold er fluor en gass (tetthet 1,693 kg/m3) med en skarp lukt. Kokepunkt –188,14°C, smeltepunkt –219,62°C. I fast tilstand danner den to modifikasjoner: a-formen, som eksisterer fra smeltepunktet til -227,60°C, og b-formen, som er stabil ved temperaturer lavere enn -227,60°C.
Som andre halogener eksisterer fluor i form av diatomiske F2-molekyler. Den indre nukleære avstanden i molekylet er 0,14165 nm. F2-molekylet er karakterisert ved en unormalt lav energi for dissosiasjon til atomer (158 kJ/mol), som spesielt bestemmer den høye reaktiviteten til fluor.
Den kjemiske aktiviteten til fluor er ekstremt høy. Av alle grunnstoffene med fluor er det bare tre lette inerte gasser som ikke danner fluorider - helium, neon og argon. I alle forbindelser viser fluor bare én oksidasjonstilstand -1.
Fluor reagerer direkte med mange enkle og komplekse stoffer. Således, ved kontakt med vann, reagerer fluor med det (det sies ofte at "vann brenner i fluor"):
2F2 + 2H20 = 4HF + O2.
Fluor reagerer eksplosivt ved enkel kontakt med hydrogen:
H2 + F2 = 2HF.
Dette produserer hydrogenfluoridgass HF, som er uendelig løselig i vann med dannelse av relativt svak flussyre.
Fluor reagerer med de fleste ikke-metaller. Når fluor reagerer med grafitt, dannes således forbindelser med den generelle formel CF x, når fluor reagerer med silisium, dannes SiF4-fluorid, og med bor dannes BF3-trifluorid. Når fluor interagerer med svovel, dannes forbindelser SF 6 og SF 4 osv. (se Fluorider (cm. FLUOR)).
Et stort antall fluorforbindelser med andre halogener er kjent, for eksempel BrF 3, IF 7, ClF, ClF 3 og andre, og brom og jod antennes i en fluoratmosfære ved vanlige temperaturer, og klor reagerer med fluor ved oppvarming til 200°C. -250 °C.
I tillegg til de angitte inerte gassene, reagerer ikke nitrogen, oksygen, diamant, karbondioksid og karbonmonoksid direkte med fluor.
Indirekte ble nitrogentrifluorid NF 3 og oksygenfluorider O 2 F 2 og OF 2 oppnådd, hvor oksygen har uvanlige oksidasjonstilstander +1 og +2.
Når fluor interagerer med hydrokarboner, skjer deres ødeleggelse, ledsaget av produksjon av fluorkarboner av forskjellige sammensetninger.
Ved lett oppvarming (100-250°C) reagerer fluor med sølv, vanadium, rhenium og osmium. Med gull, titan, niob, krom og noen andre metaller begynner reaksjonen som involverer fluor å skje ved temperaturer over 300-350°C. Med de metallene hvis fluorider er ikke-flyktige (aluminium, jern, kobber, etc.), reagerer fluor med merkbar hastighet ved temperaturer over 400-500°C.
Noen høyere metallfluorider, for eksempel uranheksafluorid UF 6, oppnås ved å virke med fluor eller et fluoreringsmiddel som BrF 3 på lavere halogenider, for eksempel:
UF 4 + F 2 = UF 6
Det skal bemerkes at den allerede nevnte flussyre-HF tilsvarer ikke bare mediumfluorider som NaF eller CaF2, men også til sure fluorider - hydrofluorider som NaHF2 og KHF2.
Et stort antall forskjellige organofluorforbindelser er også blitt syntetisert (cm. ORGAN FLUOR FORBINDELSER), inkludert den berømte teflon (cm. TEFLON)- et materiale som er en polymer av tetrafluoretylen (cm. TETRAFLUORETYLEN) .
applikasjon
Fluor er mye brukt som et fluoreringsmiddel i produksjonen av forskjellige fluorider (SF 6, BF 3, WF 6 og andre), inkludert forbindelser av inerte gasser (cm. EDELGASSER) xenon og krypton (se Fluoridering (cm. FLUORIDERING)). Uranheksafluorid UF 6 brukes til å skille uranisotoper. Fluor brukes i produksjonen av teflon og andre fluorplaster (cm. PTFE), fluorgummi (cm. FLUORGUMMI), fluorholdige organiske stoffer og materialer som er mye brukt i teknologi, spesielt i tilfeller hvor motstand mot aggressive miljøer, høye temperaturer etc. kreves.
Biologisk rolle
Som et sporstoff (cm. MIKROELEMENTER) fluor finnes i alle organismer. Hos dyr og mennesker er fluor tilstede i beinvev (hos mennesker - 0,2-1,2%) og spesielt i dentin og tannemalje. Kroppen til en gjennomsnittlig person (kroppsvekt 70 kg) inneholder 2,6 g fluor; Dagsbehovet er 2-3 mg og tilfredsstilles hovedsakelig med drikkevann. Mangel på fluor fører til karies. Derfor tilsettes fluorforbindelser til tannkrem og noen ganger tilsettes i drikkevann. Overflødig fluor i vann er imidlertid også helseskadelig. Det fører til fluorose (cm. FLUOROSE)- endringer i strukturen til emalje og beinvev, beindeformasjon. Maksimal tillatt konsentrasjon for innhold av fluorioner i vann er 0,7 mg/l. Maksimal tillatt konsentrasjon for fluorgass i luft er 0,03 mg/m3. Rollen til fluor i planter er uklar.
encyklopedisk ordbok. 2009 .
Synonymer:Se hva "fluor" er i andre ordbøker:
fluor- fluor og... Russisk rettskrivningsordbok
fluor- fluor/... Morfemisk-staveordbok
- (lat. Fluorum) F, kjemisk grunnstoff i gruppe VII i det periodiske systemet til Mendeleev, atomnummer 9, atommasse 18.998403, tilhører halogenene. Blekgul gass med en skarp lukt, smeltepunkt? 219.699.C, kokepunkt? 188.200.C, tetthet 1,70 g/cm³.… … Stor encyklopedisk ordbok
F (fra gresk phthoros death, destruction, lat. Fluorum * a. fluor; n. Fluor; f. fluor; i. fluor), kjemisk. element i gruppe VII er periodisk. Mendeleev-systemet, refererer til halogener, kl. n. 9, kl. m. 18.998403. I naturen er det 1 stabil isotop 19F... Geologisk leksikon
- (Fluorum), F, kjemisk element av gruppe VII i det periodiske systemet, atomnummer 9, atommasse 18,9984; refererer til halogener; gass, kokepunkt 188,2°C. Fluor brukes i produksjon av uran, kjølemedier, medisiner og annet, samt i... ... Moderne leksikon
Hydrogenatomet har den elektroniske formelen til det ytre (og eneste) elektronnivå 1 s 1 . På den ene siden, når det gjelder tilstedeværelsen av ett elektron på det ytre elektroniske nivået, ligner hydrogenatomet på alkalimetallatomer. Men akkurat som halogener trenger den bare ett elektron for å fylle det ytre elektroniske nivået, siden det første elektroniske nivået ikke kan inneholde mer enn 2 elektroner. Det viser seg at hydrogen kan plasseres samtidig i både den første og den nest siste (syvende) gruppen i det periodiske systemet, noe som noen ganger gjøres i forskjellige versjoner av det periodiske systemet:
Fra et synspunkt av egenskapene til hydrogen som et enkelt stoff, har det fortsatt mer til felles med halogener. Hydrogen er, som halogener, et ikke-metall og danner diatomiske molekyler (H 2) som dem.
Under normale forhold er hydrogen en gassformig, lavaktiv substans. Den lave aktiviteten til hydrogen forklares av den høye styrken til bindingene mellom hydrogenatomene i molekylet, hvis brudd krever enten sterk oppvarming eller bruk av katalysatorer, eller begge deler.
Interaksjon av hydrogen med enkle stoffer
med metaller
Av metaller reagerer hydrogen kun med alkali- og jordalkalimetaller! Alkalimetaller inkluderer metaller fra hovedundergruppen av gruppe I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), og jordalkalimetaller inkluderer metaller fra hovedundergruppen av gruppe II, unntatt beryllium og magnesium (Ca, Sr, Ba, Ra)
Ved interaksjon med aktive metaller utviser hydrogen oksiderende egenskaper, dvs. senker oksidasjonstilstanden. I dette tilfellet dannes hydrider av alkali- og jordalkalimetaller, som har en ionisk struktur. Reaksjonen skjer ved oppvarming:
Det skal bemerkes at interaksjon med aktive metaller er det eneste tilfellet når molekylært hydrogen H2 er et oksidasjonsmiddel.
med ikke-metaller
Av ikke-metaller reagerer hydrogen kun med karbon, nitrogen, oksygen, svovel, selen og halogener!
Karbon skal forstås som grafitt eller amorft karbon, siden diamant er en ekstremt inert allotrop modifikasjon av karbon.
Når det samhandler med ikke-metaller, kan hydrogen bare utføre funksjonen til et reduksjonsmiddel, det vil si bare øke oksidasjonstilstanden:
Interaksjon av hydrogen med komplekse stoffer
med metalloksider
Hydrogen reagerer ikke med metalloksider som er i aktivitetsserien av metaller opp til aluminium (inklusive), men det er i stand til å redusere mange metalloksider til høyre for aluminium ved oppvarming:
med ikke-metalloksider
Av ikke-metalloksider reagerer hydrogen når det varmes opp med oksidene av nitrogen, halogener og karbon. Av alle interaksjonene mellom hydrogen og ikke-metalloksider, er det spesielt bemerkelsesverdig dets reaksjon med karbonmonoksid CO.
Blandingen av CO og H2 har til og med sitt eget navn - "syntesegass", siden, avhengig av forholdene, kan slike populære industrielle produkter som metanol, formaldehyd og til og med syntetiske hydrokarboner oppnås fra den:
med syrer
Hydrogen reagerer ikke med uorganiske syrer!
Av organiske syrer reagerer hydrogen bare med umettede syrer, så vel som med syrer som inneholder funksjonelle grupper som er i stand til å redusere med hydrogen, spesielt aldehyd-, keto- eller nitrogrupper.
med salter
Når det gjelder vandige løsninger av salter, forekommer ikke deres interaksjon med hydrogen. Imidlertid, når hydrogen føres over faste salter av noen metaller med middels og lav aktivitet, er deres delvis eller fullstendig reduksjon mulig, for eksempel:
Kjemiske egenskaper til halogener
Halogener er de kjemiske elementene i gruppe VIIA (F, Cl, Br, I, At), samt de enkle stoffene de danner. Her og videre i teksten vil, med mindre annet er angitt, halogener forstås som enkle stoffer.
Alle halogener har en molekylær struktur, som bestemmer de lave smelte- og kokepunktene til disse stoffene. Halogenmolekyler er diatomiske, dvs. formelen deres kan skrives i generell form som Hal 2.
Det bør bemerkes en slik spesifikk fysisk egenskap av jod som dens evne til sublimering eller med andre ord, sublimering. Sublimering, er et fenomen der et stoff i fast tilstand ikke smelter ved oppvarming, men går utenom væskefasen og går umiddelbart over i gassform.
Den elektroniske strukturen til det ytre energinivået til et atom av et hvilket som helst halogen har formen ns 2 np 5, hvor n er nummeret på periodisk systemperiode der halogenet befinner seg. Som du kan se, trenger halogenatomene bare ett elektron for å nå det ytre skallet med åtte elektroner. Fra dette er det logisk å anta de overveiende oksiderende egenskapene til frie halogener, noe som bekreftes i praksis. Som kjent avtar elektronegativiteten til ikke-metaller når man beveger seg nedover en undergruppe, og derfor reduseres aktiviteten til halogener i serien:
F 2 > Cl 2 > Br 2 > I 2
Interaksjon av halogener med enkle stoffer
Alle halogener er svært reaktive stoffer og reagerer med de fleste enkle stoffer. Det skal imidlertid bemerkes at fluor, på grunn av sin ekstremt høye reaktivitet, kan reagere selv med de enkle stoffene som andre halogener ikke kan reagere med. Slike enkle stoffer inkluderer oksygen, karbon (diamant), nitrogen, platina, gull og noen edle gasser (xenon og krypton). De. faktisk, fluor reagerer ikke bare med enkelte edelgasser.
De resterende halogenene, dvs. klor, brom og jod er også aktive stoffer, men mindre aktive enn fluor. De reagerer med nesten alle enkle stoffer bortsett fra oksygen, nitrogen, karbon i form av diamant, platina, gull og edle gasser.
Interaksjon av halogener med ikke-metaller
hydrogen
Når alle halogener interagerer med hydrogen, dannes de hydrogenhalogenider med den generelle formelen HHal. I dette tilfellet begynner reaksjonen av fluor med hydrogen spontant selv i mørket og fortsetter med en eksplosjon i samsvar med ligningen:
Reaksjonen av klor med hydrogen kan initieres av intens ultrafiolett bestråling eller varme. Fortsetter også med eksplosjon:
Brom og jod reagerer med hydrogen bare ved oppvarming, og samtidig er reaksjonen med jod reversibel:
fosfor
Samspillet mellom fluor og fosfor fører til oksidasjon av fosfor til høyeste oksidasjonstilstand (+5). I dette tilfellet dannes fosforpentafluorid:
Når klor og brom interagerer med fosfor, er det mulig å oppnå fosforhalogenider både i oksidasjonstilstanden + 3 og i oksidasjonstilstanden +5, som avhenger av proporsjonene av de reagerende stoffene:
Dessuten, i tilfellet med hvitt fosfor i en atmosfære av fluor, klor eller flytende brom, begynner reaksjonen spontant.
Interaksjonen mellom fosfor og jod kan føre til dannelsen av bare fosfortriodid på grunn av dets betydelig lavere oksidasjonsevne enn andre halogener:
grå
Fluor oksiderer svovel til høyeste oksidasjonstilstand +6, og danner svovelheksafluorid:
Klor og brom reagerer med svovel og danner forbindelser som inneholder svovel i oksidasjonstilstandene +1 og +2, noe som er ekstremt uvanlig for det. Disse interaksjonene er veldig spesifikke, og for å bestå Unified State Exam i kjemi er det ikke nødvendig å skrive ligninger for disse interaksjonene. Derfor er de følgende tre ligningene gitt som referanse:
Samspill mellom halogener og metaller
Som nevnt ovenfor, er fluor i stand til å reagere med alle metaller, selv slike inaktive som platina og gull:
De resterende halogenene reagerer med alle metaller unntatt platina og gull:
Reaksjoner av halogener med komplekse stoffer
Substitusjonsreaksjoner med halogener
Mer aktive halogener, dvs. de kjemiske elementene som er plassert høyere i det periodiske systemet er i stand til å fortrenge mindre aktive halogener fra hydrohalogenidsyrene og metallhalogenidene de danner:
På samme måte fortrenger brom og jod svovel fra løsninger av sulfider og/eller hydrogensulfid:
Klor er et sterkere oksidasjonsmiddel og oksiderer hydrogensulfid i den vandige løsningen ikke til svovel, men til svovelsyre:
Reaksjon av halogener med vann
Vann brenner i fluor med en blå flamme i samsvar med reaksjonsligningen:
Brom og klor reagerer annerledes med vann enn fluor. Hvis fluor fungerte som et oksidasjonsmiddel, er klor og brom uforholdsmessige i vann, og danner en blanding av syrer. I dette tilfellet er reaksjonene reversible:
Samspillet mellom jod og vann skjer i en så ubetydelig grad at det kan neglisjeres og det kan antas at reaksjonen ikke skjer i det hele tatt.
Interaksjon av halogener med alkaliske løsninger
Fluor, når det interagerer med en vandig alkaliløsning, fungerer igjen som et oksidasjonsmiddel:
Evnen til å skrive denne ligningen er ikke nødvendig for å bestå Unified State-eksamenen. Det er nok å vite fakta om muligheten for en slik interaksjon og den oksidative rollen til fluor i denne reaksjonen.
I motsetning til fluor er andre halogener i alkaliløsninger uforholdsmessige, det vil si at de øker og reduserer oksidasjonstilstanden samtidig. Dessuten, i tilfelle av klor og brom, avhengig av temperaturen, er strømning i to forskjellige retninger mulig. Spesielt i kulde fortsetter reaksjonene som følger:
og ved oppvarming:
Jod reagerer med alkalier utelukkende i henhold til det andre alternativet, dvs. med dannelsen av jodat, fordi hypojoditt er ikke stabil ikke bare ved oppvarming, men også ved vanlige temperaturer og til og med i kulde.
19. Mekanismen for den kjemiske reaksjonen mellom fluor og vann
Reaksjonsligning for samspillet mellom fluor og vann.
F 2 + H 2 O = 2 FH + O
Hydrogen i vann fjerner "energi" (frie fotoner) fra fluoroverflaten. Denne "energien" havner på overflaten av hydrogenvannet. De fotonene som faller inn i området der hydrogen og oksygen er bundet til hverandre får bindingen mellom dem til å bryte. Vannmolekylet går i oppløsning.
Samtidig med denne prosessen etableres en gravitasjonsforbindelse mellom hydrogenet i vann og fluor. I de områdene av fluorelementet hvor hydrogen har fjernet frie fotoner med sin tiltrekning, oppstår nakenhet, og fluorattraksjonsfeltet manifesterer seg utad i større grad. Slik dannes en ny kjemisk binding og en ny kjemisk forbindelse - hydrogenfluorid. Vann brytes ned, fluor kombineres med hydrogen, og oksygen frigjøres.
Det skal her nevnes at fluorelementene slett ikke er kombinert med hverandre i par til molekyler. I fluorgass kan fluorelementene holdes i forhold til hverandre av svært svake attraktive krefter. I tillegg påvirker hvert kjemisk element de andre ved hjelp av svært svake frastøtende krefter. Denne situasjonen oppstår i enhver gassformig kropp.
Denne teksten er et innledende fragment. Fra boken Compressed Chaos: An Introduction to Chaos Magic av Hein PhilMagiske reaksjoner 1. Mat til utmattelse Noen ganger er det nyttig å mate en demon til utmattelse. Ofte beholder demoner sin makt ved å hindre oss i å utforske de fulle implikasjonene av frykten de skaper i oss. Jeg husker min besettelse med sjalusiens demon.
Fra boken The Big Book of Secret Sciences. Navn, drømmer, månesykluser forfatter Schwartz TheodorDager med vann (tegn på elementet vann - Kreft, Skorpion, Fiskene). Naturen sparer ikke på nedbør, og noen ganger faller månedsnormen. Høy luftfuktighet bidrar ikke til komfort og godt humør.Månens plassering i dyrekretsen påvirker også
Fra boken The Concept of Development and Improvement of the Human forfatter3.10. Energiskjell og struktur Forbindelser Energiskallene til den fysiske delen av en person inneholder kumulativ informasjon om egenskapene til hver person. De former en kvinnes personlighet og en manns karakter. Energiskjell dannes
Fra boken Kjemi forfatter Danina Tatyana16. Mekanismen for nøytraliseringsreaksjonen Denne artikkelen bør innledes med følgende uttalelse, som utvilsomt bør innledes alle artikler om kjemi og kjernefysikk - alt som omhandler kjemiske elementer og deres struktur. Det er nødvendig å gjenta til dette faktum ikke er det
Fra boken Kjemi forfatter Danina Tatyana17. Lengde på en kjemisk binding Avstanden mellom kjemiske grunnstoffer er lengden på en kjemisk binding - en mengde kjent i kjemien. Det bestemmes av forholdet mellom de attraktive og frastøtende kreftene til samvirkende kjemikalier
Fra boken Kjemi forfatter Danina Tatyana26. Entalpi. Endoterme og eksoterme reaksjoner Under eksoterme reaksjoner sendes "varme" (lette typer frie fotoner - IR, radio) ut fra overflaten til kjemiske elementer. Elementenes entalpi avtar, aggregeringstilstanden blir tettere
Fra boken Om energistrukturer forfatter Baranova Svetlana VasilievnaStrukturen i forbindelsen Mennesket er basert på guddommelige energier, takket være disse er det udødelig og allmektig.Han har en energisk del, persepsjon, selvbevissthet (identifikasjon), intelligens, intensjon og vilje, som dannes avhengig av
Fra boken Åndens krigers vei Bind II. Menneskelig forfatter Baranova Svetlana VasilievnaStrukturen til forbindelsen Mennesket er basert på guddommelige energier, takket være hvilke han er udødelig og allmektig. Den har en energidel, persepsjon, selvbevissthet (identifikasjon), intelligens, intensjon og vilje, som dannes avhengig av
Fra boken Livet uten grenser. Konsentrasjon. Meditasjon forfatter Zhikarentsev Vladimir VasilievichGRUNNLEGGENDE PRINSIPPER FOR Å KOBLE SINN OG KROPP Det er fire grunnleggende prinsipper for å koble sinn og kropp. Det er mange mennesker, derfor er det mange måter å se og leve livet på. Disse metodene for å koble sinnet og kroppen ble utviklet spesielt slik at mennesker med forskjellige
Fra boken Secrets of Bioenergy. En pekepinn til rikdom og suksess i livet. forfatter Ratner SergeySJEL OG KROPPSREAKSJONER Temaet for underbevisstheten er så stort at «grav og grav». Det eneste er at hvis du forstår at det ikke er noen grense for perfeksjon, vil du komme til den konklusjon at fra et visst punkt er det ganske enkelt utvikling. Nå er det mer åpning av noen nye
Fra boken Reason. Kreativ respons på nå forfatter Rajneesh Bhagwan ShriFra reaksjon til handling Reaksjon kommer fra tanker, respons kommer fra forståelse. Reaksjonen kommer fra fortiden; responsen er alltid i nåtiden. Men vanligvis reagerer vi - alt er allerede forberedt inni oss. Noen gjør noe og vi reagerer som om en knapp er trykket på oss. noen du
Fra boken Reasonable World [Hvordan leve uten unødvendige bekymringer] forfatter Sviyash Alexander Grigorievich Fra boken World Astrology av Baigent MichaelStore konjunksjoner Som et resultat er det den sykliske indeksen viser i sine ulike former at den bestemmer graden av "forbindelse" på et gitt tidspunkt. En annen tilnærming til spørsmålet om å vurdere stabiliteten eller ustabiliteten i en viss periode er å studere fordelingen
Fra boken Fase. Å knekke virkelighetsillusjonen forfatter Rainbow MikhailBegynnelsen på en kjedereaksjon Først tror du at det er svart og hvitt. Da skjønner du at mange svarte ting faktisk er hvite, og omvendt. Og så viser det seg at det verken er det ene eller det andre. Er ikke dette prinsippet hovednevneren for alt vi forstår livet på?
Fra boken Superpowers of the Human Brain. Reis inn i underbevisstheten forfatter Rainbow Mikhail Fra boken Rocking the Cradle, or the Profession of "Prent" forfatter Sheremeteva Galina BorisovnaReaksjoner fra voksne Mange foreldre vet ikke alltid hvordan de skal reagere på barnas handlinger og enkelte handlinger. Når vi møter problemer, reagerer vi på tre forskjellige måter.1. Vi later som ingenting har skjedd.2. Vi identifiserer fienden og angriper.3. Vi er ekte
Halogener er den mest reaktive gruppen av grunnstoffer i det periodiske systemet. De består av molekyler med svært lave bindingsdissosiasjonsenergier (se tabell 16.1), og atomene deres har syv elektroner i sitt ytre skall og er derfor svært elektronegative. Fluor er det mest elektronegative og mest reaktive ikke-metalliske grunnstoffet i det periodiske systemet. Reaktiviteten til halogener avtar gradvis når de beveger seg mot bunnen av gruppen. Neste avsnitt vil se på halogeners evne til å oksidere metaller og ikke-metaller og vise hvordan denne evnen avtar fra fluor til jod.
Halogener som oksidasjonsmidler
Når hydrogensulfidgass føres gjennom klorvann, faller svovel ut. Reaksjonen fortsetter i henhold til ligningen
I denne reaksjonen oksiderer klor hydrogensulfid, og fjerner hydrogen fra det. Klor oksiderer også til For eksempel, hvis du blander klor med en vandig løsning av sulfat ved å riste, dannes sulfat
Den oksidative halvreaksjonen som oppstår er beskrevet av ligningen
Som et annet eksempel på den oksiderende effekten av klor, gir vi syntesen av natriumklorid ved å brenne natrium i klor:
I denne reaksjonen oksideres natrium ettersom hvert natriumatom mister et elektron for å danne et natriumion:
Klor får disse elektronene for å danne kloridioner:
Tabell 16.3. Standard elektrodepotensialer for halogener
Tabell 16.4. Standard entalpier for dannelse av natriumhalogenider
Alle halogener er oksidasjonsmidler, hvorav fluor er det sterkeste oksidasjonsmidlet. I tabellen 16.3 viser standard elektrodepotensialer for halogener. Fra denne tabellen kan man se at oksidasjonsevnen til halogener gradvis avtar mot bunnen av gruppen. Dette mønsteret kan demonstreres ved å tilsette en løsning av kaliumbromid til et kar som inneholder klorgass. Klor oksiderer bromidioner, noe som resulterer i dannelse av brom; dette fører til utseendet av farge i en tidligere fargeløs løsning:
Dermed kan man se at klor er et sterkere oksidasjonsmiddel enn brom. På samme måte, hvis du blander en løsning av kaliumjodid med brom, dannes et svart bunnfall av fast jod. Dette betyr at brom oksiderer jodidioner:
Begge reaksjonene beskrevet er eksempler på fortrengningsreaksjoner (substitusjonsreaksjoner). I hvert tilfelle vil det mer reaktive halogenet, det vil si at det er et sterkere oksidasjonsmiddel, fortrenger det mindre reaktive halogenet fra løsningen.
Oksidasjon av metaller. Halogener oksiderer lett metaller. Fluor oksiderer lett alle metaller, bortsett fra gull og sølv. Vi har allerede nevnt at klor oksiderer natrium og danner natriumklorid. For å gi et annet eksempel, når en strøm av klorgass føres over overflaten av oppvarmet jernspon, dannes klorid, et brunt fast stoff:
Selv jod er i stand, om enn sakte, til å oksidere metaller som befinner seg i den elektrokjemiske serien under den. Lettheten for oksidasjon av metaller med forskjellige halogener avtar når man beveger seg mot den nedre delen av gruppe VII. Dette kan verifiseres ved å sammenligne energiene for dannelse av halogenider fra startelementene. I tabellen Tabell 16.4 viser standardentalpiene for dannelse av natriumhalogenider i rekkefølge til bunnen av gruppen.
Oksidasjon av ikke-metaller. Med unntak av nitrogen og de fleste edle gasser, oksiderer fluor alle andre ikke-metaller. Klor reagerer med fosfor og svovel. Karbon, nitrogen og oksygen reagerer ikke direkte med klor, brom eller jod. Den relative reaktiviteten til halogener til ikke-metaller kan bedømmes ved å sammenligne deres reaksjoner med hydrogen (tabell 16.5).
Oksidasjon av hydrokarboner. Under visse forhold oksiderer halogener hydrokarboner.
Tabell 16.5. Reaksjoner av halogener med hydrogen
prenatal For eksempel abstraherer klor fullstendig hydrogen fra et terpentinmolekyl:
Acetylenoksidasjon kan oppstå eksplosivt:
Reaksjoner med vann og alkalier
Fluor reagerer med kaldt vann for å danne hydrogenfluorid og oksygen:
Klor løses sakte opp i vann og danner klorvann. Klorvann har en svak surhet på grunn av det faktum at det inneholder disproporsjoner av klor (se avsnitt 10.2) med dannelse av saltsyre og hypoklorsyre:
Brom og jod er disproporsjonert i vann på lignende måte, men graden av disproporsjonering i vann avtar fra klor til jod.
Klor, brom og jod er også uforholdsmessige i alkalier. For eksempel, i kald fortynnet alkali, disproporsjonerer brom til bromidioner og hypobromitioner (bromationer):
Når brom interagerer med varme konsentrerte alkalier, fortsetter disproporsjoneringen videre:
Jodat(I), eller hypojodition, er ustabil selv i kalde fortynnede alkalier. Det disproporsjonerer spontant og danner jodidion og jodat(I)-ion.
Reaksjonen av fluor med alkalier, så vel som reaksjonen med vann, ligner ikke lignende reaksjoner av andre halogener. I kald fortynnet alkali oppstår følgende reaksjon:
I varmt konsentrert alkali foregår reaksjonen med fluor som følger:
Analyse for halogener og involverer halogener
Kvalitativ og kvantitativ analyse for halogener utføres vanligvis ved bruk av en sølvnitratløsning. For eksempel
For kvalitativ og kvantitativ bestemmelse av jod kan en stivelsesløsning brukes. Siden jod er svært lite løselig i vann, analyseres det vanligvis i nærvær av kaliumjodid. Dette gjøres av den grunn at jod danner et løselig trijodidion med jodidion
Løsninger av jod med jodider brukes for analytisk bestemmelse av forskjellige reduksjonsmidler, for eksempel, samt noen oksidasjonsmidler, for eksempel Oksidasjonsmidler flytter likevekten ovenfor til venstre, og frigjør jod. Jodet titreres deretter med tiosulfat (VI).
Så la oss si det igjen!
1. Atomene til alle halogener har syv elektroner i sitt ytre skall.
2. For å oppnå halogener under laboratorieforhold kan oksidasjonen av de tilsvarende hydrohalogensyrene brukes.
3. Halogener oksiderer metaller, ikke-metaller og hydrokarboner.
4. Halogener er uforholdsmessige i vann og alkalier, og danner halogenidioner, hypohalitt og halogenat (-ioner.
5. Mønstrene for endringer i de fysiske og kjemiske egenskapene til halogener når du flytter til bunnen av gruppen er vist i tabellen. 16.6.
Tabell 16.6. Mønstre for endringer i egenskapene til halogener når atomnummeret øker
6. Fluor har unormale egenskaper blant andre halogener av følgende grunner:
a) den har lav bindingsdissosiasjonsenergi;
b) i fluorforbindelser eksisterer det bare i én oksidasjonstilstand;
c) fluor er den mest elektronegative og mest reaktive blant alle ikke-metalliske grunnstoffer;
d) dens reaksjoner med vann og alkalier skiller seg fra lignende reaksjoner av andre halogener.
