Fluors
Fluors | |||||||
---|---|---|---|---|---|---|---|
| |||||||
![]() ![]() Fluora molekulas struktūrformula ar starpatomu attālumu un fluors sašķidrinātā stāvoklī kriogēnā temperatūrā | |||||||
Oksidēšanas pakāpes | −1 | ||||||
Elektronegativitāte | 3,98 | ||||||
Blīvums | 1,696 kg/m3 | ||||||
Kušanas temperatūra | 53,53 K (-219,62 °C) | ||||||
Viršanas temperatūra | 85,03 K (-188,12 °C) |
Fluorsirķīmiskais elementsar simboluFunatomskaitli9. Visos savienojumos fluors ir vienvērtīgsun tāoksidēšanas pakāpeir -1. Fluors irviselektronegatīvākaiselements.
Fluors brīvā veidā irnemetāls,tas ir pieskaitāms piehalogēniemun ir visaktīvākais[1]no visāmvienkāršajām vielām,kā arī ir stipriindīga viela.Normālos apstākļosfluors irgāzveidaviela, kas ir grūti iegūstama tīrā veidā.
Fluora nosaukums ir radies nolatīņuunfranču valodasvārdafluere,kas nozīmē "tecēšana" vai "plūdums". Pirmo reizi fluors pilnībā tika izolēts 1866. gadā.[2]
![]() |
Īpašības
[labot šo sadaļu|labot pirmkodu]Fizikālās īpašības
[labot šo sadaļu|labot pirmkodu]Fluoru tīrā veidā veido divatomumolekulas,normālos apstākļostā irgāze.Fluorablīvumsir 1,696 kg/m³, aptuveni 1,3 reizes lielāks nekāgaisablīvums. Fluors ir bāli dzeltens, lai gan dažreiz tiek raksturots kā dzeltenzaļš. Tā krāsu var ieraudzīt tikai tad, kad tas atrodas pietiekami koncentrētā stāvoklī kādā caurspīdīgā stikla traukā.
Fluors sašķidrinās 85,03 K (-188,12 °C) lielā temperatūrā. Tad tā krāsa ir spilgti dzeltena. 53,53 K (-219,62 °C) temperatūrā fluors sacietē, veidojotkubiskās singonijaskristālus.
Ķīmiskās īpašības
[labot šo sadaļu|labot pirmkodu]Fluors irviselektronegatīvākaiselements, kā arī spēcīgsoksidētājs.Fluors spēj reaģēt ar gandrīz visiem elementiem, izņemot dažascēlgāzes.
Fluora atmosfērā deg pat tādas stabilas vielas kāūdensunplatīns:
Elektriskās izlādes iedarbībā fluors spēj oksidētskābekli,veidojotskābekļa fluorīduOF2undioksidifluorīduO2F2.
Atrašanās dabā
[labot šo sadaļu|labot pirmkodu]Fluors dabā brīvā veidā nav sastopams lielās ķīmiskās aktivitātes dēļ. Dabā fluors ir sastopamsfluorīdu(fluorūdeņražskābessāļu) unkompleksofluorīdu (fluorapatīts) veidā. Tam ir tikai viens stabilsizotops— fluors-19.[3]
Izmantošana
[labot šo sadaļu|labot pirmkodu]Fluora savienojumus lieto:
- urānabagātināšanā, jourāna heksafluorīdsir viegli gaistošs šķidrums - tas atviegloizotopuatdalīšanu;
- sēra heksafluorīdulieto par izolatoru elegāzes slēdžos, jo tam ir labas dielektriskās īpašības;
- hlorfluorogļūdeņražus (freonus) lieto paraukstumnesējiemsaldēšanas iekārtās, jo tie ir relatīvi maztoksiski, salīdzinot aramonjaku(tomēr, pēc dažiem pētījumiem, veicinaozona slāņasairšanu);
- fluoru saturošiepolimēriparasti ir visai karstumizturīgi (pazīstamākais irteflons).
1960. gados bija mēģinājumi fluoru lietot parraķešdegvielu,jo fluoram ir liels īpatnējais impulss, taču mēģinājumi beidzās neveiksmīgi, jo fluors ir ļoti korozīvs un degšanas produkti bija ļoti indīgi.
Atsauces
[labot šo sadaļu|labot pirmkodu]![]() |
Vikikrātuvēpar šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt:fluors |
- ↑«The Element Fluorine»(angliski). Jefferson Lab.Skatīts:2012-03-25.
- ↑«Fluorine»(angliski). Los Alamos National Laboratory.Skatīts:2011-10-30.
- ↑«Isotopes of the Element Fluorine»(angliski). Jefferson Lab.Skatīts:2011-08-19.
Ārējās saites
[labot šo sadaļu|labot pirmkodu]Vikikrātuvēpar šo tēmu ir pieejamimultividesfaili. Skatīt:Fluors.
- Latvijas Nacionālās enciklopēdijas šķirklis
- Encyclopædia Britannicaraksts(angliski)
- Brockhaus Enzyklopädieraksts(vāciski)
- Krievijas Lielās enciklopēdijas raksts(krieviski)
- Encyclopædia Universalisraksts(franciski)
![]() | Šis arķīmijusaistītais raksts irnepilnīgs.Jūs varatdot savu ieguldījumuVikipēdijā,papildinot to. |
H | He | ||||||||||||||||||||||||||||||
Li | Be | B | C | N | O | F | Ne | ||||||||||||||||||||||||
Na | Mg | Al | Si | P | S | Cl | Ar | ||||||||||||||||||||||||
K | Ca | Sc | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ni | Cu | Zn | Ga | As | Br | Kr | ||||||||||||||||
Rb | Sr | Y | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | Cd | In | Sn | Te | I | Xe | |||||||||||||||
Cs | Ba | La | Ce | Pr | Nd | Pm | Sm | Eu | Gd | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Lu | Hf | Ta | W | Re | Os | Ir | Pt | Au | Hg | Tl | Pb | Bi | Rn | ||
Fr | Ra | Ac | Th | Pa | U | Np | Pu | Am | Cm | Bk | Cf | Es | Fm | Md | No | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
Sārmu metāli | Sārmzemju metāli | Lantanīdi | Aktinīdi | Pārejas metāli | Citimetāli | Pusmetāli | Citinemetāli | Halogēni | Cēlgāzes |
|