Chemische binding. Atoom, molecuul, nucleaire eigenschappen van fluor
Fluor is een chemisch element (symbool F, atoomnummer 9), een niet-metaal dat tot de groep van halogenen behoort. Het is de meest actieve en elektronegatieve stof. Bij normale temperatuur en druk is het fluormolecuul lichtgeel van kleur met de formule F2. Net als andere halogeniden is moleculair fluor zeer gevaarlijk en veroorzaakt het ernstige chemische brandwonden bij contact met de huid.
Gebruik
Fluor en zijn verbindingen worden op grote schaal gebruikt, onder meer voor de productie van farmaceutische producten, landbouwchemicaliën, brandstoffen, smeermiddelen en textiel. wordt gebruikt voor het etsen van glas en fluorplasma wordt gebruikt voor de productie van halfgeleiders en andere materialen. Lage concentraties F-ionen in tandpasta en drinkwater kunnen cariës helpen voorkomen, terwijl in sommige insecticiden hogere concentraties worden aangetroffen. Veel algemene anesthetica zijn fluorkoolwaterstofderivaten. De 18F-isotoop is een bron van positronen voor medische beeldvorming met behulp van positronemissietomografie, en uraniumhexafluoride wordt gebruikt om uraniumisotopen te scheiden en te produceren voor kerncentrales.
Geschiedenis van ontdekking
Mineralen die fluorverbindingen bevatten waren al vele jaren bekend voordat dit werd geïsoleerd chemisch element. Het mineraal vloeispaat (of fluoriet), bestaande uit calciumfluoride, werd bijvoorbeeld in 1530 beschreven door George Agricola. Hij merkte dat het kon worden gebruikt als vloeimiddel, een stof die het smeltpunt van een metaal of erts helpt verlagen en het gewenste metaal helpt zuiveren. Daarom dankt fluor zijn Latijnse naam aan het woord fluere ("vloeien").
In 1670 ontdekte glasblazer Heinrich Schwanhard dat glas werd geëtst met calciumfluoride (vloeispaat), behandeld met zuur. Karl Scheele en vele latere onderzoekers, waaronder Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier en Louis Thénard, experimenteerden met fluorwaterstofzuur (HF), dat gemakkelijk kon worden bereid door CaF te behandelen met geconcentreerd zwavelzuur.
Uiteindelijk werd duidelijk dat HF een voorheen onbekend element bevatte. Deze stof kon vanwege zijn overmatige reactiviteit echter jarenlang niet worden geïsoleerd. Het is niet alleen moeilijk om zich van verbindingen te scheiden, maar het reageert ook onmiddellijk met hun andere componenten. Het isoleren van elementair fluor uit fluorwaterstofzuur is buitengewoon gevaarlijk, en vroege pogingen hebben verschillende wetenschappers verblind en gedood. Deze mensen werden bekend als de ‘fluoridemartelaren’.
Ontdekking en productie
Uiteindelijk slaagde de Franse chemicus Henri Moissan er in 1886 in om fluor te isoleren door elektrolyse van een mengsel van gesmolten kaliumfluoriden en fluorwaterstofzuur. Hiervoor werd hij beloond Nobelprijs 1906 op het gebied van de chemie. Zijn elektrolytische aanpak wordt vandaag de dag nog steeds gebruikt voor de industriële productie van dit chemische element.
De eerste grootschalige productie van fluor begon tijdens de Tweede Wereldoorlog. Het was nodig voor een van de fasen van het maken van de atoombom als onderdeel van het Manhattan Project. Fluor werd gebruikt om uraniumhexafluoride (UF 6) te produceren, dat op zijn beurt werd gebruikt om twee isotopen, 235 U en 238 U, te scheiden. Tegenwoordig is UF 6-gas nodig om verrijkt uranium voor kernenergie te produceren.
De belangrijkste eigenschappen van fluor
Op het periodiek systeem staat het element bovenaan groep 17 (voorheen groep 7A), dat het halogeenelement wordt genoemd. Andere halogenen zijn onder meer chloor, broom, jodium en astatine. Bovendien bevindt F zich in de tweede periode tussen zuurstof en neon.
Zuivere fluor is een corrosief gas ( chemische formule F 2) met een kenmerkende penetrante geur, die wordt gedetecteerd in een concentratie van 20 nl per liter volume. Omdat het het meest reactieve en elektronegatieve van alle elementen is, vormt het gemakkelijk verbindingen met de meeste ervan. Fluor is te reactief om in elementaire vorm te bestaan en heeft een zodanige affiniteit voor de meeste materialen, inclusief silicium, dat het niet kan worden bereid of opgeslagen in glazen containers. In vochtige lucht reageert het met water en vormt het even gevaarlijke fluorwaterstofzuur.
Fluor, dat in wisselwerking staat met waterstof, explodeert zelfs bij lage temperaturen en in het donker. Het reageert heftig met water en vormt fluorwaterstofzuur en zuurstofgas. Diverse materialen, inclusief fijnverspreide metalen en glas, branden met een heldere vlam in een stroom fluorgas. Bovendien vormt dit chemische element verbindingen met de edelgassen krypton, xenon en radon. Het reageert echter niet direct met stikstof en zuurstof.
Ondanks de extreme activiteit van fluor zijn er nu methoden beschikbaar voor een veilige verwerking en transport. Het element kan worden bewaard in containers van staal of monel (een nikkelrijke legering), omdat zich op het oppervlak van deze materialen fluoriden vormen, die verdere reactie voorkomen.
Fluoriden zijn stoffen waarin fluor aanwezig is als negatief geladen ion (F -) in combinatie met enkele positief geladen elementen. Fluorverbindingen met metalen behoren tot de meest stabiele zouten. Wanneer ze in water worden opgelost, scheiden ze zich in ionen. Andere vormen van fluor zijn complexen, bijvoorbeeld - en H 2 F +.
Isotopen
Er zijn veel isotopen van dit halogeen, variërend van 14 F tot 31 F. Maar de isotopensamenstelling van fluor omvat er slechts één, 19 F, die 10 neutronen bevat, omdat dit de enige is die stabiel is. De radioactieve isotoop 18F is een waardevolle bron van positronen.
Biologische effecten
Fluoride wordt in het lichaam vooral aangetroffen in botten en tanden in de vorm van ionen. Fluoridering van drinkwater bij een concentratie van minder dan één deel per miljoen vermindert de incidentie van tandcariës aanzienlijk, volgens de National Research Council van de National Academy of Sciences van de Verenigde Staten. Aan de andere kant kan een overmatige ophoping van fluoride leiden tot fluorose, die zich manifesteert als gevlekte tanden. Dit effect wordt meestal waargenomen in gebieden waar het gehalte van dit chemische element in drinkwater de concentratie van 10 ppm overschrijdt.
Elementaire fluor- en fluoridezouten zijn giftig en moeten met grote voorzichtigheid worden behandeld. Contact met de huid of ogen moet zorgvuldig worden vermeden. Reactie met huid produceert dat snel het weefsel binnendringt en reageert met calcium in de botten, waardoor deze permanent worden beschadigd.
Fluor in het milieu
De jaarlijkse wereldproductie van het fluorietmineraal bedraagt ongeveer 4 miljoen ton, en de totale capaciteit van de onderzochte afzettingen ligt binnen de 120 miljoen ton. De belangrijkste mijngebieden voor dit mineraal zijn Mexico, China en West-Europa.
In de natuur komt fluor voor aardkorst, waar het kan worden gevonden in rotsen, steenkool en klei. Fluoriden komen in de lucht terecht door winderosie van de bodem. Fluor is het 13e meest voorkomende chemische element in de aardkorst - het gehalte bedraagt 950 ppm. In de bodem bedraagt de gemiddelde concentratie ongeveer 330 ppm. Als gevolg van verbrandingsprocessen in de industrie kan waterstoffluoride in de lucht terechtkomen. Fluoriden die in de lucht zitten, vallen uiteindelijk op de grond of in het water. Wanneer fluor een binding vormt met een zeer kleine deeltjes, kan het lange tijd in de lucht blijven.
In de atmosfeer is 0,6 ppb van dit chemische element aanwezig in de vorm van zoute mist organische verbindingen chloor In stedelijke omgevingen bereiken de concentraties 50 delen per miljard.
Verbindingen
Fluor is een chemisch element dat een breed scala aan organische en anorganische verbindingen vormt. Chemici kunnen er waterstofatomen mee vervangen, waardoor er veel nieuwe stoffen ontstaan. Zeer reactief halogeen vormt verbindingen met edelgassen. In 1962 synthetiseerde Neil Bartlett xenonhexafluorplatinaat (XePtF6). Er zijn ook fluoriden van krypton en radon verkregen. Een andere verbinding is argonfluorhydride, dat alleen stabiel is bij extreem lage temperaturen.
Industriële toepassing
In zijn atomaire en moleculaire toestand wordt fluor gebruikt voor plasma-etsen bij de productie van halfgeleiders, platte beeldschermen en micro-elektromechanische systemen. Fluorwaterstofzuur wordt gebruikt voor het etsen van glas in lampen en andere producten.
Samen met enkele van zijn verbindingen is fluor een belangrijk onderdeel bij de productie van farmaceutische producten, landbouwchemicaliën, brandstoffen, smeermiddelen en textiel. Het chemische element is nodig voor de productie van gehalogeneerde alkanen (halonen), die op hun beurt veel werden gebruikt in airconditioning- en koelsystemen. Dit gebruik van chloorfluorkoolwaterstoffen werd later verboden omdat ze bijdragen aan de vernietiging van de ozonlaag in de bovenste atmosfeer.
Zwavelhexafluoride is een uiterst inert, niet-giftig gas dat is geclassificeerd als broeikasgas. Zonder fluor kunnen er geen wrijvingsarme kunststoffen zoals Teflon worden geproduceerd. Veel anesthetica (bijvoorbeeld sevofluraan, desfluraan en isofluraan) zijn fluorkoolwaterstofderivaten. Natriumhexafluoraluminaat (cryoliet) wordt gebruikt bij de elektrolyse van aluminium.
Fluorideverbindingen, waaronder NaF, worden in tandpasta's gebruikt om tandbederf te voorkomen. Deze stoffen worden toegevoegd aan gemeentelijke watervoorzieningen om het water te fluorideren, maar de praktijk wordt als controversieel beschouwd vanwege de effecten ervan op de menselijke gezondheid. Bij hogere concentraties wordt NaF gebruikt als insecticide, vooral ter bestrijding van kakkerlakken.
In het verleden werden fluoriden gebruikt om ertsen te verminderen en hun vloeibaarheid te vergroten. Fluor is een belangrijk onderdeel bij de productie van uraniumhexafluoride, dat wordt gebruikt om de isotopen ervan te scheiden. 18 F, een radioactieve isotoop met een levensduur van 110 minuten, zendt positronen uit en wordt vaak gebruikt in medische positronemissietomografie.
Fysische eigenschappen van fluor
De basiskenmerken van het chemische element zijn als volgt:
- Atoommassa 18,9984032 g/mol.
- De elektronische configuratie is 1s 2 2s 2 2p 5.
- Oxidatietoestand -1.
- Dichtheid 1,7 g/l.
- Smeltpunt 53,53 K.
- Kookpunt 85,03 K.
- Warmtecapaciteit 31,34 J/(K mol).
§4. "Polaire ontdekkingsreizigers" in de wereld van moleculen
Wanneer moleculen worden gevormd met behulp van covalente bindingen waterstof H2, stikstof N2, zuurstof O2, fluoride F2, chloor Kl2, bevinden elektronenparen zich precies in het midden tussen de kernen van twee identieke atomen. Deze atomen trekken elektronen aan met precies dezelfde kracht, wat heel natuurlijk is. Deze chemische binding wordt ook wel genoemd niet-polaire covalente binding.
Er gebeurt nog iets veel vaker: een ontmoeting van verschillende atomen. Laten we ons voorstellen dat we elkaar op een dag ontmoetten, elkaar leuk vonden en besloten vrienden te worden. waterstof H en atoom fluoride F. Iedereen heeft een ongepaard elektron in reserve, dat, na te hebben gewacht op interessante gebeurtenissen in zijn eenzame atomaire orbitaal, gretig is naar nieuwe indrukken. Het enige probleem is dat deze elektronen zich in orbitalen met verschillende vormen bevinden: S-het elektron van waterstof draait in een bolvormige elektronenwolk, en R-fluorelektron snelt rond de kern in een langwerpige orbitaal, vergelijkbaar met een halter.
Voor onze elektronen, meesters in het smeden van covalente bindingen, andere vorm orbitalen vormen geen belemmering, ze kunnen gemakkelijk de overlap van elektronenwolken en de vorming van een molecuul regelen waterstoffluoride HF:
Hier wordt een covalente binding gevormd, en wel een hele sterke. Maar dit is wat interessant is: het atoom fluoride met zijn thuisblijvende elektronen, zoals scheikundigen zeggen, heeft groot elektronegativiteit. Wat is het?
Elektronegativiteit is een eigenschap van een atoom van een element trekken een elektronenwolk naar zich toe, waardoor een chemische binding ontstaat.
Als het element fluor heeft grotere elektronegativiteit, dan betekent dit dat niet alleen eigen fluorelektronen houden zich stevig dicht bij de kern en breken nooit los van het atoom, maar ook vreemden elektronen voor het fluoratoom zijn altijd welkome gasten. En daarom behandelt hij zijn nieuwe moleculaire buur (het waterstofatoom) niet erg eerlijk, waardoor hij het elektron dat hem toebehoort dichter bij zichzelf trekt. Als gevolg hiervan is het gehele elektronenpaar dat een binding vormt dat wel verschuivingen naar de zijkant fluoride
Tussen atomen waterstof En fluoride covalent wordt gevormd polair chemische binding. Molecuul waterstoffluoride HF wordt dipool (deeltje met twee elektrische polen): het krijgt aan één uiteinde een positieve elektrische lading (waar het atoom waterstof) en een aantal negatieve - aan de andere kant (waar het atoom fluoride):
Als we willen zien hoe een molecuul werkt water, dan zul je eerst de samenstelling ervan moeten onthouden. Er is een grappig gezegde over schoenen met gaten: “Mijn laarzen zijn lek.” Ash-twee-o - dit is het H2O(waterformule). Het belangrijkste in een watermolecuul karakter- atoom zuurstof. Laten we het energiediagram onthouden:
Twee ongepaard R -elektron van het atoom zuurstof OVER- zulke langarmige sluipers! Ze staan altijd klaar om chemische bindingen te vormen. Bovendien zal hun eigenaar, het zuurstofatoom, vriendelijke en goedhartige atomen als partners hebben waterstof H met mollige en ronde, kolobokachtige elektronenwolken.
Omdat waterstofatomen elkaar merkbaar afstoten, wordt de hoek tussen chemische bindingen (lijnen die de kernen van atomen verbinden) waterstof - zuurstof niet recht (90°), maar iets meer - 104,5°. Deze chemische bindingen polair: Zuurstof is veel elektronegatiever dan waterstof en trekt elektronenwolken aan die chemische bindingen vormen. Een overtollige negatieve lading hoopt zich op nabij het zuurstofatoom, terwijl een positieve lading zich ophoopt nabij de waterstofatomen. Daarom het hele molecuul water valt ook in de groep van ‘chemische poolonderzoekers’ – stoffen waarvan de moleculen elektrische dipolen zijn.
Een chemische binding is een elektronisch fenomeen waarbij ten minste één elektron, dat zich in het krachtveld van zijn kern bevond, zich tegelijkertijd in het krachtveld van een andere kern of van meerdere kernen bevindt.
Meerderheid eenvoudige stoffen en alle complexe stoffen (verbindingen) bestaan uit atomen die op een bepaalde manier met elkaar interageren. Met andere woorden: er ontstaat een chemische binding tussen atomen. Tijdens het onderwijs chemische binding Er komt altijd energie vrij, dat wil zeggen dat de energie van het resulterende deeltje kleiner moet zijn dan de totale energie van de oorspronkelijke deeltjes.
De overgang van een elektron van het ene atoom naar het andere, resulterend in de vorming van tegengesteld geladen ionen met stabiele elektronische configuraties, waartussen elektrostatische aantrekkingskracht ontstaat, is het eenvoudigste model ionische binding:
X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-
De hypothese van de vorming van ionen en het optreden van elektrostatische aantrekking daartussen werd voor het eerst uitgedrukt door de Duitse wetenschapper W. Kossel (1916).
Een ander communicatiemodel is het delen van elektronen door twee atomen, wat ook resulteert in de vorming van stabiele elektronische configuraties. Een dergelijke band wordt covalent genoemd; de theorie ervan werd in 1916 ontwikkeld door de Amerikaanse wetenschapper G. Lewis.
Het gemeenschappelijke punt in beide theorieën was de vorming van deeltjes met een stabiele elektronische configuratie die samenviel met de elektronenconfiguratie van een edelgas.
Tijdens de vorming van lithiumfluoride wordt bijvoorbeeld het ionische mechanisme van bindingsvorming gerealiseerd. Het lithiumatoom (3 Li 1s 2 2s 1) verliest een elektron en wordt een kation (3 Li + 1s 2) met de elektronenconfiguratie van helium. Fluor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) accepteert een elektron en vormt een anion (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) met de elektronenconfiguratie van neon. Er vindt elektrostatische aantrekking plaats tussen het lithiumion Li + en het fluorion F -, waardoor een nieuwe verbinding wordt gevormd: lithiumfluoride.
Wanneer waterstoffluoride wordt gevormd, bevinden het enige elektron van het waterstofatoom (1s) en het ongepaarde elektron van het fluoratoom (2p) zich in het werkingsveld van beide kernen: het waterstofatoom en het fluoratoom. Op deze manier ontstaat er een gemeenschappelijk elektronenpaar, wat een herverdeling van de elektronendichtheid betekent en het verschijnen van een maximale elektronendichtheid. Als gevolg hiervan zijn nu twee elektronen geassocieerd met de kern van het waterstofatoom (elektronische configuratie van het heliumatoom), en zijn acht elektronen van het buitenste energieniveau nu geassocieerd met de fluorkern (elektronische configuratie van het neonatoom):
Het wordt aangegeven door één lijn tussen de symbolen van de elementen: H-F.Een binding gemaakt door één paar elektronen wordt een enkele binding genoemd.
De vorming van twee-elektronenschillen tussen een lithiumion en een waterstofatoom is een speciaal geval.De neiging om een stabiele schil van acht elektronen te vormen door een elektron van het ene atoom naar het andere over te brengen (ionische binding) of elektronen te delen (covalente binding) wordt de octetregel genoemd.
Er zijn echter verbindingen die niet aan deze regel voldoen. Het berylliumatoom in berylliumfluoride BeF 2 heeft bijvoorbeeld slechts een schil van vier elektronen; zes elektronenschillen zijn kenmerkend voor het booratoom (de stippen geven de elektronen van het buitenste energieniveau aan):
Tegelijkertijd bevatten de elektronenschillen van de centrale atomen in verbindingen zoals fosfor (V) chloride en zwavel (VI) fluoride, jodium (VII) fluoride meer dan acht elektronen (fosfor - 10; zwavel - 12; jodium - 14):
De meeste d-elementverbindingen volgen ook niet de octetregel.
In alle hierboven gepresenteerde voorbeelden wordt een chemische binding gevormd tussen atomen van verschillende elementen; het wordt heteroatomisch genoemd. Er kan echter ook een covalente binding ontstaan tussen identieke atomen. Een waterstofmolecuul wordt bijvoorbeeld gevormd door 15 elektronen van elk waterstofatoom te delen, waardoor elk atoom een stabiele elektronische configuratie van twee elektronen verkrijgt. Een octet wordt gevormd wanneer moleculen van andere eenvoudige stoffen, bijvoorbeeld fluor, worden gevormd:
De vorming van een chemische binding kan ook worden uitgevoerd door vier of zes elektronen te delen. In het eerste geval wordt een dubbele binding gevormd, dat wil zeggen twee gegeneraliseerde elektronenparen; in het tweede geval wordt een drievoudige binding gevormd (drie gegeneraliseerde elektronenparen).
Wanneer bijvoorbeeld een stikstofmolecuul N2 wordt gevormd, wordt een chemische binding gevormd door het delen van zes elektronen: drie ongepaarde p-elektronen van elk atoom. Om de acht-elektronenconfiguratie te bereiken, worden drie gemeenschappelijke elektronenparen gevormd:
Een dubbele binding wordt aangegeven met twee streepjes, een drievoudige binding met drie. Het stikstofmolecuul N2 kan als volgt worden weergegeven: N≡N.
In diatomische moleculen gevormd door atomen van één element, bevindt de maximale elektronendichtheid zich in het midden van de internucleaire lijn. Omdat er tussen atomen geen ladingsscheiding plaatsvindt, wordt dit type covalente binding niet-polair genoemd. Een heteroatomaire binding is altijd tot op zekere hoogte polair, omdat de maximale elektronendichtheid naar een van de atomen wordt verschoven, waardoor deze een gedeeltelijke negatieve lading verkrijgt (aangeduid met σ-). Het atoom waaruit de maximale elektronendichtheid wordt verplaatst, krijgt een gedeeltelijke positieve lading (aangeduid met σ+). Elektrisch neutrale deeltjes waarin de centra van gedeeltelijk negatieve en gedeeltelijk positieve ladingen niet samenvallen in de ruimte, worden dipolen genoemd. De polariteit van de binding wordt gemeten door het dipoolmoment (μ), dat recht evenredig is met de grootte van de ladingen en de afstand daartussen.
Rijst. Schematische weergave van een dipool
Lijst met gebruikte literatuur
- Popkov V.A., Puzakov S.A. Algemene chemie: leerboek. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 blz.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Met. 32-35]
Fluor molecuul.
Vrij fluor bestaat uit diatomische moleculen. Vanuit chemisch oogpunt kan fluor worden gekarakteriseerd als een eenwaardig niet-metaal, en bovendien het meest actieve van alle niet-metalen. Dit is te wijten aan een aantal redenen, waaronder het gemak waarmee het F 2 -molecuul in individuele atomen wordt ontbonden - de energie die hiervoor nodig is bedraagt slechts 159 kJ/mol (versus 493 kJ/mol voor O 2 en 242 kJ/mol voor C 12). Fluoratomen hebben een aanzienlijke elektronenaffiniteit en relatief kleine afmetingen. Daarom blijken hun valentiebindingen met atomen van andere elementen sterker te zijn dan soortgelijke bindingen van andere metalloïden (bijvoorbeeld energie H-F-aansluitingen
is - 564 kJ/mol versus 460 kJ/mol voor de H-O-binding en 431 kJ/mol voor de H-C1-binding).
|
5·10 -3
De elektronenaffiniteit van een neutraal fluoratoom wordt geschat op 339 kJ/mol. Ion F - wordt gekenmerkt door een effectieve straal van 1,33 A en een hydratatie-energie van 485 kJ/mol. De covalente straal van fluor wordt gewoonlijk aangenomen op 71 pm (d.w.z. de helft van de internucleaire afstand in het F2-molecuul).
Atoom, molecuul, nucleaire eigenschappen
Structuur van het fluoratoom.
In het centrum van het atoom bevindt zich een positief geladen kern. Er draaien 9 negatief geladen elektronen rond.
Elektronische formule: 1s2;2s2;2p5
m prot. = 1,00783 (amu)
m neutr.= 1,00866 (a.m.u.)
m proton = m elektron
Fluorisotopen.
Isotoop: 18F
Korte kenmerken: Prevalentie in de natuur: 0%
Het aantal protonen in de kern is 9. Het aantal neutronen in de kern is 9. Het aantal nucleonen is 18.E bindingen = 931,5(9*m pr.+9*m neutron-M(F18)) = 138,24 (MEV)E specifiek = E-bindingen/N-nucleonen = 7,81 (MEV/nucleon)
Alfa-verval is onmogelijk Bèta-minus verval is onmogelijk Positron-verval: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0,28( MeV)Elektronenvangst: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)
Isotoop: 19F
Korte kenmerken: Prevalentie in de natuur: 100%
Fluor molecuul.
Vrij fluor bestaat uit diatomische moleculen. Vanuit chemisch oogpunt kan fluor worden gekarakteriseerd als een eenwaardig niet-metaal, en bovendien het meest actieve van alle niet-metalen. Dit is te wijten aan een aantal redenen, waaronder het gemak waarmee het F2-molecuul in individuele atomen wordt ontbonden; de daarvoor benodigde energie bedraagt slechts 159 kJ/mol (versus 493 kJ/mol voor O2 en 242 kJ/mol voor C12). Fluoratomen hebben een aanzienlijke elektronenaffiniteit en relatief kleine afmetingen. Daarom blijken hun valentiebindingen met atomen van andere elementen sterker te zijn dan vergelijkbare bindingen van andere metalloïden (de energie van de H-F-binding is bijvoorbeeld - 564 kJ/mol versus 460 kJ/mol voor de H-O-binding en 431 kJ/mol voor de H-C1-binding).
F-F-communicatie gekenmerkt door een nucleaire afstand van 1,42 A. Voor de thermische dissociatie van fluor werden door berekening de volgende gegevens verkregen:
Temperatuur, °C 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700
Mate van dissociatie, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99
Het fluoratoom in zijn grondtoestand heeft de structuur van de buitenste elektronenlaag 2s22p5 en is eenwaardig. De excitatie van de driewaardige toestand die gepaard gaat met de overdracht van één 2p-elektron naar het 3s-niveau vereist kosten van 1225 kJ/mol en wordt praktisch niet gerealiseerd. De elektronenaffiniteit van een neutraal fluoratoom wordt geschat op 339 kJ/mol. Het F-ion wordt gekenmerkt door een effectieve straal van 1,33 A en een hydratatie-energie van 485 kJ/mol. De covalente straal van fluor wordt gewoonlijk aangenomen op 71 pm (dat wil zeggen de helft van de internucleaire afstand in het F2-molecuul).
Chemische eigenschappen van fluor.
Omdat fluoridederivaten van metalloïde elementen gewoonlijk zeer vluchtig zijn, beschermt hun vorming het oppervlak van het metalloïde niet tegen verdere werking van fluor. Daarom is de interactie vaak veel energetischer dan bij veel metalen. Silicium, fosfor en zwavel ontbranden bijvoorbeeld in fluorgas. Amorfe koolstof gedraagt zich op dezelfde manier ( houtskool), terwijl grafiet alleen reageert bij rode hittetemperaturen. Fluor combineert niet rechtstreeks met stikstof en zuurstof.
Fluor verwijdert waterstof uit waterstofverbindingen van andere elementen. De meeste oxiden worden erdoor ontleed, waardoor zuurstof wordt verdrongen. In het bijzonder interageert water volgens het schema F2 + H2O --> 2 HF + O
Bovendien combineren de verplaatste zuurstofatomen niet alleen met elkaar, maar gedeeltelijk ook met water- en fluormoleculen. Daarom produceert deze reactie naast zuurstofgas altijd waterstofperoxide en fluoroxide (F2O). Dit laatste is een lichtgeel gas dat qua geur lijkt op ozon.
Fluoroxide (ook wel bekend als zuurstoffluoride - ОF2) kan worden verkregen door fluor in 0,5 N te laten passeren. NaOH-oplossing. De reactie verloopt volgens de vergelijking: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2О De volgende reacties zijn ook kenmerkend voor fluor:
H2 + F2 = 2HF (met explosie)
