Sērs atrodas Ķīmisko elementu periodiskās tabulas VI grupā. Mendelejevs.
Sēra atoma ārējā enerģijas līmenī ir 6 elektroni ar 3s 2 3p 4 elektronu konfigurāciju. Savienojumos ar metāliem un ūdeņradi sēra oksīds ir negatīvs -2, savienojumos ar skābekli un citiem aktīvajiem metāliem - pozitīvs +2, +4, +6. Sērs ir tipisks nemetālisks, atkarībā no transformācijas veida, tas var būt oksidētājs un reducētājs.
Sērs ir atrodams brīvā (dzimtā) stāvoklī un saistītā formā.
Svarīgākie dabīgie sēra savienojumi:
Fes2 - dzelzs pirīts vai pirīts, t
ZnS - cinka blende vai sphalerīts (wurtzīts),
PbS - svina spīdums vai galēna,
Turklāt sērs atrodas naftas, dabīgo ogļu, dabasgāzu, dabisko ūdeņu (sulfāta jonu formā un izraisa "nemainīgu" saldūdens cietību). Būtisks elements augstākiem organismiem, kas ir daudzu proteīnu neatņemama sastāvdaļa, ir koncentrēts matos.
Allotropija ir viena un tā paša elementa spēja pastāvēt dažādās molekulās (molekulās ir dažādi to pašu elementu atomi, piemēram, O2 un oh3, S2 un s8, R2 un P4 un tā tālāk)
Sēru raksturo spēja veidot stabilas atomu ķēdes un ciklus. Visstabilākie s8, veidojot rombisku un monoklinisku sēru. Šis kristāliskais sērs ir dzeltenas krāsas trausla viela.
Plastmasas sēram ir atvērta ķēde, brūna viela, kas iegūta, strauji atdzesējot sēra kausējumu (plastmasas sērs kļūst nestabils pēc dažām stundām, kļūst dzeltena un pakāpeniski kļūst par rombisku).
1) rombisks - S8
t ° pl. = 113 ° C; r = 2,07 g / cm3
Visstabilākā modifikācija.
2) monokliniskas - tumši dzeltenas adatas
t ° pl. = 119 ° C; r = 1,96 g / cm3
Stabils temperatūrā virs 96 ° C; normālos apstākļos pārvēršas rombiski.
3) plastmasas - brūna gumijas (amorfā) masa
Nestabils cietēšanas laikā kļūst par rombisku
Sēra oksidējošās īpašības
(S 0 + 2ē → S -2)
1) Sēra reaģē ar sārmu metāliem bez apkures:
ar citiem metāliem (izņemot Au, Pt) - pie paaugstināta t °:
2) Ar dažiem nemetāliem sēra veido bināro savienojumu:
Sēra samazināšanas īpašības izpaužas reakcijās ar spēcīgiem oksidētājiem:
(S - 2ē → S +2; S - 4ē → S +4; S - 6ē → S +6)
S + O2 - t ° → S + 4 O2
S + Cl2 → S + 2 Cl2
Ar sarežģītām vielām:
5) ar oksidējošām skābēm: t
Neproporcionālās reakcijas:
7) sērs tiek izšķīdināts koncentrētā nātrija sulfīta šķīdumā: t
http://himege.ru/sera-ximicheskie-svojstva/Istabas temperatūrā sērs reaģē tikai ar dzīvsudrabu. Pieaugot temperatūrai, tā aktivitāte ievērojami palielinās. Sildot sēru, tieši reaģē ar daudzām vienkāršām vielām, izņemot inertas gāzes, slāpekli, selēnu, tellūru, zeltu, platīnu, irīdiju un jodu. Slāpekļa un zelta sulfīdus iegūst netieši.
Sieram piemīt oksidējošas īpašības, tāpēc mijiedarbības rezultātā rodas sulfīdi:
Mijiedarbība ar skābekli
Sērs sadedzina skābekli pie 280 ° C, gaisā 360 ° C temperatūrā, un veidojas oksīdu maisījums:
Mijiedarbība ar fosforu un oglekli
Sildot bez gaisa, sērs reaģē ar fosforu, oglekli, uzrādot oksidatīvas īpašības:
Fluoru mijiedarbība
Stipru oksidētāju klātbūtnē piemīt pazeminošas īpašības:
Mijiedarbība ar sarežģītām vielām
Saskaroties ar sarežģītām vielām, sērs darbojas kā reducētājs:
Sērs spēj disproporcionālas reakcijas, mijiedarbojoties ar sārmu sulfīdiem un veidojot sulfītus:
http://ido.tsu.ru/schools/chem/data/res/neorg/uchpos/text/g3_5_5.htmlSēra reducēšanas īpašības izpaužas sēra un citu nemetālu reakcijās, tomēr istabas temperatūrā sērs reaģē tikai ar fluoru:
S + 3F2 ----> SF6
reduktors | S (0) -6e -------> S (+6) | oksidācija
oksidētājs ------- | F2 (0) + 2e ---> 2F (-1) | 3 | samazinājums
Sildot sēru, bieži mijiedarbojas ar daudziem metāliem. Dažreiz aizdegšanās laikā aizdegsies metāla un sēra maisījums. Šī mijiedarbība rada sulfīdus:
Mg + S ---> MgS
reducējošais līdzeklis | Mg (0) -2e ---> Mg (+2) | oksidēšanās
oksidētājs ------- | S (0) + 2e -----> S (-2) |
Sēra savienojumi:
Precīzs laiks, kad cilvēki atklāj sēru, nav zināms - šī viela cilvēkiem ir pazīstama kopš aizvēsturiskiem laikiem. Dabīgais sērs ir gaiši dzeltena pulverveida viela, sēra masas daļa zemes garozā ir 0,03%.
Raksturīgi, ka sērs tiek atrasts gan kaļķu veidā, gan dažādu savienojumu veidā: sulfīdi (FeS)2; Fekālijas2) un sulfāti (BaSO4), kas iekļauti dažādu minerālu (pirīta, vara pirīta, ģipša, barīta) sastāvā. Arī dabīgā ogļūdeņražu sastāvā ir sērs savienojumu veidā: nafta, gāze, ogles.
Sērs ir biogēns elements - cilvēka organismā sēra masas daļa ir 0,16%, sērs ir proteīnu, aminoskābju, hormonu daļa.
Sēra atoms satur 16 elektronus, bet sēra, tāpat kā skābekļa atoms, ārējā enerģijas līmenī ir 6 valences elektroni (sk. Atomu elektronisko struktūru).
Atšķirībā no skābekļa, sēra atoms var veidot ne tikai 2 (H2S) kovalentās saites, bet arī 4 (H2SO3) vai 6 (H2SO4) (sk. kovalento saiti). Šī īpašība izskaidrojama ar brīva d-apakšlīmeņa klātbūtni sēra atomā, kurai 1 vai 2 elektroni var iziet no s- vai p-apakšlīmeņa (skat. 16. (VIa) grupas Atomus).
S molekula2 ir līdzīga struktūra O2.
Atšķirībā no skābekļa, sērs var veidot zigzazoobraznyes ķēdes, bet visstabilākās ir cikliskās sēra molekulas, kuru forma ir vainaga, kas sastāv no 8 atomiem (S8) - α-sērs. Kroni ar mazāk atomiem ir mazāk stabili. Turklāt sēra molekulas var veidot atvērtas ķēdes (S∞).
Rombiskā modifikācijā S8 - 8 sēra atomi ir savienoti ar vienu kovalentu saiti - tie ir dzeltenas krāsas cieti kristāli, nešķīst ūdenī, bet šķīst organiskos šķīdinātājos, piemēram, oglekļa disulfīdā.
Sēra saturs augstās temperatūrās var pastāvēt gāzveida stāvoklī:
Sērs ir tipisks aktīvs, kas nav metāls.
Sērs praktiski nešķīst ūdenī (tas nav pat samitrināts ar ūdeni), un sērs labi izšķīst organiskajos šķīdinātājos.
Saskaroties ar citām vielām, sērs var darboties gan kā oksidētājs, gan kā reducējošs līdzeklis, atkarībā no to vielu redox īpašībām, ar kurām sērs reaģē:
Reakcijas, kurās sērs ir oksidētājs:
Reakcijas, kurās sērs ir reducējošs līdzeklis:
Sēra un komplekso vielu mijiedarbība:
Att. Plastmasas sērs.
Veidi, kā iegūt sēru:
Sēra pielietojums:
Ja jums patīk vietne, mēs būsim pateicīgi par tās popularizēšanu :) Pastāstiet saviem draugiem par mums forumā, blogā, sabiedrībā. Šī ir mūsu poga:
http://prosto-o-slognom.ru/chimia/503_sera_S.htmlSēra apdegumi gaisā, veidojot sērskābes anhidrīdu - bezkrāsainu gāzi ar spēcīgu smaržu:
Izmantojot spektrālo analīzi, tika konstatēts, ka sēra oksidēšanās process uz dioksīdu faktiski ir ķēdes reakcija un rodas, veidojot vairākus starpproduktus: sēra monoksīdu S.2O2, molekulārā sēra s2, brīvie sēra atomi S un sēra monoksīda brīvie radikāļi SO [6].
Sēra reducēšanas īpašības izpaužas sēra un citu nemetālu reakcijās, tomēr istabas temperatūrā sērs reaģē tikai ar fluoru:
Sēra kausējums reaģē ar hloru, veidojot divus apakšējos hlorīdus [7]:
Sildot sēru, arī reaģē ar fosforu, veidojot fosfora sulfīdu maisījumu, tostarp augstāku sulfīda P daudzumu.2S5:
Turklāt, sildot, sērs reaģē ar ūdeņradi, oglekli, silīciju:
Sildot sēru, bieži mijiedarbojas ar daudziem metāliem. Dažreiz aizdegšanās laikā aizdegsies metāla un sēra maisījums. Šīs mijiedarbības laikā veidojas sulfīdi:
Sārmu metālu sulfīdu šķīdumi reaģē ar sēru, veidojot polisulfīdus:
No kompleksajām vielām vispirms ir jāatzīmē sēra reakcija ar kausētu sārmu, kurā sērs nesamērīgi līdzinās hloram:
Iegūto sakausējumu sauc par sērskābi.
Ar koncentrētiem skābju oksidētājiem (HNO)3, H2SO4) sērs reaģē tikai ar ilgstošu sildīšanu:
Bioloģiskā loma
Sērs ir viens no biogēniem elementiem. Sērs ir dažu aminoskābju (cisteīna, metionīna), vitamīnu (biotīna, tiamīna), fermentu sastāvdaļa. Sērs ir iesaistīts proteīna terciārās struktūras veidošanā (disulfīdu tiltu veidošanās). Sērs ir iesaistīts arī baktēriju fotosintēzes procesā (sērs ir daļa no bakterioklorofila, un ūdeņraža sulfīds ir ūdeņraža avots). Sēra oksidācijas-redukcijas reakcijas - enerģijas avots ķīmiskā sintēze [9].
Persona satur apmēram 2 gramus sēra uz kilogramu svara.
Ūdeņraža sulfīds (sērūdeņradis, sērūdeņradis, dihidrosulfīds) - bezkrāsaina gāze ar sapuvušām olām un saldu garšu. Ķīmiskā formula - H2S. Vāji šķīst ūdenī, labi - etanolā. Indīgs. Lielās koncentrācijās daudzus metālus korozē. Aizdegšanās koncentrācijas robežas ar gaisu ir 4,5–45% sērūdeņraža.
Raksturīgi, ka tas ir ļoti reti sastopams naftas un gāzes maisījumu veidā. Iekļauti vulkāniskajā gāzē. To veido proteīnu sabrukums. Ūdeņraža sulfīdu izmanto medicīniskiem nolūkiem, piemēram, sērūdeņraža vannās [1].
Pievienošanas datums: 2016-06-22; Skatīts: 935; PASŪTĪT RAKSTĪŠANAS DARBS
http://poznayka.org/s22916t1.htmlIetaupiet laiku un neredziet reklāmas ar Knowledge Plus
Ietaupiet laiku un neredziet reklāmas ar Knowledge Plus
Sveiki! Tagad izlemiet
K⁰-1e⁻ = K⁺ (samazinot) 2: 1 = 2
S2 + 2e⁻ = S2 (oksidētājs) 2: 2 = 1
c) CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
CuO + 2H2 + SO4²⁻ = Cu2 + SO4² + + H2O
CuO + 2H⁺ = Cu2⁺ + H2O
g) 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
2Na + 2OH2 + 2H2 + SO4²⁻ = 2Na⁺ + SO4²⁻ + 2H2O
http://znanija.com/task/1005581Fluors un krāsvielas e, sēra un fluora savienojumi: SF6 SF4, S2F10, SF2, S2F2. Praktiski svarīgi ir pirmie 3 savienojumi.
Sēra heksafluorīds SF heksafluorīds6, bezkrāsaina gāze bez smaržas; gaisa blīvums 5,107 (20 ° С) tpl - 50,5 ° C tkip - 63,8 ° C Tas ūdenī nedaudz šķīst spirtā. Sildot ar skābekli vai ūdeņradi nemainās, bet sadalās ar ūdeņraža sulfīdu HF un S. Tas veidojas, kad S sadedzina F.2. Paredzēts kā gāzveida izolators augstsprieguma iekārtām (tā sauktā gāzes izolācija).
Sēra Pentafluorīds S2F10 bezkrāsains šķidruma blīvums 208 g / s 3 (0 ° С), tpl - 92 ° C, tkip 29 ° C. Ķīmiskās īpašības līdzīgas SF6, bet tas ir mazāk inerts un ļoti indīgs. C CCl2 dod SF fluorhlorīdu5CI. Veido elementu mijiedarbība kā piemaisījums SF6.
Sēra tetrafluorīda sēra tetrafluorīds SF4, bezkrāsaina, stipri indīga gāze ar spēcīgu smaržu, tpl - 124 ° С, tkip - 40 ° С. Iegūts ar SCI mijiedarbību2 ar NaF vai CoF3 Reaģē ar aldehīdiem, ketoniem un citiem karbonil savienojumiem, lai veidotu atbilstošus organiskos savienojumus.
http://wiki.laser.ru/be/bse/001/008/101/700.htmElektroniskā konfigurācija 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Simbols ir s. Relatīvā atomu masa - 32 amu Viršanas punkts - 444,67 ° C, kušanas punkts - 112,85 ° C. Nemetall.
Sēra mijiedarbojas ar vienkāršām vielām - nemetāliem, parādot reducētāja īpašības. Sērs tieši mijiedarbojas tikai ar fluoru. Mijiedarbības ar citiem metāliem reakcijas rodas, sakarsējot:
Reaģējot uz mijiedarbību ar vienkāršām vielām - metāliem, sērai piemīt oksidētāja īpašības. Šīs reakcijas rodas, sakarsējot un ļoti ātri:
Sēra reaģē ar sarežģītām vielām. Tas spēj izšķīdināt koncentrētās skābēs un sārmā kūst, un pēdējā gadījumā sērs ir nesamērīgs. Šīs reakcijas rodas reakcijas maisījuma viršanas laikā:
Sēra un metālu sulfīdu mijiedarbība izraisa polisulfīdu veidošanos:
Sērs ir dzeltena kristāliska viela. Tas pastāv divu alotropisku modifikāciju veidā - α-sēra (ortorombiskā kristāla režģis) un β-sēra (monokliniskā kristāla režģis), kā arī amorfā formā - plastmasas sēra (1. attēls). Kristāliskā stāvoklī sērs tiek veidots no ne-planārām cikliskām molekulām S8. Sērs slikti šķīst etanolā, labi oglekļa disulfīdā un šķidrā amonjakā. Nereaģē ar šķidru ūdeni un jodu.
Att. 1. Sēra veidi.
Komerciāli ražots sērs tiek iegūts no dabīgā sēra nogulsnēm. Sērs ir izejviela sērskābes ražošanai. E1 izmanto papīra rūpniecībā, lauksaimniecībā, gumijas, krāsvielu, šaujampulvera uc ražošanā. Sēru plaši izmanto medicīnā, piemēram, sērs ir daļa no dažādām ziedēm un pulveriem, ko izmanto ādas slimībām utt.
n (FeS) = m (FeS) / M (FeS);
n (FeS) = 22/88 = 0,25 mol.
Tāpēc, ka dzelzs (II) sulfīda molekula satur vienu sēra atomu, atomu sēra satura daudzums būs arī 0,25 mol.
Aprēķiniet slāpekļa oksīda daudzumu (II):
n (NO) = 67,2 / 22,4 = 3 mol.
Saskaņā ar vienādojumu n (NO): n (S) = 2: 1, tāpēc n (S) = 1/2 × n (NO) = 1,5 mol. Sēra molārā masa, ko aprēķina, izmantojot ķīmisko elementu tabulu D.I. Mendelejeva - 32 g / mol. Tad sēra saturs, kas ievadīts reakcijā, būs vienāds ar:
m (S) = n (S) × M (S) = 1,5 × 32 = 48 g
Saskaņā ar vienādojumu n (NO): n (HNO3) = 2: 2, tāpēc n (HNO)3) = n (NO) = 3 mol. Slāpekļskābes molārā masa, aprēķināta, izmantojot ķīmisko elementu tabulu D.I. Mendelejeva - 63 g / mol. Tad slāpekļskābes masa, kas ievadīta reakcijā, būs vienāda ar:
Slāpekļskābes šķīduma masa:
Tad reakcijā nonākušā slāpekļskābes šķīduma tilpums:
V (HNO3) = m (HNO3)risinājumu / ρ = 315 / 1,27 = 229,9 ml.
http://ru.solverbook.com/spravochnik/svojstva-po-ximii/fizicheskie-i-ximicheskie-svojstva-sery/Fluors (lat. Fluorum), F, periodiskās tabulas VII grupas ķīmiskais elements, attiecas uz halogēniem, atomu skaitam 9, atomu svaram 18.998403; normālos apstākļos (0 ° С; 0,1 Mn / m 2 , vai 1 kgf / cm 2) - gaiši dzeltena gāze ar asu smaku.
Dabiskais fluors sastāv no viena stabila 19 F. izotopa. Pieci radioaktīvi izotopi ir mākslīgi ražoti: 16 F ar pusperiodu T1/ 2 17 F (T1/2 = 70 sekundes), 18 F (T1/2 = 111 min), 20 F (T1/2 = 11,4 sekundes), 21 F (T1/ 2 = 5 sekundes).
Vēsturiskais fons. Pirmais fluora savienojums ir fluorīts (fluorspar) CaF2 - aprakstīts 15. gadsimta beigās. ar nosaukumu "Fluor" (no latīņu. fluo - strāvas, ar CaFa īpašumu)2 veikt šķidru viskozu izdedžu metalurģisko ražošanu). 1771. gadā K. Scheele saņēma fluorūdeņražskābi. Brīvo fluoru 1886. gadā A. Moissan izolēja ar šķidro bezūdens ūdeņraža fluorīdu, kas satur skābes kālija fluorīda KHF maisījumu.3.
Fluoru ķīmija sāka attīstīties no 1930. gadiem, īpaši strauji - Otrā pasaules kara laikā (1939–1945) un ārpus tās, pateicoties kodolrūpniecības un raķešu tehnoloģijas vajadzībām. 1820. gadā A. Ampere ierosināto nosaukumu "fluors" (no grieķu phth ros - iznīcināšanas, nāves) izmanto tikai krievu valodā. valoda; daudzās valstīs tiek izmantots nosaukums flu.
Izplatīšana dabā. Vidējais fluora saturs zemes garozā (clarke) ir 6,25 · 10-2% no svara; skābajos ielu akmeņos (granītos) tas ir 8 · 10 -2%, lielākoties - 3,7 · 10 -2%, ultrabassos - 1 · 10 -2%. Fluors atrodas vulkāniskajās gāzēs un termiskajos ūdeņos. Svarīgākie fluora savienojumi ir fluorīts, kriolīts un topāzs (skatīt dabiskos fluorīdus). Kopumā ir zināmi 86 fluoru saturoši minerāli. Fluoru savienojumi ir atrodami arī apatītos, fosforītos uc Fluors ir svarīgs biogēnais elements. Zemes vēsturē fluora avots biosfērā bija vulkāna izvirdumu (gāzu uc) produkti.
Fizikālās un ķīmiskās īpašības. Fluorgāzes blīvums ir 1,693 g / l (0 ° C un 0,1 Mn / m 2 vai 1 kgf / cm 2), šķidrums - 1,5127 g / cm 3 (viršanas temperatūrā); tpl - 219,61 ° C; tkip - 188,13 ° C Fluora molekula sastāv no diviem atomiem (F2); 1000 ° C temperatūrā 50% no molekulām atdalās, disociācijas enerģija ir aptuveni 155 ± 4 kJ / mol (37 ± 1 kcal / mol). Fluors slikti šķīst šķidrā ūdeņraža fluorīdā; šķīdība 2,5 × -3 g 100 g HF pie –70 ° C un 0,4 · 10 ° C-3 pie –20 ° C; šķidrā veidā tas ir neierobežots šķīstošā skābekļa un ozona šķīdumā. Fluora atoma ārējo elektronu konfigurācija 2s 2 2p 2. Savienojumos tā oksidācijas pakāpe ir - 1. Kovalentā atoma rādiuss ir 0,72 Å, jonu rādiuss ir 1,33 Å. Elektronu afinitāte 3,62 eV, jonizācijas enerģija (F ® F +) 17,418 eV. Augsta elektronu afinitāte un jonizācijas enerģija izskaidro fluora atoma spēcīgo elektronegativitāti, kas ir visaugstākā no visiem pārējiem elementiem. Flora augstā reaktivitāte nosaka fluorēšanas eksotermiskumu, kas savukārt ir atkarīgs no fluora molekulas disociācijas enerģijas anomāli mazās vērtības un fluora atoma saistīto enerģiju lielām vērtībām ar citiem atomiem. Tiešai fluorizācijai ir ķēdes mehānisms, un tas var viegli nonākt sadegšanas un eksplozijas procesā. Fluors reaģē ar visiem elementiem, izņemot hēliju, neonu un argonu. Tas mijiedarbojas ar skābekli spīdošā izlādē, veidojot skābekļa fluorīdus O zemā temperatūrā.2F2, O3F2 Fluoru reakcijas ar citiem halogēniem ir eksotermiskas, izraisot interhalogēnus savienojumus. Hlora reaģē ar fluoru, uzkarsējot līdz 200–250 ° C, ražojot hlora monofluorīdu CIF un hlora trifluorīdu ClF.3. Zināms arī CIF5, Fluorizēts ClF3 augstā temperatūrā un spiedienā 25 MN / m 2 (250 kgf / cm 2). Bromu un jodu aizdedzina fluoru atmosfērā apkārtējā temperatūrā, un var iegūt BrF.3, Brf5, IF5, IF7. Fluors tieši reaģē ar kriptonu, ksenonu un radonu, veidojot atbilstošus fluorīdus (piemēram, XeF4, XeF6, KrF2). Ir zināms arī ksenona oksfluorīdi.
Fluoru un sēra mijiedarbību papildina siltuma izdalīšanās un rada daudzu sēra fluorīdu veidošanos. Selēns un tellūra veido visaugstāko fluorīdu SeF6 Tef6. Fluors reaģē ar ūdeņradi ar aizdegšanos; tas veido ūdeņraža fluorīdu. Tā ir radikāli sazarota reakcija: HF * + H2 = HF + H2*; H2* + F2 = HF + H + F (kur HF * un H2* - molekulas vibrācijas ierosinātā stāvoklī); reakcija tiek izmantota ķīmiskos lāzeros. Fluors reaģē ar slāpekli tikai elektriskā izlādē (skat. Slāpekļa fluorīdus). Saskaroties ar fluoru, ogles aizdegas parastā temperatūrā; grafīts reaģē ar to spēcīgi karsējot, veidojot cieto fluora grafītu (CF).x vai gāzveida perfluorogļūdeņraži CF4, C2F6 Ar citiem, izmantojot bora, silīcija, fosfora, arsēna, aukstuma ietekmē fluoru, veidojot atbilstošus fluorīdus. Fluors enerģiski apvienojas ar lielāko daļu metālu; sārmaini un sārmzemju metāli aizdegas fluora atmosfērā aukstumā, Bi, Sn, Ti, Mo, W - ar nelielu sildīšanu, Hg, Pb, U, V reaģē ar fluoru istabas temperatūrā, Pt - tumši sarkanā karstuma temperatūrā. Ja metāli mijiedarbojas ar fluoru, parasti veidojas augstāki fluorīdi, piemēram, UF6, FM6, Hgf2. Daži metāli (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) reaģē ar fluoru, veidojot fluorīda aizsargplēvi, kas novērš turpmāku reakciju.
Kad fluors aukstumā mijiedarbojas ar metāla oksīdiem, veidojas metāla fluorīdi un skābeklis; ir iespējams arī veidot metāla oksfluorīdus (piemēram, MoO)2F2). Nemetālu oksīdi vai fluors, piemēram, SO2 + F2 = SO2F2, vai skābekli tajās aizvieto ar fluoru, piemēram, SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2. Stikls ļoti lēni reaģē ar fluoru; ūdens klātbūtnē reakcija ir ātra. Ūdens reaģē ar fluoru: 2H2O + 2F2 = 4HF + O2; tas ir arī OF2 un ūdeņraža peroksīds H2O2. NO un NO slāpekļa oksīdi2 fluors ir viegli pievienojams, veidojot nitrozilfluorīda FNO un nitrilfluorīda FNO2. Oglekļa monoksīds pievieno fluoru, karsējot, veidojot karbonilfluorīdu: CO + F2 = COF2.
Metāla hidroksīdi reaģē ar fluoru, veidojot metāla fluorīdu un skābekli, piemēram, 2Ba (OH)2 + 2F2 = 2BaF2 + 2H2O + o2. NaOH un KOH ūdens šķīdumi reaģē ar fluoru 0 ° C temperatūrā līdz OF formai2.
Metālu vai nemetālu halogenīdi aukstumā mijiedarbojas ar fluoru, fluors aizvieto visus halogēnus, sulfīdi, nitrīdi un karbīdi viegli fluorē. Metāla hidrīdi veidojas ar fluora aukstā metāla fluorīdu un HF; amonjaka (pāros) - N2 un HF. Fluo aizvieto ūdeņradi skābēs vai metālos to sāļos, piemēram, HNO3 (vai NaNO3) + F2 ® FNO3 + HF (vai NaF); smagākos apstākļos fluors aizvieto skābekli no šiem savienojumiem, veidojot sulfurilfluorīdu, piemēram, Na2SO4 + 2F2 = 2NaF + SO2F2 + O2. Sārmu un sārmzemju metālu karbonāti reaģē ar fluoru parastā temperatūrā; tas rada atbilstošu fluorīdu, CO2 un O2.
Saņemšana. Flora ražošanas avots ir ūdeņraža fluorīds, kas rodas galvenokārt sērskābes H iedarbības rezultātā2SO4 uz fluoru CaF2, vai apatītu un fosforītu apstrādē. Fluoru ražo, izmantojot elektrolīzi no KF · (1.8–2.0) HF skābes kālija fluorīda, kas veidojas, kad kausēšanas KF · HF ir piesātināts ar ūdeņraža fluorīdu līdz 40-41% HF. Elektrolizatora materiāls parasti ir tērauds; Elektrodi - oglekļa anods un tērauda katods. Elektrolīze tiek veikta 95–100 ° C temperatūrā un 9–11 V spriegumā; fluora strāva sasniedz 90-95%. Iegūtais fluors satur līdz 5% HF, kas tiek atdalīts sasaldējot, pēc tam absorbējas ar nātrija fluorīdu. Fluors tiek uzglabāts gāzveida stāvoklī (zem spiediena) un šķidrā veidā (atdzesējot ar šķidro slāpekli) aparātā, kas izgatavots no niķeļa un tā sakausējumiem (monelmetāls), varš, alumīnijs un tā sakausējumi, misiņš, nerūsējošais tērauds.
Pieteikums. Fluorgāze kalpo UF fluoridēšanai4, uf6, izmanto urāna izotopu atdalīšanai, kā arī hlorfluorīda hlora ražošanai3 (fluora viela), sēra heksafluorīds SF6 (gāzveida izolators elektrotehnikā), metālu fluorīdi (piemēram, W un V). Šķidrais fluorīds ir oksidētājs raķešu degvielai.
Drošības norādījumi Fluoroksīds ir toksisks, tā maksimālā pieļaujamā koncentrācija gaisā ir aptuveni 2,10 -4 mg / l, un maksimālā pieļaujamā koncentrācija ne ilgāk par 1 stundu ir 1,5 · 10 -3 mg / l.
Fluors organismā. Fluoru nepārtraukti iekļauj dzīvnieku un augu audos; mikroelementu. Neorganisko savienojumu veidā, kas galvenokārt sastopami dzīvnieku un cilvēku kaulos - 100-300 mg / kg; jo īpaši daudz fluorīda zobos. Jūras dzīvnieku kauli ir fluorī bagātāki nekā zemes kauliem. Ievieto dzīvnieku un cilvēku ķermeni galvenokārt ar dzeramo ūdeni, optimālais fluorīda saturs, kas ir 1-1,5 mg / l. Ar fluorīda trūkumu cilvēks izstrādā zobu kariesu, palielinot plūsmu - fluorozi. Augstas fluorīda jonu koncentrācijas ir bīstamas, jo tās spēj inhibēt vairākas fermentatīvas reakcijas, kā arī saistīt bioloģiski svarīgus elementus (P, Ca, Mg uc), kas izjauc to līdzsvaru organismā. Organiskie fluora atvasinājumi ir atrodami tikai dažos augos (piemēram, Dienvidāfrikas Dichapetalum cimosum). Galvenie no tiem ir fluoresetiķskābes atvasinājumi, kas ir toksiski citiem augiem un dzīvniekiem. Fluorīda bioloģiskā nozīme nav labi saprotama. Ir izveidots savienojums starp fluoru apmaiņu un skeleta kaulu audu veidošanos, un jo īpaši zobiem. Nav pierādīta vajadzība pēc fluorīda augiem.
Fluoru saindēšanās ir iespējama ķīmiskajā rūpniecībā, fluoru saturošu savienojumu sintēzes un fosfātu mēslošanas līdzekļu ražošanā. Fluors kairina elpceļus, izraisa ādas apdegumus. Akūtas saindēšanās gadījumā, rodas kairinājumu un balsu, acu, siekalošanās, deguna asiņošanas gļotādu kairinājums; smagos gadījumos plaušu tūska, centrālās nervu sistēmas bojājumi utt.; hroniski - konjunktivīts, bronhīts, pneimonija, pneimokleroze, fluoroze. Raksturo ādas bojājumi, piemēram, ekzēma. Pirmā palīdzība: skalošana ar ūdeni, ādas apdegumi - apūdeņošana ar 70% alkoholu; ar inhalācijas saindēšanos - skābekļa ieelpošana. Profilakse: drošības noteikumu ievērošana, īpašas drēbes, regulāras medicīniskās pārbaudes, iekļaušana kalcija uzturā, vitamīni. Preparāti, kas satur fluoru, tiek lietots medicīniskajā praksē kā pretaudzēju (5-fluoruracilu, ftorafūrs, ftorbenzotef), neiroleptiskiem līdzekļiem (trifluperidol vai trisedil, Ftorfenazin, triftazin et al.), Antidepresants (fluacizine), narkotiku (halotāns), un citi. Fondi.
Apgaismots: Ryss IG, fluora ķīmija un tās neorganiskie savienojumi, M., 1956; Fluors un tā savienojumi, trans. no angļu valodas, t. 1-2, M., 1953-56; Arodslimības, 3. izdevums, M., 1973.
http://www.xumuk.ru/bse/2956.htmlSF6 - elektriskā gāze - ir sēra heksafluorīds SF6 (heksafluorols). SF6 ir galvenais izolators gāzes izolēto elementu elementos.
Darbības spiedienā un parastajā temperatūrā SF6 gāze ir bezkrāsaina gāze, bez smaržas, neuzliesmojoša, 5 reizes smagāka par gaisu (blīvums 6,7 pret gaisu 1,29), molekulmasa ir arī 5 reizes lielāka nekā gaisa.
SF6 nav vecums, tas ir, tas nemaina tās īpašības laika gaitā, tas sadalās elektriskās izlādes laikā, bet ātri apvienojas, atjaunojot sākotnējo dielektrisko izturību.
Temperatūrā līdz 1000 K, SF6 gāze ir inerta un karstumizturīga, līdz temperatūrai, kas ir aptuveni 500 K, ķīmiski neaktīvs un nav agresīvs attiecībā pret metāliem, ko izmanto gāzizolēto komutatoru ražošanā.
Elektriskā laukā SF6 gāzei piemīt spēja uztvert elektronus, kas rada augstu SF6 gāzes elektrisko stiprību. Sagūstot elektronus, SF6 gāze veido mazkustīgus jonus, kas lēnām paātrinās elektriskajā laukā.
SF6 gāzes darbības jauda tiek uzlabota vienotā laukā, tāpēc, lai nodrošinātu ekspluatācijas uzticamību, atsevišķu sadales ierīču elementu konstrukcijai jānodrošina vislielākā elektriskā lauka viendabīgums un viendabīgums.
Nehomogēnā laukā parādās elektriskā lauka pārspriegumi, kas izraisa korona izlādi. Šo izplūdes rezultātā SF6 gāze sadalās, veidojot apkārtējā vidē zemākus fluorīdus (SF2, SF4), kas nelabvēlīgi ietekmē pilnīgu gāzes izolācijas komutācijas iekārtu (GIS) celtniecības materiālus.
Lai izvairītos no izplūdes, visas metāla daļu un šūnu ekrānu atsevišķu elementu virsmas ir tīras un gludas, un tām nevajadzētu būt nelīdzenām malām un urbumiem. Pienākums izpildīt šīs prasības ir atkarīgs no tā, ka netīrumi, putekļi un metāla daļiņas rada arī vietējā elektriskā lauka stiprumu, un pasliktinās gāzizolācijas izolācijas dielektriskā izturība.
Liela gāzes dielektriskā izturība ļauj samazināt izolācijas attālumu ar nelielu darba gāzes spiedienu, kā rezultātā samazinās elektrisko iekārtu svars un izmēri. Tas savukārt ļauj samazināt KRUE šūnu izmērus, kas ir ļoti svarīgi, piemēram, ziemeļu apstākļiem, kur katrs kubikmetrs ir ļoti dārgs.
SF6 gāzes augstā dielektriskā izturība nodrošina augstu izolācijas pakāpi ar minimāliem izmēriem un attālumiem, un laba loka dzesēšanas jauda un gāzes dzesēšanas jauda palielina komutācijas ierīču pārrāvuma spēju un samazina strāvas padeves daļu sildīšanu.
SF6 izmantošana ļauj visām pārējām lietām līdzvērtīgi palielināt strāvas slodzi par 25% un pieļaujamo vara kontakta temperatūru līdz 90 ° C (75 ° C gaisā) sakarā ar ķīmiskās izturības, neuzliesmojamības, ugunsdrošības un lielākas SF6 gāzes dzesēšanas jaudas dēļ.
SF6 gāzes trūkums ir tā pāreja uz šķidruma stāvokli relatīvi augstās temperatūrās, kas nosaka papildu prasības darbam esošās SF6 gāzes iekārtas temperatūras režīmam. Attēlā redzama gāzes stāvokļa atkarība no temperatūras.
SF6 stāvoklis pret temperatūras diagrammu
Gāzes izolācijas iekārtu darbībai ar negatīvu temperatūru mīnus 40 gr. C ir nepieciešams, lai SF6 gāzes spiediens aparātā nepārsniegtu 0,4 MPa, ja blīvums nepārsniedz 0,03 g / cm3.
Ja spiediens palielinās, SF6 gāze sašķidrinās augstākā temperatūrā. tādēļ, lai palielinātu elektrisko iekārtu uzticamību aptuveni 40 ° C temperatūrā, tas būtu jāuzsilda (piemēram, SF6 ķēdes pārtraucēja tvertne jāuzsilda līdz plus 12 ° C, lai novērstu gāzes pārvēršanos šķidrumā).
Gāzes, ceteris paribus, loka dzēšanas spēja ir vairākas reizes lielāka nekā gaisa. Tas ir saistīts ar plazmas sastāvu un siltuma jaudas, siltuma un elektrovadītspējas temperatūras atkarību.
Plazmas stāvoklī SF6 molekulas sadalās. Apmēram 2000 K temperatūrā SF6 gāzes siltuma jauda dramatiski palielinās molekulu disociācijas dēļ. Tāpēc plazmas siltumvadītspēja 2000–3000 K temperatūras diapazonā ir daudz augstāka (par diviem lielumiem) nekā gaiss. Temperatūrā, kas ir aptuveni 4000 K, molekulu disociācija samazinās.
Tajā pašā laikā atomu sērs ar zemu jonizācijas potenciālu, kas veidojas SF6 lokā, veicina tādu elektronu koncentrāciju, kas ir pietiekama, lai saglabātu loka temperatūru aptuveni 3000 K temperatūrā. Turpinot temperatūras paaugstināšanos, plazmas siltuma vadītspēja samazinās, sasniedzot gaisa siltumvadītspēju un pēc tam atkal palielinās. Šādi procesi samazina degšanas loka spriegumu un pretestību SF6 gāzē par 20–30%, salīdzinot ar loka gaisu līdz apmēram 12 000–8 000 K temperatūrai. Turpinot plazmas temperatūras pazemināšanos (līdz 7 000 K un zemāk), tajā esošo elektronu koncentrācija samazinās Rezultātā plazmas elektriskā vadītspēja samazinās.
Temperatūrā 6000 K atomu sēra jonizācijas pakāpe ir ievērojami samazināta, un palielinās elektronu uztveršanas mehānisms ar brīvu fluoru, zemākiem fluorīdiem un SF6 molekulām.
Temperatūrās, kas ir aptuveni 4000 K, molekulu disociācija beidzas un sākas molekulu rekombinācija, elektronu blīvums vēl vairāk samazinās, jo atomspirts ķīmiski apvienojas ar fluoru. Šajā temperatūras diapazonā plazmas siltumvadītspēja joprojām ir ievērojama, loks tiek atdzesēts, un to veicina arī brīvo elektronu noņemšana no plazmas, jo to uztver SF6 molekulas un atoma fluors. Atšķirības pakāpeniski palielinās un galu galā atgūstas.
Loka ekstinkcijas īpatnība izolācijas gāzē ir tāda, ka pie strāvas, kas ir tuvu nullei, plānā loka stienis joprojām tiek uzturēts un beidzas pašreizējā nulles šķērsošanas pēdējā brīdī. Turklāt pēc strāvas caurlaides caur nulli atlikuma loka kolonna gāzē tiek intensīvi atdzesēta, tostarp pateicoties vēl lielākam siltuma jaudas pieaugumam plazmā apmēram 2000 K temperatūrā, un elektriskais stiprums strauji palielinās.
Gāzes (1) un gaisa elektriskā stiprība (2)
Šāda loka sadegšanas gāzē stabilitāte līdz minimālajām strāvas vērtībām relatīvi zemās temperatūrās noved pie strāvas šķēlumu un lielu pārspriegumu trūkuma loka izzušanas laikā.
Gaisa gaisā elektriskā stiprība loka strāvas padeves brīdī, kas iet caur nulli, ir lielāka, bet lielā loka laika konstantā dēļ gaisa dielektriskās stiprības pieauguma ātrums pēc strāvas caur nulli ir mazāks.
http://electricalschool.info/main/visokovoltny/359-jelegaz-i-ego-svojjstva.html