Chemische binding. Atoom, molecuul, nucleaire eigenschappen van fluor

Fluor is een chemisch element (symbool F, atoomnummer 9), een niet-metaal dat tot de halogeengroep behoort. Het is de meest actieve en elektronegatieve stof. Bij normale temperatuur en druk is het fluormolecuul lichtgeel 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 en smeermiddelen, en textiel. wordt gebruikt om glas te etsen, terwijl fluorplasma wordt gebruikt om halfgeleiders en andere materialen te produceren. 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 18 F-isotoop is een bron van positronen voor medische beeldvorming door positronemissietomografie, en uraniumhexafluoride wordt gebruikt voor de scheiding en productie van uraniumisotopen voor kerncentrales.

Ontdekkingsgeschiedenis

Mineralen die fluorverbindingen bevatten waren vele jaren vóór de isolatie hiervan bekend chemish 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 ("stroom").

In 1670 ontdekte glasblazer Heinrich Schwanhard dat glas werd geëtst door de werking van calciumfluoride (vloeispaat), behandeld met zuur. Carl Scheele en vele latere onderzoekers, waaronder Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier en Louis Thénard, experimenteerden met fluorwaterstofzuur (HF), dat gemakkelijk werd verkregen door CaF te behandelen met geconcentreerd zwavelzuur.

Uiteindelijk werd duidelijk dat HF ​​een voorheen onbekend element bevatte. Vanwege de overmatige reactiviteit kon deze stof 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. De isolatie 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 in de scheikunde. 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 een atoombom als onderdeel van het Manhattan Project. Fluor werd gebruikt om uraniumhexafluoride (UF 6 ) te produceren, dat op zijn beurt werd gebruikt om de twee isotopen 235 U en 238 U van elkaar te scheiden. Tegenwoordig is gasvormig UF 6 nodig om verrijkt uranium voor kernenergie te produceren.

De belangrijkste eigenschappen van fluor

In het periodiek systeem bevindt het element zich bovenaan groep 17 (voorheen groep 7A), dat halogeen 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 bij 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 zijn 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 niet minder 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 fijn verspreide metalen en glazen, branden met een heldere vlam in een straal gasvormig fluor. 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 gekomen voor een veilige hantering en transport ervan. Het element kan worden opgeslagen in containers van staal of monel (nikkelrijke legering), omdat zich fluoriden vormen op het oppervlak van deze materialen, 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, worden ze in ionen verdeeld. 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 impact

Fluor wordt in het lichaam vooral aangetroffen in botten en tanden in de vorm van ionen. Volgens de National Research Council van de National Academy of Sciences van de Verenigde Staten vermindert fluoridering van drinkwater bij een concentratie van minder dan één deel per miljoen de incidentie van tandbederf aanzienlijk. Aan de andere kant kan overmatige ophoping van fluoride leiden tot fluorose, wat zich uit in gevlekte tanden. Dit effect wordt meestal waargenomen in gebieden waar het gehalte van dit chemische element in drinkwater een 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 de weefsels binnendringt en reageert met calcium in de botten, waardoor deze permanent worden beschadigd.

Fluor in het milieu

De jaarlijkse wereldproductie van het mineraal fluoriet bedraagt ​​ongeveer 4 miljoen ton, en de totale capaciteit van onderzochte afzettingen ligt binnen de 120 miljoen ton. De belangrijkste gebieden voor de winning van dit mineraal zijn Mexico, China en West-Europa.

Fluor komt van nature voor in aardkorst waar het kan worden gevonden in rotsen, steenkool en klei. Fluoriden komen vrij in de lucht 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 industriële verbrandingsprocessen 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 en kan dan lange tijd in de lucht blijven.

In de atmosfeer is 0,6 miljardste deel van dit chemische element aanwezig in de vorm van zoute mist organische bestanddelen chloor. In stedelijke gebieden bereikt de concentratie 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 krypton- en radonfluoriden verkregen. Een andere verbinding is argonfluorhydride, dat alleen stabiel is bij extreem lage temperaturen.

Industriële toepassing

In atomaire en moleculaire toestand wordt fluor gebruikt voor plasma-etsen bij de productie van halfgeleiders, platte beeldschermen en micro-elektromechanische systemen. Fluorwaterstofzuur wordt gebruikt om glas in lampen en andere producten te etsen.

Samen met enkele van zijn verbindingen is fluor een belangrijk onderdeel bij de productie van farmaceutische producten, landbouwchemicaliën, brandstoffen en smeermiddelen, en textiel. Het chemische element is nodig om gehalogeneerde alkanen (halonen) te produceren, die op hun beurt op grote schaal werden gebruikt in airconditioning- en koelsystemen. Later werd een dergelijk gebruik van chloorfluorkoolwaterstoffen 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 is de productie van kunststoffen met lage wrijving, zoals Teflon, niet mogelijk. Veel anesthetica (bijvoorbeeld sevofluraan, desfluraan en isofluraan) zijn CFK-derivaten. Natriumhexafluoraluminaat (cryoliet) wordt gebruikt bij de elektrolyse van aluminium.

Fluorverbindingen, waaronder NaF, worden in tandpasta's gebruikt om tandbederf te voorkomen. Deze stoffen worden toegevoegd aan gemeentelijke watervoorzieningen om voor waterfluoridering te zorgen, maar de praktijk wordt als controversieel beschouwd vanwege de impact op de menselijke gezondheid. Bij hogere concentraties wordt NaF gebruikt als insecticide, vooral voor de bestrijding van kakkerlakken.

In het verleden zijn 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 een chemisch element zijn als volgt:

• Atoommassa 18,9984032 g/mol.
• Elektronische configuratie 1s 2 2s 2 2p 5 .
• De oxidatietoestand is -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 door een covalente binding waterstof H2, stikstof N2, zuurstof O2, fluor 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.

Veel vaker gebeurt er iets anders: een ontmoeting van verschillende atomen. Laten we ons voorstellen dat we elkaar eenmaal ontmoetten, elkaar leuk vonden en besloten om atomaire vrienden te maken waterstof H en atoom fluor 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 bevinden die verschillend van vorm zijn: S-elektron van waterstof cirkelt in een bolvormige elektronenwolk, en R- Het fluorelektron snelt rond de kern in een langwerpige baan, 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, die zeer sterk is. Maar dit is wat interessant is: het atoom fluor met zijn thuisblijvende elektronen, zeggen scheikundigen van wel groot elektronegativiteit. Wat het is?

Elektronegativiteit is een eigenschap van het atoom van een element een elektronenwolk aantrekken om een ​​chemische binding te vormen.

Als het element fluor heeft grotere elektronegativiteit Dit betekent dat niet alleen eigen fluorelektronen houden zich stevig dicht bij de kern en breken nooit los van het atoom, maar ook onbekenden elektronen voor het fluoratoom zijn altijd welkome gasten. En daarom handelt hij niet erg eerlijk tegenover zijn nieuwe buurman in het molecuul (waterstofatoom), waarbij hij het elektron dat hem toebehoort dichter naar zich toe trekt. Hierdoor ontstaat het gehele elektronenpaar dat de binding vormt is aan het verschuiven naar de zijkant fluor

tussen atomen waterstof En fluor een covalent 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 fluor):

Als we willen zien hoe het molecuul is gerangschikt water, dan moet je eerst de samenstelling ervan onthouden. Er is een grappig gezegde over schoenen met gaten: "Mijn laarzen zijn degene die as-twee-o voorbij laten gaan." As-twee-oh - dit is het H2O(formule van water). Het belangrijkste in het watermolecuul acteur- atoom zuurstof. Beschouw zijn energiediagram eens:

Twee ongepaard R -elektron van een atoom zuurstof OVER- zulke langarmige schurken! Ze staan ​​altijd klaar om chemische bindingen te vormen. Bovendien zal hun eigenaar, het zuurstofatoom, vriendelijke en zachtaardige atomen als partners hebben. waterstof H met mollig en rond, zoals koloboks, elektronenwolken.

Omdat waterstofatomen elkaar merkbaar afstoten, is 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 naar zich toe, waardoor chemische bindingen ontstaan. Een overtollige negatieve lading hoopt zich op nabij het zuurstofatoom, en een positieve lading nabij de waterstofatomen. Daarom het hele molecuul water valt ook in de categorie van "chemische poolonderzoekers" - stoffen waarvan de moleculen elektrische dipolen zijn.

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 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 de atomen. Bij 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 initiële 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 een elektrostatische aantrekkingskracht ontstaat, is het eenvoudigste model ionbinding :

X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-

De hypothese van de vorming van ionen en het ontstaan ​​van elektrostatische aantrekking daartussen werd voor het eerst naar voren gebracht door de Duitse wetenschapper W. Kossel (1916).

Een ander model van binding is het delen van elektronen door twee atomen, waardoor ook stabiele elektronische configuraties ontstaan. Zo'n band wordt covalent genoemd en in 1916 begon de Amerikaanse wetenschapper G. Lewis zijn theorie te ontwikkelen.

Het gemeenschappelijke punt in beide theorieën was de vorming van deeltjes met een stabiele elektronische configuratie, die samenviel met de elektronenconfiguratie van een edelgas.

Bij de vorming van lithiumfluoride wordt bijvoorbeeld het ionische mechanisme van bindingsvorming gerealiseerd. Het lithiumatoom (3 Li 1s 2 2s 1) verliest een elektron en verandert in 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 elektronische configuratie van neon. Er ontstaat een elektrostatische aantrekkingskracht 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. Er ontstaat dus 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 (de elektronische configuratie van het heliumatoom), en zijn acht elektronen van het buitenste energieniveau geassocieerd met de fluorkern (de elektronische configuratie van het neonatoom):

Een binding die door één elektronenpaar wordt uitgevoerd, wordt een enkele binding genoemd.

Het wordt aangegeven door een enkel streepje tussen de elementsymbolen: H-F.

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 door elektronen te delen (covalente binding) wordt de octetregel genoemd.

De vorming van twee-elektronenschillen voor een lithiumion en een waterstofatoom is een speciaal geval.

Er zijn echter verbindingen die deze regel niet volgen. 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):

Bij de meeste conjuncties met d-elementen wordt de octetregel ook niet gerespecteerd.

In alle bovenstaande 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 krijgt. Een octet wordt gevormd tijdens de vorming van moleculen van andere eenvoudige stoffen, zoals fluor:

De vorming van een chemische binding kan ook worden uitgevoerd door de socialisatie van vier of zes elektronen. In het eerste geval wordt een dubbele binding gevormd, namelijk twee gegeneraliseerde elektronenparen, in het tweede geval een drievoudige binding (drie gegeneraliseerde elektronenparen).

Wanneer bijvoorbeeld een stikstofmolecuul N 2 wordt gevormd, wordt er een chemische binding gevormd door de socialisatie van zes elektronen: drie ongepaarde p-elektronen van elk atoom. Om een ​​configuratie met acht elektronen te bereiken, worden drie gemeenschappelijke elektronenparen gevormd:

Een dubbele binding wordt aangegeven met twee streepjes, een drievoudige binding met drie. Het stikstofmolecuul N 2 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 geen scheiding van ladingen tussen atomen plaatsvindt, wordt dit type covalente binding niet-polair genoemd. Een heteroatomaire binding is altijd min of meer polair, omdat de maximale elektronendichtheid naar een van de atomen wordt verschoven, waardoor deze een gedeeltelijk negatieve lading verkrijgt (aangeduid met σ-). Het atoom waarvan het maximum van de elektronendichtheid wordt verschoven, krijgt een gedeeltelijke positieve lading (aangeduid met σ+). Elektrisch neutrale deeltjes waarin de centra van de gedeeltelijk negatieve en gedeeltelijk positieve ladingen niet samenvallen in de ruimte, worden dipolen genoemd. De polariteit van een 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

1. Popkov V.A., Puzakov S.A. algemene scheikunde: leerboek. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 p.: 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 heeft een aantal redenen, waaronder het gemak van de ontbinding van het F 2-molecuul in individuele atomen - de daarvoor benodigde energie is slechts 159 kJ / mol (tegen 493 kJ / mol voor O 2 en 242 kJ / mol voor C 12). Fluoratomen hebben een aanzienlijke elektronenaffiniteit en zijn relatief klein van formaat. Daarom zijn hun valentiebindingen met atomen van andere elementen sterker dan vergelijkbare bindingen van andere metalloïden (bijvoorbeeld de energie H-F-obligaties is - 564 kJ/mol versus 460 kJ/mol voor de H-O-binding en 431 kJ/mol voor de H-C1-binding).

De F-F-binding wordt 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 de grondtoestand heeft de structuur van de buitenste elektronenlaag 2s 2 2p 5 en is eenwaardig. De excitatie van de driewaardige toestand die gepaard gaat met de overdracht van één 2p-elektron naar het 3s-niveau vereist een uitgave van 1225 kJ/mol en wordt praktisch niet gerealiseerd.

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. Voor de covalente straal van fluor wordt gewoonlijk een waarde van 71 pm genomen (d.w.z. de helft van de internucleaire afstand in het F2-molecuul).

Atoom, molecuul, nucleaire eigenschappen

De structuur van het fluoratoom.

In het centrum van een 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 neutraal = 1,00866 (amu)

m proton = m elektron

Isotopen van fluor.

Isotoop: 18F

Korte beschrijving: 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 \u003d 931,5 (9 * m pr. + 9 * m neutron-M (F18)) \ u003d 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) Elektronische opname: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)

Isotoop: 19F

Korte beschrijving: 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 heeft een aantal redenen, waaronder het gemak van de ontbinding van het F2-molecuul in individuele atomen - de daarvoor benodigde energie is slechts 159 kJ / mol (tegen 493 kJ / mol voor O2 en 242 kJ / mol voor C12). Fluoratomen hebben een aanzienlijke elektronenaffiniteit en zijn relatief klein van formaat. 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-verbinding gekenmerkt door een nucleaire afstand van 1,42 A. Voor de thermische dissociatie van fluor werden door berekening de volgende gegevens verkregen:

Temperatuur, °С 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 de 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 een uitgave 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 fluorderivaten van metalloïde elementen gewoonlijk zeer vluchtig zijn, beschermt hun vorming het oppervlak van het metalloïde niet tegen verdere werking van fluor. Daarom verloopt de interactie vaak veel krachtiger 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 hitte. Fluor combineert niet rechtstreeks met stikstof en zuurstof.

Uit de waterstofverbindingen van andere elementen haalt fluor waterstof weg. De meeste oxiden worden hierdoor ontleed onder verdringing van zuurstof. In het bijzonder interageert water volgens het schema F2 + H2O --> 2 HF + O

bovendien combineren de verplaatste zuurstofatomen niet alleen met elkaar, maar ook gedeeltelijk met water- en fluormoleculen. Daarom produceert deze reactie naast gasvormige zuurstof altijd waterstofperoxide en fluoroxide (F2O). Dit laatste is een lichtgeel gas, qua geur vergelijkbaar met ozon.

Fluoroxide (anders - zuurstoffluoride - OF2) kan worden verkregen door fluor in 0,5 N te leiden. NaOH-oplossing. De reactie verloopt volgens de vergelijking: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2OT De volgende reacties zijn ook kenmerkend voor fluor:

H2 + F2 = 2HF (met explosie)