Флуор

Флуор  (₉F)

Општи својства
Име и симбол	флуор (F)
Изглед	жолтеникаво кафен гас
{{{членувано}}} во периодниот систем
- ↑ F ↓ Cl кислород ← флуор → неон
Атомски број	9
Стандардна атомска тежина (±) (Ar)	18.9984032(5)
Категорија	халоген
Група и блок	група 17 (халогени), p-блок
Периода	II периода
Електронска конфигурација	1s2 2s2 2p5
по обвивка	2, 7
Физички својства
Фаза	гас
Точка на топење	53.53 K ​(−219.62 °C)
Точка на вриење	85.03 K ​(−188.12 °C)
Густина при стп (0 °C и 101,325 kPa)	1.7 г/Л
Критична точка	144.13 K, 5.172 MPa
Топлина на топење	(F2) 0.510 kJ/mol
Топлина на испарување	(F2) 6.62 kJ/mol
Моларен топлински капацитет	(F2) 31.304 J/(mol·K)
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 ​чисто киселински оксид
Електронегативност	Полингова скала: 3.98
Енергии на јонизација	(повеќе)
Атомски полупречник	емпириски: 50 пм calculated: 42 пм
Ковалентен полупречник	71 пм
Ван дер Валсов полупречник	147 пм
Спектрални линии на флуор
Разни податоци
Кристална структура	​коцкаста Кристалната структура на {{{членувано}}}
Топлинска спроводливост	27.7 m W/(m·K)
Магнетно подредување	немагнетен
CAS-број	7782-41-4
Најстабилни изотопи
изо ПЗ полураспад РР РЕ (MeV) РП 18F syn 109.77 min ε 1.656 18O 19F 100% 19F е стабилен со 10 неутрони

Флуорот (од латински fluere, со значење да тече) е 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

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

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.