logo

Sieros yra cheminių elementų periodinės lentelės VI grupėje D.I. Mendeljevas.
Esant sieros atomo išoriniam energijos lygiui, yra 6 elektronai, turintys 3s 2 3p 4 elektronų konfigūraciją. Junginiuose su metalais ir vandeniliu siera turi neigiamą oksidacijos būseną -2, junginiuose su deguonimi ir kitais aktyviais ne metalais - teigiama +2, +4, +6. Sieras yra tipiškas ne metalas, priklausomai nuo transformacijos tipo, jis gali būti oksidatorius ir redukuojantis agentas.

Rasti sierą gamtoje

Sieras randamas laisvoje (gimtojoje) būsenoje ir susietoje formoje.

Svarbiausi natūralūs sieros junginiai:

Fes2 - geležies piritas arba piritas, t

ZnS - cinko mišinys arba sphaleritas (wurtzitas),

PbS - švino blizgesys arba galena,

Be to, sieros yra naftos, gamtinių anglių, gamtinių dujų, natūralių vandenų (sulfato jonų pavidalu ir sukelia „pastovaus“ grynojo vandens kietumą). Esminis elementas aukštesniems organizmams, neatsiejamai daugelio baltymų daliai, yra koncentruotas plaukuose.

Alotropinis sieros modifikavimas

Alotropija yra to paties elemento gebėjimas egzistuoti skirtingose ​​molekulinėse formose (molekulės turi skirtingus to paties elemento atomų skaičius, pvz., O2 ir oh3, S2 ir s8, R2 ir P4 ir tt)

Sierai pasižymi gebėjimu sudaryti stabilias atomų grandines ir ciklus. Labiausiai stabilūs s8, formuojant rombinę ir monoklininę sierą. Ši kristalinė siera yra trapi geltonos spalvos medžiaga.

Plastikinė siera turi atvirą grandinę, ruda medžiaga, gaunama aštriu sieros lydalo aušinimu (plastikinė siera tampa trapi po kelių valandų, tampa geltona ir palaipsniui tampa rombine).

1) rombinė - S8

t ° pl. = 113 ° C; r = 2,07 g / cm3

Labiausiai stabilus pakeitimas.

2) monoklininės - tamsiai geltonos adatos

t ° pl. = 119 ° C; r = 1,96 g / cm3

Stabili, kai temperatūra viršija 96 ° C; normaliomis sąlygomis virsta rombiniu.

3) plastiko - rudos spalvos (amorfinė) masė

Nepastovus kietėjimo metu tampa rombiškas

Sieros gamyba

  1. Pramoninis metodas išlydomas iš rūdos, naudojant vandens garus.
  2. Netinkamas vandenilio sulfido oksidavimas (su deguonies trūkumu):

Sieros cheminės savybės

Sieros oksiduojančios savybės
(S 0 + 2ē → S -2)

1) Sieras reaguoja su šarminiais metalais be kaitinimo:

su kitais metalais (išskyrus Au, Pt) - esant padidintam t °:

2) Kai kurių ne metalų, sieros sudaro dvejetainius junginius:

Sieros redukcinės savybės pasireiškia reakcijose su stipriais oksiduojančiais agentais:
(S - 2ē → S +2; S - 4ē → S +4; S - 6ē → S +6)

S + O2 - t ° → S +4 O2

S + Cl2 → S + 2 Cl2

Su sudėtingomis medžiagomis:

5) su oksiduojančiomis rūgštimis: t

Neproporcingos reakcijos:

7) siera ištirpinama koncentruotame natrio sulfito tirpale: t

http://himege.ru/sera-ximicheskie-svojstva/

Fluoras ir siera

Kambario temperatūroje siera reaguoja tik su gyvsidabriu. Didėjant temperatūrai, jos aktyvumas žymiai padidėja. Įkaitinus, siera tiesiogiai reaguoja su daugeliu paprastų medžiagų, išskyrus inertines dujas, azotą, seleną, tellūrą, auksą, platiną, iridį ir jodą. Netiesiogiai gaunami azoto ir aukso sulfidai.

Sieras pasižymi oksiduojančiomis savybėmis, dėl sąveikos susidaro sulfidai:

Sąveika su deguonimi

Sieros dega deguonyje, esant 280 ° C temperatūrai, ore 360 ​​° C temperatūroje ir susidaro oksidų mišinys:

Sąveika su fosforu ir anglimi

Įkaitinus be oro, siera reaguoja su fosforu, anglimi ir rodo oksidacines savybes:

Fluoro sąveika

Esant stiprioms oksiduojančioms medžiagoms, jų savybės mažėja:

Sąveika su sudėtingomis medžiagomis

Sąveikaujant su sudėtingomis medžiagomis, siera veikia kaip reduktorius:

Sieros gali sukelti disproporcines reakcijas, kai sąveikauja su šarminiais sulfidais ir susidaro sulfitai:

http://ido.tsu.ru/schools/chem/data/res/neorg/uchpos/text/g3_5_5.html

rašykite sieros rašybos ir jo pusiausvyrą

Sieros redukcinės savybės pasireiškia sieros ir kitų nemetalų reakcijose, tačiau kambario temperatūroje siera reaguoja tik su fluoru:
S + 3F2 ----> SF6
reduktorius | S (0) -6e -------> S (+6) | oksidacija
oksidatorius ------- | F2 (0) + 2e ---> 2F (-1) | 3 | sumažinimas

Įkaitinus, siera sąveikauja su daugeliu metalų, dažnai labai greitai. Kartais užsidegus metalas su siera užsidega. Ši sąveika sukuria sulfidus:
Mg + S ---> MgS
redukuojantis agentas | Mg (0) -2e ---> Mg (+2) | oksidacija
oksidatorius ------- | S (0) + 2e -----> S (-2) |

http://otvet.mail.ru/question/172559314

Sieras (S)

Sieros junginiai:

Tikslus laikas, kada žmonės aptinka sierą, nežinomas - ši medžiaga žinoma žmogui nuo priešistorinių laikų. Natūrali siera yra šviesiai geltona miltelių pavidalo medžiaga, sieros masės dalis žemės plutoje yra 0,03%.

Gamtoje siera randama tiek grynuolių pavidalu, tiek įvairių junginių pavidalu: sulfidai (FeS)2; Išmatos2) ir sulfatai (BaSO4), įeina į įvairių mineralų (pirito, vario pirito, gipso, barito) sudėtį. Taip pat natūraliuose angliavandeniliuose yra sieros junginių pavidalu: nafta, dujos, anglis.

Sieras yra biogeninis elementas - žmogaus organizme sieros masės dalis yra 0,16%, siera yra baltymų, amino rūgščių, hormonų dalis.

Sieros atomo sudėtyje yra 16 elektronų, o sieros, kaip ir deguonies atomas, išoriniame energijos lygyje yra 6 valentiniai elektronai (žr. „Atomų elektroninė struktūra“).

Skirtingai nei deguonis, sieros atomas gali sudaryti ne tik 2 (H2S) kovalentiniai ryšiai, bet taip pat 4 (H2SO3) arba 6 (H2SO4) (žr. kovalentinę obligaciją). Šią savybę galima paaiškinti laisvo d-lygio lygmens buvimu sieros atomo, prie kurio 1 arba 2 elektronai gali pereiti nuo s- arba p-sublevelio (žr. 16-osios (VIa) grupės atomus).

Sieras kaip paprasta medžiaga

S molekulė2 turi panašią į O struktūrą2.

Skirtingai nuo deguonies, siera gali sudaryti zigzazoobraznye grandines, tačiau stabiliausios yra ciklinės sieros molekulės, turinčios karūną, susidedančią iš 8 atomų (S8) - α-sieros. Mažiau atomų turintys karūnai yra mažiau stabilūs. Be to, sieros molekulės gali sudaryti atviras grandines (S).

Rombinės modifikacijos S8 - 8 sieros atomai yra tarpusavyje sujungti vienu kovalentiniu ryšiu - tai kieti geltonos spalvos kristalai, netirpūs vandenyje, bet tirpūs organiniuose tirpikliuose, pavyzdžiui, anglies disulfide.

Sieros aukštoje temperatūroje gali egzistuoti dujinėje būsenoje:

Sieros cheminės savybės

Sieras yra tipiškas aktyvus ne metalas.

Sieros praktiškai netirpsta vandenyje (net nesusitrina vandeniu), o siera gerai ištirpsta organiniuose tirpikliuose.

Sąveikaujant su kitomis medžiagomis, siera gali veikti ir kaip oksidatorius, ir kaip reduktorius, priklausomai nuo medžiagų, su kuriomis susidaro siera, redokso savybės:

  • siera yra oksiduojanti medžiaga reakcijose su paprastomis redukuojančiomis medžiagomis, kurių elektronegatiškumas yra mažesnis nei sieros - tai vandenilis, metalai, kai kurie nemetalai:
  • siera yra redukuojantis agentas reakcijose su deguonimi, halogenais, rūgštimi oksiduojančiais agentais

Reakcijos, kuriose siera yra oksidatorius:

  • siera reaguoja su metalais, kai jie kaitinami, kad susidarytų sulfidai:
  • vandenilis:
  • su fosforu:
  • su anglies:

Reakcijos, kuriose siera yra redukuojanti medžiaga:

Sieros sąveika su sudėtingomis medžiagomis:

  • šildymo metu reaguoja kaip redukuojanti medžiaga su oksiduojančiomis rūgštimis:
  • disproporcijos reakcijose su šarminiais tirpalais kaitinant, siera veikia ir kaip oksidatorius, ir redukuojantis agentas:

Alotropinis sieros modifikavimas

α-sieros

  • geltona kristalinė medžiaga;
  • stabilus kambario temperatūroje;
  • susideda iš ciklinių S molekulių8.
  • lydymosi temperatūra = 112,8 ° C;
  • tankis = 2,06 g / cm3.

β-sieros

  • tamsiai geltoni kristalai;
  • stabili 95 ° C ir aukštesnėje temperatūroje;
  • jis skiriasi nuo alfa-sieros žiedinių molekulių orientacijos grotelių vietose;
  • lydymosi temperatūra = 119,3 ° C;
  • tankis = 1,957 g / cm3.

Plastikinė siera


Fig. Plastikinė siera.

  • tamsiai rudos gumos medžiagos;
  • susidaro greitai aušinant išlydytą sierą;
  • susideda iš atviros grandinės polimerų molekulių (S);
  • tankis = 2,046 g / cm3.

Sieros paruošimas ir naudojimas

Kaip gauti sierą:

  • pramoninis sieros gavimo būdas yra natūralios sieros valymas iš priemaišų lydant perkaitintą vandens garą;
  • vandenilio sulfido oksidavimas deguonimi: 2H2S + O2 = 2S + 2H2O;
  • sieros oksido (IV) redukavimas anglies: SO2 + C = S + CO2;
  • pirito (FeS) skilimas2): FeS2 = S + FeS;
  • vandenilio sulfido skilimas: H2S = H2 + S.

Sieros taikymas:

  • kaip sieros rūgšties ingredientas;
  • kaip insekticidas;
  • gumos vulkanizavimui;
  • gaminant šautuvus, rungtynes, vaistus, dažiklius.

Jei jums patinka ši svetainė, mes būsime dėkingi už jos populiarinimą :) Pasakykite savo draugams apie mus forume, tinklaraštyje, bendruomenėje. Tai mūsų mygtukas:

http://prosto-o-slognom.ru/chimia/503_sera_S.html

Cheminės savybės

Sieros sudegina ore, sudaro sieros anhidridą - bespalvį, stipraus kvapo dujų:

Naudojant spektrinę analizę nustatyta, kad sieros oksidacijos procesas į dioksidą iš tikrųjų yra grandininė reakcija ir susidaro suformuojant keletą tarpinių produktų: sieros monoksido S2O2, molekulinė sieros s2, laisvieji sieros atomai S ir laisvieji sieros monoksido radikalai SO [6].

Sieros redukcinės savybės pasireiškia sieros ir kitų nemetalų reakcijose, tačiau kambario temperatūroje siera reaguoja tik su fluoru:

Sieros lydymas reaguoja su chloru, sudarydamas du žemesnius chloridus [7]:

Įkaitinus sierą taip pat reaguoja su fosforu, kad susidarytų fosforo sulfidų, tarp kurių yra didesnis sulfido P, mišinys.2S5:

Be to, kaitinant, siera reaguoja su vandeniliu, anglimi, siliciu:

Įkaitinus, siera sąveikauja su daugeliu metalų, dažnai labai greitai. Kartais užsidegus metalas su siera užsidega. Šios sąveikos metu susidaro sulfidai:

Šarminių metalų sulfido tirpalai reaguoja su siera ir sudaro polisulfidus:

Iš sudėtingų medžiagų pirmiausia reikia atkreipti dėmesį į sieros reakciją su išlydytomis šarmomis, kuriose sieros kiekis neproporcingai panašus į chlorą:

Gautas lydinys vadinamas sieros kepenyse.

Su koncentruotomis rūgštimis oksiduojančiomis medžiagomis (HNO)3, H2SO4) siera reaguoja tik su ilgalaikiu šildymu:

Biologinis vaidmuo

Sieras yra vienas iš maistinių medžiagų elementų. Sieras yra kai kurių aminorūgščių (cisteino, metionino), vitaminų (biotino, tiamino), fermentų komponentas. Sieros dalyvauja formuojant baltymų tretinę struktūrą (disulfidinių tiltų susidarymą). Sieros taip pat dalyvauja bakterijų fotosintezėje (siera yra bakterioklorofilo dalis ir vandenilio sulfidas yra vandenilio šaltinis). Sieros oksidacijos-redukcijos reakcijos - energijos šaltinis chemosintezėje [9].

Asmuo turi apie 2 gramus sieros kilogramui savo svorio.

Vandenilio sulfidas (vandenilio sulfidas, vandenilio sulfidas, dihidrosulfidas) - bespalvės dujos su supuvusių kiaušinių kvapu ir saldaus skonio. Cheminė formulė - H2S. Prasta tirpsta vandenyje, gerai - etanolyje. Nuodingas. Esant didelėms koncentracijoms, daugelis metalų korozuoja. Degimo koncentracijos ribos ore yra 4,5–45% vandenilio sulfido.

Gamtoje jis yra labai retas mišrių naftos ir dujų medžiagų pavidalu. Įtraukta į vulkanines dujas. Jį sudaro baltymų skilimas. Vandenilio sulfidas naudojamas medicininiais tikslais, pavyzdžiui, vandenilio sulfido vonelėse [1].

Įtraukimo data: 2016-06-22; Peržiūrėjo: 935; UŽSAKYMO DARBAS

http://poznayka.org/s22916t1.html

Atlikite reakcijų lygtis: a) sieros su fluoru (gautame junginyje siera turi didžiausią oksidacijos laipsnį); b) siera su kaliu (nurodykite atomų laipsnį ir nustatykite koeficientus naudojant elektronų balanso metodą) c) sieros rūgšties tirpalas su vario oksidu3; sieros rūgšties tirpalas su natrio hidroksido tirpalu (molekulinė ir joninė forma)

Taupykite laiką ir nematykite skelbimų su „Knowledge Plus“

Taupykite laiką ir nematykite skelbimų su „Knowledge Plus“

Atsakymas

Patikrino ekspertas

Atsakymas pateikiamas

xumukc6h6

Sveiki! Dabar nuspręskite

K⁰-1e⁻ = K⁺ (mažinantis) 2: 1 = 2

S2 + 2e⁻ = S2 (oksidatorius) 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 + SO4²2 = 2Na + + SO4² + 2H2O

http://znanija.com/task/1005581

Fluoras ir siera

Fluoras ir dažikliai e, sieros ir fluoro junginiai: SF6 SF4, S2F10, SF2, S2F2. Praktinės svarbos yra pirmieji 3 junginiai.

Sieros heksafluoridas SF heksafluoridas6, bespalvės, bekvapės dujos; oro tankis 5,107 (20 ° С) tpl - 50,5 ° C tkip - 63,8 ° C Tai gerokai geriau tirpsta vandenyje alkoholyje. Įkaitinus deguonimi arba vandeniliu nesikeičia, bet suyra vandenilio sulfidu į HF ir S. Jis susidaro, kai S sudeginama F2. Tarnauja kaip dujinis izoliatorius aukštos įtampos įrenginiams (vadinamiesiems dujų izoliacijai).

Sieras Pentafluoridas S2F10 bespalvis skysčio tankis 208 g / s 3 (0 ° С), tpl - 92 ° C, tkip 29 ° C Cheminės savybės, panašios į SF6, tačiau ji yra mažiau inertiška ir labai nuodinga. C CCl2 suteikia SF fluorochlorido5CI. Suformuotas elementų, kaip priemaišų, sąveika su SF6.

Sieros tetrafluorido sieros tetrafluoridas SF4, bespalviai stipriai nuodingos dujos, turinčios stiprų kvapą, tpl - 124 ° С, tkip - 40 ° С. Gauta SCI sąveika2 su NaF arba CoF3 su reakcija su aldehidais, ketonais ir kitais karbonilo junginiais, kad susidarytų atitinkami organiniai fluoro junginiai.

http://wiki.laser.ru/be/bse/001/008/101/700.htm

Sieros fizinės ir cheminės savybės

Elektroninė konfigūracija 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. Simbolis yra s. Santykinė atominė masė - 32 amu Virimo temperatūra - 444,67 ° C, lydymosi temperatūra - 112,85 ° C. Nemetall.

Sieros cheminės savybės

Sieros sąveikauja su paprastomis medžiagomis - ne metalais, rodančiomis redukuojančios medžiagos savybes. Sieras tiesiogiai sąveikauja tik su fluoru. Sąveika su kitais metalais atsiranda šildant:

Reaguojant į sąveiką su paprastomis medžiagomis - metalais, siera pasižymi oksiduojančios medžiagos savybėmis. Šios reakcijos pasireiškia šildant ir labai greitai:

Sieras reaguoja su sudėtingomis medžiagomis. Jis gali ištirpinti koncentruotose rūgštyse ir šarmuose, o pastaruoju atveju - sieros neproporcingas. Šios reakcijos vyksta virinant reakcijos mišinį:

Sieros sąveika su metaliniais sulfidais lemia polisulfidų susidarymą:

Sieros fizinės savybės

Sieras yra geltona kristalinė medžiaga. Jis egzistuoja dviejų alotropinių modifikacijų - α-sieros (ortorombinių kristalų tinklelio) ir β-sieros (monoklininių kristalų tinklelio), taip pat amorfinės formos - plastiko sieros pavidalu (1 pav.). Kristalinėje būsenoje sieros yra pagamintos iš neplaninių ciklinių molekulių S8. Sieras yra blogai tirpus etanolyje, gerai anglies disulfidu ir skystu amoniaku. Nesiima reaguoti su skystu vandeniu ir jodu.

Fig. 1. Sieros formos.

Sieros paruošimas ir naudojimas

Komerciniu būdu pagaminta siera yra gaunama iš natūralių vietinių sieros nuosėdų. Sieros yra žaliava sieros rūgšties gamybai. E1 naudojamas popieriaus pramonėje, žemės ūkyje, gumos, dažiklių, šautuvų ir kt. Gamyboje. Sieras plačiai naudojamas medicinoje, pavyzdžiui, siera yra įvairių tepalų ir miltelių, naudojamų odos ligoms, dalis.

Problemų sprendimo pavyzdžiai

n (FeS) = m (FeS) / M (FeS);

n (FeS) = 22/88 = 0,25 mol.

Nes geležies (II) sulfido molekulėje yra vienas sieros atomas, atominės sieros medžiagos kiekis taip pat bus 0,25 mol.

Apskaičiuokite azoto oksido kiekį (II):

n (NO) = 67,2 / 22,4 = 3 mol.

Pagal lygtį n (NO): n (S) = 2: 1, todėl n (S) = 1/2 × n (NO) = 1,5 mol. Sieros molinė masė, apskaičiuota naudojant cheminių elementų lentelę D.I. Mendeleev - 32 g / mol. Tada į reakciją patekusios sieros masė bus lygi:

m (S) = n (S) × M (S) = 1,5 × 32 = 48 g

Pagal lygtį n (NO): n (HNO3) = 2: 2, todėl n (HNO)3) = n (NO) = 3 mol. Azoto rūgšties molinė masė, apskaičiuota naudojant cheminių elementų lentelę D.I. Mendeleev - 63 g / mol. Tuomet į reakciją patekusi azoto rūgšties masė bus lygi:

Azoto rūgšties tirpalo masė:

Tada azoto rūgšties tirpalo, kuris pateko į reakciją, tūris:

V (HNO3) = m (HNO3)sprendimas / ρ = 315 / 1,27 = 229,9 ml.

http://ru.solverbook.com/spravochnik/svojstva-po-ximii/fizicheskie-i-ximicheskie-svojstva-sery/

Fluoras ir siera

Fluoras (lat. Fluorum), F, periodinio stalo VII grupės cheminis elementas, reiškia halogenus, atomų skaičių 9, atominę masę 18.998403; įprastomis sąlygomis (0 ° С; 0,1 Mn / m 2 , arba 1 kgf / cm 2) - šviesiai geltonos dujos, turinčios aštrų kvapą.

Natūralus fluoras susideda iš vieno stabilaus 19 F. izotopo. Dirbtinai gaminami penki radioaktyvieji izotopai: 16 F su pusinės eliminacijos periodu T1/ 2 17 F (T1/2 = 70 sekundžių), 18 F (T1/2 = 111 min), 20 F (T1/2 = 11,4 sekundės), 21 F (T1/ 2 = 5 sekundės).

Istorinis pagrindas. Pirmasis fluoro junginys yra fluoritas (fluorspar) CaF2 - aprašyta XV a. pabaigoje. pavadinimu "Fluor" (iš lotynų kalbos. Fluo - srovė, CaFa nuosavybė)2 skysčio klampus šlako metalurgijos gamyba). 1771 m. K. Scheele gavo hidrofluorūgštį. Laisvasis fluoras 1886 m. A. Moissan buvo izoliuotas elektrolizuojant skystą bevandenį vandenilio fluoridą, turintį rūgščio kalio fluorido KHF mišinį.3.

Nuo branduolinės pramonės bei raketų technologijų poreikių, nuo XX a. 30-ojo dešimtmečio, ypač sparčiai, prasidėjo fluoro chemija, ypač per II pasaulinį karą (1939–45). 1810 m. A. Ampere pasiūlytas pavadinimas „fluoras“ (iš graikiškos phthos ros - naikinimo, mirties) naudojamas tik rusų kalba. kalba; daugelyje šalių naudojamas pavadinimas „fluor“.

Platinimas gamtoje. Vidutinis fluoro kiekis žemės plutoje (clarke) yra 6,25 · 10-2% masės; rūgščiuose vulkaniniuose uolienos (granituose) jis yra 8 · 10 -2%, daugiausia - 3,7 · 10 -2%, ultrabazinės - 1 · 10 -2%. Fluoras yra vulkaninėse dujose ir terminiuose vandenyse. Svarbiausi fluoro junginiai yra fluoritas, kriolitas ir topazas (žr. „Natūralūs fluoridai“). Iš viso žinoma 86 fluoro turinčių mineralų. Fluoro junginiai taip pat randami apatituose, fosforituose ir tt Fluoras yra svarbus biogeninis elementas. Žemės istorijoje fluoro šaltinis biosferoje buvo ugnikalnių išsiveržimai (dujos ir kt.).

Fizinės ir cheminės savybės. Fluoro dujų tankis yra 1,693 g / l (0 ° C ir 0,1 Mn / m2 arba 1 kgf / cm 2), skystis - 1,5127 g / cm3 (virimo temperatūroje); tpl - 219,61 ° C; tkip - 188,13 ° C Fluoro molekulę sudaro du atomai (F2); esant 1000 ° C, 50% molekulių disociatyviai, disociacijos energija yra apie 155 ± 4 kJ / mol (37 ± 1 kcal / mol). Fluoras yra blogai tirpus skystame vandenilio fluoride; tirpumas 2,5 × -3 g 100 g HF -70 ° C ir 0,4 · 10 ° C-3 esant –20 ° C; skystos formos, jis yra neribotas tirpsta skystame deguonyje ir ozone. Fluoro atomo išorinių elektronų konfigūracija 2s 2 2p 2. Junginiuose oksidacijos būsena yra - 1. Kovalentinio atomo spindulys yra 0,72 Å, jonų spindulys yra 1,33 Å. Elektronų afinitetas 3,62 eV, jonizacijos energija (F ® F +) 17,418 eV. Aukštas elektronų afinitetas ir jonizacijos energija aiškina fluoro atomo stiprų elektronegatyvumą, kuris yra didžiausias tarp visų kitų elementų. Didelis fluoro reaktyvumas lemia fluorinimo egzotermiškumą, o tai savo ruožtu lemia anomaliai maža fluoro molekulės disociacijos energijos reikšmė ir didelės fluoro atomo ryšių energijos vertės su kitais atomais. Tiesioginis fluoravimas turi grandinės mechanizmą ir gali lengvai patekti į degimą ir sprogimą. Fluoras reaguoja su visais elementais, išskyrus helį, neoną ir argoną. Jis sąveikauja su deguonimi spinduliuotėje, susidaro deguonies fluoridai O esant žemai temperatūrai.2F2, O3F2 Fluoro reakcijos su kitais halogenais yra egzoterminės, todėl susidaro interhalogeniniai junginiai. Chloras reaguoja su fluoru, kai jis kaitinamas iki 200–250 ° C, gaminant chloro monofluorido CIF ir chloro trifluorido ClF3. Taip pat žinomas CIF5, Fluorintas ClF3 esant aukštai temperatūrai ir slėgiui 25 MN / m 2 (250 kgf / cm 2). Bromas ir jodas uždegami fluoro atmosferoje, esant aplinkos temperatūrai, ir galima gauti BrF.3, Brf5, IF5, IF7. Fluoras tiesiogiai reaguoja su kriptonu, ksenonu ir radonu ir sudaro atitinkamus fluoridus (pvz., XeF4, XeF6, KrF2). Taip pat žinomi ksenono oksfluoridai.

Fluoro ir sieros sąveiką lydi šilumos išsiskyrimas ir sukelia daugybę sieros fluoridų. Selenas ir tellūras sudaro didžiausią fluoro kiekį6 Tef6. Fluoras reaguoja su vandeniliu su uždegimu; tai sudaro vandenilio fluoridą. Tai yra radikali šakotoji reakcija: HF * + H2 = HF + H2*; H2* + F2 = HF + H + F (kur HF * ir H2* - vibraciniu būdu sužadintos molekulės; reakcija naudojama cheminiuose lazeriuose. Fluoras reaguoja su azotu tik elektriniu būdu (žr. Azoto fluoridus). Sąveikaujant su fluoru, anglis užsidega įprastoje temperatūroje; grafitas reaguoja su juo stipriai kaitindamas, susidaro kietas fluoro grafitas (CF).x arba dujiniai perfluorangliavandeniliai CF4, C2F6 ir kiti, naudojant borą, silicį, fosforą, arseną, fluoras sąveikauja šaltoje aplinkoje ir sudaro atitinkamus fluoridus. Fluoras stipriai jungiasi su dauguma metalų; šarminiai ir šarminiai metalai užsidega fluoro atmosferoje šaltame, Bi, Sn, Ti, Mo, W - su nedideliu kaitinimu, Hg, Pb, U, V reaguoja su fluoru kambario temperatūroje, Pt - tamsiai raudonos šilumos temperatūroje. Kai metalai sąveikauja su fluoru, paprastai susidaro aukštesni fluoridai, pavyzdžiui, UF6, FM6, Hgf2. Kai kurie metalai (Fe, Cu, Al, Ni, Mg, Zn) reaguoja su fluoru, kad susidarytų fluorido apsauginė plėvelė, kuri apsaugo nuo tolesnės reakcijos.

Kai fluoras sąveikauja su metalo oksidais šaltoje vietoje, susidaro metalo fluoridai ir deguonis; taip pat galima sudaryti metalinius oksfluoridus (pvz., MoO)2F2). Nemetalų oksidai arba fluoras, pavyzdžiui, SO2 + F2 = SO2F2, arba jų deguonis pakeičiamas fluoru, pvz., SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2. Stiklas labai lėtai reaguoja su fluoru; esant vandeniui, reakcija yra greita. Vanduo reaguoja su fluoru: 2H2O + 2F2 = 4HF + O2; tai taip pat yra OF2 ir vandenilio peroksidas H2O2. NO ir NO azoto oksidai2 fluoras yra lengvai pridedamas, kad susidarytų atitinkamai nitrozilfluorido FNO ir nitrilo fluorido FNO2. Anglies monoksidas prideda fluoro, kai jis kaitinamas, kad susidarytų karbonilo fluoridas: CO + F2 = COF2.

Metalo hidroksidai reaguoja su fluoru, kad susidarytų metalo fluoridas ir deguonis, pavyzdžiui, 2Ba (OH)2 + 2F2 = 2BaF2 + 2H2O + o2. NaOH ir KOH vandeniniai tirpalai reaguoja su fluoru 0 ° C temperatūroje iki OF formos2.

Metalų arba nemetalų halogenidai šaltoje temperatūroje sąveikauja su fluoru, o fluoras pakeičia visus halogenus.Sulfidai, nitridai ir karbidai lengvai fluorina. Metalo hidridai susidaro su fluoro šalto metalo fluoridu ir HF; amoniako (poromis) - N2 ir HF. Fluoras pakeičia vandenilį rūgštyse arba metaluose jų druskose, pavyzdžiui, HNO3 (arba NaNO3) + F2 ® FNO3 + HF (arba NaF); esant sunkesnėms sąlygoms, fluoras išstumia iš šių junginių deguonį ir sudaro sulfurilo fluoridą, pavyzdžiui, Na2SO4 + 2F2 = 2NaF + SO2F2 + O2. Šarminių ir šarminių metalų karbonatai reaguoja su fluoru įprastomis temperatūromis; taip gaunamas atitinkamas fluoridas, CO2 ir O2.

Gavimas. Fluoro gamybos šaltinis yra vandenilio fluoridas, gaunamas daugiausia dėl sieros rūgšties H poveikio2SO4 ant fluorito CaF2, arba apatitų ir fosforitų apdorojimui. Fluoras gaminamas elektrolizuojant rūgščio kalio fluorido KF · (1,8–2,0) HF lydalą, kuris susidaro, kai lydalas KF · HF yra prisotintas vandenilio fluoridu iki 40–41% HF. Elektrolizatoriaus medžiaga paprastai yra plienas; Elektrodai - anglies anodas ir plieno katodas. Elektrolizė atliekama esant 95–100 ° C temperatūrai ir 9–11 V įtampai; fluoro srovė pasiekia 90-95%. Gautas fluoras turi iki 5% HF, kuris pašalinamas užšaldant, po to absorbuojamas natrio fluoridu. Fluoras yra laikomas dujinėje būsenoje (esant slėgiui) ir skystoje formoje (kai aušinamas skystu azotu) aparate, pagamintame iš nikelio ir jo lydinių (monelio metalo), vario, aliuminio ir jo lydinių, žalvario, nerūdijančio plieno.

Taikymas. Fluoro dujos padeda UF fluorinti4, uf6, naudojami urano izotopams atskirti, taip pat chloro trifluorido chlorui gaminti3 (fluorinantis agentas), sieros heksafluoridas SF6 (dujinis izoliatorius elektros pramonėje), metalo fluoridai (pvz., W ir V). Skystas fluoridas yra oksiduojantis agentas raketų kurui.

Saugos instrukcijos Fluoras yra toksiškas, jo didžiausia leistina koncentracija ore yra apie 2,10 -4 mg / l, o didžiausia leistina koncentracija ne ilgiau kaip 1 valandą yra 1,5 · 10 -3 mg / l.

Fluoras organizme. Fluoras yra nuolat įtraukiamas į gyvūnų ir augalų audinių sudėtį; mikroelementas. Neorganinių junginių, daugiausia randamų gyvūnų ir žmonių kauluose, forma - 100-300 mg / kg; ypač daug fluorido dantyse. Jūros gyvūnų kaulai yra turtingesni fluoru, palyginti su žemės kaulais. Į gyvūnų ir žmonių kūną patenka daugiausia geriamasis vanduo, kurio optimalus fluorido kiekis yra 1-1,5 mg / l. Kadangi nėra fluorido, žmogus vysto dantų ėduonį, padidindamas srautą - fluorozę. Didelės fluorido jonų koncentracijos yra pavojingos dėl jų gebėjimo slopinti daugelį fermentinių reakcijų, taip pat surišti biologiškai svarbius elementus (P, Ca, Mg ir tt), kurie sutrikdo jų pusiausvyrą organizme. Organiniai fluoro dariniai randami tik kai kuriuose augaluose (pavyzdžiui, Pietų Afrikos Dichapetalum cymosum). Pagrindiniai yra fluoroacto rūgšties dariniai, kurie yra toksiški kitiems augalams ir gyvūnams. Biologinis fluorido vaidmuo nėra gerai suprantamas. Nustatytas ryšys tarp fluoro mainų ir skeleto kaulų audinių, ypač dantų, susidarymo. Nėra įrodyta, kad augalams reikia fluorido.

Fluoro apsinuodijimas galimas chemijos pramonėje dirbantiems žmonėms, fluoro turinčių junginių sintezei ir fosfato trąšų gamybai. Fluoras dirgina kvėpavimo takus, sukelia odos nudegimus. Ūmus apsinuodijimas, gerklų ir bronchų gleivinių, akių, seilių, nosies kraujavimas. sunkiais atvejais plaučių edema, centrinės nervų sistemos pažeidimas ir kt.; lėtiniu - konjunktyvitu, bronchitu, pneumonija, pneumkleroze, fluoroze. Jiems būdingi odos pažeidimai, tokie kaip egzema. Pirmoji pagalba: skalavimas vandeniu, odos nudegimai - drėkinimas su 70% alkoholio; su įkvėpimo apsinuodijimu - deguonies įkvėpimas. Prevencija: laikytis saugos taisyklių, dėvėti specialius drabužius, reguliariai tikrinti medicininę apžiūrą, įtraukti į kalcio dietą, vitaminus. Preparatai, kurių sudėtyje yra fluoro yra naudojamas medicinos praktikoje, kaip priešvėžiniai (5-fluoruracilo, ftorafur, ftorbenzotef), neuroleptikų (trifluperidol arba trisedil, Ftorfenazin, triftazin ir kt.), Antidepresantų (fluacizine), narkotikų (Halotanas), ir kt. Fondus.

Lit.: Ryss IG, fluoro chemija ir jo neorganiniai junginiai, M., 1956; Fluoras ir jo junginiai, trans. iš anglų, t. 1-2, M., 1953-56; Profesinės ligos, 3-asis leidinys, M., 1973.

http://www.xumuk.ru/bse/2956.html

SF6 ir jo savybės

SF6 - elektros dujos - yra sieros heksafluoridas SF6 (heksafluoras). SF6 yra pagrindinis izoliatorius dujų izoliuojamų elementų elementuose.

Esant darbiniam slėgiui ir įprastai temperatūrai, SF6 dujos yra bespalvės, bekvapės, nedegios, 5 kartus sunkesnės už orą (tankis 6,7 ir 1,29 orui), molekulinė masė taip pat yra 5 kartus didesnė nei oro.

SF6 nesikaupia, tai reiškia, kad jis nepakeičia jo savybių per tam tikrą laiką, jis suyra elektros iškrovos metu, tačiau greitai susilieja, atkurdamas originalų dielektrinį stiprumą.

Iki 1000 K temperatūroje SF6 dujos yra inertiškos ir atsparios karščiui, iki maždaug 500 K temperatūros chemiškai neaktyvi ir nėra agresyvi metalų, naudojamų dujomis izoliuotiems skirstomiesiems įrenginiams, atžvilgiu.

Elektros lauke SF6 dujos turi gebėjimą užfiksuoti elektronus, o tai lemia didelį SF6 dujų elektrinį stiprumą. Užfiksavus elektronus, SF6 dujos sudaro sėdimus jonus, kurie lėtai pagreitėja elektriniame lauke.

SF6 dujų darbinis pajėgumas yra tobulinamas vienodame lauke, todėl, siekiant užtikrinti patikimumą, atskirų paskirstymo įtaisų elementų konstrukcija turi užtikrinti didžiausią elektros lauko vienodumą ir vienodumą.

Nehomogeniniame lauke atsiranda vietiniai elektros srities viršįtampiai, dėl kurių išleidžiami koronai. Šių išmetimų metu SF6 dujos skaidosi, savo aplinkoje susidaro žemesni fluoridai (SF2, SF4), kurie neigiamai veikia visiškai izoliuotų dujų skirstomųjų įrenginių (GIS) statybines medžiagas.

Kad būtų išvengta išleidimų, visi metalinių dalių ir elementų ekranų elementai yra švarūs ir lygūs ir neturėtų būti grubus kraštai ir sijos. Įpareigojimą įvykdyti šiuos reikalavimus lemia tai, kad nešvarumai, dulkės ir metalo dalelės taip pat sukuria vietinio elektrinio lauko stiprumą, o dujų izoliacijos izoliacijos dielektrinis stiprumas blogėja.

Didelis dielektrinis stiprumas leidžia sumažinti izoliacijos atstumą su nedideliu darbinių dujų slėgiu, todėl sumažėja elektros įrangos svoris ir matmenys. Tai, savo ruožtu, leidžia sumažinti KRUE ląstelių matmenis, kurie yra labai svarbūs, pvz., Šiaurės sąlygomis, kur kiekvienas kubinis metras yra labai brangus.

Didelis SF6 dujų dielektrinis stiprumas užtikrina aukštą izoliacijos laipsnį, kurio matmenys ir atstumai yra nedideli, o geras lanko gesinimo pajėgumas ir dujų aušinimo galia padidina komutacinių įrenginių pralaidumą ir sumažina srovę turinčių dalių šildymą.

Naudojant SF6, visi kiti dalykai yra lygūs, kad padidintų srovės apkrovą 25% ir leistiną vario kontaktų temperatūrą iki 90 ° C (75 ° C oro) dėl cheminio atsparumo, atsparumo ugniai, priešgaisrinės saugos ir didesnio SF6 dujų aušinimo pajėgumo.

SF6 dujų trūkumas yra jo perėjimas į skystą būseną santykinai aukštoje temperatūroje, kuri lemia papildomus reikalavimus eksploatuojamų SF6 dujų įrangos temperatūros režimui. Paveiksle parodyta dujų būklės priklausomybė nuo temperatūros.

SF6 būsenos ir temperatūros diagrama

Dujoms izoliuotos įrangos, kurios neigiama temperatūra yra 40 gr., Veikimui. C būtina, kad SF6 dujų slėgis aparate neviršytų 0,4 MPa, kai tankis ne didesnis kaip 0,03 g / cm3.

Jei slėgis pakyla, SF6 dujos suskystins aukštesnėje temperatūroje. todėl, siekiant padidinti elektros įrangos patikimumą maždaug 40 ° C temperatūroje, jis turėtų būti šildomas (pavyzdžiui, SF6 grandinės pertraukiklio bakas turi būti šildomas iki 12 ° C, kad būtų išvengta dujų konversijos į skystį).

Dujų, ceteris paribus, ugnies gesinimo gebėjimas yra kelis kartus didesnis nei oro. Taip yra dėl plazmos sudėties ir šiluminės galios, šilumos ir elektros laidumo priklausomybės nuo temperatūros.

Plazmos būsenoje SF6 molekulės skaidosi. Maždaug 2000 K temperatūroje SF6 dujų šiluminė galia dramatiškai padidėja dėl molekulių disociacijos. Todėl 2000–3000 K temperatūros temperatūros plazmos šilumos laidumas yra daug didesnis (dviem dydžiais) nei oras. Maždaug 4000 K temperatūroje molekulių disociacija mažėja.

Tuo pačiu metu atominės sieros, turinčios žemą jonizacijos potencialą, susidariusį SF6 lanke, prisideda prie tokios elektronų koncentracijos, kuri yra pakankama, kad išlaikytų lanką net apie 3000 K temperatūroje. Tokie procesai sumažina degimo lanko įtampą ir pasipriešinimą SF6 dujose 20–30%, palyginti su lanku ore iki maždaug 12 000–8 000 K temperatūros. Toliau mažėjant plazmos temperatūrai (iki 7 000 K ir mažesnėms), elektronų koncentracija joje mažėja Dėl to sumažėja plazmos elektros laidumas.

6000 K temperatūroje atominės sieros jonizacijos laipsnis gerokai sumažėja, o elektronų surinkimo laisvais fluorais, žemesniais fluoridais ir SF6 molekulėmis mechanizmas sustiprėja.

4000 K temperatūroje molekulių disociacija baigiasi ir molekulių rekombinacija prasideda, elektronų tankis dar labiau sumažėja, nes atominė siera chemiškai jungiasi su fluoru. Šiame temperatūros diapazone šilumos laidumas plazmoje vis dar yra reikšmingas, lankas atšaldomas, o tai taip pat palengvina laisvų elektronų pašalinimas iš plazmos dėl jų užfiksavimo SF6 molekulėmis ir atominiu fluoru. Lūžio dielektrinis stiprumas palaipsniui didėja ir galiausiai atsigauna.

Lanko išnykimo izoliacinėje dujose ypatybė yra ta, kad esant nuliui tekančiai srovei, plonas lanko strypas vis dar yra išlaikomas ir nutraukiamas paskutinės dabartinės nulinės sankryžos momentu. Be to, praeinant srovę per nulį, likusio lanko kolonėlė dujose yra intensyviai aušinama, įskaitant dėl ​​dar didesnio plazmos šiluminės galios padidėjimo maždaug 2000 K temperatūroje, o elektrinis stiprumas sparčiai didėja.

Dujų (1) ir oro (2) elektros stiprumo padidėjimas

Toks lanko degimo dujose stabilumas iki mažiausių srovės verčių, esant santykinai žemoms temperatūroms, nuleidžia lanką nėra srovių pjūvių ir didelių viršįtampių.

Ore elektrinis tarpo stipris lanko srovės momentu, einančiu per nulį, yra didesnis, bet dėl ​​didelio lanko laiko konstantos, dielektrinės jėgos padidėjimo greitis praeinant srovę per nulį yra mažesnis.

http://electricalschool.info/main/visokovoltny/359-jelegaz-i-ego-svojjstva.html
Up