Liaison de molécule de fluor. Atome, molécule, propriétés nucléaires du fluor

Une liaison chimique est un phénomène électronique dans lequel au moins un électron, qui se trouvait dans le champ de force de son noyau, se retrouve dans le champ de force d'un autre noyau ou de plusieurs noyaux à la fois.

Majorité substances simples et toutes les substances complexes (composés) sont constituées d'atomes qui interagissent les uns avec les autres d'une certaine manière. En d’autres termes, une liaison chimique s’établit entre les atomes. Lorsqu’une liaison chimique se forme, de l’énergie est toujours libérée, c’est-à-dire que l’énergie de la particule résultante doit être inférieure à l’énergie totale des particules d’origine.

La transition d'un électron d'un atome à un autre, entraînant la formation d'ions de charges opposées et de configurations électroniques stables, entre lesquelles s'établit une attraction électrostatique, est le modèle le plus simple liaison ionique:

X → X + + e - ; Oui + e - → Oui - ; X+Y-

Un autre modèle de communication est le partage d’électrons par deux atomes, ce qui entraîne également la formation de configurations électroniques stables. Une telle liaison est appelée covalente ; sa théorie a commencé à être développée en 1916 par le scientifique américain G. Lewis.

Le point commun des deux théories était la formation de particules ayant une configuration électronique stable coïncidant avec la configuration électronique d’un gaz rare.

Par exemple, lors de la formation du fluorure de lithium, mécanisme ioniqueéducation à la communication. L'atome de lithium (3 Li 1s 2 2s 1) perd un électron et devient un cation (3 Li + 1s 2) avec la configuration électronique de l'hélium. Le fluor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) accepte un électron, formant un anion (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) avec la configuration électronique du néon. Une attraction électrostatique se produit entre l'ion lithium Li + et l'ion fluor F -, grâce à laquelle un nouveau composé est formé - le fluorure de lithium.

Lorsque le fluorure d'hydrogène se forme, le seul électron de l'atome d'hydrogène (1s) et l'électron non apparié de l'atome de fluor (2p) se retrouvent dans le champ d'action des deux noyaux - l'atome d'hydrogène et l'atome de fluor. De cette manière, une paire électronique commune apparaît, ce qui signifie une redistribution de la densité électronique et l'apparition d'une densité électronique maximale. En conséquence, deux électrons sont désormais associés au noyau de l’atome d’hydrogène (configuration électronique de l’atome d’hélium), et huit électrons externes sont désormais associés au noyau de fluor. niveau d'énergie(configuration électronique de l'atome de néon) :

Une liaison établie à travers une paire d’électrons est appelée une liaison simple.

La tendance à former une couche stable de huit électrons en transférant un électron d’un atome à un autre (liaison ionique) ou en partageant des électrons (liaison covalente) est appelée la règle de l’octet.

Il existe cependant des composés qui ne répondent pas à cette règle. Par exemple, l'atome de béryllium dans le fluorure de béryllium BeF 2 n'a qu'une coque à quatre électrons ; six couches électroniques sont caractéristiques de l'atome de bore (les points indiquent les électrons du niveau d'énergie externe) :

La plupart des composés de l'élément d ne suivent pas non plus la règle de l'octet.

Dans tous les exemples présentés ci-dessus, une liaison chimique se forme entre les atomes divers éléments; c'est ce qu'on appelle hétéroatomique. Cependant, une liaison covalente peut également se former entre des atomes identiques. Par exemple, une molécule d'hydrogène est formée en partageant 15 électrons de chaque atome d'hydrogène, ce qui permet à chaque atome d'acquérir une valeur stable. configuration électronique de deux électrons. Un octet se forme lorsque des molécules d'autres substances simples, par exemple le fluor, se forment :

La formation d'une liaison chimique peut également être réalisée en partageant quatre ou six électrons. Dans le premier cas, il se forme double liaison, représentant deux paires d'électrons généralisées, dans la seconde il y a une triple liaison (trois paires d'électrons généralisées).

Par exemple, lorsqu'une molécule d'azote N2 est formée, une liaison chimique est formée en partageant six électrons : trois électrons p non appariés de chaque atome. Pour obtenir la configuration à huit électrons, trois paires d’électrons communes sont formées :

Une double liaison est indiquée par deux tirets, une triple liaison par trois. La molécule d'azote N2 peut être représentée comme suit : N≡N.

DANS molécules diatomiques Oh, formé d'atomes un élément, la densité électronique maximale se situe au milieu de la ligne internucléaire. Puisque la séparation des charges ne se produit pas entre les atomes, ce type de liaison covalente est appelé non polaire. Une liaison hétéroatomique est toujours polaire à un degré ou à un autre, puisque la densité électronique maximale est décalée vers l'un des atomes, grâce à quoi elle acquiert une partie charge négative(noté σ-). L'atome à partir duquel la densité électronique maximale est déplacée acquiert une charge partielle positive (notée σ+). Les particules électriquement neutres dans lesquelles les centres de charges partiellement négatives et partiellement positives ne coïncident pas dans l'espace sont appelées dipôles. La polarité de la liaison est mesurée par le moment dipolaire (μ), qui est directement proportionnel à l'ampleur des charges et à la distance qui les sépare.

Riz. Représentation schématique d'un dipôle

Liste de la littérature utilisée

1. Popkov V.A., Pouzakov S.A. chimie générale: cahier de texte. - M. : GEOTAR-Media, 2010. - 976 pp. : ISBN 978-5-9704-1570-2. [Avec. 32-35]

En 1916, sont proposées les premières théories extrêmement simplifiées de la structure des molécules, utilisant des représentations électroniques : la théorie du physicien-chimiste américain G. Lewis (1875-1946) et du scientifique allemand W. Kossel. Selon la théorie de Lewis, la formation d'une liaison chimique dans une molécule diatomique implique les électrons de valence de deux atomes à la fois. Ainsi, par exemple, dans une molécule d'hydrogène, au lieu d'un trait de valence, ils ont commencé à dessiner une paire d'électrons formant une liaison chimique :

Une liaison chimique formée par une paire d’électrons est appelée liaison covalente. La molécule de fluorure d’hydrogène est représentée comme suit :

La différence entre les molécules de substances simples (H2, F2, N2, O2) et les molécules de substances complexes (HF, NO, H2O, NH3) est que les premières n'ont pas de moment dipolaire, alors que les secondes en ont. Le moment dipolaire m est défini comme le produit valeur absolue charge q par la distance entre deux charges opposées r :

Le moment dipolaire m d'une molécule diatomique peut être déterminé de deux manières. Premièrement, puisque la molécule est électriquement neutre, la charge positive totale de la molécule Z" est connue (elle égal à la somme charges des noyaux atomiques : Z" = ZA + ZB). Connaissant la distance internucléaire re, vous pouvez déterminer l'emplacement du centre de gravité de la charge positive de la molécule. La valeur m de la molécule est trouvée expérimentalement. Par conséquent, vous pouvez trouver r" - la distance entre les centres de gravité de la charge positive et négative totale de la molécule :

Deuxièmement, nous pouvons supposer que lorsqu'une paire d'électrons formant une liaison chimique est déplacée vers l'un des atomes, une charge négative en excès -q" apparaît sur cet atome et une charge +q" apparaît sur le deuxième atome. La distance entre les atomes est la suivante :

Le moment dipolaire de la molécule HF est de 6,4H 10-30 ClH m, internucléaire Distance HF est égal à 0,917H 10-10 m. Le calcul de q" donne : q" = 0,4 charge élémentaire (c'est-à-dire charge électronique). Lorsqu’une charge négative en excès apparaît sur l’atome de fluor, cela signifie que la paire d’électrons formant une liaison chimique dans la molécule HF est déplacée vers l’atome de fluor. Cette liaison chimique est appelée liaison covalente polaire. Les molécules de type A2 n'ont pas de moment dipolaire. Les liaisons chimiques que forment ces molécules sont appelées.

liaisons covalentes non polaires Théorie de Kossel a été proposé pour décrire les molécules formées métaux actifs (alcalis et alcalino-terreux) et les non-métaux actifs (halogènes, oxygène, azote). Les électrons de valence externes des atomes métalliques sont les plus éloignés du noyau de l’atome et sont donc relativement faiblement retenus par l’atome métallique. Aux atomeséléments chimiques situé dans la même rangée du tableau périodique, lorsqu'on se déplace de gauche à droite, la charge du noyau augmente tout le temps et des électrons supplémentaires sont situés dans le même couche électronique . Cela conduit au fait que la couche électronique externe est comprimée et que les électrons sont de plus en plus fermement retenus dans l'atome..

Si nous déterminons les moments dipolaires des molécules MeX par paires, il s'avère que la charge de l'atome métallique n'est pas complètement transférée à l'atome non métallique et que la liaison chimique dans ces molécules est mieux décrite comme fortement covalente. connexion polaire. Les cations métalliques positifs Me+ et les anions négatifs des atomes non métalliques X- existent généralement sur les sites du réseau cristallin des cristaux de ces substances. Mais dans ce cas, chaque ion métallique positif interagit d'abord électrostatiquement avec les anions non métalliques les plus proches, puis avec les cations métalliques, etc. Autrement dit, dans les cristaux ioniques, les liaisons chimiques sont délocalisées et chaque ion interagit finalement avec tous les autres ions inclus dans le cristal, qui est une molécule géante.

Outre les caractéristiques clairement définies des atomes, telles que les charges des noyaux atomiques, les potentiels d'ionisation, l'affinité électronique, des caractéristiques moins définies sont également utilisées en chimie. L’un d’eux est l’électronégativité. Il a été introduit dans la science par le chimiste américain L. Pauling. Tout d’abord, considérons les données sur le premier potentiel d’ionisation et l’affinité électronique pour les éléments des trois premières périodes.

Les régularités des potentiels d'ionisation et des affinités électroniques sont entièrement expliquées par la structure des couches électroniques de valence des atomes. L'affinité électronique d'un atome d'azote isolé est bien inférieure à celle des atomes de métaux alcalins, bien que l'azote soit un non-métal actif. C'est dans les molécules, en interagissant avec des atomes d'autres éléments chimiques, que l'azote prouve qu'il est un non-métal actif. C'est ce qu'a tenté de faire L. Pauling en introduisant « l'électronégativité » comme la capacité des atomes d'éléments chimiques à déplacer une paire d'électrons vers eux lors de leur formation. liaisons polaires covalentes. L'échelle d'électronégativité des éléments chimiques a été proposée par L. Pauling. Il a attribué l'électronégativité la plus élevée dans les unités sans dimension conventionnelles au fluor - 4,0, à l'oxygène - 3,5, au chlore et à l'azote - 3,0, au brome - 2,8. La nature du changement d'électronégativité des atomes correspond pleinement aux modèles exprimés dans Tableau périodique . Par conséquent, l'application du concept "électronégativité

« traduit simplement dans une autre langue les modèles de changements dans les propriétés des métaux et des non-métaux qui sont déjà reflétés dans le tableau périodique.. Aux nœuds du réseau cristallin d’un cristal se trouvent des atomes ou ions positifs les métaux Les électrons des atomes métalliques à partir desquels les ions positifs ont été formés, sous la forme d'un gaz électronique, sont situés dans l'espace entre les nœuds du réseau cristallin et appartiennent à tous les atomes et ions. Ils déterminent l'éclat métallique caractéristique, la conductivité électrique élevée et la conductivité thermique des métaux. Taper liaison chimique, qui est réalisée par des électrons partagés dans cristal de métal, appelé.

liaison métallique En 1819, les scientifiques français P. Dulong et A. Petit établissent expérimentalement que la capacité thermique molaire de presque tous les métaux à l'état cristallin est de 25 J/mol. Maintenant, nous pouvons facilement expliquer pourquoi il en est ainsi. Les atomes métalliques dans les nœuds du réseau cristallin sont toujours en mouvement - ils effectuent des mouvements oscillatoires. Ce mouvement complexe peut être décomposé en trois mouvements oscillatoires simples dans trois plans perpendiculaires entre eux. Chaque mouvement oscillatoire a sa propre énergie et sa propre loi de changement avec l'augmentation de la température - sa propre capacité thermique. La valeur limite de la capacité thermique pour tout mouvement vibratoire des atomes est égale à R - la constante universelle des gaz. Trois indépendants mouvements oscillatoires les atomes du cristal auront une capacité thermique égale à 3R. Lors du chauffage des métaux, à partir de très basses températures, leur capacité thermique augmente à partir de zéro. À température ambiante et à température élevée, la capacité thermique de la plupart des métaux atteint son maximum.

valeur maximum

- 3R. Lorsqu'il est chauffé, le réseau cristallin des métaux est détruit et ils passent à l'état fondu. Avec un chauffage supplémentaire, les métaux s'évaporent. Dans la vapeur, de nombreux métaux existent sous forme de molécules Me2. Dans ces molécules, les atomes métalliques sont capables de former des liaisons covalentes non polaires. Les particules chimiques formées de deux atomes ou plus sont appelées molécules

(réel ou conditionnel unités de formule substances polyatomiques). Les atomes des molécules sont liés chimiquement. Moyens de liaison chimique forces électriques attractions qui maintiennent les particules les unes près des autres. Chaque liaison chimique dans formules développées

semble

ligne de valence

Par exemple:

Une liaison chimique est formée par une paire d'électrons ( ), qui dans les formules électroniques particules complexes(molécules, ions complexes) est généralement remplacé par une caractéristique de valence, contrairement aux propres paires d'électrons solitaires d'atomes, par exemple :

La liaison chimique est appelée covalent, s'il est formé en partageant une paire d'électrons avec les deux atomes.

Dans la molécule F 2, les deux atomes de fluor ont la même électronégativité, donc la possession d'une paire d'électrons est la même pour eux. Une telle liaison chimique est dite non polaire, puisque chaque atome de fluor Densité d'électron c'est pareil dans formule électronique les molécules peuvent être conditionnellement divisées à parts égales entre elles :

Dans la molécule de chlorure d’hydrogène HCl, la liaison chimique est déjà polaire, puisque la densité électronique sur l'atome de chlore (un élément avec une électronégativité plus élevée) est nettement plus élevée que sur l'atome d'hydrogène :

Une liaison covalente, par exemple H – H, peut être formée en partageant les électrons de deux atomes neutres :

H · + · H > H – H

Ce mécanisme de formation de liaisons est appelé échange ou équivalent.

Selon un autre mécanisme, la même liaison covalente H – H se produit lorsque la paire électronique de l'ion hydrure H est partagée par le cation hydrogène H + :

H + + (:H) -> H – H

Le cation H+ dans ce cas est appelé accepteur un anion H – donateur paire d'électrons. Le mécanisme de formation d’une liaison covalente sera donneur-accepteur, ou coordination.

Les liaisons simples (H – H, F – F, H – CI, H – N) sont appelées les obligations a, ils déterminent la forme géométrique des molécules.

Les liaisons doubles et triples () contiennent un ?-composant et un ou deux ?-composants ; La composante ?, qui est la principale et formée conditionnellement en premier, est toujours plus forte que les composantes ?.

Les caractéristiques physiques (réellement mesurables) d'une liaison chimique sont son énergie, sa longueur et sa polarité.

Énergie de liaison chimique (E sv) est la chaleur libérée lors de la formation d'une liaison donnée et dépensée pour la rompre. Pour les mêmes atomes, une simple liaison est toujours plus faible qu'un multiple (double, triple).

Longueur de liaison chimique (jeсв) – distance internucléaire. Pour les mêmes atomes, une simple liaison est toujours plus long, qu'un multiple.

Polarité la communication est mesurée moment dipolaire électrique p– le produit de la charge électrique réelle (sur les atomes d'une liaison donnée) par la longueur du dipôle (c'est-à-dire la longueur de la liaison). Le plus moment dipolaire, plus la polarité de la connexion est élevée. Réel charges électriques sur les atomes dans une liaison covalente, la valeur est toujours inférieure aux états d'oxydation des éléments, mais coïncide en signe ; par exemple, pour la liaison H + I -Cl -I, les charges réelles sont H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (particule bipolaire, ou dipôle).

Polarité moléculaire déterminés par leur composition et leur forme géométrique.

Non polaire (p = O) sera:

a) molécules simple substances, car elles ne contiennent que du co non polaire liaisons de valence;

b) polyatomique molécules complexe substances, si elles Forme géométriquesymétrique.

Par exemple, les molécules CO 2, BF 3 et CH 4 ont les directions suivantes de vecteurs de liaison égaux (en longueur) :

Lors de l'ajout de vecteurs de liaisons, leur somme va toujours à zéro et les molécules dans leur ensemble sont non polaires, bien qu'elles contiennent des liaisons polaires.

Polaire (p> O) sera :

UN) diatomique molécules complexe substances, puisqu'elles ne contiennent que des liaisons polaires ;

b) polyatomique molécules complexe substances, si leur structure asymétriquement, c'est-à-dire que leur forme géométrique est soit incomplète, soit déformée, ce qui conduit à l'apparition d'un total Dipôle électrique, par exemple, dans les molécules NH 3, H 2 O, HNO 3 et HCN.

Les ions complexes, par exemple NH 4 +, SO 4 2- et NO 3 -, ne peuvent en principe pas être des dipôles, ils ne portent qu'une seule charge (positive ou négative) ;

Liaison ionique se produit lors de l'attraction électrostatique de cations et d'anions avec quasiment aucun partage d'une paire d'électrons, par exemple entre K + et I -. L'atome de potassium a un manque de densité électronique, tandis que l'atome d'iode a un excès. Cette connexion est considérée extrême il s'agit d'une liaison covalente, puisque la paire d'électrons est pratiquement en possession de l'anion. Cette connexion est la plus typique pour les composés de métaux et non-métaux typiques (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) et les substances de la classe des sels (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Tous ces composés dans les conditions ambiantes sont substances cristallines qui unissent Nom commun cristaux ioniques (cristaux construits à partir de cations et d'anions).

Un autre type de connexion est connu, appelé liaison métallique, dans lequel les électrons de valence sont si peu retenus par les atomes métalliques qu’ils n’appartiennent pas à des atomes spécifiques.

Les atomes métalliques, laissés sans électrons externes qui leur appartiennent clairement, deviennent pour ainsi dire des ions positifs. Elles forment réseau cristallin métallique. La totalité des socialisés électrons de valence (gaz électronique) maintient les ions métalliques positifs ensemble et sur des sites de réseau spécifiques.

En plus des cristaux ioniques et métalliques, il existe également atomique Et moléculaire substances cristallines dans les sites du réseau desquelles se trouvent respectivement des atomes ou des molécules. Exemples : diamant et graphite - cristaux avec réseau atomique, l'iode I 2 et le dioxyde de carbone CO 2 (neige carbonique) sont des cristaux à réseau moléculaire.

Des liaisons chimiques existent non seulement à l'intérieur des molécules de substances, mais peuvent également se former entre des molécules, par exemple pour le HF liquide, l'eau H 2 O et un mélange de H 2 O + NH 3 :

Liaison hydrogène se forme en raison des forces d'attraction électrostatique de molécules polaires contenant des atomes des éléments les plus électronégatifs - F, O, N. Par exemple, les liaisons hydrogène sont présentes dans HF, H 2 O et NH 3, mais elles ne le sont pas dans HCl, H2S et PH3.

Les liaisons hydrogène sont instables et se brisent assez facilement, par exemple lorsque la glace fond et que l'eau bout. Cependant, une certaine énergie supplémentaire est dépensée pour rompre ces liaisons, et donc les températures de fusion (tableau 5) et les points d'ébullition des substances possédant des liaisons hydrogène

(par exemple, HF et H 2 O) sont nettement plus élevés que pour des substances similaires, mais sans liaisons hydrogène (par exemple, HCl et H 2 S, respectivement).

Beaucoup composés organiques forment également des liaisons hydrogène ; rôle important La liaison hydrogène joue un rôle dans les processus biologiques.

1. Substances uniquement avec des liaisons covalentes- Ce

1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2

2) NF 3, NH 4 Cl, P 2 O 5

3) CH 4, HNO 3, Na(CH 3 O)

4) CCl 2 O, I 2, N 2 O

2–4. Une liaison covalente

2. célibataire

3. doubler

4. tripler

présent dans la substance

5. Plusieurs liaisons sont présentes dans les molécules

6. Les particules appelées radicaux sont

7. L'une des liaisons est formée par un mécanisme donneur-accepteur dans un ensemble d'ions

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) H 3 O + , NH 4 +

3) PO 4 3-, NON 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Le plus durable Et court liaison - dans une molécule

9. Substances uniquement avec des liaisons ioniques– inclus dans l'ensemble

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. Cellule de cristal substances

13. Ba(OH)2

1) métal

3) atomique

Molécule de fluor.

Le fluor libre est constitué de molécules diatomiques. Du point de vue chimique, le fluor peut être caractérisé comme un non-métal monovalent et, de plus, le plus actif de tous les non-métaux. Cela est dû à un certain nombre de raisons, notamment à la facilité de décomposition de la molécule F 2 en atomes individuels - l'énergie requise pour cela n'est que de 159 kJ/mol (contre 493 kJ/mol pour O 2 et 242 kJ/mol pour C 12). Les atomes de fluor ont une affinité électronique importante et des tailles relativement petites. Par conséquent, leurs liaisons de valence avec des atomes d'autres éléments s'avèrent plus fortes que des liaisons similaires d'autres métalloïdes (par exemple, l'énergie est de - 564 kJ/mol contre 460 kJ/mol pour Connexions N-O et 431 kJ/mol pour la liaison H-C1).

La liaison F-F est caractérisée par une distance nucléaire de 1,42 A. Pour la dissociation thermique du fluor, les données suivantes ont été obtenues par calcul :

L'atome de fluor dans son état fondamental a la structure de la couche électronique externe 2s 2 2p 5 et est monovalent. L'excitation de l'état trivalent associée au transfert d'un électron 2p au niveau 3s nécessite un coût de 1225 kJ/mol et n'est pratiquement pas réalisée.

L'affinité électronique d'un atome de fluor neutre est estimée à 339 kJ/mol. Ion F - se caractérise par un rayon effectif de 1,33 A et une énergie d'hydratation de 485 kJ/mol. Le rayon covalent du fluor est généralement estimé à 71 pm (c'est-à-dire la moitié de la distance internucléaire dans la molécule F 2).

Atome, molécule, propriétés nucléaires

Structure de l'atome de fluor.

Au centre de l’atome se trouve un noyau chargé positivement. Il y a 9 électrons chargés négativement qui tournent.

Formule électronique : 1s2;2s2;2p5

m prot. = 1,00783 (amu)

m neutre = 1,00866 (a.m.u.)

m proton = m électron

Isotopes du fluor.

Isotope : 18F

Brèves caractéristiques : Prévalence dans la nature : 0%

Le nombre de protons dans le noyau est de 9. Le nombre de neutrons dans le noyau est de 9. Le nombre de nucléons est de 18. Liaisons E = 931,5 (9*m pr.+9*m neutron-M(F18)) = 138,24 (MEV)E spécifique = Liaisons E/N nucléons = 7,81 (MEV/nucléon)

La désintégration alpha est impossible La désintégration bêta moins est impossible Désintégration des positrons : F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0.28( MeV)Capture d'électrons : F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)

Isotope : 19F

Brèves caractéristiques : Prévalence dans la nature : 100 %

Molécule de fluor.

Le fluor libre est constitué de molécules diatomiques. Du point de vue chimique, le fluor peut être caractérisé comme un non-métal monovalent et, de plus, le plus actif de tous les non-métaux. Cela est dû à un certain nombre de raisons, notamment à la facilité de décomposition de la molécule F2 en atomes individuels- l'énergie nécessaire pour cela n'est que de 159 kJ/mol (contre 493 kJ/mol pour l'O2 et 242 kJ/mol pour le C12). Les atomes de fluor ont une affinité électronique importante et des tailles relativement petites. Par conséquent, leurs liaisons de valence avec des atomes d'autres éléments s'avèrent plus fortes que les liaisons similaires d'autres métalloïdes (par exemple, l'énergie de la liaison H-F est de - 564 kJ/mol contre 460 kJ/mol pour la liaison H-O et 431 kJ/mol pour la liaison H-C1).

La liaison F-F est caractérisée par une distance nucléaire de 1,42 A. Pour la dissociation thermique du fluor, les données suivantes ont été obtenues par calcul :

Température, °C 300 500 700 900 1 100 1 300 1 500 1 700

Degré de dissociation, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

L'atome de fluor dans son état fondamental a la structure de la couche électronique externe 2s22p5 et est monovalent. L'excitation de l'état trivalent associée au transfert d'un électron 2p au niveau 3s nécessite un coût de 1225 kJ/mol et n'est pratiquement pas réalisée. L'affinité électronique d'un atome de fluor neutre est estimée à 339 kJ/mol. L'ion F- se caractérise par un rayon effectif de 1,33 A et une énergie d'hydratation de 485 kJ/mol. Le rayon covalent du fluor est généralement estimé à 71 pm (c'est-à-dire la moitié de la distance internucléaire dans la molécule F2).

Propriétés chimiques du fluor.

Étant donné que les dérivés fluorés des éléments métalloïdes sont généralement très volatils, leur formation ne protège pas la surface du métalloïde des d'autres mesures fluor L’interaction est donc souvent beaucoup plus énergétique qu’avec de nombreux métaux. Par exemple, le silicium, le phosphore et le soufre s’enflamment dans le fluor gazeux. Le carbone amorphe (charbon de bois) se comporte de la même manière, tandis que le graphite ne réagit qu'à la chaleur rouge. Le fluor ne se combine pas directement avec l'azote et l'oxygène.

Depuis composés d'hydrogène Le fluor élimine l'hydrogène des autres éléments. La plupart des oxydes sont décomposés par celui-ci, déplaçant l'oxygène. En particulier, l'eau interagit selon le schéma F2 + H2O --> 2 HF + O

De plus, les atomes d'oxygène déplacés se combinent non seulement entre eux, mais aussi partiellement avec des molécules d'eau et de fluor. Ainsi, en plus de oxygène gazeux, cette réaction produit toujours du peroxyde d’hydrogène et de l’oxyde de fluor (F2O). Ce dernier est un gaz jaune pâle dont l’odeur ressemble à celle de l’ozone.

L'oxyde de fluor (sinon fluorure d'oxygène - ОF2) peut être obtenu en faisant passer du fluor dans 0,5 N. Solution NaOH. La réaction arrive selon l'équation : 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2О De plus, les réactions suivantes sont caractéristiques du fluor :

H2 + F2 = 2HF (avec explosion)