Ftor - Wikipedia
| ||||||
| Ümumi | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| Ad, İşarə, Nömrə | Flüor, F, 9 | |||||
| Qrup, Dövr, Blok | 7, 2, p | |||||
| Xarici görünüşü | yaşıla çalan sarı qaz
| |||||
| Atom kütləsi | 18.9984032 q/mol | |||||
| Elektron formulu | 1s2 2s2 2p5 | |||||
| Fiziki xassələr | ||||||
| Halı | ||||||
| Sıxlığı | (0 °C, 101.325 kPa) 1.7 q/L | |||||
| Ərimə temperaturu | -219.62 °C (53.53 K, -363.32 °F) | |||||
| Qaynama temperaturu | -188.12 °C (85.03 K, -306.62 °F) | |||||
| Elektromənfiliyi | ||||||
| Oksidləşmə dərəcəsi | ||||||
| Spektr = | ||||||
| İonlaşma enerjisi | kCmol-1 | |||||
Flüor (F) – D.İ. Mendeleyevin elementlərin dövri sistemində 9-cu elementdir. Atom radiusu qrupunun elementlərinə nisbətən kiçikdir, flüor atomu elektronu özünə daha güclü cəzb edir, yəni flüor kimyəvi cəhətdən daha aktivdir, oksidləşdiricilik qabiliyyəti daha yüksəkdir və elektromənfiliyi ən yüksək elementdir.
Tapılması,təbii birləşmələri
redaktəFlüor kimyəvi cəhətdən aktiv olduğuna görə yalnız birləşmələr şəklində rast gəlinir. Flüorun təbiətdə ən geniş yayılmış mineralı kalsium-Flüoriddir. Flüor müxtəlif dağ mədənlərinin tərkibində xüsusəndə apatitlərin tərkibində olur.
Atom xüsusiyyətləri
redaktə- Kristal quruluşu-kub
- Atom radiusu- 50 pm
- Atom radiusu(hes.)- 42 pm
- Kovalent radiusu-72 pm
Alınması
redaktəFlüor yüksək aktivliyinə görə sərbəst halda ayrılması çətindir. Halogenlərdən yalnız flüor duzların ərintisinin elektrolizi ilə alınır. Onu, az miqdarda qurğuşun aparaturada biflüorid KF*HF ərintisinin elektrolizi ilə alırlar.
Fiziki xassələri
redaktəFlüor adi şəraitdə açıq sarı rəngli, xarakterik kəskin iyli qazdır. Flüor hətta adi şəraitdə belə su ilə şiddətli reaksiyaya girir və buna görə də onun suda məhlulunu almaq mümkün deyil. Flüor −181.1oC-də maye hala keçir, −219.6oC-də isə bərkiyir. Bütün həll edicilər onun təsirindən dağılır.
Kimyəvi xassələri
redaktəFlüorun xarici elektron təbəqəsində 7 elektron (2s22p5) vardır. Bu elektron təbəqəsi xlor, brom və yoddan fərqli olaraq flüor atomunda nüvəyə daha yaxındır. Flüorun yüksək kimyəvi aktivliyi bununla izah olunur. Flüor həmişə elektron alır. O demək olar ki, bütün elementlərlə qarşılıqlı təsirdə olur. Bəzi metallar — Pb, Cu, Ni, Mg flüor ilə reaksiyaya girəndə səthində flüorid təbəqəsi əmələ gəlir ki, buda reaksiyanın sonrakı gedişinə mane olur. Qeyri-metallar toz halında flüor ilə çox güclü reaksiyaya girsədə, kompakt halda çox çətin reaksiyaya girir. Amorf kömür his şəklində flüor atmosferində yanır, ancaq qarfit isə yüksək temperaturda reaksiyaya girir. Oksigen və azotla flüor birbaşa reaksiyaya girmir.
Tətbiqi
redaktəHalogenlər içində tətbiqinə görə Xlordan sonra 2-ci yeri tutur. Ondan üzvi birləşmələrin ftorlaşdırılmasında istifadə edilir. Flüor və birləşmələri, uran başda olmaq üzrə, çox sayda ticari kimyəvi maddənin istehsalında istifadə olunur. Hidroflorik turşu, işıqlandırma lampalarının şüşələri üzərinə yazı yazılması əməliyyatında istifadə olunarkən; son illərdə ozon təbəqəsi üzərindəki zərərli təsirlərindən ötəri istehsalı və istifadəsi məhdudlaşdırılmağa çalışılan xloroflüorokarbon qazları (CFC) ventilyasiya və soyutma cihazlarından istifadə edilir. Teflon tərkibində də flüor yer alır. Flüor insan orqanizmində sümüklərdə vardır. Diş pastaları tərkibində olan flüorit, müəyyən bir faizin altında olduğu müddətcə, diş çürüklərinin meydana gəlməsini önləyər. Element halındakı flüor, yüksək spesifik itələyici gücü səbəbiylə, raketlərdə itələyici qüvvə təmin etmək məqsədilə sınanır. Flüor ən güclü qeyri-metal olduğundan heç bir atoma elektron vermir və maksimum oksidləşmə dərəcəsi digər halogenlər kimi +7 yox, 0 olur. Sərbəst halda flüor az tətbiq olunur.
