Преглед на кода на Флуор

{{Химичен елемент

| вид				=бледожълт газ при нормални условия;<br>жълта течност при [[криогеника|криогенни]] температури
| картинка			=Liquid fluorine tighter crop.jpg

| име				=Флуор
| вляво				=[[Кислород]]
| вдясно			=[[Неон]]
| отгоре			=
| отдолу			=[[Хлор|Cl]]
| група				=17
| период			=2
| блок				=p
| серия				=халоген
| серия_коментар		=
| конфигурация			=&#91;[[Хелий|He]]&#93; 2s<sup>2</sup> 2p<sup>5</sup>
| конфигурация_коментар		=
| електрони_на_ниво		=2, 7<ref name="Jaccaud">{{Cite book | last1 = Jaccaud | first1 = M. | title = Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry | last2 = Faron | first2 = R. | last3 = Devilliers | first3 = D. | last4 = Romano | first4 = R. | doi = 10.1002/14356007.a11_293 | editor-first = Franz| editor-last = Ullmann| pages = 381&nbsp;– 395| volume= 15| publisher = Wiley-VCH| location = Weinheim| year = 2000 | isbn = 3527306730 | chapter = Fluorine | lang = en }}</ref>
| електрони_на_ниво_коментар	=
| CAS_номер			=7782-41-4<ref name="Jaccaud"/>
| CAS_номер_коментар		=
| атомна_маса			=18,9984
| атомна_маса_коментар		=
| атомен_радиус			=50
| атомен_радиус2		=42
| атомен_радиус_коментар	=
| ковалентен_радиус		=64
| ковалентен_радиус_коментар	=
| ван_дер_Ваалс			=135
| ван_дер_Ваалс_коментар	=
| окс_състояния			='''−1'''
| окс_състояния_коментар	=
| оксид				=OF<sub>2</sub> (окислява кислорода)
| оксид_коментар		=
| електроотрицателност		=3,98<ref name="Jaccaud"/>
| електроотрицателност_коментар =
| йон_потенциал			=1681,0
| йон_потенциал2		=3374,2
| йон_потенциал3		=6050,4
| йон_потенциал4		=8407,7
| йон_потенциал_коментар	=([[Моларни йонизационни енергии на химичните елементи|още]])<ref name="Dean">{{cite book|last=Dean|first=John A.|title=Lange's Handbook of Chemistry|edition=15th|publisher=McGraw-Hill|date=1999|isbn=0-07-016190-9|location=New York|lang=en}}</ref>

| агрегатно			=газ
| агрегатно_коментар		=
| алотропи			=α− и β−флуор
| алотропи_коментар		=
| крист_структура		=кубична
| крист_структура_коментар	=
| крист_структура2		=
| крист_структура_коментар2	=
| плътност			=1,696
| плътност_коментар		=<ref name="Jaccaud"/>
| топене_K			=53,48
| топене_C			=−219,67
| топене_коментар		=<ref name="Haynes">{{cite book|editor-last=Haynes|editor-first=William M.|title=Handbook of Chemistry and Physics|url=https://archive.org/details/crchandbookofche0000unse_e9l0|publisher=CRC Press|edition=92nd|date=2011|location=Boca Raton|isbn=1-4398-5511-0|lang=en}}</ref>
| кипене_K			=85,03
| кипене_C			=−188,11
| кипене_коментар		=<ref name="Haynes"/>
| моларен_обем			=11,20×10<sup>-6</sup>
| моларен_обем_коментар		=
| тройна_точка_темп		=53,48
| тройна_точка_налягане		=9×10<sup>4</sup>
| тройна_точка_коментар		=<ref name="Haynes"/>
| крит_точка_темп		=144,41
| крит_точка_налягане		=5,1724×10<sup>6</sup>
| крит_точка_коментар		=<ref name="Haynes"/>
| топл_изпарение		=6,51
| топл_изпарение_коментар	=<ref name="Jaccaud"/>
| топл_топене			=
| топл_топене_коментар		=
| налягане_пара_T1		=38
| налягане_пара_T10		=44
| налягане_пара_T100		=50
| налягане_пара_T1k		=58
| налягане_пара_T10k		=69
| налягане_пара_T100k		=85
| скорост_звук			=
| скорост_звук_коментар		=
| топл_капацитет		=
| топл_капацитет_коментар	=
| електропроводимост		=
| електропроводимост_коментар	=
| елсъпротивление		=
| елсъпротивление_коментар	=
| топлопроводимост		=0,0259
| топлопроводимост_коментар	=<ref name="Yaws">{{cite book|last1=Yaws|first1=Carl L.|last2=Braker|first2=William|title=Matheson Gas Data Book|url=https://archive.org/details/mathesongasdatab0000yaws|chapter=Fluorine|publisher=Matheson Tri-Gas|location=Parsippany|date=2001|isbn=978-0-07-135854-5|edition=7th|lang=en}}</ref>
| магнетизъм			=[[диамагнетизъм|диамагнитен]]<ref name="Mackay">{{cite book|last1=Mackay|first1=Kenneth Malcolm|last2=Mackay|first2=Rosemary Ann|last3=Henderson|first3=W.|title=Introduction to Modern Inorganic Chemistry|date=2002|edition=6th|publisher=Nelson Thornes|location=Cheltenham|isbn=0-7487-6420-8|lang=en}}</ref>
| магнетизъм_коментар		=
| модул_еластичност		=
| модул_еластичност_коментар	=
| модул_срязване		=
| модул_срязване_коментар	=
| модул_натиск			=
| модул_натиск_коментар		=
| коефициент_Поасон		=
| коефициент_Поасон_коментар	=
| твърдост_Моос	        	=
| твърдост_Моос_коментар	=
| твърдост_Викерс		=
| твърдост_Викерс_коментар      =
| твърдост_Бринел		=
| твърдост_Бринел_коментар 	=
| наименование			=на минерала ''[[флуорит]]'';<br>от [[латински език|латинското]] ''fluo, fluere'' – ''„течащ“'', ''„тека“''
| открит_от			=[[Андре-Мари Ампер]]
| открит_през			=1810 г.
| изолиран_от			=[[Анри Моасан]]<ref name="Jaccaud"/><br>
| изолиран_през			=26 юни 1886 г.

| изотопи			=
{{Химичен елемент/изотоп разпад2|символ=F|масово_число=18|препратка=|честота=[[радиоизотоп|радио]]|период_полуразпад=109,8 мин.|тип_разпад1=[[бета-разпад|β<sup>+</sup>]] (97 %)|продукт_символ1=O|продукт_масово_число1=18|препратка1=|тип_разпад2=[[електронен захват|ε]] (3 %)|продукт_символ2=O|продукт_масово_число2=18|препратка2=}}
{{Химичен елемент/изотоп стабилен|символ=F|масово_число=19|препратка=|честота=100 %|firstlinks=yes}}

| общомедия_ID			=Fluorine
| уикиданни_ID			=Q650
}}

'''Флуорът''' ({{lang|la|'''Fluorum'''}}, означение '''F''') е халогенен [[химичен елемент]] от [[Период на периодичната система|период]] [[Период 2 на периодичната система|2]]. Атомният му номер е 9, [[атомна маса|атомната маса]] 18,998 403 2 [[атомна единица за маса|u]], с [[температура на топене]] -219,62&nbsp;°C и [[температура на кипене]] -188,12&nbsp;°C. При нормални условия е отровен бледожълт газ.

== История ==
Веществата, съдържащи флуор, са известни от XVI век.<ref name=":0">{{Цитат книга|last=Лефтеров|first=Димитър|title=Химичните елементи и техните изтопи|year=2015|publisher=Издателство ан БАН „Проф. Марн Дринов“|location=София|isbn=978-954-322-831-7|pages=334 – 340}}</ref> Немският алхимик Василий Валентин споменава в съчиненията си за оцветени различно камъни, наречени „шпати“ или „флюси“.

Флуорът, под формата на [[калциев флуорид]] (CaF<sub>2</sub>), е открит през [[1529]] г. от [[Георг Агрикола]].

В не особено чист вид [[Гей-Люсак]] и [[Луи Жак Тенар]] през 1809 г. получават флуороводородна киселина от флюси.<ref name=":0"/> Андре Ампер по-късно отхвърля теорията на Лавоазие, че киселината съдържала кислород.

Първите изследователи, опитващи се да получат чист флуор, не се предпазвали от агресивното действие на елемента. По тази причина умират Томас Нокс и П. Лайет, Георг Нокс загубва трудоспособността си за няколко години, а Гей-Люсак, Л. Тенар и Хъмфри Дейви получават поражения.

През [[1886]] г., след 74 години на постоянни опити, [[Анри Моасан]] успява да изолира химичния елемент флуор, за което получава [[Нобелова награда]] за химия през [[1906]] г.

== Етимология ==
В много страни са приети наименования, производни от латинското „fluorum“ (което произлиза на свой ред от ''fluere'' – „тека“, според споменатото свойство на флуорита да понижава температурата на топене на шлаката при извличане на метала от рудата и да увеличава [[течност#течливост|течливостта]] на стопилката).

== Наличие в природата ==
Флуорът е сравнително широко разпространен в земната кора, заемайки 0,095% по маса и на 12-то място сред елементите. Среща се най-вече в свързано състояние, поради изключителната си реактивоспособност, главно в съединения с [[калций]] – шпат, CaF<sub>2</sub>, и [[алуминий]] – криолит, Na<sub>3</sub>AlF<sub>6</sub>. Участва и в някои природни фосфати, например флуороапатит, Ca<sub>5</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>F. Среща се и в природните води, под формата на разтворими соли, и в живите организми, например в зъбния емайл на човека – Ca<sub>5</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>F.

== Физични свойства ==
Флуорът е бледожълт задушлив газ при нормални условия. При охлаждане до -188,14 °C се втечнява в тъмножълта течност с плътност 1,5 g/cm<sup>3</sup>, която при -219,62 °C се втърдява до светложълти кристали.<ref name=":0"/>

Молекулата на флуора, F<sub>2</sub>, има ковалентна връзка, образувана чрез сдвояване на несводения 2''p''-електрон.

=== Изотопи ===
Природният флуор се състои от единствения си стабилен изотоп – <sup>19</sup>F, синтезиран от звездите при термоядреното горене на [[водород]]а.<ref name=":0"/> Изкуствено са получени и изследвани 17 радиоактивни изотопа на флуора, от <sup>14</sup>F до <sup>19</sup>F, като най-дълготраен е <sup>18</sup>F, който може да бъде получен при няколко ядрени реакции, например <sup>18</sup>O(t,n)<sup>18</sup>F.

== Химични свойства ==
Флуорът е най-реактивният елемент и най-лекият халоген. Електронната му конфигурация е 1''s''<sup>2</sup>2''s''<sup>2</sup>'''2''p<sup>5</sup>''''' – прибавя се 2''p''-електрон спрямо [[кислород]]а. Има атомно тегло 18,9984032

Флуорът проявява постоянна -1 степен на окисление, за разлика от останалите елементи в халогенната група, защото е най-силният редуктор и неметал. Изключителната му химическа активност се дължи на много голямото му [[електронно сродство]] и слабата единична химична връзка в молекулите му. Малкият йонен радиус на F<sup>-</sup> определя трудното изместване на флуорните атоми от съединенията, както и образуването на съединения с много плътен молекулен строеж.<ref name=":0"/>

Като най-активен неметал, флуорът реагира с почти всички елементи, дори с тежките благородни газове. При обикновена температура взаимодейства енергично с повечето метали, например Hg, Pb, U. Na и Ca се възпламеняват във флуорна атмосфера, както и платината при 600 – 1000 °C.<ref name=":0"/> Al, Fe, Cu, Ni образуват траен плътен повърхностен флуориден слой, спиращ по-нататъшно взаимодействие, но защитната му функция изчезва при нагряване. Само азотът не реагира с флуора дори и при нагряване.<ref name=":0"/>

Почти всички реакции на флуора са екзотермични, например взаимодействието с SiO<sub>2</sub> се съпровожда с възпламеняване:

: <chem>2F2 + SiO2 -> SiF4 ^ + O2</chem>

Флуорът реагира с водата, при което тя веднага се разлага до свободен кислород. Ако водата е предварително нагрята, тя се запалва и продължава да гори във флуорна струя с бледовиолетов пламък:<ref name=":0"/>

: <chem>2H2O + 2F2 -> 4HF ^ + O2</chem>

== Съединения ==
=== Кислородни флуориди ===
Кислородът реагира с флуора при електрически разряд до кислороден дифлуорид – OF<sub>2</sub>, където кислородът е от +2 степен на окисление. В обикновени условия представлява безцветен газ с мирис на озон и е силен окислител.<ref name=":0"/> Съединението е ендотермично и може да се получи при пропускане на газообразен F<sub>2</sub> в разтвор на NaOH:

: <chem>2F2 + 2NaOH -> OF2 + 2NaF + H2O</chem>

Известни са и други кислородни флуориди – F<sub>2</sub>O<sub>2</sub> (оранжеви кристали), F<sub>2</sub>O<sub>3</sub>, F<sub>3</sub>O<sub>4</sub>. Всички те се получават при 190 – 200 °C, но те са неустойчиви и са силни окислители.

=== Други флуориди ===
С другите неметали образува множество най-различни съединения, като например SF<sub>6</sub>, PF<sub>5</sub>, ClF<sub>3</sub> и XeF<sub>2</sub> и други. С металите образува соли флуориди.

Заради високата си реактивоспособност, първите съединения на благородните газове са именно флуориди – XeF<sub>2</sub>, XeF<sub>4</sub>, XeF<sub>6</sub>, безцветни летливи вещества, ксенонови оксофлуориди, KrF<sub>4</sub> и нестабилен радонов флуорид.<ref name=":0"/>

=== Флуороводород и флуороводородна киселина ===
С [[водород]]а флуорът образува [[флуороводород]]:

: <chem>H2 + F2 -> 2HF</chem>

Реакцията е силно екзотермична и протича с взрив, поради което реакцията няма практическо значение. Промишлено се получава от сярна киселина и калциев флуорид:

: <chem>CaF2 + H2SO4 -> CaSO4 + 2HF ^</chem>

Флуороводородът е безцветна течност с остра миризма, кипяща при 19,5 °C и кристализираща -83 °C, дими на въздух.<ref name=":0"/> Молекулата тетрамеризира близо до температурата на кипене с образуването на водородни връзки – (HF)<sub>4</sub>. Сухият флуороводород не взаимодейства с повечето метали и метални оксиди, но ако реакция започне, тя продължава автокаталитично, защото се образува вода.<ref name=":0"/> Подобно е действието на флуородоводорода с металоидите.

Разтварянето на HF във вода е силно екзотермитен процес. Получава се флуороводордна киселина, която има средна сила. Тя разрушава стъклото, поради което се съхранява в парафинови стъклени или полиетиленови бутилки:

: <chem>Na2O.CaO.SiO2 + 28HF -> 2NaF + CaF2 + 6SiF4 + 14H2O</chem>

Реагира с SiF<sub>4</sub> до хексафлуоросилициева киселина:

: <chem>SiF4 + 2HF -> H2[SiF6]</chem>

Водният ѝ разтвор е силна двуосновна киселина.<ref name=":0"/>

Получена е и единствената кислородсъдържаща флуорна киселина – HFO, безцветна течност, кипяща между -50 и -79 °C.<ref name=":0"/>

== Производство ==
{{раздел-мъниче}}

== Приложение ==
Флуорните съединения имат широко приложение:
* При извличането на Al от бокситите, добавка от криолит значително понижава температура, което облекчава добива на алуминий.
* Флуорорганичната индустриална химия започва съществуването си през 1920 г., когато американецът Тамас Мидглей открива фреоните. Те се произвеждат чрез заместване на водородни атоми с хлорни и флуорни във въглеводороди. Фреон-12 се използва в по-старите хладилници като изстудяващо средство. Флуорполимерите са изключително устойчиви по отношение на агресивни реагенти. Те са открити случайно от американеца Рой Планкет. [[Тефлон]]ът е химически неутрален и има лоша топла- и електропроводимост. Други полимери с практическо приложение са политрифлуороетиленът и поливинилфлуоридът.<ref name=":0"/>
* Първото комерсиално използване на флуора е [[Проект Манхатън|проектът „Манхатън“]] за създаването на [[атомна бомба]] през Втората световна война. За да бъдат разделени двата [[изотоп]]а на [[уран (елемент)|урана]] – U-235 и U-238 – е използван [[уранов хексафлуорид]] (UF<sub>6</sub>).
* Флуорапатитът, Ca<sub>5</sub>(PO<sub>4</sub>)<sub>3</sub>F, образува кристали, които се включват в [[зъбен емайл|емайла]] и му придават по-висока киселинна устойчивост. NaF, NH<sub>4</sub>F, SnF<sub>4</sub> се използват в пасти, разтвори или гелове за зъби с цел предпазване от [[кариес]].

== Биологични ефекти ==
{{раздел-мъниче}}
Флуорът е изключително полезен за зъбите, заздравява емайла и предпазва от кариеси.

== Техника на безопасност ==
{{раздел-мъниче}}

== Източници ==
<references />

{{Периодична система}}

[[Категория:Химични елементи]]
[[Категория:Халогени]]
[[Категория:Газове с цвят]]