Проста речовина. Добування.З усіх простих речовин фтор є найсильнішим окисником

Добування. З усіх простих речовин фтор є найсильнішим окисником. Про це свідчить велике значення його стандартного одного потенціалу:

F2 + 2e^- ⇆ 2F^-

E^0= 2,87

Враховуючи це, можна стверджувати, що фтор неможливо до­бути дією на фториди будь-якого іншого елемента.

У сучасній промисловості фтор добувають електролізом безводпого HF у середовищі розплавленого KН₂F₃ (KF ·2HF) за температури 80-120 °С, рідше — KHF₂ (KF·HF) за температури 240-300 °С. На вугільному аноді виділяється елементарний фтор, а па сталевому катоді - водень. Внаслідок здатності фтороводнеї кислоти HF до утворення стійкого гідрофторид-аніопа НF₂^- її йонізація в розплаві відбувається за схемою

3HF = H₂F⁺ + НF₂^-_.

На електродах проходять такі реакції:

Катод	Анод
2H2F^+ + 2e^-= 2HF + Н2↑	2HF2^-- 2e^-= 2HF + F2.

Безводний фтороводень HF практично не проводить електричний струм. З ростом вмісту фториду калію KF та підвищенням температу­ри питома електропровідність системи KF— HF зростає і досягає для гідрофториду калію KHF₂(KF·HF) за температури 250 °С та для дигідрофториду калію KН₂F₃ (KF·2HF) за температури 100°С близько 18 (Ом·м)^-1.

У початковий період розвитку промислового добування фтору як електроліт використовували KF·HF за температури 250 °С (матеріал ка­тода — мідь, анода — графіт). Останнім часом почали використовувати більш кислий електроліт, який містить 40 % HF і 60 % KF за масою (KF·2HF). У цьому разі електроліз можливий за температури 100 °С.

Фтор зберігають і транспортують як у газоподібному стані під тиском, так і в скрапленому. Устаткування для роботи з рідким і газоподібним фтором виготовляють із сталі, міді або алюмінію. Такий вибір матеріалів зумовлений тим, що на їх по­верхні утворяться щільні пасивні плівки фторидів, які захища­ють конструкційні матеріали від подальшої корозії.

Фізичні властивості. Молекула фтору F2 двохатомна в усіх агрегатних станах. Конфігурація молекулярних орбіталей фтору відповідає формулі’

F₂ [ KK (σ_зв2s)²(σ_розп2s)²(σ_зв 2p)²(π_3B2p)⁴(π_розп2p)⁴].

Кратність зв’язку в молекулі фтору дорівнює 1, що узгод­жується з уявленнями методу валентних зв’язків, згідно з яким зв’язок F—F утворюється внаслідок перекривання двох одно- електронних 2р-орбіталей атомів. Утворення єдиного о-зв’язку в молекулі F₂ схематично можна зобразити так:

Молекула F₂ має низьку енергію зв’язку (див. табл. 6.18). Оскільки в атома фтору відсутні вільні d-орбіталі, які виконува­ли б функцію акцепторів електронів, послаблення зв’язку в мо­лекулі F₂ зумовлене сильним електростатичним взаємним від­штовхуванням незв’язуючих р-електронних пар атомів, які не можуть утворити додатковий л-зв’язок за донорно-акцепторним механізмом:

Внаслідок низької енергії зв’язку в молекулі F₂ вона легко розкладається на атоми. Наприклад, термічна дисоціація моле­кулярного фтору характеризується такими значеннями:

t, °С
Ступінь дисоціації, %	0,0005	0,3	4,2

Молекула F₂ є неполярною. Оскільки між молекулами фтору в конденсованому стані (рідкому і твердому) діють тільки слабкі сили дисперсійної взаємодії, то він має низькі температури плавлення і кипіння (див. табл. 6.18).

За звичайних умов фтор — блідо-жовтий газ з різким спе­цифічним запахом. Газоподібний фтор розчиняється у рідкому HF, рідкий — необмежено у скрапленому кисні.

У природі трапляється тільки один нуклід фтору ¹⁹F. Штуч­но отримано малостійкі ізотопи з масовими числами від 16 до 21.

Хімічні властивості. Наявність лише одного неспареного і електрона на останньому енергетичному рівні атома зумовлює доіку подібність фтору до водню. Як і останній, фтор у своїх сполукахє одновалентним і утворює двохатомну молекулу простої речовини.

Особливість фтору порівняно з іншими галогенами полягає в гому, що в нього немає d -орбіталей, на які могли б переходити спарені електрони (розпаровуватись), і тому він не може утво­рювати зв’язки за донорно-акцепторним механізмом. Перехід одного електрона на наступний енергетичний рівень, тобто перехід, пов’язаний зі зміною головного квантового числа: 1 s ²2 s ²2 p ⁵→ l s ²2 s ²2 p ⁴3 s ¹, потребує дуже великої затрати енергії (і пергія збудження для такого переходу становить 1225,9 кДж/моль) і тому не реалізується за хімічних умов.

За своєю електронегативністю фтор перевищує всі елементи періодичної системи. Приєднуючи додатковий електрон на 2 р -підрівень, він досягає стійкої восьмиелектронної конфігурації наступного благородного газу неону, тому у своїх сполуках з іншими елементами він має тільки один ступінь окиснення -1, тобто усі похідні фтору, в тім числі кисневмісні, є фторидами.

Серед простих речовин молекулярний фтор F₂ — найсильніший окисник. Він окиснює практично всі прості речовини за ви­нятком інертних газів Не, Ne, Аг, а також О₂ та N₂, з утворен­ням фторидів (реакції кисню та азоту з фтором відбуваються лише під час електророзрядів). Вуглець, силіцій, фосфор, сірка, більшість метадів у вигляді порошків та багато інших речовин наймаються в середовищі фтору за температури 20—300 °С.

У сполуках зі фтором елементи виявляють свій вищий сту­пінь окиснення. Наприклад, із сіркою та фосфором фтор реагує навіть за температури скрапленого повітря (-190 °С):

S + 3F2 = SF6,	Δ Н°298 = -1207 кДж;
2Р + 5F2 = 2PF5,	Δ Н°298 = -3186 кДж

Деякі метали, зокрема нікель, його сплави та мідь, в разі контак­ту si фтором вкриваються стійкою до температури 500-600 °С плівкою фторидів, яка гальмує процес їх подальшого окиснення.

У середовищі фтору горять такі стійкі речовини, як скло (у вигляді вати) та вода:

SiО2 + 2F2(г.) = SiF4(г.) + О2(г.),	Δ G^0 298 = ^_716 кДж;
2Н2О + 2F2 = 4HF + О2.

В останній реакції утворені атоми кисню реагують не тільки між собою, а й частково з молекулами води та фтору, тому крім газоподібного кисню за цією реакцією завжди утворюються пє- роксид водню, озон та фторид кисню OF₂.

Взаємодія зі фтором водневих сполук типу NH₃, SiH₄ та ін­ших відбувається енергійно з утворенням фтороводню HF. На­приклад, взаємодія фтору з аміаком за низьких температур від­бувається за такою схемою:

2NH3 + 6F2 = 6HF + 2NF3,

Δ G^0 298 = -1772 кДж

за високих температур та умов термічної нестійкості NF₃ реак­ція відбувається за рівнянням

2NH3 + 3F2 = 6HF + N2,

Δ G^0 298= -1604 кДж.

Фтор безпосередньо окиснює навіть важкі благородні гази — криптон Кг, ксенон Хе та радон Rn. Так, криптон окиснюється до фториду криптону(ІІ) KrF₂:

Кг + F₂ = KrF₂.

Більш активний ксенон горить у середовищі фтору і залежно від умов утворює фториди різного складу:

Хе(г.) + F2(г.) = XeF2(т.),	Δ G^0 298= -161,2 кДж/моль
Хе(г.) + 2F2(г.) = XeF4(т.),	Δ G^0 298 = -256,7 кДж/моль.

Винятково висока хімічна активність фтору зумовлена низ­кою причин.

По-перше, для фтору характерна значна міцність зв’язків, які він утворює з іншими елементами, наприклад Е_H—F = 565 кДж/моль, E_Si—F = 582 кДж/моль. Це зумовлено великою електронегативністю фтору та малим розміром його атома, що забезпечує значний внесок іонної частки в утворені ним кова­лентні зв’язки. Останнє, як відомо, сприяє істотному їх зміц­ненню.

По-друге, внаслідок малої міцності зв’язку в молекулах F₂ реакції за участю фтору відбуваються з малою енергією акти­вації (Е_a<4 кДж/моль), що зумовлює високу швидкість про­цесів.

Ступені окиснення фтору та основні типи його сполук можна подати такою схемою:

	F2
	HF, SiF4, H2[SiF6], Na3[AlF6], OF2, SF6, (―C F2―C F2―)n, CHClF2, CCl2F2

Дата добавления: 2015-05-24