Előadás a "fluor" témában. Bróm.Jód "A fluor fizikai tulajdonságai

„Jód az emberi testben” - És ha egyetlen sor sem maradt, akkor egyértelműen jódhiánya van. Az emberi test 60%-a vízből, 34%-a szerves anyagból és 6%-a szervetlen anyagból áll. A jódszükséglet mcg-ban / nap. Két teszt létezik a jódhiány meghatározására. A jód felfedezése. A jód az egyetlen halogén, amely normál körülmények között szilárd állapotban van.

"Jód nyomelem" - A jód normalizálja az idegrendszer működését. A jód részt vesz a csont- és porcrendszer sejtjeinek proliferációjában. A jód szabályozza a pajzsmirigy működését, helyreállítja a szervezet hormonális egyensúlyát. A jód javítja a lipidanyagcserét. A jód részt vesz a trijódtironin és tiroxin hormonok szintézisében. A jód biztosítja az idegrendszer sejtjeinek növekedését, javítja a neuropszichés fejlődést.

"Jód a szervezetben" - A szervezetben a jód hiánya a következőkhöz vezethet: Jódhiány jelei: Kérdőív Gyakorlati tapasztalat Kémiai kísérlet Titrálás Összehasonlítás és elemzés. Ne vegyen be nagy mennyiségben jódozott sót. Hipotézis. Kutatási módszerek. Az iskolai jódhiány helyzetének elemzése és ajánlások megfogalmazása az étrend változatosságára vonatkozóan.

"Halogének" – A klórt az orvostudományban használták. Az asztatin 24 mesterséges izotópja. Nehéz, sötétvörös folyadék. A fluor polimerek alkotóeleme. Klór. Vegye figyelembe a rajzot. jódtartalom. Fluor. A klór a fullasztó anyagok csoportjába tartozik. Elektrolízis. Klór kinyerése a laboratóriumban. A brómot csiszolt üvegdugóval ellátott lombikban tárolják.

"Elemek-halogének" - Anyagcsere. Megoldani a problémát. Halogének beszerzése. Megtalálás a természetben. Bróm. Fluor és klór. Írd fel a reakció egyenletét! A halogének helyzete a táblázatban. biológiai jelentősége. Ipari felhasználás.

"Halogének jellemzése" - Találat a természetben. Kémiai tulajdonságok. Redukáló szer. Halogének. Oxidálószer. fizikai tulajdonságok. Halogének felfedezése. aktív halogén. A halogének általános jellemzői. Illékony hidrogénvegyületek.

A témában összesen 16 előadás hangzik el

FLUOR FLUOR, F, 9-es rendszámú kémiai elem, 18-as atomtömeg, A természetes fluor egy 19F stabil nuklidból áll. A külső elektronréteg konfigurációja 2s2p5. Vegyületekben csak -1 oxidációs állapotot mutat (I. vegyérték). A fluor a Mengyelejev-elemek periodikus rendszerének VIIA csoportjának második periódusában található, a halogénekhez tartozik. FLUOR, F, 9-es rendszámú kémiai elem, 18-as tömegű, A természetes fluor egy stabil 19F nuklidból áll. A külső elektronréteg konfigurációja 2s2p5. Vegyületekben csak -1 oxidációs állapotot mutat (I. vegyérték). A fluor a Mengyelejev-elemek periodikus rendszerének VIIA csoportjának második periódusában található, a halogénekhez tartozik.

Tulajdonságok Normál körülmények között a fluor szúrós szagú gáz (sűrűsége 1,693 kg/m 3). Forráspont -188,14 °C, olvadáspont -219,62 °C. Szilárd állapotban két módosulatot képez: az a-formát, amely az olvadásponttól -227,60 °C-ig létezik, és a b-formát, amely -227,60 °C-nál alacsonyabb hőmérsékleten stabil. Normál körülmények között a fluor szúrós szagú gáz (sűrűsége 1,693 kg / m 3). Forráspont -188,14 °C, olvadáspont -219,62 °C. Szilárd állapotban két módosulatot képez: az a-formát, amely az olvadásponttól -227,60 °C-ig létezik, és a b-formát, amely -227,60 °C-nál alacsonyabb hőmérsékleten stabil. Más halogénekhez hasonlóan a fluor kétatomos F2 molekulaként létezik. A molekulában lévő magok közötti távolság 0,14165 nm. Az F2 molekulát rendellenesen alacsony atomokká való disszociációs energia jellemzi (158 kJ/mol), ami különösen a fluor magas reaktivitását határozza meg. Más halogénekhez hasonlóan a fluor kétatomos F2 molekulaként létezik. A molekulában lévő magok közötti távolság 0,14165 nm. Az F2 molekulát rendellenesen alacsony atomokká való disszociációs energia jellemzi (158 kJ/mol), ami különösen a fluor magas reaktivitását határozza meg. A fluor kémiai aktivitása rendkívül magas. A fluort tartalmazó elemek közül csak három könnyű inert gáz nem képez fluoridot - hélium, neon és argon. Minden vegyületben a fluor csak egy -1 oxidációs állapotot mutat. A fluor kémiai aktivitása rendkívül magas. A fluort tartalmazó elemek közül csak három könnyű inert gáz nem képez fluoridot - hélium, neon és argon. Minden vegyületben a fluor csak egy -1 oxidációs állapotot mutat. nátrium fluorid

A felfedezés története A fluort (F2) 1866-ban Henri Moissan francia kémikus fedezte fel folyékony vízmentes HF és kálium-bifluorid KHF2 keverékének platinaedényben történő elektrolízisével: 2HF H2 + F2 katód anód 1906-ban Moissan Nobel-díjat kapott. a fluor elem felfedezéséért és a róla elnevezett elektromos sütő gyakorlatának bevezetéséért

Kémiai tulajdonságok Reagál minden fémmel nagy mennyiségű hő felszabadulásával: Kölcsönhatásba lép minden fémmel nagy mennyiségű hő felszabadulásával: alumíniummal: 3F Al 2 AlF-től J-ig alumíniummal: 3F Al 2 AlF-től J-ig vassal : 3F 2 + 2Fe 2FeF to J vassal: 3F 2 + 2Fe 2FeF to J Melegítéskor sok nemfémmel lép kölcsönhatásba, kivéve az oxigént, a nitrogént és a gyémántot.. Melegítéskor sok nemfémmel lép kölcsönhatásba, kivéve a oxigén, nitrogén és gyémánt hidrogénnel: F 2 + H 2 2HF-től J-ig hidrogénnel: F 2 + H 2 2HF-től J-ig szilíciummal: 2F 2 + SiF-től J-ig szilíciummal: 2F 2 + Si SiF-től J-ig Más halogéneket oxidál : Más halogéneket oxidál: klór: F 2 + Cl 2 2ClF klór: F 2 + Cl 2 2ClF bróm: F 2 + Br 2 2BrF bróm: F 2 + Br 2 2BrF jód: F 2 + I 2 2lF 2 + jód I 2 2lF

Fluor és egészség (napi adag 2-3 mg) Fluor és egészség (napi adag 2-3 mg) A szervezetben betöltött szerep biztosítja a csontszövet szilárdságát, a csontváz, a haj és a köröm megfelelő növekedését, növeli a fogak szuvasodásokkal szembeni ellenálló képességét betegségek, részt vesz a vérképzésben, véd a csontritkulás ellen. Hiány: szuvasodás (fogszuvasodás), csontok gyengülése, hajhullás Túlzottság: fluorózis (foltos fogzománc), növekedési retardáció, csontváz deformitás
Nyomelemként a fluor minden szervezetben megtalálható. Állatokban és emberekben a fluor jelen van a csontszövetben (emberben 0,2-1,2%), és különösen a dentinben és a fogzománcban. Egy átlagos ember (testsúlya 70 kg) szervezete 2,6 g fluort tartalmaz; a napi szükséglet 2-3 mg, és főként ivóvízzel elégítik ki. A fluor hiánya fogszuvasodáshoz vezet. Ezért fluorvegyületeket adnak a fogkrémekhez, néha az ivóvízbe. A vízben lévő fluortöbblet azonban az egészségre is káros. Fluorózishoz vezet - a zománc és a csontszövet szerkezetének megváltozásához, a csont deformációjához. A víz fluoridion-tartalmának MPC értéke 0,7 mg/l. A levegőben lévő gázhalmazállapotú fluor MPC értéke 0,03 mg/m 3. A fluor szerepe a növényekben nem tisztázott. Biológiai szerep:

1 csúszda

T 2. A VIIA csoport elemei FLUOR Az "F" fluor gerjesztetlen állapotban elektronikus konfigurációval rendelkezik: 1s22s22p5. Egy párosítatlan elektron jelenléte meghatározza a fluor és a hidrogén hasonlóságát. A vegyértékelektronok és a pályák összszámának különbsége azonban előre meghatározza, hogy ezek az elemek lényegesen különböznek egymástól. A fluor, mint a legelektronegatívabb elem (4.0) oxidációs állapotát –1-nek vesszük. A fluor maximális vegyértéke a vegyértékkötések elmélete szerint a 2. periódus többi eleméhez hasonlóan négy.

2 csúszda

A fluor meglehetősen gyakori elem. A fluor ásványok közül a CaF2 - fluorpát (fluorit), a Na3A1F6 - kriolit és a Ca5 (PO4) 3F - fluorapatit a legfontosabbak. A fluorvegyületek megtalálhatók az emberi szervezetben (főleg a fogakban és a csontokban). Csak egy izotóp, a 19F található a természetben. Alacsony stabilitású izotópokat (16 és 21 közötti tömegszámmal) mesterségesen állítottak elő.

3 csúszda

Egyszerű anyag. A hidrogénhez hasonlóan a fluor is kétatomos F2 molekulákat képez, amelyek a következő elektronkonfigurációnak felelnek meg: (sb)2 (s def)2 (xb)2 (y, zb)4 (y, zb)4. Mivel a kötőpályákon kettővel több elektron van, mint az antikötő pályákon, a kötési sorrendet az F2 molekulában 1-nek feltételezzük.

4 csúszda

Az F2 fluormolekula viszonylag kis tömegű és meglehetősen mozgékony, ezért normál körülmények között a fluor gáz (halványsárga színű), alacsony olvadáspontja (-223 ° C) és forráspontja (-187 ° C) ). A fluor magas oxidatív aktivitása és vegyületeinek nagy erőssége miatt a fluort szabad állapotban nyerik olvadt vegyületei elektrolízisével. Erre a célra általában a HF-KF eutektikus keveréket vagy a kálium-fluor-hidrogenátokat (például K-kálium-difluor-hidrogenátot) használják. A fluor és vegyületei erősen mérgezőek (kivéve a CF4, SF6 - SF6 és néhány más anyagot).

5 csúszda

A fluor nagy reakcióképességének köszönhetően szinte minden anyag korrózióját okozza. A rozsdamentes acélt és a rezet a fluor előállításához, tárolásához és szállításához használják; nikkel (és egyes ötvözetei), amely ellenáll a fluornak, mivel NiF2 védőfilmet képez. Általában ez a probléma megoldódott, és a fluort nagy mennyiségben szállítják óriási tartályhajókon (általában cseppfolyósított formában).

6 csúszda

A fluor széleskörű alkalmazása az uránizotópok (235UF6 és 238UF6 formájában) diffúziós módszerrel történő szétválasztásával kapcsolatban kezdődött. Az UF4-et uránfém előállítására használják. (A fluort ritka elemek Nb, Ta stb. technológiájában is használják). Jelenleg a fluort széles körben használják különféle hűtőközegek és polimer fluoroplasztikus anyagok szintézisére, amelyeket nagy vegyszerállósággal jellemeznek. A folyékony fluort és számos vegyületét rakéta-üzemanyag oxidálószereként használják.

7 csúszda

A fluor kémiailag rendkívül aktív, a legerősebb oxidálószer. A fluor nagy kémiai aktivitását az magyarázza, hogy molekulája disszociációs energiája alacsony (159 kJ/mol), míg a legtöbb fluorvegyületben nagyon erős a kémiai kötés (kb. 200-600 kJ/mol). (Kötési energia E(H-F)=566, E(Si-F)=582 kJ/mol). Ezenkívül a fluoratomokat érintő reakciók aktiválási energiája alacsony (≤ 4 kJ/mol). Az alacsony kötési energia miatt a fluormolekulák könnyen disszociálnak atomokká. Az F2 molekula kötési energiájának alacsony értéke a π-pályákon elhelyezkedő elektronpárok erős taszításával magyarázható, az F-F kötés rövid hossza miatt.

8 csúszda

Akad. képletes kifejezése szerint. A. E. Fersman, "mindent felemésztő" fluor. Fluor atmoszférában olyan perzisztens anyagok, mint az üveg (vatta formájában), víz ég: SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2; 2Н2O + 2F2 = 4НF + O2 (О3, ОF2). Ezekben a reakciókban az egyik égéstermékként oxigén képződik (!), Vagyis a fluor, mint oxidálószer erősebb, mint az oxigén. A Pt fluorban ég Pt + F2 = PtF6 (Tm. = 61, T forrás = 69 °C), sötétvörös illékony kristályos anyagot kapunk. Ez az egyik legerősebb oxidálószer, ez a legerősebb fluorozó reagens.

9 csúszda

A fluor kölcsönhatása a legtöbb egyszerű anyaggal kivételesen aktívan megy végbe. Kénnel és foszforral kölcsönhatásba lép még folyékony levegő hőmérsékleten (-190 °C): S + 3F2 = SF6 (g), Ho298 = -1207 kJ/mol; 2P + 3F2 = 2PF3 (g), Ho298 = -311,7 kJ/mol; 2Р + 5F2 \u003d 2РF5 (cr), Ho298 \u003d -3186 kJ / mol. Hidrogéntartalmú anyagok (H2O, H2, NH3, B2H6, SiH4, AlH3 stb.) fluorral való reakciói HF képződéssel járnak. 2NH3(g) + 3F2(g) = 6HF(g) + N2(g); Go = -1604 kJ/mol 2NH3(g) + 6F2(g) = 6HF(g) + 2NF3(g); Go = -1772 kJ/mol Az első magas Т (S>0), a második - alacsonyabb Т (S)

10 csúszda

A fluor egyes úgynevezett inert gázokat oxidál: (normál Р-en) Xe + 2F2 = XeF4(c), Ho298 = – 252 kJ/mol; Xe + 3F2 = XeF6(k) (növelt P = 6MPa mellett) Xe + F2 = XeF2(k) (elektromos kisülés, UV sugárzás) 2XeF2 = Xe + XeF4; 3XeF4 = Xe + 2XeF6. XeF6 + H2O = XeOF4(l) + 2HF; XeOF4 + 2H2O \u003d XeO3 (t) + 4HF Xe + PtF6 \u003d Xe + -. A fluor nem csak a héliummal, neonnal és argonnal lép kölcsönhatásba közvetlenül.

11 csúszda

E AOF MOXeF AOXe σraz σ 5p 2p σb Egy lineáris XeF2 molekulában a xenon atom egy 5p pályája és a fluoratomok két 2p pályája miatt háromcentrikus molekulapályák jönnek létre - kötés, nem kötés, fellazulás. 3 molekulapályán négy elektron található. A XeF2 molekulában részleges töltésátvitel megy végbe a Xe atomról az F atomra, és az utóbbi effektív töltése negatívnak bizonyul (δF ≈ -0,5). HV – hipervalens (elektronikus többlet) kötések.

12 csúszda

Az elemek jellegének periódusonkénti és csoportonkénti rendszeres változásának megfelelően a fluoridok tulajdonságai is természetesen változnak, pl.: Kémiai természet NaF, MgF2 Bázikus AlF3 Amfoter AlF63- SiF4, PF5, SF6, (ClF5 ) ClF6-) Számos erős komplex ismert (-, 2-, 2-, 3- stb.). WF6>ReF6> OsF6>IrF6>PtF6

13 csúszda

Az ionos fluoridok magas olvadáspontú kristályos anyagok. A fluorion koordinációs száma 6 (NAF) vagy 4 (СаF2). Kovalens fluoridok gázok vagy folyadékok. Az ionos és kovalens fluoridok köztes helyzetét a nagy kötéspolaritással rendelkező fluoridok foglalják el, amelyeket ionos-kovalens vegyületeknek nevezhetünk. Ez utóbbiak közé tartozik például a kristályos ZnF2, MnF2, CoF2, NiF2, amelyekben az elektropozitív atomok effektív töltése 1,56; 1,63; 1,46; 1,40 ill.

14 csúszda

Sok alacsony oxidációs állapotú fém-fluoridot HF-oldat oxidokon, hidroxidok, karbonátok stb. hatására állítanak elő, például: 3HF + Al(OH)3 = AlF3 + 3H2O például: F2 + Cl2 = 2ClF; СlF + F2 = СlF3; СlF3 + F2 = СlF5 I2 + 7F2 = 2IF7 A fluoridok stabilitása a halogének pozitív oxidációs állapotának növekedésével nő. Az MO módszer szerint a trifluoridokat egyenlőtlen G-F kötések jellemzik: egy háromcentrikus F-G-F és egy kétcentrikus G-F. (2-három-, illetve 1-két-centrumú kötések pentafluoridban.)

15 csúszda

Kémiai természetüknél fogva az ionos fluoridok bázikus vegyületek, a kovalens fluoridok savasak. Így a 2NaF + SiF4 = Na2 reakcióban a bázikus savas nátrium-hexafluor-szilikát ionos NaF donorként, a kovalens SiF4 pedig elektronpárok akceptorjaként működik, melynek hordozója az F- fluoridion.

16 csúszda

A hidrolízis során a bázikus fluoridok lúgos, míg a savas fluoridok savas környezetet hoznak létre NaF + H2O = NaOH + HF SiF4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HF Az amfoter fluoridok kölcsönhatásba lépnek bázikus és savas fluoridokkal egyaránt. Ez utóbbi esetben vegyes fluoridok keletkeznek, pl.: 2KF + BeF2 = K2[BeF4] (BeF2 mint savas vegyület) BeF2 + SiF4 = Be (BeF2 mint bázikus vegyület)

17 csúszda

Nem vizes oldatokban a PF5 kölcsönhatásba lép bázikus fluoridokkal KF + PF5 = KPF6 HF + PF5 = HPF6 - hexafluor-foszforsav képződik folyékony HF-al (a vizes oldat nagyon erős sav)

18 csúszda

A komplex fluoridok nagyon változatosak. A fluor koordinációs száma a 2. periódus elemeinél 4, a többi periódus elemeinél a tipikus koordinációs szám 6. Ezen kívül vannak olyan komplex fluoridok, amelyekben a komplexképző ágens koordinációs száma 7, 8 és 9, pl. példa: K2[BeF4] K3[A1F6 ] K2 K2 Ugyanezek a példák azt mutatják, hogy fluorkomplexekben stabilizálódik. a központi atomok legmagasabb oxidációs foka. A fluorkomplexek származékai túlnyomórészt ionos vegyületek vagy vegyes (polimer) fluoridok (például BeSiF6). A hidrogént tartalmazó vegyületek, mint például a HBF4, HPF6, H2SiF6, szabad állapotban instabilak. Vizes oldataik nagyon erős savak (például HClO4).

19 csúszda

A fluor robbanásveszélyes kölcsönhatásba lép a hidrogénnel még alacsony hőmérsékleten és (a klórral ellentétben) sötétben is hidrogén-fluoridot képezve H2 + F2 = 2HF Általában a hidrogén-fluoridot úgy állítják elő, hogy hevítik kénsav fluorit hatására: CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF

20 csúszda

A HF hidrogén-fluorid molekula erősen poláris, és erősen hajlamos arra, hogy hidrogénkötéseken keresztül cikcakkos láncokban asszociáljon. Ezért a hidrogén-fluorid normál körülmények között színtelen folyadék (Tm. -83 °C, Tbp. 19,5 °C), szúrós szagú, levegőben erősen füstölög. A hidrogén-fluorid még gázállapotban is H2F2, H3F3, H4F4, H5F5, H6F6 polimerek keverékéből áll. Egyszerű HF-molekulák csak 90 °C feletti hőmérsékleten léteznek. A nagy kötésszilárdság miatt (disszociációs energia 565 kJ/mol) 3500 oC felett válik észrevehetővé a HF atomokra való termikus bomlása.

21 csúszda

A folyékony HF belső ionizációja jelentéktelen (K = 2,07 10-11). Ez egy proton (illetve egy fluorion) egyik molekuláról a másikra való átmenetével következik be, amelyet egy hidrogénkötés intermolekulárisból interatomikussá és kovalenssé való átalakulása kísér. Ebben az esetben a H-F H-F H-F + + - séma szerint szolvatált fluorónium-ion FH2+ és fluor-hidrogenát-ion HF2- jön létre.

22 csúszda

A folyékony hidrogén-fluorid erős ionizáló oldószer. Az I. csoportba tartozó s-elemek víz, fluoridok, szulfátok és nitrátok jól oldódnak benne, a II. csoport s-elemeinek hasonló vegyületei valamivel rosszabbak. Ugyanakkor az oldott anyagok a HF molekulákból protonokat vonnak el, növelik a negatív ionok (HF2-) koncentrációját, azaz bázisként viselkednek. Például: KNO3 + 2HF K+ + HNO3 + HF2-

23 csúszda

Ilyen körülmények között még a HNO3 is bázisként viselkedik: HNO3 + 2HF NO3H2+ + HF2- vízben közömbös etil-alkohol folyékony hidrogén-fluoridban ugyanolyan erős bázisnak bizonyul, mint vízben a KOH: C2H5OH + 2HF C2H5ON2+ + HF2-

24 csúszda

Folyékony HF-ben az anyagok úgy viselkednek, mint a savak - fluoridionok akceptorai, például BF3, SbF5: BF3 + 2HF = FH2+ + BF4- SbF5 + 2HF = FH2+ + SbF6- A savak feloldásakor a pozitív fluoróniumionok koncentrációja FH2 + növeli.

25 csúszda

A folyékony HF amfoter vegyületei például az alumínium- és króm(III)-fluoridok: 3NaF + AIF3 3Na+ + A1F63- (AIF3 mint savas vegyület) AlF3 + 3BF3 A13+ + 3BF4- (AIF3 mint bázikus vegyület)

26 csúszda

A HF végtelenül oldódik vízben. A HF ionizálódik, és OH3+ és F- ionokat képez. Ez utóbbiak a HF-el kölcsönhatásba lépve fluor-hidrogén-ionokat képeznek: 2HF + Н2О = OH3 + + НF2-. A HF (hidrogén-fluorsav) oldata (hidrogén-fluorid = hidrogén-fluorid) közepes erősségű sav (K=6,2 10-4). Az oldat H2F3-, H3F4-, HnFn+1- komplex ionokat is tartalmaz. Ezért a hidrogén-fluorid oldatok semlegesítésekor nem fluoridok, hanem K[HF2] típusú fluorhidrogenátok keletkeznek.

Fluor A fluor a hetedik csoport fő alcsoportjának, D. I. Mengyelejev kémiai elemeinek periódusos rendszerének második periódusának egyik eleme, 9-es rendszámmal. F jellel jelöljük. A fluor rendkívül reakcióképes nemfém, ill. a legerősebb oxidálószer, a halogéncsoport legkönnyebb eleme. Az egyszerű anyag, a fluor normál körülmények között halványsárga kétatomos gáz, szúrós szaggal, amely ózonra vagy klórra emlékeztet. Nagyon mérgező!!!

Kémiai tulajdonságok A legaktívabb nem fém, heves kölcsönhatásba lép szinte minden anyaggal (ritka kivételek a fluoroplasztok), és legtöbbjükkel - égéssel és robbanással. A fluor hidrogénnel való érintkezése még nagyon alacsony hőmérsékleten is (-252 fokig) gyulladáshoz és robbanáshoz vezet.Fluoros atmoszférában még víz és platina is ég: 2F2 + 2H2O  4HF + O2 A fluor oxigént is képes oxidálni, így képződik oxigén-fluorid OF2.

A fluor elemet 1810-ben jósolták meg, és csak 76 évvel később Henri Moissan izolálta szabad formában, 1886-ban folyékony vízmentes hidrogén-fluorid elektrolízisével, amely savas kálium-fluorid KHF2 keverékét tartalmazza. A fluor elemet 1810-ben jósolták meg, és csak 76 évvel később Henri Moissan izolálta szabad formában, 1886-ban folyékony vízmentes hidrogén-fluorid elektrolízisével, amely savas kálium-fluorid KHF2 keverékét tartalmazza. Az André Ampère által 1810-ben javasolt "fluor" (a görög "pusztítás" szóból) nevet oroszul és néhány más nyelven használják.

Tárolás A fluort gázhalmazállapotban (nyomás alatt) és folyékony formában (folyékony nitrogén hűtéssel) tárolják nikkelből és ötvözeteiből (monel fém), rézből, alumíniumból és ötvözeteiből, sárgarézből és rozsdamentes acélból készült berendezésekben.

Felhasználás az orvostudományban A fluorvegyületet széles körben használják az orvostudományban vérpótlóként. A fluor fontos szerepet játszik a csontképződés folyamataiban, a fogzománc és a dentin képződésében. Gátolja a szöveti légzés folyamatait, a zsírsavak oxidációját, gátolja a csontfoszfatáz és a pajzsmirigy aktivitását.

Fluor hiánya és feleslege a szervezetben A világ számos részén alacsony a fluortartalom az élelmiszerekben, a talajban és a vízben. Az emberi szervezet fluor kimerülése hozzájárul a fogszuvasodás, az íny károsodásával járó parodontális betegség kialakulásához, az állkapocs és a fogak elvesztéséhez. Az élelmiszerek, a talaj és a víz magas fluortartalma, valamint az emberi szervezetbe való túlzott bevitel esetén mérgezés lép fel, amelyet fluorózisnak neveznek, amelyet "foltos" zománc, károsodott csontosodási folyamatok, károsodott szöveti légzés, zsír-, szénhidrát-anyagcsere jellemez. , vas, kalcium, foszfor, mangán.

A munka felhasználható leckékhez és beszámolókhoz a "kémia" témakörben

A kész kémia bemutatók diákat tartalmaznak, amelyek segítségével a tanárok kémiaórákon interaktív módon fedezhetik fel az anyagok kémiai tulajdonságait. A kémiáról bemutatott előadások segítik a tanárokat az oktatási folyamatban. Weboldalunkról kész kémia prezentációkat tölthet le 7,8,9,10,11 évfolyamokhoz.