عرض تقديمي حول موضوع "الفلورايد". البروم.اليود" الخواص الفيزيائية للفلور

"اليود في جسم الإنسان" - وإذا لم يبق خط واحد، فأنت تعاني من نقص واضح في اليود. يتكون جسم الإنسان من 60% ماء، و34% مواد عضوية، و6% مواد غير عضوية. متطلبات اليود في ميكروغرام / يوم. هناك نوعان من الاختبارات لتحديد نقص اليود. اكتشاف اليود اليود هو الهالوجين الوحيد الذي يكون في الحالة الصلبة في الظروف العادية.

"عنصر اليود النزر" - يعمل اليود على تطبيع عمل الجهاز العصبي. ويشارك اليود في تكاثر خلايا الجهاز العظمي الغضروفي. ينظم اليود عمل الغدة الدرقية ويعيد التوازن الهرموني في الجسم. اليود يحسن استقلاب الدهون. يشارك اليود في تركيب هرمونات ثلاثي يودوثيرونين وثيروكسين. يضمن اليود نمو خلايا الجهاز العصبي ويحسن التطور النفسي العصبي.

"اليود في الجسم" - نقص اليود في الجسم يمكن أن يؤدي إلى: علامات نقص اليود: استبيان تجربة عملية تجربة كيميائية معايرة مقارنة وتحليل. لا تستخدم الملح المعالج باليود. فرضية. طرق البحث. تحليل الوضع مع نقص اليود في المدرسة وتقديم توصيات بشأن التنوع الغذائي.

"الهالوجينات" - تم استخدام الكلور في الطب. 24 نظائر صناعية للأستاتين. سائل أحمر داكن ثقيل. الفلور جزء من البوليمرات. الكلور. انظر إلى الرسم. محتوى اليود. الفلور. ينتمي الكلور إلى مجموعة المواد الخانقة. التحليل الكهربائي. تحضير الكلور في المختبر . يتم تخزين البروم في زجاجات ذات سدادات زجاجية مطحونة.

"عناصر الهالوجين" - التمثيل الغذائي. حل المشكلة. إنتاج الهالوجينات. التواجد في الطبيعة. البروم. الفلور والكلور. اكتب معادلة التفاعل. موقع الهالوجينات في الجدول. الأهمية البيولوجية. الاستخدام الصناعى.

"خصائص الهالوجينات" - حدوثها في الطبيعة. الخواص الكيميائية. الحد من وكيل. الهالوجينات. مؤكسد. الخصائص الفيزيائية. اكتشاف الهالوجينات. الهالوجين النشط. الخصائص العامة للهالوجينات. مركبات الهيدروجين المتطايرة.

هناك إجمالي 16 عرضًا تقديميًا في هذا الموضوع

الفلورين، F، عنصر كيميائي عدده الذري 9، الكتلة الذرية 18، ​​يتكون الفلور الطبيعي من نويدات واحدة مستقرة 19F. تكوين طبقة الإلكترون الخارجية هو 2s2p5. في المركبات فإنه يظهر فقط حالة الأكسدة -1 (التكافؤ I). يقع الفلور في الدورة الثانية في المجموعة VIIA من الجدول الدوري للعناصر لمندليف وينتمي إلى الهالوجينات. الفلور، F، عنصر كيميائي عدده الذري 9، كتلته الذرية 18، ​​يتكون الفلور الطبيعي من نويدات واحدة مستقرة 19F. تكوين طبقة الإلكترون الخارجية هو 2s2p5. في المركبات فإنه يظهر فقط حالة الأكسدة -1 (التكافؤ I). يقع الفلور في الدورة الثانية في المجموعة VIIA من الجدول الدوري للعناصر لمندليف وينتمي إلى الهالوجينات.

الخصائص في الظروف العادية، يكون الفلور غازًا (كثافته 1.693 كجم/م3) ذو رائحة نفاذة. نقطة الغليان -188.14 درجة مئوية، نقطة الانصهار -219.62 درجة مئوية. في الحالة الصلبة يشكل تعديلين: الشكل a، والذي يوجد من نقطة الانصهار إلى -227.60 درجة مئوية، والشكل b، وهو مستقر عند درجات حرارة أقل من -227.60 درجة مئوية. في الظروف العادية، يكون الفلور غازًا (كثافته 1.693 كجم/م3) ذو رائحة نفاذة. نقطة الغليان -188.14 درجة مئوية، نقطة الانصهار -219.62 درجة مئوية. في الحالة الصلبة يشكل تعديلين: الشكل a، والذي يوجد من نقطة الانصهار إلى -227.60 درجة مئوية، والشكل b، وهو مستقر عند درجات حرارة أقل من -227.60 درجة مئوية. مثل الهالوجينات الأخرى، يوجد الفلور على شكل جزيئات F2 ثنائية الذرة. المسافة بين النواة في الجزيء هي 0.14165 نانومتر. يتميز جزيء F2 بطاقة منخفضة بشكل غير عادي من التفكك إلى الذرات (158 كيلوجول/مول)، والتي تحدد، على وجه الخصوص، التفاعلية العالية للفلور. مثل الهالوجينات الأخرى، يوجد الفلور على شكل جزيئات F2 ثنائية الذرة. المسافة بين النواة في الجزيء هي 0.14165 نانومتر. يتميز جزيء F2 بطاقة منخفضة بشكل غير عادي من التفكك إلى الذرات (158 كيلوجول/مول)، والتي تحدد، على وجه الخصوص، التفاعلية العالية للفلور. النشاط الكيميائي للفلور مرتفع للغاية. من بين جميع العناصر التي تحتوي على الفلور، هناك ثلاثة غازات خاملة خفيفة فقط لا تشكل الفلوريدات - الهيليوم والنيون والأرجون. في جميع المركبات، يُظهر الفلور حالة أكسدة واحدة فقط -1. النشاط الكيميائي للفلور مرتفع للغاية. من بين جميع العناصر التي تحتوي على الفلور، هناك ثلاثة غازات خاملة خفيفة فقط لا تشكل الفلوريدات - الهيليوم والنيون والأرجون. في جميع المركبات، يُظهر الفلور حالة أكسدة واحدة فقط -1. فلوريد الصوديوم

تاريخ الاكتشاف تم اكتشاف الفلور (F2) في عام 1866 من قبل الكيميائي الفرنسي هنري مويسان عن طريق التحليل الكهربائي لخليط من السائل اللامائي HF وثنائي فلوريد البوتاسيوم KHF2 في وعاء بلاتيني: 2HF H2 + F2 أنود الكاثود. في عام 1906، حصل Moissan على جائزة نوبل لاكتشاف عنصر الفلور وإدخاله حيز التنفيذ بالفرن الكهربائي الذي سمي باسمه

الخواص الكيميائية يتفاعل مع جميع المعادن، ويطلق كمية كبيرة من الحرارة: يتفاعل مع جميع المعادن، ويطلق كمية كبيرة من الحرارة: مع الألومنيوم: 3F Al 2 AlF إلى J مع الألومنيوم: 3F Al 2 AlF إلى J مع الحديد: 3F 2 + 2Fe 2FeF إلى J مع الحديد: 3F 2 + 2Fe 2FeF إلى J عند تسخينه، يتفاعل مع العديد من اللافلزات، باستثناء الأكسجين والنيتروجين والماس عند تسخينه، يتفاعل مع العديد من اللافلزات، باستثناء الأكسجين والنيتروجين والماس مع الهيدروجين: F 2 + H 2 2HF إلى J مع الهيدروجين: F 2 + H 2 2HF إلى J مع السيليكون: 2F 2 + Si SiF إلى J مع السيليكون: 2F 2 + Si SiF إلى J أكسدة الهالوجينات الأخرى: أكسدة الهالوجينات الأخرى: الكلور: F 2 + Cl 2 2ClF كلور: F 2 + Cl 2 2 ClF بروم: F 2 + Br 2 2BrF البروم: F 2 + Br 2 2BrF اليود: F 2 + I 2 2lF اليود: F 2 + I 2 2lF

الفلورايد والصحة (المعدل اليومي 2-3 ملغ) الفلورايد والصحة (المعدل اليومي 2-3 ملغ) دوره في الجسم يضمن قوة أنسجة العظام، والنمو السليم للهيكل العظمي والشعر والأظافر، ويزيد من مقاومة الأسنان للتسوس الأمراض، ويشارك في تكون الدم، ويحمي من هشاشة العظام. النقص: تسوس (تدمير مينا الأسنان)، ضعف العظام، تساقط الشعر. الزائدة: التسمم بالفلور (تلطيخ مينا الأسنان)، تباطؤ النمو، تشوه الهيكل العظمي
الفلور هو عنصر صغير موجود في جميع الكائنات الحية. في الحيوانات والبشر، يوجد الفلور في أنسجة العظام (في البشر - 0.2-1.2٪)، وخاصة في العاج ومينا الأسنان. يحتوي جسم الشخص العادي (وزن الجسم 70 كجم) على 2.6 جرام من الفلورايد؛ الاحتياجات اليومية هي 2-3 ملغ ويتم تلبيتها بشكل رئيسي بمياه الشرب. نقص الفلورايد يؤدي إلى تسوس الأسنان. ولذلك، تضاف مركبات الفلورايد إلى معاجين الأسنان، وأحياناً تضاف إلى مياه الشرب. ومع ذلك، فإن الفلورايد الزائد في الماء ضار بالصحة أيضًا. يؤدي إلى التسمم بالفلور - تغيير في بنية المينا والأنسجة العظمية وتشوه العظام. الحد الأقصى المسموح به لمحتوى أيونات الفلورايد في الماء هو 0.7 ملغم / لتر. الحد الأقصى المسموح به لتركيز غاز الفلور في الهواء هو 0.03 ملغم/م3، ودور الفلور في النباتات غير واضح. الدور البيولوجي:

1 شريحة

T 2. عناصر المجموعة VIIA FLUORINE الفلور "F" في حالة غير مثيرة له التكوين الإلكتروني: 1s22s22p5. يحدد وجود إلكترون واحد غير متزاوج مدى تشابه الفلور مع الهيدروجين. ومع ذلك، فإن الاختلاف في العدد الإجمالي لإلكترونات التكافؤ والمدارات يحدد الفرق الكبير بين هذه العناصر عن بعضها البعض. من المفترض أن تكون حالة أكسدة الفلور باعتباره العنصر الأكثر سالبية كهربية (4.0) هي -1. الحد الأقصى لتكافؤ الفلور، وفقا لنظرية روابط التكافؤ، مثل العناصر الأخرى في الفترة الثانية، هو أربعة.

2 شريحة

الفلور عنصر شائع إلى حد ما. من معادن الفلور، أهمها CaF2 - الفلورسبار (الفلوريت)، Na3A1F6 - الكريوليت وCa5(PO4)3F - الفلوراباتيت. توجد مركبات الفلورايد في جسم الإنسان (بشكل رئيسي في الأسنان والعظام). يوجد نظير واحد فقط في الطبيعة، 19F. تم الحصول على نظائر منخفضة الاستقرار (بأعداد كتلية من 16 إلى 21) بشكل مصطنع.

3 شريحة

مادة بسيطة. مثل الهيدروجين، يشكل الفلور جزيئات F2 ثنائية الذرة، والتي تتوافق مع التكوين الإلكتروني التالي: (sbl)2 (s raz)2 (xsv)2 (y, zbl)4 (y, zbl)4. نظرًا لوجود إلكترونين في مدارات الترابط أكثر من المدارات المضادة للترابط، فإن ترتيب الرابطة في جزيء F2 يعتبر 1.

4 شريحة

يحتوي جزيء الفلور F2 على كتلة صغيرة نسبيًا ومتحرك تمامًا، لذا فإن الفلور في الظروف العادية يكون غازًا (أصفر فاتح اللون) وله نقطة انصهار منخفضة (-223 درجة مئوية) ونقطة غليان (-187 درجة مئوية). بسبب النشاط التأكسدي العالي للفلور والقوة العالية لمركباته، يتم الحصول على الفلور في حالة حرة عن طريق التحليل الكهربائي لمركباته المنصهرة. لهذه الأغراض، عادة ما يتم استخدام خليط سهل الانصهار من HF - KF أو فلورو هيدروجينات البوتاسيوم (على سبيل المثال، K - ثنائي فلورو هيدروجينات البوتاسيوم). الفلور ومركباته شديدة السمية (باستثناء CF4، SF6 - سداسي فلوريد الكبريت وبعض المواد الأخرى).

5 شريحة

بسبب تفاعله الكيميائي العالي، يسبب الفلور تآكلًا لجميع المواد تقريبًا. يتم استخدام الفولاذ المقاوم للصدأ والنحاس كمواد معدات لإنتاج الفلور وتخزينه ونقله؛ النيكل (وبعض سبائكه)، وهو مقاوم للفلور بسبب تكوين طبقة واقية من NiF2. وبشكل عام تم حل هذه المشكلة، ويتم نقل الفلور بكميات كبيرة في شاحنات صهاريج عملاقة (عادة في شكل مسال).

6 شريحة

بدأ الاستخدام الواسع النطاق للفلور فيما يتعلق بالعمل على فصل نظائر اليورانيوم (في شكل 235UF6 و 238UF6) بطريقة الانتشار. ويستخدم UF4 لإنتاج معدن اليورانيوم. (يستخدم الفلور أيضًا في تكنولوجيا العناصر النادرة Nb وTa وما إلى ذلك). حاليًا ، يستخدم الفلور على نطاق واسع لتخليق مواد التبريد المختلفة والمواد البوليمرية - البلاستيك الفلوري الذي يتميز بمقاومة كيميائية عالية. ويستخدم الفلور السائل وعدد من مركباته كمؤكسد لوقود الصواريخ.

7 شريحة

الفلور نشط للغاية كيميائيا، وهو عامل مؤكسد قوي. يرجع النشاط الكيميائي العالي للفلور إلى حقيقة أن جزيئه لديه طاقة تفكك منخفضة (159 كيلو جول / مول)، في حين أن الرابطة الكيميائية في معظم مركبات الفلور قوية جدًا (حوالي 200-600 كيلو جول / مول). (طاقة الرابطة E(H-F) =566، E(Si-F)=582 كيلوجول/مول). بالإضافة إلى ذلك، تكون طاقة التنشيط للتفاعلات التي تتضمن ذرات الفلور منخفضة (≥ 4 كيلو جول/مول). بسبب طاقة الارتباط المنخفضة، تنفصل جزيئات الفلور بسهولة إلى ذرات. يمكن تفسير طاقة الارتباط المنخفضة لجزيء F2 بالتنافر القوي لأزواج الإلكترونات الموجودة في مدارات π، وذلك بسبب قصر طول الرابطة F-F.

8 شريحة

وفقا للتعبير المجازي للأكاديمي. A.E. Fersman، الفلور "يستهلك كل شيء". في جو الفلور، تحترق المواد الثابتة مثل الزجاج (على شكل صوف قطني) والماء: SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2؛ 2H2O + 2F2 = 4HF + O2 (O3، ОF2). وفي هذه التفاعلات يتشكل الأكسجين كأحد نواتج الاحتراق (!)، أي أن الفلور كعامل مؤكسد أقوى من الأكسجين. يحترق حزب العمال في الفلور Pt + F2 = PtF6 (Tm. = 61، Bp. = 69 oC) ويتم الحصول على مادة بلورية متطايرة ذات لون أحمر داكن. وهو أحد أقوى العوامل المؤكسدة وأقوى كاشف الفلور.

الشريحة 9

تفاعل الفلور مع معظم المواد البسيطة نشط للغاية. يتفاعل مع الكبريت والفوسفور حتى عند درجة حرارة الهواء السائل (-190 درجة مئوية): S + 3F2 = SF6 (g)، Ho298 = -1207 كيلوجول/مول؛ 2P + 3F2 = 2PF3 (ل)، Ho298 = -311.7 كيلوجول/مول؛ 2P + 5F2 = 2РF5 (cr)، Ho298 = -3186 كيلوجول/مول. تفاعلات المواد المحتوية على الهيدروجين (H2O، H2، NH3، B2H6، SiH4، AlH3، إلخ) مع الفلور تكون مصحوبة بتكوين HF. 2NH3(ز) + 3F2(ز) = 6HF(ز) + N2(ز)؛ Go = -1604 كيلوجول/مول 2NH3(g) +6F2(g) = 6HF(g) + 2NF3(g); Go = -1772 كيلوجول/مول يحدث الأول عند T (S>0) المرتفع والثاني - عند T (S) السفلي

10 شريحة

يؤكسد الفلور بعض ما يسمى بالغازات الخاملة: (عند P الطبيعي) Xe + 2F2 = XeF4(k)، Ho298 = – 252 كيلوجول/مول؛ Xe + 3F2 = XeF6(k) (عند زيادة P = 6MPa) Xe + F2 = XeF2(k) (التفريغ الكهربائي، الأشعة فوق البنفسجية) 2XeF2 = Xe + XeF4؛ 3XeF4 = Xe + 2XeF6. XeF6 + H2O = XeOF4(l) + 2HF؛ XeOF4 + 2H2O = XeO3(s) + 4HF Xe + PtF6 = Xe+-. ولا يتفاعل الفلور بشكل مباشر إلا مع الهيليوم والنيون والأرجون.

11 شريحة

E AOF MOXeF AOXe σbreak σ 5p 2p σbon في جزيء XeF2 الخطي، بسبب مدار 5p واحد لذرة الزينون ومدارين 2p لذرات الفلور، تتشكل مدارات جزيئية ثلاثية المراكز - ترابط، غير ترابط، مضاد. هناك أربعة إلكترونات لكل ثلاثة مدارات جزيئية. في جزيء XeF2، يحدث نقل جزئي للشحنة من ذرة Xe إلى ذرة F ويتضح أن الشحنة الفعالة للأخيرة سالبة (δF ≈ -0.5). HV – روابط مفرطة التكافؤ (غنية بالإلكترونات).

12 شريحة

ووفقاً للتغير الطبيعي في طبيعة العناصر حسب فترات ومجموعات النظام الدوري فإن خواص الفلوريدات أيضاً تتغير طبيعياً، على سبيل المثال: الطبيعة الكيميائية لـ NaF، MgF2 الأساسي، AlF3 المذبذب، AlF63- SiF4، PF5، SF6، ( ClF5) SiF62- الحمضية، PF6-، SF60، ( ClF6-) العديد من المجمعات القوية معروفة (-، 2-، 2-، 3-، وما إلى ذلك). WF6>ReF6>OsF6>IrF6>PtF6

الشريحة 13

الفلوريدات الأيونية هي مواد بلورية ذات نقطة انصهار عالية. رقم التنسيق لأيون الفلور هو 6 (NaF) أو 4 (CaF2). الفلوريدات التساهمية هي غازات أو سوائل. تحتل الفلوريدات ذات درجة عالية من قطبية الرابطة موقعًا متوسطًا بين الفلوريدات الأيونية والفلوريدات التساهمية، والتي يمكن تسميتها بالمركبات التساهمية الأيونية. الأخيرة، على سبيل المثال، تشمل ZnF2 البلورية، MnF2، CoF2، NiF2، حيث تبلغ الشحنات الفعالة للذرات الموجبة الكهربية 1.56؛ 1.63؛ 1.46؛ 1.40 على التوالي.

الشريحة 14

يتم الحصول على العديد من فلوريدات المعادن في حالات الأكسدة المنخفضة من خلال عمل محلول HF على الأكاسيد والهيدروكسيدات والكربونات وما إلى ذلك، على سبيل المثال: 3HF + Al(OH)3 = AlF3 + 3H2O فلوريدات اللافلزات والمعادن عالية الأكسدة يتم الحصول على الحالات عن طريق فلورة المواد البسيطة أو الفلوريدات الأقل، على سبيل المثال: F2 + Cl2 = 2СlF؛ СlF + F2 = СlF3; СlF3 + F2 = СlF5 I2 + 7F2 = 2IF7 يزداد ثبات الفلوريدات مع زيادة حالة الأكسدة الإيجابية للهالوجينات. وفقًا لطريقة MO، تتميز ثلاثي الفلوريدات بوجود روابط GF غير متساوية: واحدة F-G-F ثلاثية المراكز وواحدة ثنائية المركز GF. (2-ثلاثة مراكز و1-2-مركز، على التوالي، لخماسي فلوريد.)

15 شريحة

بطبيعتها الكيميائية، الفلوريدات الأيونية هي مركبات أساسية، والفلوريدات التساهمية حمضية. وهكذا، في التفاعل 2NaF + SiF4 = Na2، يعمل الحمض الأساسي سداسي فلورو سيليكات الصوديوم، NaF الأيوني، كمتبرع، ويعمل SiF4 التساهمي كمستقبل لأزواج الإلكترونات، التي يكون حاملها هو أيون الفلورايد F-.

16 شريحة

أثناء التحلل المائي، تخلق الفلوريدات الأساسية بيئة قلوية، وتخلق الفلوريدات الحمضية بيئة حمضية NaF + H2O = NaOH + HF SiF4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HF تتفاعل الفلوريدات الأمفوتيرية مع كل من الفلوريدات الأساسية والحمضية. وفي الحالة الأخيرة تتشكل الفلوريدات المختلطة، على سبيل المثال: 2KF + BeF2 = K2[BeF4] (BeF2 كمركب حمضي) BeF2 + SiF4 = Be (BeF2 كمركب أساسي)

الشريحة 17

في المحاليل غير المائية، يتفاعل PF5 مع الفلوريدات الأساسية KF + PF5 = KPF6 مع HF السائل يشكل HF + PF5 = HPF6 - حمض سداسي فلورو الفوسفوريك (المحلول المائي هو حمض قوي جدًا)

18 شريحة

الفلوريدات المعقدة متنوعة للغاية. رقم التنسيق للفلور لعناصر الدورة الثانية هو 4، لعناصر الدورات الأخرى رقم التنسيق النموذجي هو 6. بالإضافة إلى ذلك، هناك الفلوريدات المعقدة التي يكون فيها رقم التنسيق للعامل المعقد 7 و 8 و 9، ل مثال: K2[BeF4] K3[A1F6] K2 K2 تظهر هذه الأمثلة نفسها أنه مستقر في المركبات الفلورية. أعلى حالة أكسدة للذرات المركزية. مشتقات المركبات الفلورية هي في الغالب مركبات أيونية أو تنتمي إلى فلوريدات مختلطة (بوليمرية) (على سبيل المثال، BeSiF6). المركبات التي تحتوي على الهيدروجين مثل HBF4، HPF6، H2SiF6 غير مستقرة في الحالة الحرة. محاليلها المائية عبارة عن أحماض قوية جدًا (مثل HClO4).

الشريحة 19

يتفاعل الفلور بشكل انفجاري مع الهيدروجين حتى في درجات الحرارة المنخفضة (على عكس الكلور) في الظلام ليشكل فلوريد الهيدروجين H2 + F2 = 2HF. عادةً، يتم الحصول على فلوريد الهيدروجين عن طريق تسخين تأثير حمض الكبريتيك على الفلوريت: CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF

20 شريحة

جزيء فلوريد الهيدروجين HF قطبي للغاية وله ميل أكبر للارتباط من خلال روابط الهيدروجين في سلاسل متعرجة. لذلك فإن فلوريد الهيدروجين في الظروف العادية يكون سائلاً عديم اللون (نقطة انصهار -83 درجة مئوية، نقطة غليان 19.5 درجة مئوية) ذو رائحة نفاذة، يدخن بقوة في الهواء. حتى في الحالة الغازية، يتكون فلوريد الهيدروجين من خليط من البوليمرات H2F2، H3F3، H4F4، H5F5، H6F6. توجد جزيئات HF البسيطة فقط عند درجات حرارة أعلى من 90 درجة مئوية. نظرًا لقوة الرابطة العالية (طاقة التفكك 565 كيلوجول/مول)، يصبح التحلل الحراري لـ HF إلى ذرات ملحوظًا فوق 3500 درجة مئوية.

21 شريحة

التأين الجوهري للسائل HF غير مهم (K = 2.07 10-11). ويحدث ذلك عن طريق انتقال البروتون (أو، بالتالي، أيون الفلور) من جزيء إلى آخر، مصحوبًا بتحول رابطة الهيدروجين من بين الجزيئات إلى بين الذرات والتساهمية. في هذه الحالة، يتم تشكيل أيون الفلورونيوم المذاب FH2+ وأيون الفلورهيدروجين HF2- وفقًا للمخطط H-F H-F H-F + + -

22 شريحة

فلوريد الهيدروجين السائل هو مذيب مؤين قوي. يذوب فيه الماء والفلوريدات والكبريتات والنترات من عناصر المجموعة الأولى بشكل جيد، أما المركبات المماثلة لعناصر المجموعة الثانية فهي أقل قابلية للذوبان إلى حد ما. في هذه الحالة، المواد الذائبة، التي تزيل البروتونات من جزيئات HF، تزيد من تركيز الأيونات السالبة (HF2-)، أي أنها تتصرف مثل القواعد. على سبيل المثال: KNO3 + 2HF K+ + HNO3 + HF2-

الشريحة 23

حتى HNO3 يتصرف كقاعدة في ظل هذه الظروف: HNO3 + 2HF NO3H2+ + HF2-، تبين أن الكحول الإيثيلي غير المنتشر في الماء في فلوريد الهيدروجين السائل هو نفس القاعدة القوية مثل KOH في الماء: C2H5OH + 2HF C2H5ON2+ + HF2-

24 شريحة

في HF السائل، تكون المواد التي تعمل كأحماض مستقبلات لأيونات الفلورايد، على سبيل المثال BF3، SbF5: BF3 + 2HF = FH2+ + BF4- SbF5 + 2HF = FH2+ + SbF6- عندما تذوب الأحماض، يزداد تركيز أيونات الفلورنيوم الموجبة FH2+ .

25 شريحة

المركبات المذبذبة في HF السائل هي، على سبيل المثال، فلوريد الألومنيوم والكروم (III): 3NaF + AIF3 3Na+ + A1F63- (AIF3 كمركب حمضي) AlF3 + 3BF3 A13+ + 3BF4- (AIF3 كمركب أساسي)

26 شريحة

HF قابل للذوبان في الماء بشكل غير محدود. يتأين HF ليشكل أيونات OH3+ وF-. الأخير، الذي يتفاعل مع HF، يشكل أيونات الفلور هيدروجينات: 2HF + H2O = OH3+ +HF2-. محلول HF (حمض الهيدروفلوريك) (حمض الهيدروفلوريك = حمض الهيدروفلوريك) هو حمض متوسط ​​القوة (K = 6.210-4). يحتوي المحلول أيضًا على أيونات معقدة H2F3-، H3F4-، HnFn+1-. لذلك، عند تحييد محاليل حمض الهيدروفلوريك، لا تتشكل الفلوريدات، ولكن هيدروجينات الفلور من النوع K[HF2].

الفلور هو عنصر من عناصر المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة السابعة، الفترة الثانية من الجدول الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I. Mendeleev، برقم ذري 9. تم تحديده بالرمز F. الفلور هو مادة غير معدنية نشطة كيميائيًا للغاية و أقوى عامل مؤكسد، وهو أخف عنصر من مجموعة الهالوجينات. مادة الفلور البسيطة في الظروف العادية هي غاز ثنائي الذرة ذو لون أصفر شاحب ورائحة نفاذة تذكرنا بالأوزون أو الكلور. سامة جدا !!!

الخواص الكيميائية هي أكثر اللافلزات نشاطًا، فهي تتفاعل بعنف مع جميع المواد تقريبًا (الاستثناءات النادرة هي اللدائن الفلورية)، ومع معظمها - مع الاحتراق والانفجار. يؤدي تلامس الفلور مع الهيدروجين إلى الاشتعال والانفجار حتى عند درجات حرارة منخفضة جدًا (تصل إلى -252 درجة)، وحتى الماء والبلاتين يحترقان في جو الفلور: 2F2 + 2H2O  4HF + O2 الفلور قادر أيضًا على أكسدة الأكسجين وتكوين الأكسجين. الفلورايد OF2.

تم التنبؤ بوجود عنصر الفلور في عام 1810، وتم عزله بشكل حر بعد 76 عامًا فقط بواسطة هنري مويسان في عام 1886 عن طريق التحليل الكهربائي لفلوريد الهيدروجين اللامائي السائل الذي يحتوي على خليط من فلوريد البوتاسيوم الحمضي KHF2. تم التنبؤ بوجود عنصر الفلور في عام 1810، وتم عزله بشكل حر بعد 76 عامًا فقط بواسطة هنري مويسان في عام 1886 عن طريق التحليل الكهربائي لفلوريد الهيدروجين اللامائي السائل الذي يحتوي على خليط من فلوريد البوتاسيوم الحمضي KHF2. يُستخدم اسم "الفلور" (من الكلمة اليونانية "تدمير")، الذي اقترحه أندريه أمبير عام 1810، في اللغة الروسية وبعض اللغات الأخرى.

التخزين يتم تخزين الفلور في الحالة الغازية (تحت الضغط) وفي الحالة السائلة (عند تبريده بالنيتروجين السائل) في أجهزة مصنوعة من النيكل والسبائك القائمة عليه (معدن المونيل)، والنحاس، والألمنيوم وسبائكه، والنحاس، والفولاذ المقاوم للصدأ.

الاستخدام في الطب تستخدم مركبات الفلور على نطاق واسع في الطب كبديل للدم. يلعب الفلورايد دورًا مهمًا في عمليات تكوين العظام وتكوين مينا الأسنان وعاج الأسنان. إنه يمنع عمليات تنفس الأنسجة وأكسدة الأحماض الدهنية ويمنع نشاط الفوسفاتيز العظمي ونشاط الغدة الدرقية.

نقص وزيادة الفلورايد في الجسم في عدد من مناطق العالم، يوجد انخفاض في محتوى الفلورايد في المنتجات الغذائية والتربة والمياه. يساهم استنزاف جسم الإنسان للفلورايد في تطور تسوس الأسنان وأمراض اللثة مع تلف اللثة والفك وفقدان الأسنان. مع وجود نسبة عالية من الفلور في المنتجات الغذائية والتربة والمياه وزيادة دخولها إلى جسم الإنسان، يحدث تسمم يسمى التسمم بالفلور، والذي يتميز بالمينا "المرقط"، وتعطيل عمليات التعظم، وتعطيل تنفس الأنسجة، واستقلاب الخلايا. الدهون، الكربوهيدرات، الحديد، الكالسيوم، الفوسفور، المنغنيز

يمكن الاستفادة من العمل في الدروس والتقارير حول موضوع "الكيمياء"

تشتمل عروض الكيمياء الجاهزة على شرائح يمكن للمعلمين استخدامها في دروس الكيمياء لاستكشاف الخواص الكيميائية للمواد بطريقة تفاعلية. العروض التقديمية المقدمة حول الكيمياء ستساعد المعلمين في العملية التعليمية. يمكنك على موقعنا تنزيل العروض التقديمية الجاهزة في الكيمياء للصفوف 7،8،9،10،11.