Фторид калия химическая связь


Классификация химических связей.

Крайне редко химические вещества состоят из отдельных, не связанных между собой атомов химических элементов. Таким строением в обычных условиях обладает лишь небольшой ряд газов называемых благородными: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. Чаще же всего химические вещества состоят не из разрозненных атомов, а из их объединений в различные группировки. Такие объединения атомов могут насчитывать несколько единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов. Сила, которая удерживает эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь.

Другими словами, можно сказать, что химической связью называют взаимодействие, которое обеспечивает связь отдельных атомов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).

Причиной образования химической связи является то, что энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов.

Так, в частности, если при взаимодействии атомов X и Y образуется молекула XY, это означает, что внутренняя энергия молекул этого вещества ниже, чем внутренняя энергия отдельных атомов, из которых оно образовалось:

E(XY) < E(X) + E(Y)

По этой причине при образовании химических связей между отдельными атомами выделятся энергия.

Упрощенно можно считать, что в основе химических связей лежат электростатические силы, обусловленные взаимодействиями положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов.

В образовании химических связей элементов главных подгрупп принимают участие электроны внешнего электронного слоя с наименьшей энергией связи с ядром, называемые валентными. Например, у бора таковыми являются электроны 2 энергетического уровня – 2 электрона на 2s-орбитали и 1 на 2p-орбитали:

При образовании химической связи каждый атом стремится получить электронную конфигурацию атомов благородных газов, т.е. чтобы в его внешнем электронном слое было 8 электронов (2 для элементов первого периода). Это явление получило название правила октета.

Достижение атомами электронной конфигурации благородного газа возможно, если изначально одиночные атомы сделают часть своих валентных электронов общими для других атомов. При этом образуются общие электронные пары.

В зависимости от степени обобществления электронов можно выделить ковалентную, ионную и металлическую связи.

Ковалентная связь

Ковалентная связь возникает чаще всего между атомами элементов неметаллов. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной. Причина такого названия кроется в том, что атомы разных элементов имеют и различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Очевидно, что это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд. В свою очередь, на другом атоме формируется частичный положительный заряд. Например, в молекуле хлороводорода электронная пара смещена от  атома водорода к атому хлора:

Примеры веществ с ковалентной полярной связью:

СCl4, H2S, CO2, NH3, SiO2 и т.д.

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов одного химического элемента. Поскольку атомы идентичны, одинакова и их способность оттягивать на себя общие электроны. В связи с этим смещения электронной пары не наблюдается:

Вышеописанный механизм образования ковалентной связи, когда оба атома предоставляют электроны для образования общих электронных пар, называется обменным.

Также существует и донорно-акцепторный механизм.

При образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму общая электронная пара образуется за счет заполненной орбитали одного атома (с двумя электронами) и пустой орбитали другого атома. Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называют донором, а атом со свободной орбиталью – акцептором. В качестве доноров электронных пар выступают атомы, имеющие спаренные электроны, например N, O, P, S.

Например, по донорно-акцепторному механизму происходит образование четвертой ковалентной связи N-H в катионе аммония NH4+:

Помимо полярности ковалентные связи также характеризуются энергией. Энергией связи называют минимальную энергию, необходимую для разрыва связи между атомами.

Энергия связи уменьшается с ростом радиусов связываемых атомов. Так, как мы знаем, атомные радиусы увеличиваются вниз по подгруппам, можно, например, сделать вывод о том, что прочность связи галоген-водород увеличивается в ряду:

HI < HBr < HCl < HF

Также энергия связи зависит от ее кратности – чем больше кратность связи, тем больше ее энергия. Под кратностью связи понимается количество общих электронных пар между двумя атомами.

Ионная связь

Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи. Если в ковалентной-полярной связи общая электронная пара смещена частично к одному из пары атомов, то в ионной она практически полностью «отдана» одному из атомов. Атом, отдавший электрон(ы), приобретает положительный заряд и становится катионом, а атом, забравший у него электроны, приобретает отрицательный заряд и становится анионом.

Таким образом, ионная связь — это связь, образованная за счет электростатического притяжения катионов к анионам.

Образование такого типа связи характерно при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.

Например, фторид калия. Катион калия получается в результате отрыва от нейтрального атома одного электрона, а ион фтора образуется при присоединении к атому фтора одного электрона:

Между получившимися ионами возникает сила электростатического притяжения, в результате чего образуется ионное соединение.

При образовании химической связи электроны от атома натрия перешли к атому хлора и образовались противоположно заряженные ионы, которые имеют завершенный внешний энергетический уровень.

Установлено, что электроны от атома металла не отрываются полностью, а лишь смещаются в сторону атома хлора, как в ковалентной связи.

Большинство бинарных соединений, которые содержат атомы металлов, являются ионными. Например, оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды.

Ионная связь возникает также между простыми катионами и простыми анионами (F, Cl, S2-), а также между простыми катионами и сложными анионами (NO3, SO42-, PO43-, OH). Поэтому к ионным соединениям относят соли и основания (Na2SO4, Cu(NO3)2, (NH4)2SO4), Ca(OH)2, NaOH).

Металлическая связь

Данный тип связи образуется в металлах.

У атомов всех металлов на внешнем электронном слое присутствуют электроны, имеющие низкую энергию связи с ядром атома. Для большинства металлов, энергетически выгодным является процесс потери внешних электронов.

Ввиду такого слабого взаимодействия с ядром эти электроны в металлах весьма подвижны и в каждом кристалле металла непрерывно происходит следующий процесс:

М0 — ne = Mn+ , где М0 – нейтральный атом металла, а Mn+ катион этого же металла. На рисунке ниже представлена иллюстрация происходящих процессов.

То есть по кристаллу металла «носятся» электроны, отсоединяясь от одного атома металла, образуя из него катион, присоединяясь к другому катиону, образуя нейтральный атом. Такое явление получило название “электронный ветер”, а совокупность свободных электронов в кристалле атома неметалла назвали “электронный газ”. Подобный тип взаимодействия между атомами металлов назвали металлической связью.

Водородная связь

Если атом водорода в каком-либо веществе связан с элементом с высокой электроотрицательностью (азотом, кислородом или фтором),   для такого вещества характерно такое явление, как водородная связь.

Поскольку атом водорода связан с электроотрицательным атомом, на атоме водорода образуется частичный положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — частичный отрицательный. В связи с этим становится возможным электростатическое притяжения между частично положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой. Например водородная связь наблюдается для молекул воды:

Именно водородной связью объясняется аномально высокая температура плавления воды. Кроме воды, также прочные водородные связи образуются в таких веществах, как фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты, фенолы, спирты, амины.

WebElements Таблица Менделеева »Калий» Фторид калия

  • руб.
    Na мг
    К Ca
    Sr
  • Актиний ☢
  • Алюминий
  • Алюминий
  • Америций ☢
  • Сурьма
  • Аргон
  • Мышьяк
  • Астатин ☢
  • Барий
  • Берклиум ☢
  • Бериллий
  • висмут
  • Бориум ☢
  • Бор
  • Бром
  • Кадмий
  • Цезий
  • Кальций
  • Калифорний ☢
  • Углерод
  • Церий
  • Цезий
  • Хлор
  • Хром
  • Кобальт
  • Copernicium ☢
  • Медь
  • Кюрий ☢
  • Дармштадтиум ☢
  • Дубний ☢
  • Диспрозий
  • Эйнштейний ☢
  • Эрбий
  • Европий
  • Фермий ☢
  • Флеровий ☢
  • Фтор
  • Франций
  • Гадолиний
  • Галлий
  • Германий
  • Золото
  • Гафний
  • Калий ☢
  • Гелий
  • Гольмий
  • Водород
  • Индий
  • Йод
  • Иридий
  • Утюг
  • Криптон
  • Лантан
  • Лоуренсий ☢
  • Свинец
  • Литий
  • Ливерморий ☢
  • Лютеций
  • Магний
  • Марганец
  • Мейтнерий ☢
  • Менделевий ☢
  • Меркурий
  • Молибден
  • Московиум ☢
  • Неодим
  • Неон
  • Нептуний
  • Никель
  • Нихоний ☢
  • Ниобий
  • Азот
  • Нобелий
  • Оганессон ☢
  • Осмий
  • Кислород
  • Палладий
  • фосфор
  • Платина
  • Плутоний ☢
  • Полоний
  • Калий
  • Празеодим
  • Прометий ☢
  • Протактиний ☢
  • Радий ☢
  • Радон ☢
  • Рений
  • Родий
  • Рентген ☢
  • Рубидий
  • Рутений
  • Резерфорд ☢
  • Самарий
  • Скандий
  • Сиборгий ☢
  • Селен
  • Кремний
  • Серебро
  • Натрий
  • Стронций
  • Сера
  • Сера
  • Тантал
  • Технеций
  • Теллур
  • Теннессин
  • Тербий
  • Таллий
  • Торий ☢
  • Тулий
  • Олово
  • Титан
  • Вольфрам
  • Уран ☢
  • Ванадий
  • Ксенон
  • Иттербий
  • Иттрий
  • Цинк
  • Цирконий
Фторид калия Магазин периодической таблицы Таблица Менделеева для печати
  • К соединения
  • Еще соединения...
    • Фторид калия: KF
    • Хлорид калия: KCl
    • Иодид калия: KI
    • Гидрид калия: KH
    • Оксид калия: K 2 O
    • Супероксид калия: KO 2
    • Пероксид калия: K 2 O 2
    • Сульфид калия: K 2 S
    • Дисульфид калия: K 2 S 2
    • Гексасульфид калия: K 2 S 6
    • Трисульфид калия: K 2 S 3
    • Пентасульфид калия: K 2 S 5
    • Тетрасульфид калия: K 2 S 4
    • Селенид калия: K 2 Se
    • Теллурид калия: K 2 Te
.

Фтористый водород калия Номер CAS: 7789-29-9

Фтористый водород калия Химические свойства
Коды опасностей T, C
Заявления о рисках 25-34
Заявления о безопасности 26-36 / 37 / 39-45-37-22
RIDADR UN 3421 8 / PG 2
WGK Германия 1
RTECS TS6650000
F 3
Примечание об опасности TSC Коррозионный
Класс опасности 8
Группа упаковки II
Код ТН ВЭД 28261990
Использование и синтез фтористого водорода калия
Описание Фтористый калий используется в качестве травителя для травления стекла поверхность и используется в чистящих средствах.Он используется как фторирующий агент для фторированных органических соединений, которые могут быть применяется как отделочное средство для тканей, компонентов пожаротушения средства, гальванические ванны, смазочные масла, переносчики кислорода в кровезаменители. Например, используется фтороводород калия. как фторирующий агент для раскрытия цикла эпоксидов и циклопропанов и в синтезе трифторборатов из различных борорганических соединений. Он также может служить источником фторид-ионов для нуклеофильных реакция раскрытия кольца эпоксида.
Ссылки [1] Гэри А. Моландер, Дэвид Дж. Купер и Стивен У. Райт, Фтористый водород калия, Энциклопедия реагентов для органического синтеза e-EROS, 2001
[2] Бернд Баснер, Houben-Weyl Methods of Organic Chemistry Vol. E 10b / 1, 4-е издание, 1999 г.
[3] Фрэнсис И. Онуска и Фрэнсис В. Карасек, Газовая хроматография с открытой трубчатой ​​колонкой в ​​науках об окружающей среде, 1984,
. [4] Майкл Хоу, Состав для чистки колес, содержащий соли фтористой кислоты, Патент US 5556833 A, 1996
. [5] Гжегож Левандовски, Эгберт Мейснер и Эугениуш Мильхерт, Специальные применения фторированных органических соединений, Журнал опасных материалов, 2006, т.136, 385-391
Химические свойства БЕЛЫЕ ДО СВЕТЛО-СЕРЫХ КРИСТАЛЛОВ ИЛИ КРИСТАЛЛИЧЕСКИЙ ПОРОШОК
Использует При получении чистого фторида калия; как электролит при производстве фтора; матовое стекло; обработка угля для предотвращения образования шлака; флюс для серебряных припоев; катализатор алкилирования бензола олефинами.
Общее описание Бесцветные кристаллы, разъедающие ткани, травят стекло.
Реакции воздуха и воды Растворим в воде, образуя сильнокислые растворы.
Профиль реакционной способности Кислотные соли, такие как фтористый водород калия, обычно растворимы в воде. Полученные растворы содержат умеренные концентрации ионов водорода и имеют pH менее 7,0. Они реагируют как кислоты, нейтрализующие основания. При такой нейтрализации выделяется тепло, но меньше или намного меньше, чем при нейтрализации неорганических кислот, неорганических оксокислот и карбоновой кислоты.Обычно они не вступают в реакцию ни как окислители, ни как восстановители, но такое поведение возможно.
Опасность Разъедает ткани.
Опасность для здоровья ТОКСИЧНЫЙ; Вдыхание, проглатывание или контакт материала с кожей может привести к серьезным травмам или смерти. Контакт с расплавленным веществом может вызвать серьезные ожоги кожи и глаз. Избегайте контакта с кожей. Эффекты контакта или вдыхания могут быть отсроченными. При пожаре могут выделяться раздражающие, едкие и / или токсичные газы.Сток воды для пожаротушения или разбавления воды может быть коррозионным и / или токсичным и вызывать загрязнение.
Опасность возгорания Негорючее вещество, само по себе не горит, но может разлагаться при нагревании с образованием коррозионных и / или токсичных паров. Некоторые из них являются окислителями и могут воспламенить горючие вещества (дерево, бумага, масло, одежда и т. Д.). При контакте с металлами может выделяться легковоспламеняющийся водород. Емкости могут взорваться при нагревании.
Профиль безопасности Яд.Очень коррозионные и реактивные. Едкий раздражитель к глазам, коже и слизистым оболочкам. При нагревании до разложения выделяет токсичные пары F и K2O. Смотрите также ФТОРИДЫ и ВОДОРОФТОР КИСЛОТА.
Методы очистки Кристаллизуется из воды. Он хорошо растворяется в горячей воде и 41% при 21 °. [Квасник в Справочнике по препаративной неорганической химии (под ред. Брауэра) Academic Press, том I, стр. 237, 1963 г.]
Продукты и сырье для получения фтористого водорода калия
.

Фтор | химический элемент | Британника

Фтор (F) , наиболее реактивный химический элемент и самый легкий член галогеновых элементов или Группа 17 (Группа VIIa) периодической таблицы. Его химическая активность может быть объяснена его исключительной способностью притягивать электроны (это наиболее электроотрицательный элемент) и небольшим размером его атомов.

Британская энциклопедия, Inc.

Британская викторина

118 символов и названий периодической таблицы викторины

см

Свойства элемента
атомный номер 9
атомный вес 18.9984
точка плавления −219,62 ° C (−363,32 ° F)
точка кипения −188 ° C (−306 ° F)
плотность (1 атм, 0 ° C или 32 ° F) 1,696 г / литр (0,226 унции / галлон)
степени окисления −1
электронная конфигурация. 1 с 2 2 с 2 2 p 5

История

Фторсодержащий минерал плавиковый шпат (или флюорит) был описан в 1529 году немецким врачом и минералогом Георгием Агриколой.Представляется вероятным, что сырая плавиковая кислота была впервые получена неизвестным английским стекольником в 1720 году. В 1771 году шведский химик Карл Вильгельм Шееле получил плавиковую кислоту в нечистом состоянии путем нагревания плавикового шпата с концентрированной серной кислотой в стеклянной реторте, которая подверглась сильной коррозии. продукт; В результате в последующих экспериментах с веществом использовались сосуды из металла. Почти безводная кислота была получена в 1809 году, а два года спустя французский физик Андре-Мари Ампер предположил, что это соединение водорода с неизвестным элементом, аналогичным хлору, для чего он предложил название фтор.Плавиковый шпат затем был признан фторидом кальция.

Выделение фтора долгое время было одной из главных нерешенных проблем неорганической химии, и только в 1886 году французский химик Анри Муассан получил этот элемент путем электролиза раствора фтороводорода калия во фтористом водороде. Он получил Нобелевскую премию по химии 1906 года за выделение фтора. Сложность обращения с этим элементом и его токсические свойства способствовали медленному прогрессу в химии фтора.Действительно, до Второй мировой войны элемент казался лабораторным диковинкой. Однако затем использование гексафторида урана для разделения изотопов урана, наряду с разработкой фторорганических соединений, имеющих промышленное значение, сделало фтор значительным промышленным химическим веществом.

Возникновение и распространение

Фторсодержащий минеральный плавиковый шпат (флюорит, CaF 2 ) веками использовался в качестве флюса (очищающего агента) в различных металлургических процессах.Название плавиковый шпат происходит от латинского fluere , «течь». Впоследствии выяснилось, что минерал является источником элемента, который получил название фтор. Бесцветные прозрачные кристаллы плавикового шпата при освещении приобретают голубоватый оттенок, и это свойство, соответственно, известно как флуоресценция.

Britannica Premium: удовлетворение растущих потребностей искателей знаний. Получите 30% подписки сегодня. Подпишись сейчас

Фтор встречается в природе только в форме своих химических соединений, за исключением следовых количеств свободного элемента в плавиковом шпате, который подвергся облучению радием.Не редкий элемент, он составляет около 0,065 процента земной коры. Основными фторсодержащими минералами являются (1) плавиковый шпат, месторождения которого находятся в Иллинойсе, Кентукки, Дербишире, на юге Германии, на юге Франции и в России и являются главным источником фтора, (2) криолит (Na 3 AlF 6 ), в основном из Гренландии, (3) фторапатит (Ca 5 [PO 4 ] 3 [F, Cl]), широко распространенный и содержащий различные количества фтора и хлора, (4) топаз ( Al 2 SiO 4 [F, OH] 2 ), драгоценный камень и (5) лепидолит, слюда, а также компонент костей и зубов животных.

Физико-химические свойства

При комнатной температуре фтор представляет собой газ слабого желтого цвета с раздражающим запахом. Вдыхание газа опасно. При охлаждении фтор превращается в жидкость желтого цвета. Есть только один стабильный изотоп элемента - фтор-19.

Поскольку фтор является наиболее электроотрицательным из элементов, атомные группы, богатые фтором, часто имеют отрицательный заряд. Метилиодид (CH 3 I) и трифториодметан (CF 3 I) имеют разные распределения заряда, как показано в следующих формулах, в которых греческий символ δ указывает на частичный заряд:

Первая энергия ионизации фтора очень высока (402 килокалорий на моль), что дает стандартное тепловыделение для катиона F + 420 килокалорий на моль.

Небольшой размер атома фтора позволяет упаковать относительно большое количество атомов или ионов фтора вокруг данного координационного центра (центрального атома), где он образует множество стабильных комплексов, например гексафторсиликат (SiF 6 ) 2 - и гексафторалюминат (AlF 6 ) 3-. Фтор - наиболее сильно окисляющий элемент. Следовательно, никакое другое вещество не способно окислять фторид-анион до свободного элемента, и по этой причине этот элемент не находится в свободном состоянии в природе.За более чем 150 лет все химические методы не смогли произвести элемент, успех был достигнут только с помощью электролитических методов. Однако в 1986 году американский химик Карл О. Кристе сообщил о первом химическом получении фтора, где «химическое получение» означает метод, в котором не используются такие методы, как электролиз, фотолиз и разрядка, или сам фтор используется в синтезе любого из исходные материалы. Он использовал K 2 MnF 6 и пентафторид сурьмы (SbF 5 ), оба из которых могут быть легко получены из растворов HF.

Высокая окислительная способность фтора позволяет элементу производить наивысшие степени окисления, возможные в других элементах, и известны многие фториды элементов с высокой степенью окисления, для которых нет других соответствующих галогенидов, например дифторид серебра (AgF 2 ) , трифторид кобальта (CoF 3 ), гептафторид рения (ReF 7 ), пентафторид брома (BrF 5 ) и гептафторид йода (IF 7 ).

Фтор (F 2 ), состоящий из двух атомов фтора, соединяется со всеми другими элементами, кроме гелия и неона, с образованием ионных или ковалентных фторидов.Некоторые металлы, такие как никель, быстро покрываются фторидным слоем, который предотвращает дальнейшую атаку металла элементом. Некоторые сухие металлы, такие как низкоуглеродистая сталь, медь, алюминий или монель (66 процентов никеля, 31,5 процента медного сплава), не подвергаются воздействию фтора при обычных температурах. Для работы с фтором при температурах до 600 ° C (1100 ° F) подходит монель; спеченный оксид алюминия устойчив до 700 ° C (1300 ° F). Когда требуются смазочные материалы, наиболее подходят фторуглеродные масла.Фтор бурно реагирует с органическими веществами (такими как резина, дерево и ткань), и контролируемое фторирование органических соединений под действием элементарного фтора возможно только при соблюдении особых мер предосторожности.

.

Фторид калия - Купить фторид калия, фторид калия Цена, фторид калия продукт для продажи на Alibaba.com

Фторид калия

Физические свойства:

Это белый мелкодисперсный порошок с температурой плавления 858 градусов Цельсия и точкой кипения 1505 градусов Цельсия. Легко растворим в воде, растворим в плавиковой кислоте, жидком аммиаке, мало растворим в спирте и ацетоне.Его водный раствор является щелочным, разъедает стекло и фарфор.

Идентификация:

M.W. 58.10

CAS # 7778-23-3

HS NO. 28261900

UN 1812,

КЛАСС: 6.1,

ГРУППА УПАКОВКИ: III

Основные области применения:

• Протравливание стекла всех видов

• Пищевой консервант

• Сварочный флюс

промежуточное соединение для агрохимикатов)

• Флуридизатор для некоторых органических химикатов

• Галогенобменное фторирование является основным и эффективным методом синтеза фторированных ароматических углеводородов.

• Сырье для производства поваренной соли для потребления человеком.

Спецификация для фторида калия:

99,3

1

≤5 ppm

0

≤5 ppm

Изделие

Марка A

Марка B

Калия

000

Хлориды (Cl) /% ≤

0.05

0,1

Потери при сушке /% ≤

0,2 ​​

0,2 ​​

Свободные кислоты / щелочи

As HF /%

900

0,05

0,05

As KOH /% ≤

0,05

0,1

Сульфат (SO 4 ) /%

0,2 ​​

фторсиликат кремнийфторид (SiO 2 ) /% ≤

0,01

0,05

Insol. в воде /% ≤

0,01

0,1



ICP
Определение микроэлементов KF

Cr

≤5 частей на миллион

Cu

≤5 ppm

≤5 ppm

Mg

≤5 ppm

≤5 ppm

0

≤10 ppm

≤10 ppm

Si

≤20 ppm

≤30 ppm

Fe

≤20 частей на миллион

Pb

≤10 частей на миллион

≤10 частей на миллион

As

≤5 частей на миллион

≤5 частей на миллион

B

≤5 частей на миллион

≤10 частей на миллион

0

Ca

≤10 ppm

Na

≤300 ppm

≤500 ppm

Ni

≤368

0

9002

5 ppm

P

≤3 ppm

≤30ppm

Добро пожаловать, свяжитесь со мной !!!

.

Смотрите также