"불소" 주제에 대한 발표. 브롬.요오드 "불소의 물리적 특성

"인체의 요오드" - 단 한 줄도 남지 않았다면 분명히 요오드가 부족한 것입니다. 인체는 물 60%, 유기물 34%, 무기물 6%로 구성되어 있습니다. mcg / day의 요오드 필요성. 요오드 결핍을 결정하는 두 가지 테스트가 있습니다. 요오드의 발견. 요오드는 정상적인 조건에서 고체 상태인 유일한 할로겐입니다.

"미량 원소 요오드" - 요오드는 신경계의 기능을 정상화합니다. 요오드는 뼈와 연골 시스템의 세포 증식에 ​​관여합니다. 요오드는 갑상선 기능을 조절하고 신체의 호르몬 균형을 회복시킵니다. 요오드는 지질 대사를 개선합니다. 요오드는 트리요오드티로닌(triiodothyronine)과 티록신(thyroxine) 호르몬의 합성에 관여합니다. 요오드는 신경계 세포의 성장을 보장하고 신경 정신 발달을 향상시킵니다.

"체내 요오드" - 체내 요오드 부족은 다음을 유발할 수 있습니다. 요오드 결핍 징후: 설문지 실제 경험 화학 실험 적정 비교 및 ​​분석. 대량의 요오드 첨가 소금을 섭취하지 마십시오. 가설. 연구 방법. 학교에서 요오드 결핍 상황을 분석하고 식단의 다양성에 대한 권장 사항을 제시합니다.

"할로겐" - 염소는 의학에서 사용되었습니다. 아스타틴의 24가지 인공 동위원소. 진한 검붉은 액체. 불소는 폴리머의 구성 성분입니다. 염소. 그림을 고려하십시오. 요오드 함량. 플루오르. 염소는 질식 물질 그룹에 속합니다. 전기 분해. 실험실에서 염소 얻기. 브롬은 간유리 마개가 있는 플라스크에 저장됩니다.

"원소-할로겐" - 대사. 문제를 풀다. 할로겐 얻기. 자연에서 찾기. 브롬. 불소 및 염소. 반응에 대한 방정식을 작성하십시오. 표에서 할로겐의 위치. 생물학적 중요성. 산업용.

"할로겐의 특성화" - 자연에서 찾기. 화학적 특성. 환원제. 할로겐. 산화제. 물리적 특성. 할로겐의 발견. 활성 할로겐. 할로겐의 일반적인 특성. 휘발성 수소 화합물.

해당 주제에는 총 16개의 프레젠테이션이 있습니다.

FLUORINE FLUORINE, F, 원자 번호 9, 원자 질량 18의 화학 원소, 천연 불소는 하나의 안정한 핵종 19F로 구성됩니다. 외부 전자층의 구성은 2s2p5입니다. 화합물에서는 산화 상태 -1(가 I)만 나타냅니다. 불소는 Mendeleev 원소 주기율표 VIIA족의 두 번째 주기에 위치하며 할로겐에 속합니다. FLUORINE, F, 원자 번호 9, 원자 질량 18의 화학 원소, 천연 불소는 하나의 안정한 핵종 19F로 구성됩니다. 외부 전자층의 구성은 2s2p5입니다. 화합물에서는 산화 상태 -1(가 I)만 나타냅니다. 불소는 Mendeleev 원소 주기율표 VIIA족의 두 번째 주기에 위치하며 할로겐에 속합니다.

특성 정상적인 조건에서 불소는 자극적인 냄새가 나는 가스(밀도 1.693kg/m3)입니다. 끓는점 -188.14°C, 녹는점 -219.62°C. 고체 상태에서는 용융 온도에서 -227.60°C까지 존재하는 a형과 -227.60°C 미만의 온도에서 안정한 b형의 두 가지 변형을 형성합니다. 정상적인 조건에서 불소는 자극적인 냄새가 나는 가스(밀도 1.693kg/m3)입니다. 끓는점 -188.14°C, 녹는점 -219.62°C. 고체 상태에서는 용융 온도에서 -227.60°C까지 존재하는 a형과 -227.60°C 미만의 온도에서 안정한 b형의 두 가지 변형을 형성합니다. 다른 할로겐과 마찬가지로 불소는 이원자 F2 분자로 존재합니다. 분자의 핵간 거리는 0.14165 nm입니다. F2 분자는 특히 불소의 높은 반응성을 결정하는 비정상적으로 낮은 원자로의 해리 에너지(158kJ/mol)를 특징으로 합니다. 다른 할로겐과 마찬가지로 불소는 이원자 F2 분자로 존재합니다. 분자의 핵간 거리는 0.14165 nm입니다. F2 분자는 특히 불소의 높은 반응성을 결정하는 비정상적으로 낮은 원자로의 해리 에너지(158kJ/mol)를 특징으로 합니다. 불소의 화학적 활성은 매우 높습니다. 불소를 함유한 모든 원소 중에서 헬륨, 네온 및 아르곤의 세 가지 가벼운 불활성 기체만이 불화물을 형성하지 않습니다. 모든 화합물에서 불소는 단 하나의 산화 상태 -1을 나타냅니다. 불소의 화학적 활성은 매우 높습니다. 불소를 함유한 모든 원소 중에서 헬륨, 네온 및 아르곤의 세 가지 가벼운 불활성 기체만이 불화물을 형성하지 않습니다. 모든 화합물에서 불소는 단 하나의 산화 상태 -1을 나타냅니다. 불화나트륨

발견의 역사 불소(F2)는 1866년 프랑스 화학자 Henri Moissan이 백금 용기에서 액체 무수 HF와 KHF2의 혼합물을 전기분해하여 발견했습니다: 2HF H2 + F2 음극 양극 1906년 Moissan은 노벨상을 수상했습니다. 불소 원소의 발견과 그의 이름을 딴 전기오븐의 도입

화학적 성질 많은 양의 열 방출과 함께 모든 금속과 반응: 많은 양의 열 방출과 함께 모든 금속과 상호작용: 알루미늄과 함께: 3F Al 2 AlF to J 알루미늄과 함께: 3F Al 2 AlF to J와 철 : 3F 2 + 2Fe 2FeF to J with iron : 3F 2 + 2Fe 2FeF to J 가열하면 산소, 질소, 다이아몬드를 제외한 많은 비금속과 상호작용한다. 수소가 있는 산소, 질소 및 다이아몬드: F 2 + H 2 2HF에서 J로 수소: F 2 + H 2 2HF에서 J로 실리콘: 2F 2 + Si SiF에서 J로 실리콘: 2F 2 + Si SiF에서 J 다른 할로겐을 산화 : 기타 할로겐 산화: 염소: F 2 + Cl 2 2ClF 염소: F 2 + Cl 2 2ClF 브롬: F 2 + Br 2 2BrF 브롬: F 2 + Br 2 2BrF 요오드: F 2 + I 2 2l요오드: F 2 + 나는 2 2lF

불소와 건강(일일 섭취량 2-3mg) 불소와 건강(일일 섭취량 2-3mg) 신체의 역할은 뼈 조직의 강도, 골격, 모발 및 손톱의 적절한 성장을 보장하고 충치에 대한 치아의 저항력을 증가시킵니다. 질병, 조혈에 참여, 골다공증으로부터 보호합니다. 결핍 : 우식증(충치), 뼈의 약화, 탈모 과잉 : 불소증(치아 법랑질의 반점), 발육지연, 골격변형
미량 원소로서 불소는 모든 유기체에서 발견됩니다. 동물과 인간의 경우 불소는 뼈 조직(인간의 경우 0.2~1.2%), 특히 상아질과 치아 법랑질에 존재합니다. 보통 사람(체중 70kg)의 몸에는 2.6g의 불소가 포함되어 있습니다. 일일 요구량은 2-3mg이며 주로 식수로 충족됩니다. 불소가 부족하면 충치가 생깁니다. 따라서 치약에 불소화합물을 첨가하기도 하고 식수에 투입하기도 한다. 그러나 물의 과도한 불소도 건강에 해롭습니다. 그것은 법랑질과 뼈 조직의 구조 변화, 뼈 변형 인 불소 증으로 이어집니다. 물의 불소 이온 함량에 대한 MPC는 0.7mg/l입니다. 공기 중의 기체 불소에 대한 MPC는 0.03 mg/m3입니다. 식물에서 불소의 역할은 불분명합니다. 생물학적 역할:

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T 2. VIIA FLUORINE 그룹의 요소 흥분되지 않은 상태의 불소 "F"는 1s22s22p5의 전자 구성을 가집니다. 하나의 짝을 이루지 않은 전자의 존재는 불소와 수소의 유사성을 결정합니다. 그러나 원자가 전자와 궤도의 총 수의 차이는 이러한 요소 간의 상당한 차이를 미리 결정합니다. 전기 음성도가 가장 큰 원소(4.0)인 불소의 산화 상태는 -1로 간주됩니다. 원자가 결합 이론에 따르면 2주기의 다른 원소와 마찬가지로 불소의 최대 원자가는 4입니다.

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불소는 상당히 일반적인 요소입니다. 불소 광물 중에서 가장 중요한 것은 CaF2 - 형석(형석), Na3A1F6 - 빙정석 및 Ca5(PO4) 3F - 형석회석입니다. 불소 화합물은 인체(주로 치아와 뼈)에서 발견됩니다. 자연에서 발견되는 동위 원소는 19F뿐입니다. 낮은 안정성의 동위원소(질량수가 16에서 21까지)가 인위적으로 얻어졌습니다.

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단체. 수소처럼 불소는 이원자 F2 분자를 형성하는데, 이는 (sb)2 (s def)2 (xb)2 (y, zb)4 (y, zb)4와 같은 전자 배열에 해당합니다. 결합 오비탈은 반결합 오비탈보다 전자가 2개 더 많기 때문에 F2 분자의 결합 차수는 1로 가정합니다.

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F2 불소 분자는 상대적으로 질량이 작고 이동성이 높기 때문에 정상적인 조건에서 불소는 가스(연한 노란색)이며 녹는점(-223 ° C)과 끓는점(-187 ° C)이 낮습니다. ). 불소의 높은 산화 활성과 그 화합물의 높은 강도로 인해 불소는 용융 화합물의 전기 분해에 의해 자유 상태로 얻어집니다. 이러한 목적을 위해 공융 혼합물 HF - KF 또는 칼륨 플루오로하이드로제네이트(예: K - 칼륨 디플루오로하이드로제네이트)가 일반적으로 사용됩니다. 불소 및 그 화합물은 매우 독성이 있습니다(CF4, SF6 - SF6 및 일부 기타 물질 제외).

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반응성이 높기 때문에 불소는 거의 모든 재료에 부식을 일으킵니다. 스테인레스 스틸과 구리는 불소 생산, 저장 및 운송 장비로 사용됩니다. 보호용 NiF2 필름을 형성하여 불소에 내성이 있는 니켈(및 일부 합금). 일반적으로 이 문제는 해결되며 불소는 거대한 유조선(일반적으로 액화 형태)에서 대량으로 운송됩니다.

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불소의 광범위한 사용은 확산법에 의한 우라늄 동위원소(235UF6 및 238UF6 형태)의 분리 작업과 관련하여 시작되었습니다. UF4는 우라늄 금속을 생산하는 데 사용됩니다. (불소는 희소 원소인 Nb, Ta 등의 기술에도 사용됩니다.) 현재, 불소는 높은 내화학성을 특징으로 하는 다양한 냉매 및 고분자 플루오르플라스틱 재료의 합성에 널리 사용됩니다. 액체 불소와 여러 그 화합물은 로켓 연료용 산화제로 사용됩니다.

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불소는 화학적으로 매우 활동적이며 가장 강력한 산화제입니다. 불소의 높은 화학적 활성은 불소 분자가 낮은 해리 에너지(159 kJ/mol)를 갖는 반면 대부분의 불소 화합물의 화학 결합은 매우 강하다는 사실(약 200–600 kJ/mol)로 설명됩니다. (결합 에너지 E(H-F)=566, E(Si-F)=582 kJ/mol). 또한, 불소 원자를 포함하는 반응의 활성화 에너지는 낮습니다(≤ 4 kJ/mol). 결합 에너지가 낮기 때문에 불소 분자는 쉽게 원자로 해리됩니다. F2 분자의 낮은 결합 에너지 값은 짧은 F-F 결합 길이로 인해 π-오비탈에 위치한 전자쌍의 강한 반발력으로 설명할 수 있습니다.

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Acad의 비 유적 표현에 따르면. A. E. Fersman, "모든 것을 소비하는" 불소. 불소 분위기에서 유리(면모 형태)와 같은 잔류성 물질은 물을 태웁니다: SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2; 2Н2O + 2F2 = 4НF + O2 (О3, ОF2). 이들 반응에서 연소 생성물(!) 중 하나로 산소가 형성되는데, 즉 산화제인 불소가 산소보다 강하다. Pt는 불소 Pt + F2 = PtF6(Tm. = 61, Tboil. = 69 °C)에서 연소되며 암적색의 휘발성 결정질 물질이 얻어집니다. 가장 강력한 산화제 중 하나이며 가장 강력한 플루오르화 시약입니다.

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대부분의 단순 물질과 불소의 상호 작용은 매우 활발하게 진행됩니다. 액체 공기 온도(-190 °C)에서도 황 및 인과 상호 작용합니다. 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. 수소 함유 물질(H2O, H2, NH3, B2H6, SiH4, AlH3 등)의 불소와의 반응은 HF의 형성을 동반합니다. 2NH3(g) + 3F2(g) = 6HF(g) + N2(g); Go = -1604 kJ/mol 2NH3(g) + 6F2(g) = 6HF(g) + 2NF3(g); Go = -1772 kJ/mol 첫 번째는 높은 Т(S>0)에서 진행하고 두 번째는 낮은 Т(S)에서 진행합니다.

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불소는 일부 소위 불활성 기체를 산화시킵니다. (정상 Р에서) Xe + 2F2 = XeF4(c), Ho298 = – 252 kJ/mol; Xe + 3F2 = XeF6(k) (상승된 P = 6MPa에서) Xe + F2 = XeF2(k) (방전, UV 조사) 2XeF2 = Xe + XeF4; 3XeF4 = Xe + 2XeF6. XeF6 + H2O = XeOF4(1) + 2HF; XeOF4 + 2H2O \u003d XeO3 (t) + 4HF Xe + PtF6 \u003d Xe + -. 불소는 헬륨, 네온, 아르곤과만 직접 상호 작용하지 않습니다.

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E AOF MOXeF AOXe σraz σ 5p 2p σb 선형 XeF2 분자에서 크세논 원자의 5p 오비탈 1개와 불소 원자의 2p 오비탈 2개로 인해 3중심 분자 오비탈(결합, 비결합, 풀림)이 형성됩니다. 3개의 분자 오비탈당 4개의 전자가 있습니다. XeF2 분자에서 부분 전하 이동은 Xe 원자에서 F 원자로 발생하며 후자의 유효 전하는 음수(δF ≈ -0.5)로 판명됩니다. HV – 초가(전자 과잉) 결합.

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주기율표의 주기 및 그룹에 의한 원소의 성질의 규칙적인 변화에 따라 불화물의 성질도 자연적으로 변합니다. ) ClF6-) 많은 강한 복합체가 알려져 있다(-, 2-, 2-, 3- 등). WF6>ReF6> OsF6>IrF6>PtF6

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이온성 플루오르화물은 융점이 높은 결정성 물질입니다. 불소 이온의 배위수는 6(NAF) 또는 4(СаF2)입니다. 공유 결합 불화물 가스 또는 액체. 이온성 불화물과 공유 결합 불화물 사이의 중간 위치는 결합 극성이 높은 불화물이 차지하며, 이를 이온 공유 화합물이라고 부를 수 있습니다. 예를 들어, 후자는 결정성 ZnF2, MnF2, CoF2, NiF2를 포함하며, 여기에서 전기 양성 원자의 유효 전하는 1.56이고; 1.63; 1.46; 각각 1.40.

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낮은 산화 상태의 많은 금속 불화물은 산화물, 수산화물, 탄산염 등에 대한 HF 용액의 작용에 의해 얻어집니다. 예: 3HF + Al(OH)3 = AlF3 + 3H2O 예: F2 + Cl2 = 2ClF; СlF + F2 = СlF3; СlF3 + F2 = СlF5 I2 + 7F2 = 2IF7 불화물의 안정성은 할로겐의 양성 산화 상태가 증가함에 따라 증가합니다. MO 방법에 따르면, 삼불화물은 불균일한 G-F 결합을 특징으로 합니다: 하나는 3-중심 F-G-F 및 하나는 2-중심 G-F. (펜타플루오라이드에서 각각 2-3-중심 및 1-2-중심 결합)

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화학적 성질에 의해 이온성 플루오르화물은 염기성 화합물이고 공유결합 플루오르화물은 산성입니다. 따라서 2NaF + SiF4 = Na2 반응에서 염기성 산성 헥사플루오로규산나트륨 이온성 NaF는 공여체 역할을 하고 공유결합 SiF4는 불화물 이온 F-를 운반체로 하는 전자쌍의 억셉터 역할을 합니다.

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가수분해 동안 염기성 불화물은 알칼리성 환경을 생성하는 반면 산성 불화물은 산성 환경을 생성합니다 NaF + H2O = NaOH + HF SiF4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HF 후자의 경우 혼합 불화물이 형성됩니다. 예를 들면 다음과 같습니다.

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비수성 용액에서 PF5는 염기성 불화물과 상호 작용합니다. KF + PF5 = KPF6 Forms HF + PF5 = HPF6 - 헥사플루오로인산과 액체 HF(수용액은 매우 강한 산입니다)

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복잡한 불화물은 매우 다양합니다. 2주기 원소의 불소 배위수는 4이고, 다른 주기 원소의 경우 일반적인 배위수는 6입니다. 예: K2[BeF4] K3[A1F6 ] K2 K2 동일한 예는 불소 착물에서 안정화됨을 보여줍니다. 중심 원자의 가장 높은 산화 정도. 불소 착물의 유도체는 주로 이온성 화합물이거나 혼합(중합체) 불화물(예: BeSiF6)입니다. HBF4, HPF6, H2SiF6와 같은 수소를 가진 화합물은 자유 상태에서 불안정합니다. 그들의 수용액은 매우 강한 산(예: HClO4)입니다.

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불소는 (염소와 달리) 저온에서도 수소와 폭발적으로 상호작용하여 불화수소를 형성합니다. H2 + F2 = 2HF

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HF 플루오르화수소 분자는 극성이 높고 지그재그 사슬의 수소 결합을 통해 회합하는 경향이 강합니다. 따라서 정상적인 조건에서 불화수소는 자극적인 냄새가 나는 무색 액체(Tm. -83 ° C, Tbp. 19.5 ° C)이며 공기 중에서 강하게 발연합니다. 기체 상태에서도 불화수소는 중합체 H2F2, H3F3, H4F4, H5F5, H6F6의 혼합물로 구성됩니다. 단순한 HF 분자는 90 °C 이상의 온도에서만 존재합니다. 높은 결합 강도(해리 에너지 565 kJ/mol)로 인해 HF가 원자로 열분해되는 것은 3500 oC 이상에서 두드러집니다.

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액체 HF의 고유 이온화는 중요하지 않습니다(K = 2.07 10-11). 이는 수소 결합이 분자간에서 원자간 및 공유 결합으로 변환되는 것과 함께 한 분자에서 다른 분자로 양성자(또는 각각 불소 이온)의 전이에 의해 발생합니다. 이 경우, 반응식 H-F H-F H-F + + -에 따라 용매화된 플루오로늄 이온 FH2+ 및 플루오로하이드로제네이트 이온 HF2-가 형성됩니다.

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액체 불화수소는 강한 이온화 용매입니다. 그룹 I s 요소의 물, 불화물, 황산염 및 질산염은 잘 용해되며 그룹 II s 요소의 유사한 화합물은 다소 나쁩니다. 동시에 HF 분자에서 양성자를 제거하는 용질은 음이온(HF2-)의 농도를 증가시킵니다. 즉, 염기처럼 행동합니다. 예: KNO3 + 2HF K+ + HNO3 + HF2-

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HNO3도 다음 조건에서 염기처럼 행동합니다. HNO3 + 2HF NO3H2+ + HF2- 에틸 알코올 액체 불화수소에서 물에 영향을 미치지 않음 물에서 KOH만큼 강한 염기임이 밝혀짐: C2H5OH + 2HF C2H5ON2+ + HF2-

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액체 HF에서 물질은 산처럼 행동합니다 - 예를 들어 BF3, SbF5와 같은 불소 이온 수용체: BF3 + 2HF = FH2+ + BF4- SbF5 + 2HF = FH2+ + SbF6- 산이 용해될 때 양이온 FH2 + 증가합니다.

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액체 HF의 양쪽성 화합물은 예를 들어 알루미늄 및 크롬(III) 불화물입니다.

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HF는 물에 무한히 용해됩니다. HF는 이온화되어 OH3+ 및 F- 이온을 형성합니다. 후자는 HF와 상호작용하여 플루오로하이드로제네이트 이온을 형성합니다: 2HF + Н2О = OH3 + + НF2-. HF(불화수소산) 용액(불화수소 = 불화수소)은 중간 강도의 산입니다(K=6.2 · 10-4). 용액은 또한 복잡한 이온 H2F3-, H3F4-, HnFn+1-를 포함합니다. 따라서 플루오르화수소산 용액을 중화할 때 플루오르화물이 형성되지 않고 K[HF2] 유형의 플루오로수소산염이 형성됩니다.

불소 불소는 원자 번호 9의 D.I. Mendeleev 화학 원소 주기율표의 두 번째 주기인 일곱 번째 그룹의 주요 하위 그룹의 원소입니다. 가장 강한 산화제는 할로겐 그룹에서 가장 가벼운 원소입니다. 정상적인 조건에서 단순한 물질인 불소는 오존이나 염소를 연상시키는 자극적인 냄새가 나는 옅은 노란색의 이원자 기체입니다. 매우 유독!!!

화학적 특성 가장 활동적인 비금속으로 거의 모든 물질(희귀한 예외는 불소수소)과 격렬하게 상호 작용하며 대부분의 물질과 연소 및 폭발합니다. 불소와 수소의 접촉은 매우 낮은 온도(최대 -252도)에서도 발화 및 폭발을 일으킵니다 물과 백금도 불소 분위기에서 연소합니다: 2F2 + 2H2O  4HF + O2 불소는 또한 산소를 산화시켜 불화산소 OF2.

불소 원소는 1810년에 예측되었고 76년 후인 1886년에 Henri Moissan에 의해 산성 불화칼륨 KHF2의 혼합물을 포함하는 액체 무수 불화수소의 전기분해에 의해 자유 형태로 분리되었습니다. 불소 원소는 1810년에 예측되었고 76년 후인 1886년에 Henri Moissan에 의해 산성 불화칼륨 KHF2의 혼합물을 포함하는 액체 무수 불화수소의 전기분해에 의해 자유 형태로 분리되었습니다. 1810년 André Ampère가 제안한 "불소"(그리스어 "파괴"에서 유래)라는 이름은 러시아어 및 일부 다른 언어에서 사용됩니다.

저장 불소는 니켈 및 그 합금(모넬 금속), 구리, 알루미늄 및 그 합금, 황동 및 스테인리스강으로 만들어진 장치에 가스 상태(압력 하에서)와 액체 형태(액체 질소 냉각)로 저장됩니다.

의약에서의 사용 불소 화합물은 의약에서 혈액 대용으로 널리 사용됩니다. 불소는 뼈 형성, 치아 법랑질 및 상아질 형성 과정에서 중요한 역할을 합니다. 그것은 조직 호흡, 지방산 산화 과정을 억제하고 뼈 포스파타아제의 활동과 갑상선 활동을 억제합니다.

신체의 불소 결핍 및 과잉 지구상의 여러 지역에서 식품, 토양 및 물에 불소 함량이 낮습니다. 불소로 인한 인체의 고갈은 치아 우식증, 잇몸 손상을 동반한 치주 질환, 턱 및 치아 손실의 발생에 기여합니다. 식품, 토양 및 물에 불소 함량이 높고 인체에 과도하게 섭취하면 불소증이라는 중독이 발생합니다. 불소증은 법랑질 "얼룩", 골화 과정 장애, 조직 호흡 장애, 지방 대사, 탄수화물을 특징으로 합니다. , 철, 칼슘, 인, 망간.

이 작업은 "화학" 주제에 대한 수업 및 보고서에 사용할 수 있습니다.

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