 |
АвтоАвтоматизацияАрхитектураАстрономияАудитБиологияБухгалтерияВоенное делоГенетикаГеографияГеологияГосударствоДомДругоеЖурналистика и СМИИзобретательствоИностранные языкиИнформатикаИскусствоИсторияКомпьютерыКулинарияКультураЛексикологияЛитератураЛогикаМаркетингМатематикаМашиностроениеМедицинаМенеджментМеталлы и СваркаМеханикаМузыкаНаселениеОбразованиеОхрана безопасности жизниОхрана ТрудаПедагогикаПолитикаПравоПриборостроениеПрограммированиеПроизводствоПромышленностьПсихологияРадиоРегилияСвязьСоциологияСпортСтандартизацияСтроительствоТехнологииТорговляТуризмФизикаФизиологияФилософияФинансыХимияХозяйствоЦеннообразованиеЧерчениеЭкологияЭконометрикаЭкономикаЭлектроникаЮриспунденкция
Соединения фтора (–1)
Ионные фториды – кристаллические вещества с высокой температурой плавления. Координационное число фторид-иона 6 (NaF) или 4 (CaF2).
Ковалентные фториды – газы или жидкости.
Фторид водорода при обычных условиях – бесцветный газ с резким запахом (Тпл = –83,4 °С, Ткип = 19,5 °С).
Фторид водорода обычно получают действием серной кислоты на флюорит:
CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF.
Раствор HF (фтороводородная кислота) является слабой кислотой, проявляет все общие свойства кислот.
Характерная особенность фтороводородной кислоты ее способность взаимодействовать с диоксидом кремния:
SiO2(к) + 4HF(ж) = SiF4(к) + 2Н2О(ж).
Поэтому ее обычно хранят не в стеклянной посуде, а в сосудах из свинца, каучука, полиэтилена или парафина. Она токсична, при попадании на кожу вызывает плохо заживающие болезненные язвы.
Плавиковая кислота, в отличие от остальных галогеноводородных кислот, образует кислые соли:
KOH +2HF = KHF2 + H2O.
фторогидрогенат калия.
Фтороводородная кислота применяется для травления стекла, удаления песка с металлического литья, получения фторидов и т.д. Фторид водорода в основном используется в органическом синтезе.
Особое место занимают фториды кислорода. Дифторид кислорода (ОF2) – ядовитый газ бледно желтого цвета. Молекула имеет структуру равнобедренного треугольника, валентный угол 103°. Дифторид кислорода может быть получен пропусканием фтора в 2 % раствор гидроксида натрия:
2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2 + H2O.
Более сильный окислитель, чем кислород, реагирует с неметаллами, различными органическими и неорганическими веществами:
OF2 + 2NaOH = 2NaF + O2 + H2O,
OF2 + 4HI = 2HF + 2I2 + H2O.
Фторид кислорода О2F2 – твердое вещество оранжево-желтого цвета, крайне неусточив. Структура молекулы аналогична структуре молекулы пероксида водорода, диамагнитна. Может быть получен прямым взаимодействием простых веществ:
О2 + F2 = О2F2.
При температуре электрической дуги или под действием ионизирующего излучения можно получить полимерные фториды состава: О4F2, О5F2, О6F2. Такие фториды существуют при низких температурах.
Промежуточное положение между ионными и ковалентными фторидами занимают фториды с высокой степенью полярности связи, которые можно назвать ионно-ковалентными соединениями. К последним относятся, например, кристаллические ZnF2, MnF2, CoF2, NiF2, в которых эффективные заряды металлических элементов составляют 1,56; 1,63; 1,46; 1,40 соответственно.
Многие фториды металлов в низких степенях окисления получают действием раствора HF на оксиды, гидроксиды, карбонаты. Например:
3HF + Al(ОН)3 = AlF3 + 3H2O.
Фториды неметаллов и металлов в высоких степенях окисления получают фторированием простых веществ или низших фторидов, например:
ClF + F2 = ClF3.
Большинство кристаллических фторидов нерастворимо в воде. Хорошо растворяются лишь фториды s-элементов I группы (кроме LiF), а также AgF, HgF2, SnF2 и некоторые другие.
По химической природе ионные фториды являются основными соединениями, а ковалентные фториды – кислотными. Так, в реакции
2NaF + SiF 4 = Na2[SiF6]
NaF выступает в качестве донора, а ковалентный SiF4 – в качестве акцептора электронных пар, носителем которых является фторид-ион F–.
Основные фториды при гидролизе создают щелочную среду, а кислотные фториды – кислотную:
SiF4 + 3Н2О = H2SiO3 + 4HF.
Амфотерные фториды взаимодействуют как с основными, так и с кислотными фторидами:
2KF + BeF2 = K2[BeF4] (как кислотное соединение),
BeF2 + SiF4 = Be[SiF6] (как основное соединение).
Хлор
Хлор – это элемент третьего перйода VIIА группы. Электронное строение атома: 1s22s22p63s23p5. Атом хлора, также как и атом фтора имеет 7 валентных электронов, один из которых, неспаренный. Но у хлора, по сравнению с фтором, больше размер валентных орбиталей, гораздо меньше значение энергии ионизации, заметно больше сродство к электрону, большая поляризуемость атома:
roрб Iион Fсрод
F 0,036 17,42 3,45
Сl 0,072 12,07 3,61
В отличие от фтора хлор может проявлять в соединениях валентность равную номеру группы VII. В большинстве соединений хлор как сильно электроотрицательный элемент (ЭО = 3,0) выступает в отрицательной степени окисления –1. В соединениях же с более электроотрицательными фтором, кислородом и азотом он проявляет положительные степени окисления. Особо разнообразны соединения хлора с кислородом, в которых степени окисления хлора +1, +3, +5, +7, а также +4 и +6.
Хлор – типичный неметаллический элемент. Следовательно, для него наиболее характерна тенденция при химических превращениях образовывать простые и сложные анионы.
Молекула хлора, подобно молекуле фтора, двухатомна. Большую устойчивость молекулы Сl2 по сравнению с F2 можно объяснить тем, что в молекуле F2 несвязывающие электроны отталкиваются друг от друга сильнее, чем в более крупной по размерам молекуле Сl2.
Согласно другой точке зрения в молекуле Сl2, в отличие от молекулы F2, имеется π-дативное связывание. Последнее возникает по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленных электронных пар одного атома и свободных 3d-орбиталей другого. Считается, что порядок связи в молекуле Сl2 составляет 1,12.
Поиск по сайту: