Fluora fakti — atomskaitlis 9 vai F
Fluora ķīmiskās un fizikālās īpašības
Elements fluors ir zaļgani dzeltena gāze. Tas ir aizstājējs, kas parāda, kā parādās fluors (lai gan faktiskā gāze nelielos daudzumos būtu mazāk krāsota). Īstais elements sarūsētu pat borsilikāta stiklu. Sākotnējais autors nav zināms, Creative Commons licence (Wikipedia)
Fluors ir halogēns, kas parastos apstākļos pastāv kā gaiši dzeltena diatomiskā gāze. Elements ir atrodams fluorētā ūdenī, zobu pastā un dzesēšanas līdzekļos. Šeit ir fakti par šo interesanto elementu.
Fluora atomu dati
Atomu skaits: 9
Simbols: F
Atomu svars : 18.998403
Atklājums: Anrī Moisāns, 1886. gads (Francija)
Elektronu konfigurācija: [Viņš]2sdivi2p5
Vārda izcelsme: Nosaukums fluors cēlies no latīņu un franču valodas plūst : plūsma vai plūsma. Sers Hamfrijs Deivijs ierosināja elementa nosaukumu, pamatojoties uz tā klātbūtni fluorskābē. Sufikss -ine atbilst citu halogēnu nosaukumiem. Tomēr elements grieķu un krievu valodā ir nosaukts par fluoru. Agrīnās publikācijās to dēvē par fluoru.
Īpašības: Fluora kušanas temperatūra ir -219,62°C (1 atm), viršanas temperatūra -188,14°C (1 atm), blīvums 1,696 g/l (0°C, 1 atm), īpaša gravitāte šķidruma 1,108 pie tā vārīšanās punkts , un valence 1 . Fluors ir kodīga gaiši dzeltena gāze. Tas ir ļoti reaktīvs, piedalās reakcijās ar praktiski visām organiskajām un neorganiskajām vielām. Fluors ir visvairāk elektronnegatīvs elements . Metāli, stikls, keramika, ogleklis un ūdens sadegs ar spilgtu liesmu fluorā. Iespējams, ka fluors var aizstāt ūdeņradi organiskās reakcijās. Ir zināms, ka fluors veido savienojumus ar retajām gāzēm, ieskaitot ksenonu , radons un kriptons. Brīvajam fluoram ir raksturīga asa smarža, kas nosakāma koncentrācijās līdz 20 ppb.
Toksicitāte : Abi elementārais fluors un fluora jons ir ļoti toksiskas. Ieteicamā maksimālā pieļaujamā koncentrācija ikdienas 8 stundu laika svērtajai iedarbībai ir 0,1 ppm. Ne viens, ne otrs fluors vai tā jons, fluorīds , tiek uzskatītas par uzturvielām cilvēka uzturā. Tomēr fluorīds ietekmē kaulu stiprumu.
Lietojumi: Fluoru un tā savienojumus izmanto urāna ražošanā. Fluors fluorīta veidā tiek pievienots kausēšanas laikā, lai palīdzētu samazināt metālu kušanas punktus. Fluorhlorogļūdeņraži tiek izmantoti saldēšanas iekārtās. Ražošanai izmanto fluoru daudzas ķīmiskas vielas , tostarp vairākas augstas temperatūras plastmasas. Nātrija fluorīda klātbūtne dzeramajā ūdenī 2 ppm līmenī var izraisīt zobu emaljas plankumu, skeleta fluorozi un var būt saistīta ar vēzi un citām slimībām. Tomēr lokāli lietojams fluors (zobu pasta, zobu skalošanas līdzekļi) var palīdzēt samazināt zobu kariesa sastopamību.
Avoti: Fluors atrodas fluoršpatā (CaF) un kriolītā (NadiviOF6) un ir plaši izplatīts citos minerālos. To iegūst, elektrolizējot kālija fluorūdeņraža šķīdumu bezūdens fluorūdeņražā caurspīdīga fluoršpata vai metāla traukā.
Elementu klasifikācija: Halogēns
Izotopi: Fluoram ir 17 zināmi izotopi, sākot no F-15 līdz F-31. F-19 ir vienīgais stabilais un visizplatītākais fluora izotops.
Blīvums (g/cc): 1,108 (@ -189°C)
Izskats: Istabas temperatūrā un spiedienā tīrs fluors ir ļoti bāla, zaļgani dzeltena, asa, kodīga gāze. Šķidrais fluors, tāpat kā hlors, ir spilgti dzeltens. Cietais fluors ir atrodams alfa un beta alotropos. Alfa forma ir necaurspīdīga, bet beta forma ir caurspīdīga.
Atomu tilpums (cc/mol): 17.1
Kovalentais rādiuss (pm): 72
Jonu rādiuss : 133 (-1e)
Īpašs karstums (@20°C J/g mol): 0,824 (F-F)
Kodolsintēzes siltums (kJ/mol): 0,51 (F-F)
Iztvaikošanas siltums (kJ/mol): 6,54 (F-F)
Paulinga negatīvais skaitlis: 3.98
Pirmā jonizējošā enerģija (kJ/mol): 1680,0
Oksidācijas stāvokļi : -1
Režģa struktūra: Monoklīnika
CAS reģistrācijas numurs : 7782-41-4
Fluora sīkumi
- Fluors minerāla fluorīta veidā tika izmantots 1500. gados, lai palīdzētu rūdas kausēšanā.
- Jau 1810. gadā tika uzskatīts, ka fluors ir elements, taču tas tika veiksmīgi izolēts tikai 1886. gadā.Daudzi ķīmiķiMēģinot izolēt elementu, vardarbīgās reakcijas, kas parasti pavada fluora gāzi, kļūtu akli vai pat nogalinātas.
- Henri Moissan nopelnīja 1906. gada Nobela prēmiju ķīmijā par ķīmiķi, kurš beidzot veiksmīgi izolēja fluoru (un arī izgudroja elektriskā loka krāsni).
- Fluors ir 13. izplatītākais elements Zemes garozā.
- Fluors ir 24. vietā pēc daudzuma Visumā.
Fluora ātrie fakti
- Emslijs, Džons (2011). Dabas celtniecības bloki: A–Z elementu ceļvedis (2. izdevums). Oksforda: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-960563-7.
- Grīnvuds, N. N.; Earnshaw, A. (1998). Elementu ķīmija (2. izdevums). Oksforda: Batervorts Heinemans. ISBN 0-7506-3365-4.
- Moissan, Anrī (1886). ' Elektriskās strāvas iedarbība uz bezūdens fluorūdeņražskābi '. Zinātņu akadēmijas sēžu iknedēļas atskaites (franciski). 102: 1543–1544.
- Nīlsens, Forrests H. (2009). ' Mikroelementi parenterālā uzturā: bors, silīcijs un fluors '. Gastroenteroloģija . 137 (5): S55–60. doi:10.1053/j.gastro.2009.07.072
- Patnaik, Pradyot (2007). Visaptverošs ceļvedis par ķīmisko vielu bīstamajām īpašībām (3. izdevums). Hobokens: Džons Vīlijs un dēli. ISBN 978-0-471-71458-3