Sulfur terletak di dalam kumpulan VI Jadual Berkala Unsur Kimia D.I. Mendeleev.
Di peringkat tenaga luar atom sulfur terdapat 6 elektron yang mempunyai konfigurasi elektron 3s 2 3p 4. Dalam sebatian dengan logam dan hidrogen, sulfur mempamerkan keadaan pengoksidaan negatif -2, dalam sebatian oksigen dan lain-lain bukan logam aktif - positif +2, +4, +6. Sulfur adalah bukan logam biasa, bergantung kepada jenis transformasi ia boleh menjadi agen pengoksidaan dan ejen pengurangan.
Sulfur didapati dalam keadaan bebas (asli) dan terikat.
Sebatian sulfur semulajadi yang paling penting:
Fes2 - pyrite besi atau pirit,
ZnS - zink blende atau sphalerite (wurtzite),
PbS - membawa cahaya atau galena,
Di samping itu, sulfur terdapat dalam petroleum, arang batu semula jadi, gas asli, di dalam perairan semulajadi (dalam bentuk ion sulfat dan menyebabkan kekerasan "air tetap"). Unsur penting untuk organisma yang lebih tinggi, sebahagian penting daripada banyak protein, tertumpu pada rambut.
Allotropy adalah keupayaan unsur yang sama wujud dalam bentuk molekul yang berbeza (molekul mengandungi bilangan atom yang berlainan dari elemen yang sama, misalnya, O2 dan oh3, S2 dan s8, R2 dan P4 dan sebagainya)
Sulfur dicirikan oleh keupayaan untuk membentuk rantai yang stabil dan kitaran atom. S8, membentuk belerang dan monoklinik sulfur. Sulfur kristal ini adalah bahan rapuh warna kuning.
Sulfur plastik mempunyai rantai terbuka, bahan coklat yang diperolehi dengan penyejukan mendadak pencairan belerang (sulfur plastik menjadi rapuh selepas beberapa jam, menjadi kuning dan beransur-ansur bertukar menjadi rhombik).
1) rhombic - S8
t ° pl. = 113 ° C; r = 2.07 g / cm 3
Pengubahsuaian yang paling stabil.
2) monoclinic - jarum kuning gelap
t ° pl. = 119 ° C; r = 1.96 g / cm 3
Stabil pada suhu melebihi 96 ° C; di bawah keadaan biasa berubah menjadi rhombic.
3) jisim seperti getah berwarna coklat (amorf)
Tidak stabil, semasa pemejalan bertukar menjadi rhombik
Mengoksidakan sifat sulfur
(S 0 + 2ē → S -2)
1) Sulfur bertindak balas dengan logam alkali tanpa pemanasan:
dengan logam lain (kecuali Au, Pt) - pada t ° tinggi:
2) Dengan beberapa bukan logam, sulfur membentuk sebatian binari:
Pengurangan sulfur dalam manifestasi tindak balas dengan agen pengoksidaan kuat:
(S - 2ē → S +2; S - 4ē → S +4; S - 6ē → S +6)
S + O2 - t ° → S +4 O2
S + Cl2 → S +2 Cl2
Dengan bahan-bahan yang kompleks:
5) dengan asid pengoksida:
Reaksi penyesuaian:
7) sulfur dibubarkan dalam larutan natrium sulfit:
http://himege.ru/sera-ximicheskie-svojstva/Pada suhu bilik, sulfur hanya bertindak balas dengan merkuri. Dengan peningkatan suhu, aktivitinya meningkat dengan ketara. Apabila dipanaskan, sulfur bertindak balas secara langsung dengan banyak bahan mudah, kecuali gas lengai, nitrogen, selenium, tellurium, emas, platinum, iridium dan iodin. Sulfida nitrogen dan emas diperoleh secara tidak langsung.
Sulfur mempamerkan sifat pengoksidaan, akibat interaksi, sulfida terbentuk:
Interaksi dengan oksigen
Sulfur terbakar dalam oksigen pada 280 ° C, di udara pada 360 ° C, dan campuran oksida terbentuk:
Interaksi dengan fosforus dan karbon
Apabila dipanaskan tanpa udara, sulfur bertindak balas dengan fosforus, karbon, menunjukkan sifat oksidatif:
Interaksi Fluorin
Dengan adanya agen pengoksidaan yang kuat mempamerkan sifat-sifat pengurangan:
Interaksi dengan bahan kompleks
Apabila berinteraksi dengan bahan-bahan yang kompleks, sulfur bertindak sebagai agen pengurang:
Sulfur mampu reaksi tidak seimbang, apabila berinteraksi dengan sulfida alkali dan sulfit terbentuk:
http://ido.tsu.ru/schools/chem/data/res/neorg/uchpos/text/g3_5_5.htmlCiri-ciri pengurangan sulfur ditunjukkan dalam tindak balas sulfur dan dengan logam lain, bagaimanapun, pada suhu bilik, sulfur hanya bertindak balas dengan fluorin:
S + 3F2 ----> SF6
mengurangkan ejen | S (0) -6e -------> S (+6) | pengoksidaan
pengoksida ------- | F2 (0) + 2e ---> 2F (-1) | 3 | pengurangan
Apabila dipanaskan, sulfur berinteraksi dengan banyak logam, seringkali sangat cepat. Kadangkala campuran logam dengan sulfur menyala apabila dinyalakan. Interaksi ini menghasilkan sulfida:
Mg + S ---> MgS
mengurangkan ejen | Mg (0) -2e ---> Mg (+2) | pengoksidaan
oxidizer ------- | S (0) + 2e -----> S (-2) | pengurangan
Sebatian sulfur:
Waktu yang tepat untuk mencari belerang oleh manusia tidak diketahui - bahan ini telah diketahui oleh manusia sejak zaman prasejarah. Sulfur semulajadi adalah bahan serbuk kuning muda, pecahan massa sulfur di kerak bumi adalah 0.03%.
Secara semula jadi, sulfur didapati kedua-duanya dalam bentuk nuget dan dalam bentuk pelbagai sebatian: sulfida (FeS2; Fecuses2) dan sulfat (BaSO4), termasuk dalam komposisi pelbagai mineral (pyrite, pyrite tembaga, gipsum, barit). Juga sulfur dalam bentuk sebatian terdapat dalam hidrokarbon semula jadi: minyak, gas, arang batu.
Sulfur adalah elemen biogenik - dalam tubuh manusia pecahan massa sulfur adalah 0.16%, sulfur adalah sebahagian daripada protein, asid amino, hormon.
Atom sulfur mengandungi 16 elektron, manakala sulfur, seperti atom oksigen, mempunyai 6 elektron valens pada paras tenaga luar (lihat Struktur Elektronik Atom).
Tidak seperti oksigen, atom sulfur boleh membentuk bukan sahaja 2 (H2S) ikatan kovalen, tetapi juga 4 (H2SO3) atau 6 (H2SO4) (lihat ikatan Covalent). Properti ini dijelaskan oleh kehadiran d-sublevel bebas dalam atom sulfur, yang mana 1 atau 2 elektron boleh lulus dari s- atau p-sublevel (lihat Atoms of the 16th (VIa) group).
Molekul S2 mempunyai struktur yang serupa dengan O2.
Tidak seperti oksigen, sulfur boleh membentuk rantai zigzazoobraznye, tetapi yang paling stabil adalah molekul sulfur kitaran, mempunyai bentuk mahkota, yang terdiri daripada 8 atom (S8) - α-sulfur. Mahkota dengan kurang atom kurang stabil. Di samping itu, molekul sulfur boleh membentuk rantai terbuka (S∞).
Dalam pengubahsuaian rhombik S8 - 8 atom sulfur saling terhubung dengan ikatan kovalen tunggal - ini adalah kristal pepejal warna kuning, tidak larut dalam air, tetapi larut dalam pelarut organik, contohnya, dalam karbon disulfida.
Sulfur pada suhu tinggi boleh wujud dalam keadaan gas:
Sulfur adalah sejenis non-logam aktif biasa.
Sulfur hampir tidak dapat larut dalam air (ia tidak dibasahi dengan air), dan sulfur larut dalam pelarut organik.
Apabila berinteraksi dengan bahan lain, sulfur boleh bertindak sebagai agen pengoksidaan dan sebagai ejen pengurangan, bergantung kepada sifat redoks bahan-bahan yang sulfur bertindak balas:
Reaksi di mana sulfur adalah agen pengoksidaan:
Reaksi di mana sulfur adalah ejen pengurangan:
Interaksi sulfur dengan bahan kompleks:
Rajah. Sulfur plastik.
Cara untuk mendapatkan belerang:
Permohonan Sulfur:
Sekiranya anda suka laman web ini, kami akan berterima kasih atas penyebarannya :) Beritahu kawan-kawan anda tentang kami di forum, di blog, dalam komuniti. Ini adalah butang kami:
http://prosto-o-slognom.ru/chimia/503_sera_S.htmlSulfur terbakar di udara, membentuk anhidrida sulfur - gas tanpa warna dengan bau yang kuat:
Dengan menggunakan analisis spektrum, didapati bahawa proses pengoksidaan sulfur ke dioksida sebenarnya adalah reaksi berantai dan berlaku dengan pembentukan beberapa produk perantaraan: sulfur monoksida S2O2, sulfur molekul s2, bebas sulfur atom S dan radikal bebas sulfur monoksida SO [6].
Ciri-ciri pengurangan sulfur ditunjukkan dalam tindak balas sulfur dan dengan logam lain, bagaimanapun, pada suhu bilik, sulfur hanya bertindak balas dengan fluorin:
Peleburan sulfur bereaksi dengan klorin, dengan pembentukan dua klorida rendah [7]:
Apabila dipanaskan, sulfur juga bertindak balas dengan fosforus untuk membentuk campuran sulfosida fosforus, di antaranya adalah sulfida P2S5:
Di samping itu, apabila dipanaskan, sulfur bertindak balas dengan hidrogen, karbon, silikon:
Apabila dipanaskan, sulfur berinteraksi dengan banyak logam, seringkali sangat cepat. Kadangkala campuran logam dengan sulfur menyala apabila dinyalakan. Semasa sulfida interaksi ini terbentuk:
Larutan sulfida alkali bertindak balas dengan sulfur untuk membentuk polysulfides:
Daripada bahan-bahan yang kompleks, perlu diperhatikan, pertama sekali, tindak balas sulfur dengan alkali cair, di mana sulfur tidak seimbang sama dengan klorin:
Aloi yang dihasilkan dipanggil hati sulfurik.
Dengan agen pengoksida asid pekat (HNO3, H2SO4) sulfur hanya bertindak balas dengan pemanasan berpanjangan:
Peranan biologi
Sulfur adalah salah satu elemen nutrien. Sulfur adalah komponen beberapa asid amino (sistein, methionine), vitamin (biotin, tiamin), enzim. Sulfur terlibat dalam pembentukan struktur tersier protein (pembentukan jambatan disulfida). Sulfur juga terlibat dalam fotosintesis bakteria (sulfur adalah sebahagian daripada bacteriochlorophyll, dan hidrogen sulfida adalah sumber hidrogen). Reaksi pengurangan oksidasi sulfur - sumber tenaga dalam chemosynthesis [9].
Seseorang mengandungi kira-kira 2 gram sulfur per kg berat badan mereka.
Hidrogen sulfida (hidrogen sulfida, hidrogen sulfida, dihydrosulfide) - Gas tanpa warna dengan bau telur busuk dan rasa manis. Formula kimia - H2S. Kurang larut dalam air, baik - dalam etanol. Beracun. Pada kepekatan tinggi corrodes banyak logam. Had konsentrasi pencucuhan dengan udara adalah 4.5-45% hidrogen sulfida.
Secara semula jadi, ia sangat jarang berlaku dalam bentuk bahan campuran minyak dan gas. Termasuk dalam gas gunung berapi. Ia terbentuk oleh pereputan protein. Hidrogen sulfida digunakan untuk tujuan perubatan, contohnya, dalam hidrogen sulfida mandi [1].
Tarikh ditambah: 2016-06-22; Views: 935; PEKERJAAN PERISIAN ORDER
http://poznayka.org/s22916t1.htmlJimat masa dan tidak melihat iklan dengan Knowledge Plus
Jimat masa dan tidak melihat iklan dengan Knowledge Plus
Hi! Sekarang buat keputusan
K⁰-1e⁻ = K⁺ (mengurangkan) 2: 1 = 2
S⁰ + 2e⁻ = S⁻² (pengoksida) 2: 2 = 1
c) CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H⁺ + SO4²⁻ = Cu²⁺ + SO4²⁺ + H2O
CuO + 2H⁺ = Cu²⁺ + H2O
g) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
2Na⁺ + 2OH⁻ + 2H⁺ + SO4²⁻ = 2Na⁺ + SO4²⁻ + 2H2O
http://znanija.com/task/1005581Fluorin dan pewarna e, sebatian sulfur dan fluorin: SF6 SF4, S2F10, SF2, S2F2. Kepentingan praktikal adalah 3 sebatian pertama.
Sulfur hexafluoride SF hexafluoride6, gas tanpa bau, tidak berbau; ketumpatan udara 5,107 (20 ° C) tpl - 50.5 ° C tkip - 63.8 ° C Ia larut dalam air sedikit lebih baik dalam alkohol. Apabila dipanaskan dalam oksigen atau hidrogen tidak berubah, tetapi terurai dengan hidrogen sulfida ke HF dan S. Ia terbentuk apabila S dibakar dalam F2. Berkhidmat sebagai penebat gas untuk pemasangan voltan tinggi (yang dipanggil gas-insulated).
Sulfur Pentafluoride S2F10 ketumpatan cecair tidak berwarna 208 g / s 3 (0 ° C), tpl - 92 ° C, tkip 29 ° C Sifat kimia yang serupa dengan SF6, tetapi ia kurang beracun dan sangat beracun. C CCl2 memberikan fluorochlorida SF5CI. Dibentuk oleh interaksi unsur sebagai kekotoran kepada SF6.
Sulphur tetrafluoride sulfur tetrafluoride SF4, gas tidak beracun kuat dengan bau yang kuat, tpl - 124 ° C, tkip - 40 ° С. Diperolehi oleh interaksi SCI2 dengan NaF atau CoF3 dengan S. Reakt dengan aldehid, keton dan sebatian karbonil lain untuk membentuk sebatian organofluorin yang sepadan.
http://wiki.laser.ru/be/bse/001/008/101/700.htmKonfigurasi elektronik 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Simbol itu s. Jisim atom relatif - 32 amu Titik didih - 444.67 ° C, takat lebur - 112.85 ° C. Nemetall.
Sulfur berinteraksi dengan bahan mudah - bukan logam, menunjukkan sifat-sifat agen pengurangan. Sulfur secara langsung berinteraksi hanya dengan fluorin. Reaksi interaksi dengan logam lain berlaku apabila dipanaskan:
Dalam tindak balas interaksi dengan bahan mudah - logam, sulfur mempamerkan sifat-sifat agen pengoksidaan. Reaksi ini berlaku apabila dipanaskan dan sangat cepat:
Sulfur bertindak balas dengan bahan-bahan yang kompleks. Ia mampu melarutkan dalam asid pekat dan cair alkali, dan dalam kes yang kedua, sulfur tidak seimbang. Reaksi ini berlaku semasa mendidih campuran reaksi:
Interaksi sulfur dengan sulfida logam membawa kepada pembentukan polysulfides:
Sulfur adalah bahan kristal kuning. Ia wujud dalam bentuk dua pengubahsuaian allotropic - α-sulfur (kisi kristal ortorombik) dan β-sulfur (kekisi kristal monoklinik), serta bentuk amorfus - sulfur plastik (Rajah 1). Dalam keadaan kristal, sulfur dibina daripada molekul siklik bukan planar S8. Sulfur tidak larut dalam etanol, baik dalam disulfida karbon dan ammonia cair. Tidak bertindak balas dengan air cair dan iodin.
Rajah. 1. Borang sulfur.
Sulfur yang dihasilkan secara komersil diperoleh daripada deposit semula jadi sulfur asli. Sulfur adalah bahan mentah untuk pengeluaran asid sulfurik. E1 digunakan dalam industri kertas, dalam bidang pertanian, dalam pengeluaran getah, pewarna, serbuk, dll. Sulfur digunakan secara meluas dalam bidang perubatan, contohnya, sulfur adalah sebahagian daripada pelbagai salep dan serbuk yang digunakan dalam penyakit kulit, dsb.
n (FeS) = m (FeS) / M (FeS);
n (FeS) = 22/88 = 0.25 mol.
Kerana molekul besi (II) sulfida mengandungi satu atom sulfur, jumlah bahan sulfur atom juga akan menjadi 0.25 mol.
Kirakan jumlah nitrik oksida (II):
n (NO) = 67.2 / 22.4 = 3 mol.
Menurut persamaan n (NO): n (S) = 2: 1, maka n (S) = 1/2 × n (NO) = 1.5 mol. Jisim molar sulfur, dikira menggunakan jadual unsur kimia D.I. Mendeleev - 32 g / mol. Kemudian jisim sulfur yang memasuki reaksi akan sama dengan:
m (S) = n (S) × M (S) = 1.5 × 32 = 48 g
Menurut persamaan n (NO): n (HNO3) = 2: 2, maka n (HNO3) = n (NO) = 3 mol. Jisim molar asid nitrik, dikira menggunakan jadual unsur kimia D.I. Mendeleev - 63 g / mol. Kemudian jisim asid nitrik yang memasuki reaksi akan sama dengan:
Massa larutan asid nitrik:
Kemudian isipadu larutan asid nitrik yang dimasukkan ke dalam tindak balas:
V (HNO3) = m (HNO3)penyelesaian / ρ = 315 / 1.27 = 229.9 ml.
http://ru.solverbook.com/spravochnik/svojstva-po-ximii/fizicheskie-i-ximicheskie-svojstva-sery/Fluorin (lat Fluorum), F, unsur kimia Kumpulan VII dari jadual berkala, merujuk kepada halogens, nombor atom 9, berat atom 18.998403; di bawah keadaan biasa (0 ° C; 0.1 Mn / m 2 , atau 1 kgf / cm 2) - gas kuning pucat dengan bau pedas.
Fluida semulajadi terdiri daripada satu isotop stabil 19 F. Lima isotop radioaktif dihasilkan secara buatan: 16 F dengan separuh hayat T1/ 2 17 F (T1/2 = 70 saat), 18 F (T1/2 = 111 min), 20 F (T1/2 = 11.4 saat), 21 F (T1/ 2 = 5 saat).
Latar belakang sejarah. Senyawa fluorin pertama adalah fluorit (fluorspar) CaF2 - diterangkan pada akhir abad ke-15. di bawah nama "Fluor" (dari bahasa Latin. fluo - semasa, oleh harta CaFa2 melakukan cecair likat metalurgi pengeluaran cecair). Pada 1771 K. Scheele menerima asid hidrofluorik. Fluorin bebas telah diasingkan oleh A. Moissan pada tahun 1886 oleh elektrolisis cecair hidrogen fluorida anhidrat yang mengandungi campuran campuran kalium fluorida KHF3.
Kimia Fluorin mula berkembang sejak tahun 1930-an, terutamanya dengan pesat - semasa Perang Dunia II (1939-45) dan seterusnya, disebabkan oleh keperluan industri nuklear dan teknologi roket. Nama "fluorine" (dari bahasa Yunani phth ó ros - pemusnahan, kematian), yang dicadangkan oleh A. Ampere pada tahun 1810, hanya digunakan dalam bahasa Rusia. bahasa; di banyak negara, nama fluor digunakan.
Pengedaran dalam alam semula jadi. Kandungan fluorin purata di kerak bumi (clarke) adalah 6.25 · 10 -2% berat; dalam batuan ignis berasid (granit) ia adalah 8 · 10 -2%, di utama - 3.7 · 10 -2%, dalam ultrabasic - 1 · 10 -2%. Fluorin terdapat dalam gas gunung berapi dan perairan terma. Sebatian fluorin yang paling penting adalah fluorit, cryolit, dan topaz (lihat Fluorida Asli). Sebanyak 86 mineral yang mengandungi fluorin diketahui. Sebatian Fluorin juga terdapat dalam apatites, phosphorites, dan sebagainya. Fluorine adalah unsur biogenik yang penting. Dalam sejarah Bumi, sumber fluorin dalam biosfera adalah produk letusan gunung berapi (gas, dll.).
Sifat fizikal dan kimia. Gas fluorin mempunyai kepadatan 1.693 g / l (0 ° C dan 0.1 Mn / m 2, atau 1 kgf / cm 2), cecair - 1.5127 g / cm 3 (pada titik didih); tpl - 219.61 ° C; tkip - 188.13 ° C. Molekul fluorin terdiri daripada dua atom (F2); pada 1000 ° C, 50% daripada molekul berpecah, tenaga pemisahan adalah kira-kira 155 ± 4 kJ / mol (37 ± 1 kcal / mol). Fluorine tidak larut dalam hidrogen fluorida cecair; kelarutan 2.5 · 10 -3 g dalam 100 g HF pada -70 ° C dan 0.4 · 10-3 pada -20 ° C; dalam bentuk cecair, ia tidak boleh larut dalam oksigen cecair dan ozon. Konfigurasi elektron luar atom fluorin 2s 2 2p 2. Dalam sebatian, ia menunjukkan keadaan pengoksidaan - 1. Radium atom kovalen ialah 0.72 Å, radius ionik ialah 1.33 Å. Hubungan elektrik elektron 3.62 eV, tenaga pengionan (F ® F +) 17.418 eV. Enjin afinion dan ion pengionan elektron yang tinggi menerangkan elektronegativiti kuat atom fluorin, yang tertinggi di antara semua elemen lain. Kereaktifan fluorin yang tinggi menentukan eksotermik fluorinasi, yang pada gilirannya ditentukan oleh nilai anomali kecil dari tenaga pemisahan molekul fluorin dan nilai besar tenaga ikatan atom fluorin dengan atom-atom lain. Fluoridasi langsung mempunyai mekanisme rantaian dan mudah masuk ke dalam pembakaran dan letupan. Fluorine bertindak balas dengan semua elemen kecuali helium, neon dan argon. Ia berinteraksi dengan oksigen dalam pelepasan cahaya, membentuk oksida fluorida O pada suhu rendah.2F2, O3F2 dan lain-lain. Reaksi fluorin dengan halogen lain adalah eksotermik, mengakibatkan sebatian interhalogen. Klorin bertindak balas dengan fluorin apabila dipanaskan hingga 200-250 ° C, menghasilkan klorin monofluorida CIF dan klorin trifluorida ClF3. Juga dikenali sebagai CIF5, ClF Fluorized3 pada suhu dan tekanan tinggi 25 MN / m 2 (250 kgf / cm 2). Bromin dan iodin dinyalakan dalam suasana fluorin pada suhu ambien, dan BrF boleh diperolehi.3, Brf5, JIKA5, JIKA7. Fluorin secara langsung bertindak balas dengan krypton, xenon dan radon, membentuk fluorida yang sepadan (contohnya, XeF4, XeF6, KrF2). Xenon oxyfluorides juga dikenali.
Interaksi fluorin dengan sulfur diiringi oleh pelepasan haba dan menyebabkan pembentukan banyak fluorida sulfur. Selenium dan tellurium membentuk SeF fluorida tertinggi6 Tef6. Fluorine bertindak balas dengan hidrogen dengan pencucuhan; ini membentuk hidrogen fluorida. Ini adalah reaksi percabangan radikal: HF * + H2 = HF + H2*; H2* + F2 = HF + H + F (di mana HF * dan H2* - molekul dalam keadaan getaran teruja); Reaksi digunakan dalam laser kimia. Fluorine bertindak balas dengan nitrogen hanya dalam pelepasan elektrik (lihat Fluorida Nitrogen). Apabila berinteraksi dengan fluorin, arang menyala pada suhu biasa; grafit bertindak balas dengannya di bawah pemanasan yang kuat, dengan pembentukan gali fluorin pepejal (CF)x atau perfluorokarbon gas CF4, C2F6 dan lain-lain. Dengan boron, silikon, fosforus, arsenik, fluorin berinteraksi dalam sejuk, membentuk fluorida yang sepadan. Fluorine menggabungkan dengan kebanyakan logam; alkali dan alkali bumi logam yang dinyalakan dalam suasana fluorin dalam kesejukan, Bi, Sn, Ti, Mo, W - dengan pemanas sedikit, Hg, Pb, U, V bertindak balas dengan fluorine pada suhu bilik, Pt - pada haba merah gelap. Apabila logam berinteraksi dengan fluorin, fluorida yang lebih tinggi, sebagai peraturan, dibentuk, sebagai contoh, UF6, MoF6, Hgf2. Sesetengah logam (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) bertindak balas dengan fluorin untuk membentuk filem pelindung fluorida, yang menghalang tindak balas selanjutnya.
Apabila fluorin berinteraksi dengan oksida logam dalam fluorida logam sejuk dan oksigen terbentuk; ia juga mungkin pembentukan logam oxyfluorides (contohnya, MoO2F2). Oksida bukan logam atau lampirkan fluorin, contohnya SO2 + F2 = SO2F2, atau oksigen di dalamnya digantikan oleh fluorin, contohnya SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2. Kaca bertindak balas dengan perlahan dengan fluorin; di hadapan air, tindak balasnya cepat. Air bertindak balas dengan fluorin: 2H2O + 2F2 = 4HF + O2; ini juga membentuk satu2 dan hidrogen peroksida H2O2. NO dan NO oksida nitrogen2 fluorin mudah ditambah untuk membentuk nitrosil fluorida FNO dan fluorida nitril FNO, masing-masing2. Karbon monoksida menambah fluorin apabila dipanaskan untuk membentuk fluorida karbonil: CO + F2 = COF2.
Hidroksida logam bertindak balas dengan fluorin untuk membentuk logam fluorida dan oksigen, contohnya 2Ba (OH)2 + 2F2 = 2BaF2 + 2H2O + o2. Larutan akueus NaOH dan KOH bertindak balas dengan fluorin pada 0 ° C untuk membentuk OF2.
Halida logam atau bukan logam bertindak balas dengan fluorin dalam kesejukan, dengan fluoro menggantikan semua halogen, mudah sulfida fluorinated, nitrida dan karbida. Hidrida logam membentuk dengan fluorida fluorida logam sejuk dan HF; ammonia (berpasangan) - N2 dan HF. Fluorine menggantikan hidrogen dalam asid atau logam dalam garam mereka, contohnya HNO3 (atau NaNO3) + F2 ® FNO3 + HF (atau NaF); di bawah keadaan yang lebih teruk, fluorine mengalihkan oksigen dari sebatian ini, membentuk fluorida sulphuryl, sebagai contoh, Na2SO4 + 2F2 = 2NaF + SO2F2 + O2. Karbonat logam alkali dan alkali tanah bertindak balas dengan fluorin pada suhu biasa; ini menghasilkan fluorida sepadan, CO2 dan O2.
Resit. Sumber untuk pengeluaran fluorin adalah fluorida hidrogen, yang disebabkan terutamanya oleh tindakan asid sulfurik H2SO4 pada fluorite CaF2, atau dalam pemprosesan apatites dan phosphorites. pengeluaran fluorin dijalankan oleh elektrolisis berasid kalium fluorida lebur KF · (1,8-2,0) HF, yang dihasilkan apabila tepu lebur KF · HF kepada hidrogen kandungan fluorida 40-41% HF. Bahan untuk elektrolisis biasanya keluli; Elektrod - anod karbon dan katod keluli. Elektrolisis dijalankan pada 95-100 ° C dan voltan 9-11 V; output semasa fluorin mencapai 90-95%. Fluorin yang dihasilkan mengandungi sehingga 5% HF, yang dikeluarkan oleh pembekuan diikuti oleh penyerapan oleh natrium fluorida. Fluorin disimpan dalam keadaan gas (di bawah tekanan) dan dalam bentuk cecair (di bawah penyejukan dengan nitrogen cecair) dalam radas daripada nikel dan aloi (Monel), tembaga, aluminium dan aloi, tembaga, keluli tahan karat.
Permohonan. Gas fluorin berfungsi untuk fluoridate UF4, dalam uf6, digunakan untuk pemisahan isotop uranium, serta untuk pengeluaran chlorine trifluoride klorin3 (ejen fluorinasi), sulfur heksafluorida SF6 (penebat gas dalam industri elektrik), fluorida logam (contohnya, W dan V). Fluorida cair adalah agen pengoksida untuk bahan bakar roket.
Keselamatan. Fluoro toksik, kepekatan maksimum yang dibenarkan di udara kira-kira 2 x 10 -4 mg / l dan kepekatan maksimum yang dibenarkan semasa pendedahan yang tidak lebih daripada 1 jam 1.5 × 10 -3 mg / L.
Fluorin dalam badan. Fluorin sentiasa dimasukkan dalam komposisi tisu haiwan dan tumbuhan; unsur surih. Dalam bentuk sebatian tak organik terdapat terutamanya dalam tulang haiwan dan manusia - 100-300 mg / kg; terutamanya banyak fluorida dalam gigi. Tulang haiwan laut lebih kaya dengan fluorin berbanding tulang-tulang tanah. Memasuki badan haiwan dan manusia terutamanya dengan air minuman, kandungan fluorida yang optimum di mana 1-1.5 mg / l. Dengan kekurangan fluorida, seseorang mengembangkan karies gigi, dengan peningkatan aliran - fluorosis. kepekatan yang tinggi ion fluorida adalah berbahaya kerana kemampuan mereka untuk menghalang beberapa tindak balas enzim dan mengikat kepada komponen penting dari segi biologi (P, Ca, Mg, dan lain-lain), Berbeza dengan kira-kira mereka. Derivatif fluorin organik hanya terdapat di beberapa tumbuhan (contohnya, dalam Dichapetalum cymosum Afrika Selatan). Yang utama adalah derivatif asid fluoroacetic, yang beracun kepada tumbuhan dan haiwan lain. Peranan fluorida biologi tidak difahami dengan baik. Sambungan telah ditubuhkan antara pertukaran fluorin dan pembentukan tisu tulang rangka, dan terutama gigi. Keperluan untuk fluorida untuk tumbuhan tidak terbukti.
Keracunan fluorin boleh dilakukan pada orang yang bekerja dalam industri kimia, dalam sintesis senyawa yang mengandung fluorin dan pengeluaran baja fosfat. Fluorin merengsa saluran pernafasan, menyebabkan kulit terbakar. Dalam keracunan akut, kerengsaan membran mukosa laring dan bronkus, mata, air liur, pendarahan hidung berlaku; dalam kes-kes yang teruk, edema pulmonari, kerosakan kepada sistem saraf pusat, dan lain-lain; dalam kronik - konjungtivitis, bronkitis, pneumonia, pneumosclerosis, fluorosis. Disifatkan oleh lesi kulit seperti eksim. Pertolongan cemas: bilas dengan air, dengan kulit terbakar - pengairan dengan alkohol 70%; dengan keracunan penyedutan - penyedutan oksigen. Pencegahan: pematuhan dengan peraturan keselamatan, memakai pakaian khas, pemeriksaan perubatan biasa, dimasukkan dalam diet kalsium, vitamin. Persediaan yang mengandungi fluorin digunakan dalam amalan perubatan sebagai antitumor (5-fluorourasil, ftorafur, ftorbenzotef), neuroleptics (trifluperidol atau trisedil, Ftorfenazin, triftazin et al.), Antikemurungan (fluacizine), dadah (halothane), dan lain-lain. Dana.
Lit.: Ryss IG, Kimia fluorin dan sebatian tak organiknya, M., 1956; Fluorin dan sebatiannya, trans. dari bahasa Inggeris, 1-2, M., 1953-56; Penyakit pekerjaan, edisi ke 3, M., 1973.
http://www.xumuk.ru/bse/2956.htmlSF6 - gas elektrik - sulfur hexafluoride SF6 (hexafluoro). SF6 adalah penebat utama dalam unsur-unsur sel terlindung gas.
Pada tekanan operasi dan suhu biasa, gas SF6 adalah gas tidak berwarna, tidak berbau, tidak mudah terbakar, 5 kali lebih berat daripada udara (ketumpatan 6.7 vs 1.29 untuk udara), berat molekul juga 5 kali lebih tinggi daripada udara.
SF6 tidak berumur, iaitu, ia tidak mengubah sifatnya dari masa ke masa, ia hancur semasa pelepasan elektrik, tetapi dengan cepat menggabungkan, memulihkan kekuatan dielektrik asal.
Pada suhu sehingga 1000 K, gas SF6 adalah lengai dan tahan haba, sehingga suhu kira-kira 500 K adalah tidak aktif secara kimia dan tidak agresif berkenaan dengan logam yang digunakan dalam pembinaan suis beralih gas.
Dalam medan elektrik, gas SF6 mempunyai keupayaan untuk menangkap elektron, yang membawa kepada kekuatan elektrik yang tinggi dari gas SF6. Dengan menangkap elektron, gas SF6 membentuk ion tidak aktif, yang secara perlahan mempercepatkan dalam medan elektrik.
Kapasiti operasi gas SF6 diperbaiki dalam bidang seragam, oleh itu, untuk kebolehpercayaan operasi, reka bentuk unsur-unsur individu peranti pengedaran mesti memastikan keseragaman dan keseragaman bidang elektrik yang terhebat.
Dalam bidang yang tidak seragam lapangan overvoltage medan elektrik muncul, yang menyebabkan pelepasan korona. Di bawah tindakan pelepasan ini, gas SF6 terurai, membentuk dalam fluorida alam sekitar yang lebih rendah (SF2, SF4), yang menjejaskan bahan binaan suis terlindung gas lengkap (GIS).
Untuk mengelakkan pelepasan, semua permukaan unsur-unsur individu bahagian logam dan skrin sel adalah bersih dan licin dan tidak boleh mempunyai tepi kasar dan burr. Kewajipan memenuhi keperluan ini ditentukan oleh fakta bahawa kotoran, debu, dan zarah logam juga menghasilkan kekuatan medan elektrik tempatan, dan kekuatan dielektrik penebat penebat gas semakin merosot.
Kekuatan dielektrik tinggi gas membolehkan mengurangkan jarak penebat dengan tekanan gas kerja kecil, akibatnya berat dan dimensi peralatan elektrik dikurangkan. Ini, seterusnya, dapat mengurangkan dimensi sel KRUE, yang sangat penting, misalnya, untuk keadaan utara, di mana setiap meter padu ruang sangat mahal.
Kekuatan dielektrik yang tinggi dari gas SF6 menyediakan tahap penebat yang tinggi dengan dimensi dan jarak yang minimum, dan kapasiti pelindapkejutan yang baik dan kapasiti penyejukan gas meningkatkan kapasiti memecah peranti beralih dan mengurangkan pemanasan bahagian-bahagian yang membawa.
Penggunaan SF6 membolehkan semua perkara lain menjadi sama, untuk meningkatkan beban semasa sebanyak 25% dan suhu tembaga yang dibenarkan sehingga 90 ° C (75 ° C di udara) disebabkan oleh ketahanan kimia, ketidakupayaan, keselamatan kebakaran dan kapasiti penyejukan yang lebih tinggi daripada gas SF6.
Kelemahan gas SF6 adalah peralihan kepada keadaan cair pada suhu yang agak tinggi, yang menentukan keperluan tambahan untuk rejim suhu peralatan gas SF6 yang beroperasi. Angka ini menunjukkan pergantungan keadaan gas pada suhu.
SF6 menyatakan berbanding rajah suhu
Untuk operasi peralatan bertebat gas dengan suhu negatif tolak 40 gr. C adalah perlu bahawa tekanan gas SF6 dalam radas tidak melebihi 0,4 MPa pada kepadatan tidak lebih dari 0,03 g / cm3.
Sekiranya tekanan meningkat, gas SF6 akan mencairkan pada suhu yang lebih tinggi. oleh itu, untuk meningkatkan kebolehpercayaan peralatan elektrik pada suhu kira-kira tolak 40 ° C, ia harus dipanaskan (contohnya, tangki pemutus litar SF6 hendaklah dipanaskan hingga ditambah 12 ° C untuk mengelakkan gas daripada menjadi cecair).
Keupayaan pemadam arka gas, ceteris paribus, adalah beberapa kali lebih besar daripada udara. Ini disebabkan oleh komposisi plasma dan kebergantungan suhu keupayaan haba, haba dan konduktiviti elektrik.
Dalam keadaan plasma, molekul SF6 hancur. Pada suhu kira-kira 2000 K, kapasiti haba gas SF6 meningkat secara dramatik disebabkan oleh pemisahan molekul. Oleh itu, kekonduksian terma plasma dalam julat suhu 2000-3000 K lebih tinggi (dengan dua pesanan magnitud) daripada udara. Pada suhu kira-kira 4000 K, pemisahan molekul berkurangan.
Pada masa yang sama, sulfur atom dengan potensi pengionan yang rendah yang terbentuk di arka SF6 menyumbang kepada kepekatan elektron sedemikian yang mencukupi untuk mengekalkan arka itu walaupun pada suhu kira-kira 3000 K. Dengan peningkatan suhu selanjutnya, kekonduksian terma plasma menurun, mencapai kekonduksian haba udara, dan kemudian meningkat lagi. Proses sedemikian mengurangkan voltan dan rintangan arka pembakaran dalam gas SF6 sebanyak 20-30% berbanding dengan arka udara sehingga suhu kira-kira 12,000-8,000 K. Dengan penurunan suhu plasma (sehingga 7,000 K dan lebih rendah), kepekatan elektron di dalamnya berkurang Akibatnya, kekonduksian elektrik plasma menurun.
Pada suhu 6000 K, tahap pengionan sulfur atom sangat berkurang, dan mekanisme penangkapan elektron oleh fluorin bebas, fluorida rendah dan molekul SF6 ditingkatkan.
Pada suhu perintah 4000 K, pemisahan molekul berakhir dan penggabungan semula molekul bermula, kepadatan elektron berkurangan lebih banyak, kerana sulfur atom secara kimia menggabungkan dengan fluorin. Dalam julat suhu ini, kekonduksian terma plasma masih penting, arka itu disejukkan, dan ini juga difasilitasi oleh penghapusan elektron bebas daripada plasma kerana pengambil alihan oleh molekul SF6 dan fluorine atom. Kekuatan dielektrik jurang semakin meningkat dan akhirnya pulih.
Keanehan kepupusan arka dalam gas penebat adalah pada saat dekat dengan sifar, rod arka tipis masih dikekalkan dan ditamatkan pada saat terakhir lintasan sifar semasa. Di samping itu, selepas laluan semasa melalui sifar, lajur arka yang tersisa dalam gas didinginkan secara intensif, termasuk peningkatan kapasiti haba plasma pada suhu kira-kira 2000 K, dan kekuatan elektrik meningkat dengan pesat.
Peningkatan kekuatan elektrik gas (1) dan udara (2)
Kestabilan arka yang terbakar dalam gas kepada nilai minimum arus pada suhu yang agak rendah mengakibatkan ketiadaan kepingan arus dan voltan besar apabila memadamkan arka.
Di udara, kekuatan elektrik jurang pada masa arka semasa mengalir melalui sifar adalah lebih besar, tetapi kerana arka masa pemalar udara yang besar, kadar peningkatan kekuatan dielektrik selepas lulus arus melalui sifar kurang.
http://electricalschool.info/main/visokovoltny/359-jelegaz-i-ego-svojjstva.html