Фтор расположение в периодической системе

Фтор расположение в периодической системе

Помогите! Срочно! Элемент Фтор. Нужно узнать:
1. Положение в периодической системе и строение атома
2. Физические и химические свойства
3. Получение
4. Биологическая роль
и
5. Применение
заранее спасибо!

Химический элемент фтор находится в главной подгруппе седьмой группы второго периода, подгруппа галогенов, атомный номер 9, заряд ядра атома +9, электронов — 9, протонов — 9, нейтронов — 10, электронная формула 1s²2s²2p⁵. На внешнем энергетическом уровне имеется один неспаренный электрон.

Физические и химические свойства простого вещества: самый активный неметалл, проявляет окислительные свойства, в соединениях проявляет постоянную степень окисления минус один (-1), кроме F₂ (нулевая степень окисления), очень активный неметалл и самый сильный окислитель, при нормальных условиях фтор — это двухатомный газ бледно-желтого цвета с резким запахом, самый электроотрицательный элемент, очень агрессивен, ядовит, имеет аномально низкую температуру плавления — -219,6°С и кипения — -188,1°С

Химические свойства фтора: Химическая активность фтора очень высока. По образному выражению академика А.Е.Ферсмана, его можно назвать «всесъедающим». Щелочные металлы, свинец, железо загораются в амосфере фтора при комнатной температуре. На некоторые металлы (медь, никель) фтор на холоду не действует,т.к. на их поверхности образуется защитный слой фторида. Однако при нагревании фтор реагирует со всеми металлами, в т.ч. с золотом и платиной (УХР ниже). Со многими неметаллами (водород, иод, бром, сера, фосфор, мышьяк, сурьма, углерод, кремний, бор) фтор взаимодействует на холоду; реакции протекают со взрывом или с образованием пламени. При нагревании с фтором соединяются хлор, криптон, и ксенон. Непосредственно фтор не реагирует только с кислородом, азотом и углеродом (в виде алмаза). Очень энергично протекает взаимодействие фтора со сложными веществами. В ег атмосфере горят такие устойчивые в-ва как стекло (в виде ваты) и водяной пар.

2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂↑

способен окислять в электрическом разряде даже кислород, образуя фторид кислорода:

C водородом взаимодействует с воспламенением и взрывом:

Получение: электролиз расплава фторида лития

2LiF = 2Li (катод) + F₂ (анод)

Биологическая роль: Фтор является жизненно необходимым для организма микроэлементом. В организме человека фтор, в основном, содержится в эмали зубов в составе фторапатита — Ca5F(PO4)3. При недостаточном (менее 0,5 мг/литр питьевой воды) или избыточном (более 1 мг/литр) потреблении фтора организмом могут развиваться заболевания зубов: Малое содержание фтора разрушает эмаль за счёт вымывания фтора из фторапатита с образованием гидроксоапатита, и наоборот.

Применение: фреоны используются в качестве хладагентов, фторопласты в качестве инертных полимеров, соединения фтора используются в ракетной технике, органические соединения фтора используются в медицине в качестве кровезаменителей, содержатся в ряде лекарственных препаратов.

Фтор расположение в периодической системе

ФТОР, F (от греч. phthoros — гибель, разрушение, лат. Fluorum * а. fluorine; н. Fluor; ф. fluor; и. fluor), — химический элемент VII группы периодической системы Менделеева, относится к галогенам, атомный номер 9, атомная масса 18,998403. В природе 1 стабильный изотоп 19 F. Искусственно получены радиоактивные изотопы с массовыми числами 16, 17, 18, 20, 21, 22.

Свойства фтора

Фтор получен французским химиком А. Муассаном в 1886. Фтор — бледно-жёлтый газ со специфическим запахом, ниже — 227,6°С образует кристаллы с моноклинной решёткой (а — F2), при более высоких температурах — с кубической решёткой (b — F2); плотность твёрдого фтора 1700 кг/м 3 , жидкого 1512 кг/м 3 ; t плавления — 218,699°С, t кипения — 188,2°С; молярная теплоёмкость 31,3 Дж/(моль•К).

Химические свойства фтора

Фтор имеет степень окисления — 1. Самый электроотрицательный химический элемент, обладает исключительно высокой химической активностью и образует соединения со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. Взаимодействие фтора со многими элементами, оксидами и солями протекает очень энергично, а с водородом и углеводородами — часто со взрывом. В присутствии фтора большинство металлов, С, Si, R, S и др. воспламеняются при 200-300°С и сгорают с образованием фторидов. Фтор очень ядовит. ПДК фтора 0,15 мг/м 3 , при экспозиции не более 1 ч — 1,5•10 -3 мг/м 3 .

Среднее содержание фтора в земной коре 625•10 -4 % (по массе), в ультраосновных породах 100•10 -4 %, в основных — 400•10 -4 %, в высококальциевых гранитоидах 520•10 -4 %, гранитах 850•10 -4 %, сиенитах 1400•10 -4 %, агпаитовых нефелиновых сиенитах 2000•10 -4 %. Фтор выносится из верхней мантии преимущественно с щелочными базальтовыми и ультрабазитовыми магмами, при кристаллизационной дифференциации которых он сильно концентрируется в остаточных расплавах.

Содержание и образование фтора

Фтор в силикатных расплавах связан с катионами повышенной основности, существенно влияя на структуру расплавов, способствует возникновению ликвации. Фтор характерен для гидротермальных систем. Важнейшие минералы, обогащенные фтором (% по массе): флюорит 47,81-48,8, фтор-апатит до 3,8, слюды 0,1-3,5, амфиболы 0,1-3,5, виллиомит 45,24, топаз 13,01-20,45, сфен 0,1-1,35, криолит 54,4. Получают фтор электролизом HF в среде расплавленного KH2F3 или KHF. Фтор образуется также при термическом распаде некоторых высших фторидов (например, SbF3). Получающийся фтор содержит до 5% HF, который удаляется вымораживанием с последующим поглощением фторидом натрия. Фтор хранят в газообразном состоянии (под давлением) и в жидком виде (при охлаждении жидким азотом) в металлических аппаратах.

Применение фтора

Применение в технике находят фторорганические соединения, характеризующиеся высокой термической и химической стойкостью. Фторорганические соединения используют также в качестве смазок и рабочих тел в холодильных установках, а также для получения фторидов металлов. Плавиковую кислоту применяют при обработке некоторых неорганических силикатных материалов. F2 — фторирующий агент в производстве фторорганических соединений и неорганических фторидов. Многие фториды металлов — промежуточные соединения при получении чистых металлов.

Строение атома кислорода

Кислород (O) – жизненно важный газ, необходимый для дыхания, поддержания горения, окисления. Относится к группе халькогенов. Самый распространённый на Земле элемент. Строение атома кислорода позволяет ему соединяться с металлами и неметаллами, образуя оксиды.

Строение

По положению в периодической таблице Менделеева можно определить строение атома элемента кислорода. Это восьмой элемент, расположенный в VI группе, втором периоде. Относительная атомная масса – 16. Существует три изотопа элемента:

  • 16 O;
  • 17 O;
  • 18 O.

Наиболее распространён 16 O.

Положение кислорода в периодической таблице

Рис. 1. Положение кислорода в периодической таблице.

Электронная конфигурация атома кислорода – 1s 2 2s 2 2p 4 . Ядро атома кислорода имеет заряд +8. Кислород относится к элементам р-семейства. На внешнем энергетическом уровне находится шесть валентных электронов. Два спаренных электрона находится на 2s-орбитали. На 2р-уровне находится два спаренных и два неспаренных электрона, поэтому во всех соединениях кислород проявляет вторую валентность.

Строение атома

Рис. 2. Строение атома.

Молекула кислорода имеет два атома – О2. При присоединении ещё одного атома образуется озон – О3.

Физические свойства

Кислород – бесцветный и безвкусный газ, плохо растворимый в воде и спирте. Хорошо растворим в жидком серебре. В сжиженном виде приобретает светло-голубой цвет, в твёрдом – синий. Занимает 21 % атмосферного воздуха.

Твёрдый кислород

Рис. 3. Твёрдый кислород.

Кислород поддерживает горение, поэтому его легко обнаружить с помощью тлеющей лучины (вспыхивает).

Химические свойства

Благодаря электронному строению обладает высокой степенью окисления. Однако большую активность проявляет при нагревании из-за прочных двойных связей между атомами. При комнатной температуре быстро реагирует с наиболее активными элементами – щелочными и щелочноземельными металлами, некоторыми неметаллами.

Соединяясь с элементами, образует оксиды. Окисляет органические вещества. Примеры реакций с простыми веществами:

  • K + O2 → KO2;
  • 3Fe + 2O2 → Fe3O4;
  • S + O2 → SO2.

С фосфором, серой, углеродом (графитом), водородом кислород реагирует при нагревании:

  • 4Р + 5О2 → 2Р2О5;
  • S + O2 → SO2;
  • С + О2 → СО2;
  • 2 + О2 → 2Н2О.

Быстро пропуская фтор через щёлочь, получают реакцию кислорода с фтором:

Кислород с фтором непосредственно взаимодействует при электрическом разряде. В этом случае кислород играет роль восстановителя:

Кислород реагирует со сложными веществами, образуя оксиды:

  • 2CuS + 3O2 → 2CuO + 2SO2;
  • 2H2S + 3O2 → 2SO2 + 2H2O;
  • 2C6H6 + 15O2 → 12CO2 + 6H2O;
  • CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O.

Кислород не реагирует с золотом и инертными газами. Взаимодействие с галогенами происходит в условиях ультрафиолета или электрического тока.

Что мы узнали?

Кислород – распространённый в природе бесцветный газ. Схема строения атома – +8 О)2)6. Кислород всегда проявляет валентность II за счёт двух неспаренных электронов. Кислород – сильный окислитель, проявляющий в некоторых реакциях свойства восстановителя. Взаимодействует с металлами и неметаллами, сложными неорганическими и органическими веществами. Наибольшую активность проявляет при нагревании. Не реагирует с благородными газами и золотом.

p-Элементы

p-Элементы III группы К p-элементов III группе относятся бор B, алюминий Al, галлий Ga, индий In и таллий Tl. По характеру этих элементов бор является типичным неметаллом, остальные — металлы. В пределах подгруппы прослеживаются резкий переход от неметаллу к металлам. Свойствами и поведением бор подобный кремния, что является результатом диагональной сродства элементов в периодической системе, согласно которой смещение в периоде вправо вызывает усиление неметаллического характера, а вниз по группе — металлического, поэтому аналогичные по свойствам элементы оказываются расположенными диагонально рядом, например Li и Mg, Ber и Al, B и Si.

Электронное строение валентных подуровней атомов p-элементов III группы в основном состоянии имеет вид ns 2 np 1 . В соединениях бор и трехвалентные алюминий, галлий и индий, кроме того, могут образовывать соединения со степенью окисления +1, а для таллия последний является довольно характерным.

Алюминий является одним из самых распространенных элементов природы, бор — достаточно распространенный, галлий, индий а таллий распространены мало и очень рассеяны, поэтому относятся к редким.

p-Элементы IV группы К p-элементов IV группы относятся углерод C, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Pb. Общая электронная конфигурация валентных подуровней атомов p-элементов в основном состоянии ns 2 np 2 . Вследствие наличия 2-х неспаренных p-электронов в соединениях они могут проявлять степень окисления +2, причем эта тенденция усиливается в направлении к свинцу. Атомы могут переходить в возбужденное состояние с образованием четырех валентных электронов, что обусловливает возникновение соединений со степенью окисления +4. Это состояние является характерным для углерода и кремния, способность к выявлению степени окисления +4 ослабляется в направлении к свинцу.

Характер изменения физических свойств элементов и соответствующих простых веществ свидетельствует о закономерное ослабление неметаллических и усиление металлических свойств в ряду C — Si — Ge — Pb.

Углерод и кремний — типичные неметаллы, образующие атомные кристаллические решетки с ковалентной связью. Их простые вещества характеризуются высокими твердостью, температурами плавления и кипения. Для германия эти параметры остаются относительно большими, что вместе с хрупкостью характеризует его как алмазоподобный кристалл с ковалентным типом связи. В то же время в германию уже обнаружено некоторое взнос металлической связи. На это указывает заметное уменьшение ширины запрещенной зоны и росту электропроводности. Для олова полупроводниковые свойства сохраняются лишь до температуры 13,2°С, при дальнейшем нагревании олово переходит в металлический состояние. Свинец — металл, который не проявляет полупроводниковых свойств. Возрастание металлических свойств сопровождается постепенным уменьшением энергии ионизации элементов, их электроотрицательности и усилением восстановительной способности простых веществ.

p-Элементы V группы К p-элементов V группы относятся азот N, фосфор P, мышьяк As, стибий Sb и висмут Bi, при чем азот и фосфор являются типичными элементами, а остальные элементы образуют подгруппу мышьяка. Электронная конфигурация валентных подуровней элементов в основном состоянии ns 2 np 3 .

На последнем энергетическом уровне атомы элементов этой подгруппы имеют по три одноэлектронные орбита ли, которые могут образовывать три ковалентные связи. В то же время в связывании могут принимать участие двухэлектронная орбиталь, а в случае элементов, размещенных после азота, — также свободные nd-орбитали. Так, азот способен образовывать четвертая ковалентная связь по донорно-акцепторным механизмом с использованием своей неподеленной пары электронов. Примером может служить ион аммония NH4 + и его многочисленные производные. Максимально возможная валентность азота в его соединениях равна 4, и каждая пара электронов четырех ковалентных связей занимает одну из четырех орбиталей.

В отличие от азота остальное атомов p-элементов V группы имеют nd-подуровень, вакантные орбитали которого способны участвовать в образовании дополнительных ковалентных связей, за счет чего их ковалентность может расти до 5.

Факторы увеличения радиусов атомов и уменьшение электроотрицательности в ряду N — P — As — Sb — Bi влияют на свойства простых веществ и соединений элементов: постепенно уменьшается стойкость неметаллических форм простых веществ и увеличивается устойчивость металоподобных (азот — типичный неметал с большой электронегативностью, а висмут — типичный металл, электроотрицательности которого лишь 1,70), ослабляются кислотные и усиливаются основные свойства бинарных соединений элементов, их гидроксидов и тому подобное.

p-Элементы VI группы К p-элементов VI группы относятся кислород O, сера S, селен Se, теллур Te и полоний Po. На валентных подуровням атомов p-Элементы VI группы размещено 6 электронов: электронная конфигурация валентных подуровней атомов в основном состоянии ns 2 np 4 .

За счет использования неспаренных электронов элементы в своих соединениях обнаруживают характерную для них валентность 2. Она может расти в случае образования донорно-акцепторных связей, в которых принимают участие двухэлектронные орбитали. Например, в кислых водных растворах существуют ионы гидроксонию H3O + , в которых атом кислорода соединен с тремя атомами водорода ковалентными связями. В отличие от кислорода атомы остальных p-элементов VI группы имеют свободный nd-подуровень, орбитали которого также способны принимать участие в образовании химических связей, в результате чего валентность серы, селена, теллура и полония может возрастать до 6.

Для атомов p-элементов VI группы характерно присоединение электронов для завершения np-подуровня и образования устойчивой электронной конфигурации следующего благородного газа ns 2 np 6 . Это определяет характерный для них степень окисления -2 в соединениях с менее электронегативными элементами.

С переходом к полонию наблюдается характерное для групп p-элементов уменьшение устойчивости высшей степени окисления. Для полония соединения со степенью окисления +6 очень неустойчивы. Это обусловлено сильным ростом энергетической разницы между ns-и np-подуровнями, что затрудняет участие ns-электронов в образовании химических связей.

В ряду O — S — Se — Te — Po возрастают радиусы атомов, что характерно для групп p-элементов, уменьшение энергии их ионизации и электроотрицательности. Ослабление неметаллических свойств элементов проявляется также в уменьшении стойкости неметаллических форм простых веществ и в росте устойчивости металлических. Это приводит к тому, что в отличие от предыдущих элементов подгруппы полоний уже имеет металлическую кристаллическую решетку и относится к металлам.

p-Элементы VII группы — галогены К p-элементов VII группы относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I и астату At. Элементы имеют общее название галогены. Электронная конфигурация валентных подуровней атомов p-элементов VII группы соответствует формуле ns 2 np 5 .

На последнем энергетическом уровне атомы элементов имеют по семь электронов, один из которых является неспаренным. Этим объясняется сходство их свойств. Наличие одноэлектронной орбитали определяет характерную для всех элементов валентность 1. Одновременно галогены (кроме фтора) имеют вакантный nd-подуровень, орбитали которого также могут участвовать в образовании химических связей и увеличивать валентность атомов элементов до 7.

Молекулы галогенов двухатомные, неполярные. Все галогены являются неметаллами. В ряду F — Cl — Br — I — At ослабляются признаки неметаличности: фтор — самый типичный элемент-неметала, а астату обнаруживает некоторые свойства элемента-металла.

В пределах своих периодов галогены характеризуются малыми атомными радиусами, что обуславливает их высокие электроотрицательности и сродство к электрону, поэтому для них в сложных веществах самым стойким является степень окисления -1.

p-Элементы VIII группы К p-элементов VIII группы относятся гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe и радон Rh, которые составляют главную подгруппу. Атомы этих элементов имеют завершенные внешние электронные слои, поэтому электронная конфигурация валентных подуровней их атомов в основном состоянии имеет вид 1s 2 (Не) и ns 2 np 6 (остальные элементы). Благодаря очень высокой устойчивости электронных конфигураций они в целом характеризуются большими значениями энергий ионизации и химической инертностью, поэтому их называют благородными (инертными) газами. В свободном состоянии они существуют в виде атомов (одноатомных молекул). Атомы гелия (1s 2 ), неона (2s 2 2p 6 ) и аргона (3s 2 3p 6 ) имеют особо устойчивую электронную структуру, поэтому соединения валентного типа для них неизвестны.

Криптон (4s 2 4p 6 ), ксенон (5s 2 5p 6 ) и радон (6s 2 6p 6 ) отличаются от предыдущих благородных газов большими размерами атомов и, соответственно, меньшими энергиями ионизации. Они способны образовывать соединения, которые зачастую имеют низкую стойкость.

ФТОР F 1S21S2 2S 2 2p 3 ФТОР (лат. Fluorum), F, химический элемент с атомным номером 9, атомная масса 18, Конфигурация внешнего электронного слоя. — презентация

Презентация на тему: » ФТОР F 1S21S2 2S 2 2p 3 ФТОР (лат. Fluorum), F, химический элемент с атомным номером 9, атомная масса 18, Конфигурация внешнего электронного слоя.» — Транскрипт:

2 1S21S2 2S 2 2p 3 ФТОР (лат. Fluorum), F, химический элемент с атомным номером 9, атомная масса 18, Конфигурация внешнего электронного слоя 2s2p5. Самый химически активный неметалл и сильнейший окислитель. В соединениях проявляет только степень окисления –1 (валентность I). Фтор расположен во втором периоде в группе VIIА периодической системы элементов Менделеева, самый лёгкий элемент из группы галогенов. Электронная конфигурация

3 История открытия фтора Фтор — от греч. «фторос»- разрушающий. В свободном виде получил впервые в 1886 г. французский химик Анри Муассан электролизом смеси жидкого безводного HF и гидродифторида калия КНF, в платиновом сосуде: 2HF H 2 + F 2 катод анод В 1906 году Муассан был удостоен Нобелевской премии за открытие элемента фтора и введение в практику электрической печи, названной его именем. Однако, когда Муассан докладывал Парижской академии наук о своем открытии, один глаз его был закрыт черной повязкой. В истории фтора немало трагических страниц. Анри Муассан

4 Распространение в природе Фтор распространяется в природе довольно широко. Его содержание в земной коре 0,065% от общей массы, 13-е место. Свободный фтор в природе фактически не встречается. Основная масса фтора распределена по различным горным породам. Из минералов, содержащих фтор наибольшее значение имеют плавиковый шпат(флюорит) CaF 2, апатит Ca 10 (F,CI) 2 (PO 4 ) 6, криолит Na 3 AlF 6. Кажется,это я оставил

5 Физические свойства. В обычных условиях фтор – бледно-желтый газ, при температуре –188°C – жидкость -желтого цвета, при –228°C фтор замерзает и превращается в светло-желтые кристаллы. Если температуру понизить до –252°C, эти кристаллы обесцветятся.Его запах резкий– напоминает одновременно запахи хлора и озона. Одной миллионной доли фтора в воздухе достаточно, чтобы человеческий нос уловил его присутствие. предельно допустимая концентрация 2·10 -4 мг/л в воздухе. Газообразный фтор Цвет газообразного фтора (2), по сравнению с воздухом (1) и хлором (3) Жидкий фтор (охлажденный жидким азотом)

6 Чем опасен переизбыток фтора? Работа с простым веществом фтором опасна: малейшая неосторожность и у человека -разрушаются зубы(Флюороз зубов) -обезображиваются ногти, -повышается хрупкость костей,(Флюороз скелета.) — кровеносные сосуды становятся ломкими. -наблюдается генетические нарушения на уровне ДНК -химический ожог. -поражение верхних дыхательных путей и почек. F

8 С металлами «Со всеми С выделением большого количества теплоты.» с алюминием: 3F Al 2 AlF к Дж с железом : 3F 2 + 2Fe 2FeF к Дж С неметаллами при нагревании взаимодействует со многими неметаллами, кроме кислорода, азота и алмаза с водородом: F 2 + H 2 2HF к Дж кремнием: 2F 2 + Si SiF к Дж Окисляет другие галогены: хлор: F2 2 + Cl2 2 2ClF бром: F 2 + Br 2 2BrF йод: F 2 + I 2 2lF Взаимодействует со сложными веществами: с водой: 2F2 + 2H2O 4HF + O2 со щелочами: 2F2 + 2NaOH 2NaF + H2O + OF2 с оксидом кремния: 2F2 + SiO2 SiF4 + O2

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!:

Adblock
detector