Презентация на тему "Фтор"

Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5

Рецензии

Добавить свою рецензию

Аннотация к презентации

Презентация на тему "Фтор" рассказывает о составе и свойствах химического элемента.

Краткое содержание

  • Строение
  • Химические свойства
  • Физические свойства
  • Применение

Содержание

  • Слайд 1

    Фтор

    • Фтор «F» в невозбужденном состоянии имеет электронную конфигурацию: 1s22s22p5.
    • Наличием одного непарного электрона обуславливается сходство фтора с водородом. Однако различие в общем числе валентных электронов и орбиталей предопределяет значительное отличие этих элементов друг от друга. Степень окисления фтора как самого электроотрицательного элемента (4,0) принимается равной –1. Максимальная валентность фтора, согласно теории валентных связей, как и других элементов 2-го периода, равна четырем.

  • Слайд 2

     

    • Фтор – довольно распространенный элемент. Из минералов фтора наибольшее значение имеют СаF2 — плавиковый шпат (флюорит), Nа3А1F6 — криолит и Са5(РО4)3F— фторапатит. Фтористые соединения содержатся в организме человека (в основном в зубах и костях). В природе встречается только один изотоп 19F. Искусственно получены малоустойчивые изотопы (с массовыми числами от 16 до 21).

  • Слайд 3

     

    • Простое вещество. Подобно водороду фтор образует двухатомные молекулы F2, что соответствует следующей электронной конфигурации:
    • ( sсв)2 (sразр)2 (хсв)2 ( y, zсв )4 (y, zразр)4.
    • Поскольку на связывающих орбиталях имеется на два электрона больше, чем на разрыхляющих, порядок связи в молекуле F2 принимается равным 1.

  • Слайд 4

     

    • Молекула фтора F2 имеет относительно небольшую массу и достаточно подвижна, поэтому фтор в обычных условиях — газ (светло-желтого цвета), обладает низкой температурой плавления (—223 °С) и кипения (—187 oС).
    • Из-за высокой окислительной активности фтора и большой прочности его соединений фтор получают в свободном состоянии электролизомего расплавленных соединений. Для этих целей обычно используют эвтектическую смесь НF – КF или фторогидрогенаты калия (например K[HF2] - дифторогидрогенат калия).
    • Фтор и его соединения сильно ядовиты (исключение составляют CF4, SF6- элегази некоторые другие вещества).

  • Слайд 5

     

    • Вследствие высокой химической активности фтор вызывает коррозию почти всех материалов. В качестве материала аппаратуры для получения фтор, его хранения и перевозки используется нержавеющая сталь, медь; никель (и некоторые его сплавы), который устойчив к действию фтора за счет образования защитной пленки NiF2.
    • В целом проблема эта разрешена, и фтор перевозится в больших количествах в гигантских автоцистернах (обычно в сжиженном виде).

  • Слайд 6

     

    • Широкое применение фтора началось в связи с работами по разделению изотопов урана (в виде 235UF6 и 238UF6) диффузионным методом. UF4 используется для получения металлического урана. (Фтор также используется в технологии редких элементов Nb, Ta и др.). В настоящее время фтор широко применяется для синтеза различных хладоагентов и полимерных материалов—фторопластов, отличающихся высокой химической стойкостью.
    • Жидкий фтор и ряд его соединений применяются в качестве окислителя ракетного топлива.

  • Слайд 7

     

    • Фтор исключительно активен химически, он — сильнейший окислитель. Высокая химическая активность фтора объясняется тем, что его молекула имеет низкую энергию диссоциации (159 кДж/моль), в то время как химическая связь в большинстве соединений фтора отличается большой прочностью (порядка 200—600 кДж/моль). (Энергия связи E(H-F) =566, E(Si-F)=582 кДж/моль). Кроме того, энергия активации реакций с участием атомов фтора низка (≤ 4 кДж/моль). Благодаря малой энергии связи молекулы фтора легко диссоциируют на атомы.
    • Низкое значение энергии связи молекулы F2 можно объяснить сильным отталкиванием электронных пар, находящихся на π-орбиталях, обусловленным малой длиной связи F-F.

  • Слайд 8

     

    • По образному выражению акад. А. Е. Ферсмана, фтор «всесъедающий». В атмосфере фтора горят такие стойкие вещества, как стекло (в виде ваты), вода:
    • SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2;
    • 2Н2O + 2F2 = 4НF + O2 (О3, ОF2).
    • В этих реакциях в качестве одного из продуктов горения образуется кислород (!), т. е фтор как окислитель сильнее кислорода.
    • Pt сгорает во фторе Pt + F2 = PtF6(Тпл. = 61, Ткип. = 69 оС)получаетсялетучее кристаллическое вещество темно-красного цвета. Относится к числу самых сильных окислителей, является сильнейшим фторирующим реагентом.

  • Слайд 9

     

    • Исключительно активно протекает взаимодействие фтора с большинством простых веществ. С серой и фосфором он взаимодействует даже при температуре жидкого воздуха (—190 °С):
    • S + 3F2 = SF6 (г), Нo298 = -1207 кДж/моль;
    • 2P + 3F2 = 2PF3(ж),Нo298 = -311,7кДж/моль;
    • 2Р + 5F2 =2РF5 (кр), Нo298 = -3186 кДж/моль.
    • Реакции с фтором водородсодержащих веществ (H2O, H2, NH3, B2H6, SiH4, AlH3 и др.) сопровождается образованием HF.
    • 2NH3(г) + 3F2(г) = 6HF(г) + N2(г);Go = —1604 кДж/моль
    • 2NH3(г) +6F2(г) = 6HF(г) + 2NF3(г);Go = —1772кДж/моль
    • Первая протекает при высоких Т (S>0) вторая – при более низких Т (S<0).

  • Слайд 10

     

    • Фтор окисляет некоторые так называемые инертные газы: (при нормальном Р)
    • Хе + 2F2 = ХеF4(к), Нo298 = – 252 кДж/моль;
    • Хе + 3F2 = ХеF6(к)(при повышенном Р = 6МПа)
    • Хе + F2 = ХеF2(к) (электр. разр., УФ-излучение)
    • 2ХеF2 = Хе+ ХеF4; 3ХеF4 = Хе+ 2ХеF6.
    • ХеF6 + H2O= ХеOF4(ж)+ 2HF;
    • ХеOF4 +2H2O = ХеO3(т) + 4HF
    • Xe + PtF6 = Xe+[PtF6]-.
    • Непосредственно фтор не взаимодействует лишь с гелием, неоном и аргоном.

  • Слайд 11

     

    В линейной молекулеХеF2 за счет одной 5р-орбитали атома ксенона и двух 2р-ориталей атомов фтора образуются трехцентровые молекулярные орбитали – связывающая, несвязывающая, разрыхляющая. На три молекулярные орбитали приходится четыре электрона. В молекуле XeF2 присходит частичный перенос заряда от атома Xe к атому F и эффективный заряд последнего оказывается отрицательным (δF ≈ -0,5).HV – гипервалентные (электроноизбыточные) связи.

  • Слайд 12

     

    • В соответствии с закономерным изменением характера элементов по периодам и группам периодической системы закономерно изменяются и свойства фторидов, например:
    • Химическая природа
    • NaF, MgF2основная
    • AlF3 амфотерная
    • AlF63-
    • SiF4,PF5, SF6, (ClF5) кислотная
    • SiF62-, PF6-, SF60, (ClF6-)
    • Известно много прочных комплексов ([BF4]-, [BeF4]2-,
    • [SiF6]2-, [AlF6]3- и др.). WF6>ReF6> OsF6>IrF6>PtF6

  • Слайд 13

     

    • Ионные фториды кристаллические вещества с высокой температурой плавления. Координационное число иона фтора 6 (NаF) или 4 (СаF2).
    • Ковалентные фториды газы или жидкости.
    • Промежуточное положение между ионными и ковалентными фторидами занимают фториды с высокой степенью полярности связи, которые можно назвать ионно-ковалентными соединениями.
    • К последним, например, можно отнести кристаллические ZnF2, МnF2, СоF2, NiF2, в которых эффективные заряды электроположительных атомов составляют 1,56; 1,63; 1,46; 1,40 соответственно.

  • Слайд 14

     

    • Многие фториды металлов в низких степенях окисления получают действием раствора HF на оксиды, гидроксиды, карбонаты и пр., например:
    • 3НF + Аl(ОН)3 = АlF3 + 3H2О
    • Фториды неметаллов и металловв высоких степенях окисления получают фторированием простых веществ или низших фторидов, например:
    • F2 + Cl2 = 2СlF; СlF + F2 = СlF3; СlF3 +F2 = СlF5
    • I2 + 7F2 = 2IF7
    • Стабильность фторидов возрастает с увеличением положительной степени окисления галогенов.
    • Согласно методу МО, трифториды характеризуются неравноценными связями Г-F: одной трехцентровойF-Г-F и одной двухцентровой Г-F.
    • (2- трехцентровых и 1-двухцентровых связей соответственно у пентафторида.)

  • Слайд 15

     

    • По химической природе ионные фториды являются основными соединениями, а ковалентные фториды — кислотными. Так в реакции
    • 2NаF + SiF4 = Nа2[SiF6]
    • основный кислотный гексафторосиликат натрия
    • ионный NаF выступает в качестве донора, а ковалентный SiF4 — в качестве акцептора электронных пар, носителем которых является фторид-ион F-.

  • Слайд 16

     

    • Основные фториды при гидролизе создают щелочную среду, а кислотные фториды — кислотную
    • NaF + H2O = NaOH + HF
    • SiF4 + 3Н2O = Н2SiО3 + 4НF
    • Амфотерные фториды взаимодействуют как с основными, так и с кислотными фторидами. В последнем случае образуются смешанные фториды, например:
    • 2КF + ВеF2= К2[ВеF4]
    • (ВеF2 как кислотное соединение)
    • ВеF2 + SiF4 = Be[SiF6]
    • (ВеF2 как основное соединение)

  • Слайд 17

     

    • В неводных растворах PF5взаимодействует с основными фторидами
    • KF + PF5 = KPF6
    • С жидким HF образует
    • НF + PF5 = HPF6 – гексафторофосфорная кислота (водный раствор – очень сильная кислота)

  • Слайд 18

     

    • Комплексные фториды весьма разнообразны. Координационное число по фтору для элементов 2-го периода равно 4, для элементов других периодов типичное координационное число 6. Кроме того, встречаются комплексные фториды, в которых координационное число комплексообразователя равно 7, 8 и 9, например:
    • К2[ВеF4] К3[А1F6] К2[NbF7] К2[ReF9]
    • Эти же примеры показывают, что во фторокомплексах стабилизируется. высшая степень окисления центральных атомов.
    • Производные фторокомплексов представляют собой преимущественно ионые соединения либо относятся к смешанным (полимерным) фторидам (например, ВеSiF6).
    • Соединения с водородом типа НВF4, НРF6, Н2SiF6 в свободном состоянии неустойчивы. Их водные растворы — очень сильные кислоты (типа HClO4).

  • Слайд 19

     

    • Фтор со взрывом взаимодействует с водородом даже при низких температурах и (в отличие от хлора) в темноте с образование фтористого водорода
    • H2 + F2 = 2HF
    • Обычно фтористый водородполучают при нагревании действием серной кислоты на флюорит:
    • CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF

  • Слайд 20

     

    • Молекула фторида водорода НF сильно полярна и имеет большую склонность к ассоциации за счет водородных связей в зигзагообразные цепи. Поэтому фторид водорода в обычных условиях — бесцветная жидкость (Тпл. -83 °С, Ткип.19,5оС) с резким запахом, сильно дымящая на воздухе. Даже в состоянии газа фторид водорода состоит из смеси полимеров Н2F2, Н3F3, Н4F4, Н5F5, Н6F6. Простые молекулы НF существуют лишь при температурах выше 90 °С. Вследствие высокой прочности связи (энергия диссоциации 565 кДж/моль) термический распад НF на атомы становится заметным выше 3500 oC.

  • Слайд 21

     

    • Собственная ионизация жидкого НF незначительна (К = 2,0710-11). Она происходит путем перехода протона (или соответственно иона фтора) от одной молекулы к другой, сопровождающегося превращением водородной связи из межмолекулярной в межатомную и в ковалентную. При этом образуются сольватированные фтороний-ион FH2+ и фторогидрогенат-ион НF2- по схеме
    • Н—FН—FН—F [H—F—H]+ + [F—Н—F]-

  • Слайд 22

     

    • Жидкий фторид водорода - сильный ионизирующий растворитель. В нем хорошорастворяются вода, фториды, сульфаты и нитраты s-элементов I группы, несколько хуже аналогичные соединения s-элементов II группы. При этом растворенные вещества, отнимая от молекул НF протоны, увеличивают концентрацию отрицательных ионов (HF2-), т. е. ведут себя как основания. Например:
    • КNO3 + 2НF К+ + НNO3 + HF2-

  • Слайд 23

     

    • Даже НNО3 в этих условиях ведет себя как основание:
    • НNО3 + 2НF NО3Н2+ + HF2-
    • индифферентный в воде этиловый спирт в жидком фториде водорода оказывается таким же сильным основанием, как КОН в воде:
    • С2Н5ОН + 2НF С2Н5OН2+ + HF2-

  • Слайд 24

     

    • В жидком НFведут себя как кислоты вещества — акцепторы фторид-ионов, например BF3, SbF5:
    • BF3 + 2НF = FH2+ + ВF4-
    • SbF5 + 2НF = FH2+ + SbF6-
    • При растворении кислот увеличивается концентрация положительных фто-роний-ионов FH2+.

  • Слайд 25

     

    • Амфотерными соединениями в жидком НF являются, например, фториды алюминия и хрома (III):
    • 3NаF + АIF3 3Nа+ + А1F63-
    • (АIF3 как кислотное соединение)
    • АlF3 + 3ВF3 А13+ + 3ВF4-
    • (АIF3 как основное соединение)

  • Слайд 26

     

    • HFнеограниченнорастворяется в воде. HF ионизируется с образованием ионов OH3+иF-.
    • Последние взаимодействуя с HF, образуют фторогидрогенат-ионы: 2HF +Н2О = OH3++НF2-.
    • Раствор НF (плавиковая кислота) (фтороводородная = фтористоводородная) является кислотой средней силы (К=6,210-4). В растворе содержатся также комплексные ионы Н2F3-, Н3F4-, НnFn+1-. Поэтому при нейтрализации растворов плавиковой кислоты образуются не фториды, а фторогидрогенаты типа К[НF2].

  • Слайд 27

     

    • При нейтрализации HF образуются фторогидрогенаты
    • 2HF + KOH = K[HF2] + H2O
    • КНF2,КH2F3,КH3F4, КH4F5
    • Тпл соответственно 239, 62, 66, 72 оС
    • Эти соединения, как правило, хорошо кристаллизуются и плавятся без разложения Полимерные гидрогенат-ионы имеют зигзагообразную форму. Они образованы за счет водородной связи.

  • Слайд 28

     

    • Термическое разложение фторогидрогенатов используется для получения чистого НF и фторида металла:
    • KHF2 = KF + HF
    • К [НnFn+1] = К [Нn-1Fn] + НF

  • Слайд 29

     

    • Характерная особенность плавиковой кислоты (фтористоводородной = фтороводородной) ее способность взаимодействовать с диоксидом кремния:
    • SiO2 (к) + 4НF (р) = SiF4 (г) + 2Н2O (ж)
    • SiF4 (г) + 2НF (р) = H2SiF6 (р)
    • Поэтому ее обычно хранят в сосудах из свинца, каучука, полиэтилена или парафина, а не в стеклянной посуде. Она токсична, при попадании на кожу вызывает плохо заживающие болезненные язвы.
    • Плавиковая кислота применяется для травления стекла, удаления песка с металлического литья, получения фторидов и т. д. Фторид водорода в основном используется в органическом синтезе.

  • Слайд 30

     

    • В соединениях со фтором у кислорода проявляется электроположительная поляризация атомов.
    • Простейший представитель такого рода соединений — дифторид кислорода ОF2: его получают при быстром пропускании фтора через охлажденный2%-ный раствор щелочи:
    • 2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O.
    • ОF2 в воде малорастворим и с ней не взаимодей-ствует. Он смешивается (не реагируя) с Н2, СН4 или СО. При пропускании через такую смесь искры происходит сильный взрыв. Смеси ОF2 с Cl2, Br2и I2 взрываются при комнатной температуре. ОF2 выделяет остальные галогениды из их кислот и солей:
    • ОF2 +4НX (ag) = 2X2 + 2HF + H2O.

  • Слайд 31

     

    Молекула ОF2 имеет угловую форму. Дифторид кислорода ядовитыйгаз бледно-желтого цвета, термически устойчив до 200—250 °С, сильный окислитель, эффективный фторирующий агент.

  • Слайд 32

     

    • ОF2 довольно легко гидролизуется основаниями, водой – гораздо медленнее:
    • OF2 + 2NaOH = 2NaF + O2 + H2O.
    • Но с горячим паром происходит взрыв:
    • ОF2 + Н2О = О2 + 2HF.
    • Молекула О2F2образуется (в виде красной летучей жидкости) в результате непосредственного взаимодействия простых веществ в электрическом разряде или под действием ионизирующих излучений при температуре жидкого воздуха (—190 °С). (Разлагается при – 57 оС). Оранжево-желтый газ при н.у. Диамагнитна (все электроны спарены). В диоксидифторидеО2F2 радикал О22+ ковалентно связан с атомами фтора.

  • Слайд 33

     

    Длина связи О-О в О2F2значительно короче связи О-О в Н2О2 и приблизительно такая же, как в О2, а длины связей О-F значительно длиннее, чем в ОF2.Т.е. связь О-О в О2F2близка к двойной, а связи О-F слабее (158пм139пм), чем обычные простые связи О-F.

  • Слайд 34

     

    Соединение крайне неустойчиво, что определяется низкой энергией разрыва связи ОF (75 кДж/моль).

  • Слайд 35

     

    Получены также полиоксидифториды типа О4F2, О5F2 и О6F2, существующие лишь при низкой температуре (—190 °С). Предполагают, что их молекулы имеют цепное строение, например

    F—О—О—О—О—F.

    Термическая устойчивость полиоксидифторидов уменьшается с увеличением числа атомов в молекуле ОnF2 (n = 2 – 6).

Посмотреть все слайды
Презентация будет доступна через 45 секунд