MÖvzu giriş. Materiya. Kimya, yaranması, inkişaf tarixi, əsas kimya qanunları

 
Silisium 
 
 
Karbonun  ən  yaxın  analoqu  silisiumdur.  Si  dövri  sistemin  IV  qrupunun  əsas 
yarımqrupunda  yerləşir.  Kimyəvi  işarəsi  Si,  sıra  №-si  14,  atom  kütləsi  28  olan  qeyri 
metaldır.  Silisium  ilk  dəfə  1823-cü  ildə  isveç  kimyaçısı    Bertselius  tərəfindən 
alınmışdır. Silisium yer qabığını əmələgətirən mineralların əsas  və mühüm elementidir. 
SiO
2
 ─ qum,  Al
2
O
3
 · 2SiO
2
 · 2H
2
O─gil,    K
2
O · Al
2
O
3
 · 6SiO
2
 ─ çöl şpatı və bir çox 
başqa  mineralların  tərkibinə  daxildir.  Si  birləşmələri  bəzi  bitkilərdə,  heyvanların 
dırnaqlarında, quşların lələklərində olur. 
 
 
 
                  Alınması. 
 
Sənayedə  sərbəst  Si,  SiO
2
-in  yüksək  temperaturda  kömürlə  reduksiyasından 
alınır: 
 
 
 
 
SiO
2
 + 2C = Si + 2CO 
 
Laboratoriyada Si, SiO
2
-nin metal Mg-la birlikdə qızdırılmasından alınır:  
 
 
 
 
SiO
2
 + 2Mg = Si + 2MgO 

 
97
 
Si- la zəngin olan dəmir xəlitələri texnikada turşuya davamlı material kimi tətbiq 
olunur. 
 
Si  kristal və amorf  olmaqla 2 allotropik modifikasiya əmələ gətirir. Kristal Si-un 
bərkliyi zəifdir, o çox kövrəkdir. Amorf Si qonur rəngli tozdur, elektriki keçirmir. Təbii 
silisiumun kütlə ədədi 28, 29, 30 olan üç izotopu var. 
 
 
 
                Kimyəvi xassələri. 
 
Adi  şəraitdə  Si  kimyəvi  cəhətdən  fəal  olmayan  elementdir.  Si  adi  temperaturda  
F-la  reaksiyaya girib qaz halında olan silisium 4-flüorid  SiF
4
 əmələ gətirir: 
 
 
 
Si + 2F
2
 = ↑SiF
4
;               Si + 4HF = ↑SiF
4
 + 2H
2
↑ 
 
Si qızdırıldıqda bilavasitə başqa qeyri-merallarla (O
2
, Cl
2
, S, C) birləşmələr əmələ 
gətirir.  Si  yalnız  qeyri-metallarla  deyil,  həmçinin  bir  çox  metallar  və  hidrogen  ilə  də 
birləşmələr  əmələ  gətirir.  Si-un  metallarla  birləşmələrinə  silisidlər  deyilir.  Məsələn, 
Mg
2
Si─ maqnezium silisid. 
 
 
 
 
Si + 2Mg = Mg
2
Si 
 
Si  hidrogenlə  bilavasıtə  birləşmir.  Lakin  onun  hidrogenlə  birləşməsini  (silanı) 
Mg
2
Si-də  HCl  turşusu ilə təsir etməklə almaq olar: 
 
 
 
 
Mg
2
Si + 4HCl = SiH
4
 + 2MgCl
2
 
 
Si 2000
0
C-də karbonla birləşir və silisium – karbid və ya karborund əmələ gətirir: 
 
 
 
 
Si + C = SiC 
 
Karborund  bərkliyi  etibarı  ilə  almaza  yaxın  olduğundan    itiləyici  daşları 
cilalamaq, çarxları hazırlamaq üçün tətbiq edilir. 
 
Adi  şəraitdə  qələvilər  Si-a  təsir  etmir.  Lakin  qızdırıldıqda  qələvili  sudan  H
2
 
çıxarır və silikatlara qədər oksidləşir. 
 
 
 
 
Si + 3H
2
O    
KOH
     H
2
SiO
3
 + 2H
2
↑ 
 
Əmələ gələn silikat turşusu qələvi ilə reaksiyaya girib duz əmələ gətirilir: 
 
 
 
 
H
2
SiO
3 
+ 2KOH = K
2
SiO
3
 + H
2
O 
 
 
 
                Silisium oksidləri. 

 
98
 
Silisiumun  2-oksidi  məlumdur: SiO  və SiO
2
.  SiO ─ davamsızdır. SiO
2
 təbiətdə 
amorf  və  kristal  halında  tapılır.  SiO
2
  ─  silisiumun  ən  çox  davamlı  birləşməsidir.  Si-un 
havada yanmasından əmələ gəlir və çoxlu miqdarda istilik ayılırr : 
 
 
 
 
Si + O
2
 = SiO
2
 + 203kkal 
 
SiO
2
-ə  təbiətdə  başlıca  olaraq  kvars  mineralı  (narın  qum  dənələri)  şəklində 
təsadüf  edilir.  Saf  qum  ─  ağ  rənglidir,  qatışıqlar  şəklində  dəmir  birləşmələri  də  olur, 
buna  görə  də  qum  sarı  rəngə  boyanır.  Qum  ilə  kömür  qarışığını  elektrik  peçində 
közərtdikdə karborund adlanan birləşmə SiC əmələ gəlir. 
 
 
 
 
SiO
2 
+ 3C = SiC + 2CO 
 
SiO
2
-də metasilikat  turşusu  H
2
SiO
3
, ortosilikat turşusu H
4
SiO
4
 və s.  uyğun gəlir. 
Silikat turşusu çox zəif turşudur. O, qızdırıldıqda parçalanır. 
 
 
 
 
H
2
SiO
3
 = SiO
2
+ H
2
O 
 
Bu turşuya uyğun gələn duzlara silikatlar deyilir. 
 
SiO
2
─ anhidrid, su  ilə reaksiyaya  girmir.  Ona  görə də  H
2
SiO
3
-ü silikatların suda 
həll olan duzlarına turşularla təsir etməklə alırlar: 
 
 
 
 
Na
2
CO
3
 + 2HCl = H
2
SiO
3
 + 2NaCl 
 
Metasilikat turşusu praktiki olaraq suda həll olmur, lakin asanlıqla rəngsiz kolloid 
məhlullar əmələ gətirir. 
 
Metasilikat  turşusunun  duzlarından  yalnız  Na
2
SiO
3 
və  K
2
SiO
3
  suda  həll  olur. 
Onlara həll olan şüşə, suda məhlullarına isə maye şüşə deyilir. Na və K silikatları, SiO
2
-
ni müvafiq qələvi və ya karbonatla birlikdə əritməklə alırlar: 
 
 
 
 
SiO
2
 + 2NaOH = Na
2
SiO
3
 + H
2
O 
 
 
 
 
SiO
2
 + K
2
CO
3
 = K
2
SiO
3
 + CO
2
↑ 
 
Maye  şüşə  oda  davamlı,  yapışqan,  turşuya  davamlı  sement  və  beton  hazırlamaq 
üçün istifadə olunur. 
 
 
Ədəbiyyat 
 
 
1. Ş. Ə. Mustafayev və b. “ Ümumi kimya”, I hissə, Bakı, 1989 

 
99
 
2. Z. Ş. Qarayev. “Qeyri-üzvi kimya” Bakı, 1983 
 
3. İ. U. Lətifov və b. “ Kimya”, Bakı, 1993 
 
4. V. M. Abbasov və b.  “Ümumi kimyanın əsasları” 
 
 
M ö v z u 14 
 
Dövri sistemin VA, VIA, VIIA  yarımqrup elementləri 
 
P l a n. 
 
1.  Azot, təbii birləşmələri, alınması, fiziki xassələri 
2.  Azot və NH
3
-ün kimyəvi xassələri 
3.  Azot oksidləri, xassələri, alınması 
4.  HNO
3
 alınması, xassələri, tətbiqi 
5.  Fosfor, təbii birləşmələri, alınması 
6.  Fosfor və PH
3
-ün kimyəvi xassələri 
7.  Fosfor oksidləri, xassələri, alınması 
8.  Fosforlu turşular, H
3
PO
4
, xassələri, duzları 
9.  Oksigen, alınması, xassələri 
10.  Kükürd, təbii birləşmələri, oksidləri, xassələri 
11.  Kükürdlü turşular, H
2
SO
4
, alınması, xassələri 
12.  Flüor, alınması, birləşmələri, xassələri 
13.  Xlor, alınması, xassələri, birləşmələri 
 
V A YARIMQRUP ELEMENTLƏRİ 
 
Azot 
 
 
Havada ən geniş yayılmış elementdir. Sıra nömrəsi 7, atom kütləsi 14 a.k.v olub, 
qeyri-metaldır.  Elektron  konfiqurasiyası  1s
2
  2s
2
  2p
3
  .  İlk  dəfə  azot  1772-ci  ildə  ingilis 
alimi D. Rezerford tərəfindən kəşf edilmiş, Lavuazye onu bir element kimi öyrənmişdir. 
Sərbəst  halda  havada  (78%)  rast  gəlir.  Təbii  birləşmələri  NaNO
3
,  Ca(NO
3
)
2
,  NH
4
NO
3
, 
KNO
3
. Onlara şoralar deyilir.  
 

 
100
NH
4
CI + NaNO
2
 → NaCI + NH
4
NO
2
 
 
NH
4
NO
2
 → 2H
2
O + N
2
 
 
 
Sənayedə  maye  havadan  alınır.  Azot─  rəngsiz,  iysiz,  dadsız  qazdır,  oksigenə 
nisbətən suda az həll olur. 2 ─ stabil izotopu var: 14 və 15. Adi temperaturda ancaq Li 
ilə  qarşılıqlı  təsirə  girir.  Qızdırıldıqda  Mg,  Ca  və  s.  metallarla,  eləcə  H
2
,  O
2
  ilə 
reaksiyaya girir. H
2
 ilə birləşməsi NH
3
─ ammonyak ─ kəskin iyli qazdır, suda yaxşı həll 
olur. 
 
Alınması ─Laboratoriyada: 
 
2NH
4
CI + Ca(OH)
2
 → 2NH
3
 + CaCI
2
 + 2H
2
O 
 
 
Sənayedə:  
N
2
 + 3H
2            
 2NH
3
  
 
 
Azot  metallarla  nitridlər  (Na
3
N,  Ca
3
N
2
,  Mg
3
N
2
,  AIN),  NH
3
  isə  su  ilə  NH
4
OH, 
turşularla ammonium duzları əmələ gətirir.  
 
NH
3
 + HCI → NH
4
CI 
NH
3
 + HNO
3
 → NH
4
NO
3
 və s. 
 
 
O
2 
ilə oksidləşir; 
4NH
3
 + 3O
2
 → 2N
2
 + 6H
2
O 
4NH
3
 + 5O
2  
 
pt
   4NO + 6H
2
O 
 
 
NH
3
 soda alınmasında istifadə olunur. 
 
NH
3
 + CO
2
 + H
2
O + NaCI → NH
4
CI + NaHCO
3
 
2NaHCO
3
 → Na
2
CO
3
 + CO
2
 + H
2
O 
 
 
Azot oksidləri: Azot -5 oksid əmələ gətirir: N
2
O, NO, N
2
O
3
, NO
2
, N
2
O
5
. 
N
2
O rəngsiz, xoşiyli qazdır, alınır: 
 
NH
4
NO
3
 →  N
2
O + 2H
2
 O  
 
N0:  3Cu + 8HNO
3
 → 3Cu(NO
3
)
2
 + 2NO + 4H
2
O 
 
NO
2
:  Cu + 4HNO
3
 → Cu(NO
3
)
2
 + 2NO
2
 + 2H
2
O 
 
 
2Pb(NO
3
)
2
 → 2PbO + O
2
 + 4NO
2
 
 
 
N
2
O
3
 – tünd göy rəngli mayedir. 
 
NO
2
-  boz qırmızı rəngli, qüvvətli zəhərli qazdır. 
 
N
2
O
5
 – bərk ağ kristal maddədir. 
 
HNO
3
 + P
2
O
5
 → N
2
O
5
 + 2HPO
3
 
 

 
101
 
HNO
3
 – nitrat turşusu suda yaxşı həll olan rəngsiz mayedir. 
          Laboratoriyada:  
 
 
2NaNO
3
 + H
2
SO
4
 → Na
2
SO
4
 + 2HNO
3
 
 
 
Sənayedə:  
4NH
3
 + 5O
2
 → 4NO + 6NO 
2NO + O
2
 → 2NO
2
 
4NO
2
 + 2H
2
O + O
2
 → 4HNO
3
 
 
 
Qatı HNO
3
 işıqda parçalanır:  
 
4HNO
3
 → 4NO
2
 + 2H
2
O + O
2
 
 
 
Metallarla təsirə girir. 
 
Pb + HNO
3
 → Pb(NO
3
)
2
 + 2NO
2
 + 2H
2
O 
4Ag + 6HNO
3
 → 4AgNO
3
 + 3H
2
O + N
2
O
3
 
 
 
Zn  ilə  qatılıqdan  asılı  olaraq:  N
2
,  N
2
O,  NH
3
(NH
4
NO
3
)  əmələ  gətirir.  S,  P,  C  ilə 
təsiri zamanı; H
2
SO
4
, H
3
PO
4
, H
2
CO
3
 eləcə də NO alır. 
 
HNO
3
  –  üzvi  boyaqların,  nitroqliserin,  nitrosellüloza,  pikrin  turşusu  və  s. 
alınmasında istifadə olunur.  
 
 
Fosfor 
 
 
Fosfor  ən  ğeniş  yayılmış  elementlərdən  biridir.  Sıra  nömrəsi  15,  atom  kütləsi 
31a.k.v. olan qeyri-metaldır. Elektron konfiqurasiyası belədir: 1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2
 3p
3
. Fosfor 
ilk dəfə Hamburqlu əlkimyaçı T. Brand tərəfindən kəşf edilmişdir.  
 
Təbiətdə  tapılması.  Fosforun  həyat  üçün  müstəsna  dərəcədə  böyük  əhəmiyyəti 
vardır,  çünki  bəzi  zülali  maddələrin  (sinir  və  beyin  toxumalarının),  habelə  sümüklərin 
və  dişlərin  tərkibinə  daxildir.  Təbiətdə  fosfor  birləşməsinə  əsasən  apatit  mineralları  və 
fosforit yataqları şəklində rast gəlir. Ca
3
(PO
4
)
2
 ∙ CaF
2
, Ca
3
(PO
4
)
2
  
 
Alınması.  Sərbəst  fosforu  Ca
3
(PO
4
)
2
,  qumu  və  kömür  tozunu  müəyyən  nisbətdə 
qarışdırıb elektrik peçində qızdırmaqla almaq olar: 
 
Ca
3
(PO
4
)
2
 + SiO
2
 = CaSiO
3
 + P
2
O
5
 
P
2
O
5
 + C = 2P + 5CO 
 
Ca
3
(PO
4
)
2
 + 3 SiO
2
 + 5C = 3 CaSiO
3
 + 2P+ 5CO 
 
 
Fosfor buxar halında suyun altında qəbuledicidə toplanır. Buxar və maye (800
0
C) 
halında  fosfor dörd atomludur. Molekulunun strukturu  tetraedr şəklindədir.  Fosforun II 

 
102
allotropik  şəkildəyişməsi  məlumdur.  Bunlardan  ən  çox  öyrəniləni  ağ,  qırmızı,  qara 
fosfordur. 
 
Fosfor  kimyəvi  cəhətdən  çox  fəal  elementdir.  Oksigen,  xlor,  kükürd,  Ca  və  bir 
çox metallarla təsirə girir. 
 
 
4P + 5O
2
 = 2P
2
O
5
 
2P + 3CI
2
 = 2PCI
3 
2P + 3Ca = Ca
3
P
2
 
2P + 3Mg = Mg
3
P
2
 
 
 
Fosforun  metallarla  birləşmələri  fosfidlər  adlanır.  Azotdan  fərqli  olaraq  fosfor 
hidrogenlə  demək  olar  ki,  birləşmir.  Lakin  bəzi  fosfidləri  su  ilə  parçaladıqda 
ammonyaka oxşayan PH
3
 fosfin alınır. 
 
Ca
3
P
2
 + 6H
2
O = 2PH
3
 + 3Ca(OH)
2
 
 
Fosfin  rəngsiz  və  çox  zəhərli  qazdır  (ər.  t_  134
0
C,  qay.  t_  88
0
C).  Onun  xoşa 
gəlməyən  iyi  vardır.  Havada  asanlıqla  alışıb  yanır  və  çox  qüvvətli  reduksiya-edicidir. 
Ammonyakın əksinə olaraq özünə birləşdirmə reaksiyaları fosfin üçün az xarakterikdir. 
Fosfonium (PH
4
) duzları yalnız bir neçə turşu (HCIO, HCI, HBr, HJ) üçün məlumdur və 
çox davamsızdır.  
Ammonyakın nisbətən, PH
3
 suda az həll olur. Su ilə reaksiyaya girmir. 
 
 
Fosforun oksidləri və turşuları. 
 
Şəraitdən asılı olaraq fosfor O
2
-lə iki oksid əmələ gətirir.  
1. P
2
O
3
- fosfor- 3- oksid və ya fosfid anhidridi. 2. P
2
O
5
-fosfor- 5- oksid və ya 
fosfat  anhidridi.  Fosfor  artıqlaması  ilə  götürülən  O
2
–də  və  ya  havada  yandıqda  onun 
baş oksidi olan P
2
O
5
- fosfat anhidridi alınır.  
 
4P + 5O
2
 = 2P
2
O
5
 
 
Əksinə hava çatışmayan şəraitdə yanması və yavaş oksidləşməsilə P
2
O
3
-fos- 
fit anhidridi alınır: 
4P + 3O
2
 = 2P
2
O
3
 
 
 
Fosfit  anhidridi-mumaoxşar  ağ  kristal  kütlədir.  Havada  qızdırıldıqda  P
2
O
5
-ə 
çevrilir. Reaksiya işıq çıxması ilə davam edir ki, onu da qaranlıqda müşayət etmək olar. 
P
2
O
3
 su ilə yavaş reaksiyaya girərək fosfit turşusu əmələ gətirir.  
 
P
2
O
5
 +  H
2
O = 2HPO
3
 (metafosfat turşusu) 
P
2
O
5
 +  2H
2
O = H
4
P
2
O
7
 (pirofosfat turşusu) 
P
2
O
5
 + 3 H
2
O = 2H
3
PO
4
 (ortofosfat turşusu) 

 
103
 
 
Baş  valentli  fosfor  turşusunun  ən  çox  praktiki  əhəmiyyəti  olanı  ortofosfat 
(H
3
PO
4
) turşusudur. Ortofosfat turşusu rəngsiz, şəffaf, kristal maddədir, suda yaxşı həll 
olur. Fosforun başqa törəmələrindən fərli olaraq H
3
PO
4 
zəhərli deyildir. 
 
Metafosfat turşusunun suda məhlulunu qızdırdıqda H
3
PO
4
 alınır; 
P
2
O
5
 + 3 H
2
O = 2H
3
PO
4 
 
 
Sənayedə sulfat turşusunun Ca
3
(PO
4
)
2
-a təsiri ilə ortofosfat turşusu alınır: 
 
3H
2
SO
4
 + Ca
3
(PO
4
)
2
 = 3CaSO
4
 + 2H
3
PO
4
 
 
 
Fosforun nitrat turşusu ilə oksidləşməsidən; 
 
3P + 5HNO
3
 + 2H
2
O = 3 H
3
PO
4
 + 5NO 
 
 
Fosfat  turşusu  üçəsaslı,  orta  qüvvətli  turşudur.  O,  aşağıdakı  kimi  dissosiasiya 
edir: 
 
H
3
PO
4 
           H
+
 + H
2
PO
4
-
      - NaH
2
PO
4 
                                  H
2
PO
4
-
           H
+
 + HPO
4
2-
      - Na
2
HPO
4 
                                  HPO
4
2- 
H
+
 + PO
4
3- 
- Na
3
PO
4 
 
 
VI A yarımqrup elementləri 
 
Osigen 
 
          VI  qrupun  əsas  yarımqrupu  aşağıdakı  elementlərdən  O
2
,  S,  Se,  Te,  Po  ibarətdir. 
Oksigen  yarımqrupu  elementləri  atomlarının  xarici  kvant  təbəqəsində  6  elektron  olur. 
Oksigenin sıra nömrəsi 8, elektron konfiqurasiyası belədir 1s
2
 2s
2
 2p
4
. Oksigen azotdan 
daha aktiv qeyri-metaldır. Elementin sıra nömrəsinin artması ilə atomlarının radiusu da 
böyüyür, bu isə elektrona olan qohumluğun azalmasına 
 səbəb olur.  
 
Alınması:  Sənaye  miqyasında  oksigen  maye  havadan  alınır.  Çox  saf  oksigeni 
suyun  elektrolizi  ilə  alırlar.  Laboratoriyada  oksigeni  Bertole  duzunu  və  ya  kalium 
permanqanatı qızdırmaqla almaq olar.  
 
2KCIO
3
 = 2KCI + 3O
2
 
2KMnO
4
 = K
2
MnO
4
 + MnO
2
 + O
2
 
2NaNO
3
 = 2NaNO
2
 + O
2
↑ 
2HgO = 2Hg + O
2
 
 
 
Oksigen  iysiz, rəngsiz  və  dadsız qazdır, 1atm. təzyiqdə 100  həcm suda 3  l  həcm 
O
2
  həll  olur.  Oksigenin,  təsirsiz  qazlar  müstəsna  olmaqla,  bütün  elementlərlə 

 
104
birləşmələri  məlumdur.  Oksigen  fəal  elementlərdən  olub,  Au  və  Pt-dən  başqa  bütün 
metallarla bilavasitə birləşir və nəticədə oksid əmələ gətirir.  
 
2Ca + O
2
 = 2CaO 
4Fe + 3O
2
 = 2Fe
2
O
3
 
4Na + O
2
 = 2Na
2
O 
 
 
Oksigen  halogenlərdən  başqa  digər  qeyri-metal  atomları  ilə  birləşir  və  nəticədə 
turşu oksidi və ya duz əmələ gətirən oksidlər əmələ gəlir.  
 
S + O
2
 = SO
2
;  N
2
 + O
2
 = 2NO 
 
 
Maddələrin  oksigenlə  birləşməsi  oksidləşmə  adlanır.  Yanma,  korroziya,  çürümə 
və tənəffüs oksigenin iştirakı ilə gedən oksidləşmə-reduksiya prosesləridir. 
 
Oksigen  2  allotropik  modfikasiya  əmələ  gətirir;  O
2
  və  O
3
  (ozon)  Ozon  az 
miqdarda  havada  olur.  Elektrik  boşalması  nəticəsində  havanın  oksigeni  qismən  ozona 
çevrilir. 
 
3O
2
 = 2O
3
 
 
 
Şimşəkdən  sonra  havanın  xoş    iyi  havada  az  miqdarda  ozon  əmələ  gəlməsi  ilə 
izah  edilir.  Ozonun  göyümtül  rəngi  və  kəskin  xarakterik    iyi  olur.  O,  suda  oksigendə 
yaxşı həll olur.  
 
Oksigen  həm  də  yüksək  temperaturda  da  gümüşlə  reaksiya  girmir.  Ozon    metal 
gümüşə təsirindən isə sürətlə oksidləşərək Ag
2
O
2
 əmələ gətirir.  
 
2Ag + 2O
3
 = Ag
2
O
2
+2O
2
 
Gümüş peroksid. 
 
 
Ozon qüvvətli oksidləşdiricilik qabiliyyəti sayəsində mikroorqanizmləri tələf edir, 
içməli suyun və havanın zərərsizləşdirilməsi üçün dezinfeksiyaedici kimi tətbiq olunur.  
VII A Yarımqrup elementləri.
 
 
 
VII  əsas  yarımqrupuna  flüor,  xlor,  brom,  yod,  astat  daxildir.  Bunlara  halogenlər 
deyilir. Bu elementlərin  xarici elektron təbəqələrinin quruluşu oxşardır.  
 
Aydındır  ki,  halogenlərdə  xassələrin  dövrü  sürətdə  təkrarı,  xarici  kvant 
təbəqəsindən oxşar elektron qruplarının təkrarı ilə əlaqədardır. Halogenlərin xarici kvant 
təbəqəsində  yeddi  elektron  (s
2
  p
5
).  Flüordan  astata  doğru  hallogenlərin  atomlarının 
radiusu  böyüyür,  oksidləşdiricilik  qabiliyyəti,  eləcə  də  elektromənfiliyi  azalır.  Astat 
asan oksidləşmə qabiliyyətinə görə metallara daxa çox oxşayır. 
 
Flüor.  Yer  qabığında  yalnız  birləşmələr  şəklində  rast  gəlir.  Onun  planeti-mizdə 
geniş  yayılan  minerallarından  flüorit  CaF
2
  və  krioliti  Na
3
AlF
6
  göstərmək  olar.  Flüorlu 
birləşmələrdə  elektroliz  etmək  yolu  ilə  alırlar.  Bu  məqsəd  üçün  asan  əriyən  KF∙2HF 
tərkibli  birləşmədən  istifadə  olunur.  Flüor  demək  olar  ki,  rəngsiz,  lakin  qalın 
təbəqələrdə yaşımtıl sarı rəngli, kəskin iyli qazdır. 

 
105
 
Flüor  elektromənfiliyi  ən  böyük  olan  qüvvətli  qeyri  metaldır.  Flüor  atomunun 
radiusunun  kiçik  olması,  onun  elektronaqohumluğunun    böyük  olmasına  səbəb  olur. 
Flüor maddələrin çoxu ilə bilavasitə birləşir.  
2P + 5F
2
 = 2PF
5
                  S + 3F
2
 = SF
6
 
 
 
Suyun hidrogeni ilə birləşir, atom halında oksigen ayrılır: 
 
F
2
 + H
2
O= 2HF + O 
 
 
Bu  zaman  atom  halında  ayrılan  oksigenin  bir  hissəsi    su  ilə  hidrogen  peroksid, 
flüor ilə qaz halında F
2
O əmələ gətirir. F
2
O qaz halında şiddətli zəhərli maddədir. Suda 
demək  olar  ki,  parçalanmır.  Flüor  hidrogenlə  bilavasitə  birləşir,  reaksiya  qaranlıqda, 
hətta soyuqda partlayışla gedir.  
 
H
2
 + F
2 
= 2HF  
 
 
HF-u texnikada CaF
2
-də qatı H
2
SO
4
-ün təsiri ilə alırlar: 
 
CaF
2
 + H
2
SO
4
 = CaSO
4
 + 2HF 
 
 
HF asan uçucu  mayedir, su ilə istənilən nisbətdə qarışır, kəskin iyilidir. Tənəffüs 
yollarını qıcıqlandırır. 
 
Flüorid  turşusu  neft  sənayesində  yüksək  keyfiyyətli  benzin  sintezində, 
mineralların  alınmasında  və  s.  işlənir.  Flüor  yüksək  temperatura  davamlı  yağlayıcı 
maddələr  və  plastik  kütlə  istehsalında  geniş  tətbiq  edilir.  Canlı  orqanizmin  həyat 
fəaliyyətində  flüorun  əhəmiyyəti  az  deyil,  sümüyün,  dişin  mina  təbəqəsinin  tərkibində 
flüor  vardır.  Bu,  dişin,  sümüyünün  aşınmaya  qarşı  davamlılığını    artırır.  Flüor  az 
miqdarda  qara  ciyərdə,  böyrəkdə,  beyində,  qanda  olur.  Flüor  orqanizmə  içməli  su  ilə 
daxil  olur.  Flüorun  bir  sıra  birləşmələri  Na
2
SiF
6
,  NH
4
HF
2
  və  kənd  təsər-rüfatında 
ziyanvericilərlə mübarizə işində istifadə edilir.