Определить тип химической связи в молекуле фтора. Атом, молекула, ядерные свойства фтора

Химическая связь - электронный феномен, заключающийся в том, что, по крайней мере, один электрон, находившийся в силовом поле своего ядра, оказывается в силовом поле другого ядра или нескольких ядер одновременно.

Большинство простых веществ и все сложные вещества (соединения) состоят из атомов, определенным образом взаимодействующих друг с другом. Иными словами, между атомами устанавливается химическая связь. При образовании химической связи энергия всегда выделяется, т. е. энергия образующейся частицы должна быть меньше суммарной энергии исходных частиц.

Переход электрона от одного атома к другому, в результате чего образуются разноименно заряженные ионы с устойчивыми электронными конфигурациями, между которыми устанавливается электростатическое притяжение, является простейшей моделью ионной связи :

X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X + Y -

Другой моделью связи является обобществление электронов двумя атомами, в результате чего также образуются устойчивые электронные конфигурации. Такая связь называется ковалентной ее теорию в 1916 г. начал разрабатывать американский ученый Г. Льюис.

Общим моментом в обеих теориях было образование частиц с устойчивой электронной конфигурацией, совпадающей с электронной конфигурацией благородного газа .

Например, при образовании фторида лития реализуется ионный механизм образования связи. Атом лития (3 Li 1s 2 2s 1) теряет электрон и превращается в катион (3 Li + 1s 2) с электронной конфигурацией гелия. Фтор (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) принимает электрон, образуя анион (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) c электронной конфигурацией неона. Между ионом лития Li + и ионом фтора F - возникает электростатическое притяжение, за счет чего образуется новое соединение - фторид лития.

При образовании фтороводорода единственный электрон атома водорода (1s) и неспаренный электрон атома фтора (2p) оказываются в поле действия обоих ядер - атома водорода и атома фтора. Таким образом возникает общая электронная пара, что означает перераспределение электронной плотности и возникновение максимума электронной плотности. В результате с ядром атома водорода теперь связаны два электрона (электронная конфигурация атома гелия), а с ядром фтора - восемь электронов внешнего энергетического уровня (электронная конфигурация атома неона):

Связь, осуществляемая посредством одной электронной пары, называется одинарной связью.

Тенденция к образованию устойчивой восьмиэлектронной оболочки путем перехода электрона от одного атома к другому (ионная связь) или обобществления электронов (ковалентная связь) называется правилом октета.

Существуют, однако, соединения, не отвечающие этому правилу. Например, атом бериллия во фториде бериллия BeF 2 имеет только четырехэлектронную оболочку; шести электронные оболочки характерны для атома бора (точками обозначены электроны внешнего энергетического уровня):

В большинстве соединений d-элементов правило октета также не соблюдается.

Во всех представленных выше примерах химическая связь образуется между атомами различных элементов; она называется гетероатомной. Однако ковалентная связь может образоваться и между одинаковыми атомами. Например, молекула водорода образуется за счет обобществления 15 электронов каждого атома водорода, в результате чего каждый атом приобретает устойчивую электронную конфигурацию из двух электронов. Октет образуется при образовании молекул остальных простых веществ, например фтора:

Образование химической связи может осуществляться также путем обобществления четырех или шести электронов. В первом случае образуется двойная связь, представляющая собой две обобщенные пары электронов, во втором - тройная связь (три обобщенные электронные пары).

Например, при образовании молекулы азота N 2 химическая связь образуется путем обобществления шести электронов: по три неспаренных p электрона от каждого атома. Для достижения восьмиэлектронной конфигурации образуются три общие электронные пары:

Двойная связь обозначается двумя черточками, тройная - тремя. Молекулу азота N 2 можно представить следующим образом: N≡N.

В двухатомных молекулах, образованных атомами одного элемента, максимум электронной плотности находится на середине межъядерной линии. Поскольку разделения зарядов между атомами не происходит, такая разновидность ковалентной связи получила название неполярной. Гетероатомная связь всегда является в той или иной степени полярной, так как максимум электронной плотности смещен в сторону одного из атомов, за счет чего он приобретает частичный отрицательный заряд (обозначается σ-). Атом, от которого смещен максимум электронной плотности, приобретает частичный положительный заряд (обозначается σ+). Электронейтральные частицы, в которых центры частичного отрицательного и частичного положительного зарядов не совпадают в пространстве, называются диполями. Полярность связи измеряется дипольным моментом (μ), который прямо пропорционален величине зарядов и расстоянию между ними.

Рис. Схематическое изображение диполя

Список использованной литературы

1. Попков В. А. , Пузаков С. А. Общая химия: учебник. - М.: ГЭОТАР-Медия, 2010. - 976 с.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [с. 32-35]

Химические частицы, образованные из двух или нескольких атомов, называются молекулами (реальными или условными формульными единицами многоатомных веществ). Атомы в молекулах химически связаны.

Под химической связью понимают электрические силы притяжения, удерживающие частицы друг около друга. Каждая химическая связь в структурных формулах представляется валентной чертой, например:

H – H (связь между двумя атомами водорода);

H 3 N – Н + (связь между атомом азота молекулы аммиака и катионом водорода);

(К +) – (I -) (связь между катионом калия и иодид-ионом).

Химическая связь образуется парой электронов ( ), которая в электронных формулах сложных частиц (молекул, сложных ионов) обычно заменяется валентной чертой, в отличие от собственных, неподеленных электронных пар атомов, например:

Химическая связь называется ковалентной, если она образована путем обобществления пары электронов обоими атомами.

В молекуле F 2 оба атома фтора имеют одинаковую электроотрицательность, следовательно, обладание электронной парой для них одинаково. Такую химическую связь называют неполярной, так как у каждого атома фтора электронная плотность одинакова и в электронной формуле молекулы может быть условно разделена между ними поровну:

В молекуле хлороводорода НСl химическая связь уже полярная, так как электронная плотность на атоме хлора (элемента с большей электроотрицательностью) значительно выше, чем на атоме водорода:

Ковалентная связь, например Н – Н, может быть образована путем обобществления электронов двух нейтральных атомов:

H · + · H > H – H

Такой механизм образования связи называется обменным или равноценным.

По другому механизму та же ковалентная связь H – H возникает при обобществлении электронной пары гидрид-иона H катионом водорода Н + :

H + + (:H) - > H – H

Катион Н + в этом случае называют акцептором, а анион Н – донором электронной пары. Механизм образования ковалентной связи при этом будет донорно-акцепторным, или координационным.

Одинарные связи (Н – Н, F – F, Н – CI, Н – N) называются а-связями, они определяют геометрическую форму молекул.

Двойные и тройные связи () содержат одну?-составляющую и одну или две?-составляющие; ?-составляющая, являющаяся основной и условно образующаяся первой, всегда прочнее?-составляющих.

Физическими (реально измеряемыми) характеристиками химической связи являются ее энергия, длина и полярность.

Энергия химической связи (Е св) – это теплота, которая выделяется при образовании данной связи и затрачивается на ее разрыв. Для одних и тех же атомов одинарная связь всегда слабее , чем кратная (двойная, тройная).

Длина химической связи (l св) – межъядерное расстояние. Для одних и тех же атомов одинарная связь всегда длиннее , чем кратная.

Полярность связи измеряется электрическим дипольным моментом р – произведением реального электрического заряда (на атомах данной связи) на длину диполя (т. е. длину связи). Чем больше дипольный момент, тем выше полярность связи. Реальные электрические заряды на атомах в ковалентной связи всегда меньше по значению, чем степени окисления элементов, но совпадают по знаку; например, для связи H +I -Cl -I реальные заряды равны Н +0 " 17 -Сl -0 " 17 (двухполюсная частица, или диполь).

Полярность молекул определяется их составом и геометрической формой.

Неполярными (р = O) будут:

а) молекулы простых веществ, так как они содержат только неполярные ковалентные связи;

б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их геометрическая форма симметрична.

Например, молекулы СО 2 , BF 3 и СН 4 имеют следующие направления равных (по длине) векторов связей:

При сложении векторов связей их сумма всегда обращается в нуль, и молекулы в целом неполярны, хотя и содержат полярные связи.

Полярными (р > O) будут:

а) двухатомные молекулы сложных веществ, так как они содержат только полярные связи;

б) многоатомные молекулы сложных веществ, если их строение асимметрично, т. е. их геометрическая форма либо незавершенная, либо искаженная, что приводит к появлению суммарного электрического диполя, например у молекул NH 3 , Н 2 О, HNО 3 и HCN.

Сложные ионы, например NH 4 + , SO 4 2- и NO 3 - , не могут быть диполями в принципе, они несут только один (положительный или отрицательный) заряд.

Ионная связь возникает при электростатическом притяжении катионов и анионов почти без обобществления пары электронов, например между К + и I - . У атома калия – недостаток электронной плотности, у атома иода – избыток. Такую связь считают предельным случаем ковалентной связи, поскольку пара электронов находится практически во владении у аниона. Такая связь наиболее характерна для соединений типичных металлов и неметаллов (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) и веществ класса солей (NaNО 3 , K 2 SО 4 , СаСО 3). Все эти соединения при комнатных условиях представляют собой кристаллические вещества, которые объединяют общим названием ионные кристаллы (кристаллы, построенные из катионов и анионов).

Известен еще один вид связи, называемой металлической связью, в которой валентные электроны так непрочно удерживаются атомами металлов, что фактически не принадлежат конкретным атомам.

Атомы металлов, оставшиеся без четко принадлежащих им внешних электронов, становятся как бы положительными ионами. Они образуют металлическую кристаллическую решетку. Совокупность обобществленных валентных электронов (электронный газ) удерживает положительные ионы металла вместе и в определенных узлах решетки.

Помимо ионных и металлических кристаллов существуют еще атомные и молекулярные кристаллические вещества, в узлах решеток которых находятся атомы или молекулы соответственно. Примеры: алмаз и графит – кристаллы с атомной решеткой, иод I 2 и диоксид углерода СO 2 (сухой лед) – кристаллы с молекулярной решеткой.

Химические связи существуют не только внутри молекул веществ, но могут образовываться и между молекулами, например для жидкого HF, воды Н 2 O и смеси H 2 O + NH 3:

Водородная связь образуется за счет сил электростатического притяжения полярных молекул, содержащих атомы самых электроотрицательных элементов – F, О, N. Например, водородные связи имеются в HF, Н 2 O и NH 3 , но их нет в HCl, H 2 S и РН 3 .

Водородные связи малоустойчивы и разрываются довольно легко, например при плавлении льда и кипении воды. Однако на разрыв этих связей затрачивается некоторая дополнительная энергия, и поэтому температуры плавления (табл. 5) и кипения веществ с водородными связями

(например, HF и Н 2 O) оказываются значительно выше, чем у подобных веществ, но без водородных связей (например, HCl и H 2 S соответственно).

Многие органические соединения также образуют водородные связи; важную роль водородная связь играет в биологических процессах.

1. Вещества только с ковалентными связями – это

1) SiH 4 , Сl 2 O, СаВr 2

2) NF 3 , NH 4 Cl, P 2 O 5

3) CH 4 , HNO 3 , Na(CH 3 O)

4) CCl 2 O, I 2 , N 2 O

2–4. Ковалентная связь

2. одинарная

3. двойная

4. тройная

присутствует в веществе

5. Кратные связи имеются в молекулах

6. Частицы, называемые радикалами, – это

7. Одна из связей образована по донорно-акцепторному механизму в наборе ионов

1) SO 4 2- , NH 4 +

2) H 3 O + , NH 4 +

3) PO 4 3- , NO 3 -

4) PH 4 + , SO 3 2-

8. Наиболее прочная и короткая связь – в молекуле

9. Вещества только с ионными связями – в наборе

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. Кристаллическая решетка вещества

13. Ва(ОН) 2

1) металлическая

3) атомная

В 1916 г. были предложены первые предельно упрощенные теории строения молекул, в которых использовались электронные представления: теория американского физикохимика Г.Льюиса (1875-1946) и немецкого ученого В.Косселя. По теории Льюиса в образовании химической связи у двухатомной молекулы участвуют валентные электроны сразу двух атомов. Поэтому, например, в молекуле водорода вместо валентного штриха стали рисовать электронную пару, образующую химическую связь:

Химическую связь, образованную электронной парой, называют ковалентной связью. Молекулу фтористого водорода изображают так:

Отличие молекул простых веществ (H2, F2, N2, O2) от молекул сложных веществ (HF, NO, H2O, NH3) состоит в том, что первые не имеют дипольного момента, а вторые - имеют. Дипольный момент m определяется как произведение абсолютной величины заряда q на расстояние между двумя противоположными зарядами r:

Дипольный момент m двухатомной молекулы можно определить двумя способами. Во-первых, поскольку молекула электронейтральна, то известен суммарный положительный заряд молекулы Z" (он равен сумме зарядов ядер атомов: Z" = ZA + ZB). Зная межъядерное расстояние re, можно определить местоположение центра тяжести положительного заряда молекулы. Значение m молекулы находят из эксперимента. Поэтому можно найти r" - расстояние между центрами тяжести положительного и суммарного отрицательного заряда молекулы:

Во-вторых, можно считать, что при смещении электронной пары, образующей химическую связь, к одному из атомов, на этом атоме появляется некоторый избыточный отрицательный заряд -q" и заряд +q" возникает у второго атома. Расстояние между атомами равно re:

Дипольный момент молекулы HF равен 6.4Ч 10-30 КлЧ м, межъядерное расстояние H-F равно 0.917Ч 10-10 м. Расчет q" дает: q" = 0.4 элементарного заряда (т.е. заряда электрона). Раз на атоме фтора появился избыточный отрицательный заряд, значит электронная пара, образующая химическую связь в молекуле HF, смещена к атому фтора. Такая химическая связь называется ковалентной полярной связью. Молекулы типа A2 дипольного момента не имеют. Образующие эти молекулы химические связи называются ковалентными неполярными связями .

Теория Косселя была предложена для описания молекул, образованных активными металлами (щелочными и щелочноземельными) и активными неметаллами (галогенами, кислородом, азотом). Внешние валентные электроны у атомов металлов наиболее далеко удалены от ядра атома и поэтому сравнительно слабо удерживаются атомом металла. У атомов химических элементов, расположенных в одном и том же ряду Периодической системы, при переходе слева направо заряд ядра все время возрастает, а дополнительные электроны располагаются в том же самом электронном слое. Это приводит к тому, что внешняя электронная оболочка сжимается и электроны все более прочно удерживаются в атоме. Поэтому в молекуле MeX появляется возможность слабо удерживаемый внешний валентный электрон металла переместить с затратой энергии, равной потенциалу ионизации, в валентную электронную оболочку атома неметалла с выделением энергии, равной сродству к электрону. В результате образуются два иона: Me+ и X-. Электростатическое взаимодействие этих ионов и является химической связью. Такой тип связи назвали ионной .

Если определить дипольные моменты молекул MeX в парах, то окажется, что заряд с атома металла не переходит полностью к атому неметалла, и химическая связь в таких молекулах лучше описывается как ковалентная сильно полярная связь. Положительные катионы металлов Ме+ и отрицательные анионы атомов неметаллов Х- обычно существуют в узлах кристаллической решетки кристаллов этих веществ. Но в этом случае каждый положительный ион металла прежде всего электростатически взаимодействует с ближайшими к нему анионами неметаллов, потом с катионами металлов и т.д. То есть в ионных кристаллах химические связи делокализованы и каждый ион в конечном итоге взаимодействует со всеми остальными ионами, входящими в кристалл, который и представляет собой гигантскую молекулу.

Наряду с четко определенными характеристиками атомов, такими как заряды ядер атомов, потенциалы ионизации, сродство к электрону, в химии используются и менее определенные характеристики. Одной из них является электроотрицательность. Она была введена в науку американским химиком Л.Полингом. Сначала рассмотрим для элементов первых трех периодов данные о первом потенциале ионизации и о сродстве к электрону.

Закономерности в потенциалах ионизации и сродство к электрону полностью объясняются структурой валентных электронных оболочек атомов. Cродство к электрону у изолированного атома азота гораздо меньше, чем у атомов щелочных металлов, хотя азот - это активный неметалл. Именно в молекулах при взаимодействии с атомами других химических элементов азот доказывает, что он - активный неметалл. Это и пытался сделать Л.Полинг, вводя "электроотрицательность" как способность атомов химических элементов смещать к себе электронную пару при образовании ковалентных полярных связей . Шкала электроотрицательности для химических элементов была предложена Л.Полингом. Наибольшую электротрицательность в условных безразмерных единицах он приписал фтору - 4,0 кислороду - 3.5, хлору и азоту - 3.0, брому - 2.8. Характер изменения электроотрицательности у атомов полностью отвечают тем закономерностям, которые выражены в Периодической системе. Поэтому применение понятия "электроотрицательность " просто переводит на другой язык те закономерности в изменении свойств металлов и неметаллов, которые уже отражены в Периодической системе.

Многие металлы в твердом состоянии представляют собой почти идеально образованные кристаллы . В узлах кристаллической решетки в кристалле расположены атомы или положительные ионы металлов. Электроны тех атомов металлов, из которых образовались положительные ионы, в виде электронного газа находятся в пространстве между узлами кристаллической решетки и принадлежат всем атомам и ионам. Именно они определяют характерный металлический блеск, высокую электропроводность и теплопроводность металлов. Тип химической связи, которую осуществляют обобществленные электроны в кристалле металла, называется металлической связью .

В 1819 г. французские ученые П.Дюлонг и А.Пти экспериментально установили, что мольная теплоемкость почти всех металлов в кристаллическом состоянии равна 25 Дж/моль. Сейчас мы легко можем объяснить, почему это так. Атомы металлов в узлах кристаллической решетки все время находятся в движении - совершают колебательные движения. Это сложное движение можно разложить на три простых колебательных движения в трех взаимно перпендикулярных плоскостях. Каждому колебательному движению соответствует своя энергия и свой закон ее изменения с ростом температуры - своя теплоемкость. Предельное значение теплоемкости для любого колебательного движения атомов равняется R - Универсальной газовой постоянной. Трем независимым колебательным движениям атомов в кристалле будет соответствовать теплоемкость, равная 3R. При нагревании металлов, начиная с очень низких температур, их теплоемкость растет от нулевого значения. При комнатной и более высокой температуре значение теплоемкости большинства металлов выходит на свое максимальное значение - 3R.

При нагревании кристаллическая решетка металлов разрушается и они переходят в расплавленное состояние. При дальнейшем нагревании металлы испаряются. В парах многие металлы существуют в виде молекул Me2. В этих молекулах атомы металла способны образовывать ковалентные неполярные связи.

Когда с помощью ковалентной связи образуются молекулы водорода H 2 , азота N 2 , кислорода O 2 , фтора F 2 , хлора Cl 2 , электронные пары располагаются точно посередине между ядрами двух одинаковых атомов. Эти атомы притягивают электроны с совершенно одинаковой силой, что вполне естественно. Такая химическая связь еще называется неполярной ковалентной связью .

Гораздо чаще случается другое: встреча разных атомов. Представим, что однажды познакомились, понравились друг другу и решили подружиться атом водорода H и атом фтора F . У каждого в запасе имеется по неспаренному электрону, который, заждавшись интересных событий на своей одинокой атомной орбитали, так и рвется к новым впечатлениям. Только вот беда - электроны эти находятся на орбиталях, разных по форме: s -электрон водорода кружится в шарообразном электронном облаке, а р -электрон фтора носится вокруг ядра по вытянутой орбитали, похожей на гантель.

Для наших электронов, мастеров ковать ковалентные связи, разная форма орбиталей - не помеха, они запросто сумеют устроить перекрывание электронных облаков и образование молекулы фтороводорода HF :

Ковалентная связь здесь образуется, и весьма прочная. Но вот что интересно: атом фтора с его электронами-домоседами, как говорят химики, имеет большую электроотрицательность . Что это такое?

Электроотрицательность - это свойство атома элемента притягивать к себе электронное облако, образующее химическую связь.

Если элемент фтор имеет большую электроотрицательность , то это значит, что не только собственные электроны фтора крепко держатся вблизи ядра и никогда не отрываются от атома, но и чужие электроны для атома фтора всегда желанные гости. И поэтому он поступает с новым соседом по молекуле (атомом водорода) не очень честно, перетягивая поближе к себе принадлежащий ему электрон. В результате вся электронная пара, образующая связь, смещается в сторону фтора

Между атомами водорода и фтора образуется ковалентная полярная химическая связь. Молекула фтороводорода HF становится диполем (частицей с двумя электрическими полюсами ): она приобретает некоторый положительный электрический заряд на одном конце (где атом водорода ) и некоторый отрицательный - на другом (где атом фтора ):

Если нам захочется посмотреть, как устроена молекула воды , то придется в первую очередь вспомнить ее состав. Есть смешная поговорка о дырявой обуви: "Сапоги мои того - пропускают аш-два-о". Аш-два-о - это и есть H 2 O (формула воды). В молекуле воды главное действующее лицо - атом кислорода . Вспомним его энергетическую диаграмму:

Два неспаренных р -электрона атома кислорода О - такие длиннорукие проныры! Они всегда готовы образовать химические связи. Тем более, что в роли партнеров у их хозяина - кислородного атома будут добрые и мягкосердечные атомы водорода H с пухлыми и круглыми, как колобки, электронными облаками.

Поскольку атомы водорода друг от друга заметно отталкиваются, угол между химическими связями (линиями, соединяющими ядра атомов) водород - кислород не прямой (90°), а немного больше - 104,5°. Химические связи эти полярные : кислород гораздо электроотрицательнее водорода и подтягивает к себе электронные облака, образующие химические связи. Вблизи атома кислорода скапливается избыточный отрицательный заряд, а у атомов водорода - положительный. Поэтому и вся молекула воды тоже попадает в отряд "химических полярников" - веществ, молекулы которых представляют собой электрические диполи.

Атом, молекула, ядерные свойства

Строение атома фтора.

В центре атома находится положительное заряженное ядро. Вокруг вращаются 9 отрицательно заряженных электронов.

Электронная формула: 1s2;2s2;2p5

m прот. = 1,00783 (а.е.м.)

m нейтр.= 1,00866 (а.е.м.)

m протона = m электрона

Изотопы фтора.

Изотоп: 18F

Краткая характеристика: Распространённость в природе: 0 %

Число протонов в ядре - 9. Число нейтронов в ядре - 9. Число нуклонов - 18.Е связи = 931,5(9*m пр.+9*m нейтр-М(F18)) = 138,24 (МЭВ)Е удельн. = Е связи/N нуклонов = 7,81 (МЭВ/нукл.)

Альфа-распад невозможенБета минус-распад невозможенПозитронный распад: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0,28(Мэв)Электронный захват: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(Мэв)

Изотоп: 19F

Краткая характеристика: Распространённость в природе: 100 %

Молекула фтора.

Свободный фтор состоит из двухатомных молекул. С химической стороны фтор может быть охарактеризован как одновалентный неметалл, и притом самый активный из всех неметаллов. Обусловлено это рядом причин, в том числе легкостью распада молекулы F2 на отдельные атомы - необходимая для этого энергия составляет лишь 159 кДж/моль (против 493 кДж/моль для О2 и 242 кДж/моль для С12). Атомы фтора обладают значительным сродством к электрону и сравнительно малыми размерами. Поэтому их валентные связи с атомами других элементов оказываются прочнее аналогичных связей прочих металлоидов (например, энергия связи Н-F составляет - 564 кДж/моль против 460 кДж/моль для связи Н-О и 431 кДж/моль для связи Н-С1).

Связь F-F характеризуется ядерным расстоянием 1,42 А. Для термической диссоциации фтора расчетным путем были получены следующие данные:

Температура, °С 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700

Степень диссоциации, % 5·10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

Атом фтора имеет в основном состоянии структуру внешнего электронного слоя 2s22p5 и одновалентен. Связанное с переводом одного 2р-элсктрона на уровень 3s возбуждение трехвалентного состояния требует затраты 1225 кДж/моль и практически не реализуется. Сродство нейтрального атома фтора к электрону оценивается в 339 кДж/моль. Ион F- характеризуется эффективным радиусом 1,33 А и энергией гидратации 485 кДж/моль. Для ковалентного радиуса фтора обычно принимается значение 71 пм (т. е. половина межъядерного расстояния в молекуле F2).

Химические свойства фтора.

Так как фтористые производные м е т а л л о и д н ы х элементов обычно легколетучи образование их не предохраняет поверхность металлоида от дальнейшего действия фтора. Поэтому взаимодействие часто протекает значительно энергичнее, чем со многими металлами. Например, кремний, фосфор и сера воспламеняются в газообразном фторе. Аналогично ведет себя аморфный углерод (древесный уголь), тогда как графит реагирует лишь при температуре красного каления. С азотом и кислородом фтор непосредственно не соединяется.

От водородных соединений других элементов фтор отнимает водород. Большинство оксидов разлагается им с вытеснением кислорода. В частности, вода взаимодействует по схемеF2 + Н2О --> 2 НF + O

причем вытесняемые атомы кислорода соединяются не только друг с другом, но частично также с молекулами воды и фтора. Поэтому, помимо газообразного кислорода, при этой реакции всегда образуются пероксид водорода и оксид фтора (F2О). Последняя представляет собой бледно-желтый газ, похожий по запаху на озон.

Окись фтора (иначе - фтористый кислород - ОF2) может быть получена пропусканием фтора в 0,5 н. раствор NаОН. Реакция идет по уравнению:2 F2 + 2 NаОН = 2 NаF + Н2О + F2ОТак же для фтора характерны следующие реакции:

H2 + F2 = 2HF (со взрывом)

Главная » Сленг » Определить тип химической связи в молекуле фтора. Атом, молекула, ядерные свойства фтора