ફ્લોરિન પરમાણુ બોન્ડ. ફ્લોરિનના અણુ, પરમાણુ, પરમાણુ ગુણધર્મો

રાસાયણિક બોન્ડ એ એક ઇલેક્ટ્રોનિક ઘટના છે જેમાં ઓછામાં ઓછું એક ઇલેક્ટ્રોન, જે તેના ન્યુક્લિયસના બળ ક્ષેત્રમાં હતો, તે પોતાને અન્ય ન્યુક્લિયસ અથવા એક જ સમયે અનેક ન્યુક્લિયસના બળ ક્ષેત્રમાં શોધે છે.

બહુમતી સરળ પદાર્થોઅને તમામ જટિલ પદાર્થો ( સંયોજનો ) અણુઓ ધરાવે છે જે ચોક્કસ રીતે એકબીજા સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે. બીજા શબ્દોમાં કહીએ તો, અણુઓ વચ્ચે રાસાયણિક બંધન સ્થાપિત થાય છે. જ્યારે રાસાયણિક બોન્ડ રચાય છે, ત્યારે ઊર્જા હંમેશા મુક્ત થાય છે, એટલે કે, પરિણામી કણોની ઊર્જા મૂળ કણોની કુલ ઊર્જા કરતાં ઓછી હોવી જોઈએ.

એક અણુમાંથી બીજા પરમાણુમાં ઇલેક્ટ્રોનનું સંક્રમણ, જેના પરિણામે સ્થિર ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનો સાથે વિપરીત ચાર્જ આયનોની રચના થાય છે, જેની વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક આકર્ષણ સ્થાપિત થાય છે. સૌથી સરળ મોડલઆયનીય બોન્ડ:

X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-

સંદેશાવ્યવહારનું બીજું મોડલ બે અણુઓ દ્વારા ઇલેક્ટ્રોનનું વહેંચણી છે, જે સ્થિર ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનોની રચનામાં પણ પરિણમે છે. આવા બંધનને સહસંયોજક કહેવામાં આવે છે; તેનો સિદ્ધાંત અમેરિકન વૈજ્ઞાનિક જી. લુઈસ દ્વારા 1916 માં વિકસાવવામાં આવ્યો હતો.

બંને સિદ્ધાંતોમાં સામાન્ય મુદ્દો એ ઉમદા ગેસના ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન સાથે સુસંગત સ્થિર ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન સાથે કણોની રચના હતી.

ઉદાહરણ તરીકે, લિથિયમ ફ્લોરાઈડની રચના દરમિયાન, આયન મિકેનિઝમસંચાર શિક્ષણ. લિથિયમ અણુ (3 Li 1s 2 2s 1) એક ઈલેક્ટ્રોન ગુમાવે છે અને હિલીયમના ઈલેક્ટ્રોન રૂપરેખા સાથે કેશન (3 Li + 1s 2) બને છે. ફ્લોરિન (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) એક ઇલેક્ટ્રોન સ્વીકારે છે, જે નિયોનના ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન સાથે એક આયન (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) બનાવે છે. લિથિયમ આયન લિ + અને ફ્લોરિન આયન એફ - વચ્ચે ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક આકર્ષણ થાય છે, જેના કારણે એક નવું સંયોજન રચાય છે - લિથિયમ ફ્લોરાઇડ.

જ્યારે હાઇડ્રોજન ફ્લોરાઇડ રચાય છે, ત્યારે હાઇડ્રોજન અણુ (1s) નો એકમાત્ર ઇલેક્ટ્રોન અને ફ્લોરિન અણુ (2p) ના અનપેયર્ડ ઇલેક્ટ્રોન બંને ન્યુક્લી - હાઇડ્રોજન અણુ અને ફ્લોરિન અણુની ક્રિયાના ક્ષેત્રમાં પોતાને શોધે છે. આ રીતે, એક સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડી દેખાય છે, જેનો અર્થ થાય છે ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાનું પુનઃવિતરણ અને મહત્તમ ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાનો દેખાવ. પરિણામે, બે ઇલેક્ટ્રોન હવે હાઇડ્રોજન અણુના ન્યુક્લિયસ સાથે સંકળાયેલા છે (હિલિયમ અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન), અને આઠ બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન હવે ફ્લોરિન ન્યુક્લિયસ સાથે સંકળાયેલા છે. ઊર્જા સ્તર(નિયોન અણુનું ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકન):

ઇલેક્ટ્રોનની એક જોડી દ્વારા બનેલા બોન્ડને સિંગલ બોન્ડ કહેવામાં આવે છે.

એક અણુમાંથી બીજા (આયનીય બોન્ડ) અથવા ઇલેક્ટ્રોન (સહસંયોજક બોન્ડ) શેર કરીને ઇલેક્ટ્રોનને સ્થાનાંતરિત કરીને સ્થિર આઠ-ઇલેક્ટ્રોન શેલ બનાવવાની વૃત્તિને ઓક્ટેટ નિયમ કહેવામાં આવે છે.

જો કે, એવા સંયોજનો છે જે આ નિયમને પૂર્ણ કરતા નથી. ઉદાહરણ તરીકે, બેરિલિયમ ફ્લોરાઇડ BeF 2 માં બેરિલિયમ અણુ માત્ર ચાર-ઇલેક્ટ્રોન શેલ ધરાવે છે; છ ઇલેક્ટ્રોન શેલ બોરોન અણુની લાક્ષણિકતા છે (બિંદુઓ બાહ્ય ઊર્જા સ્તરના ઇલેક્ટ્રોન સૂચવે છે):

મોટાભાગના ડી-તત્વ સંયોજનો ઓક્ટેટ નિયમને પણ અનુસરતા નથી.

ઉપર પ્રસ્તુત તમામ ઉદાહરણોમાં, અણુઓ વચ્ચે રાસાયણિક બંધન રચાય છે વિવિધ તત્વો; તેને હેટેરોએટોમિક કહેવામાં આવે છે. જો કે, સમાન અણુઓ વચ્ચે સહસંયોજક બોન્ડ પણ રચી શકે છે. ઉદાહરણ તરીકે, દરેક હાઇડ્રોજન અણુના 15 ઇલેક્ટ્રોન શેર કરીને હાઇડ્રોજન પરમાણુ રચાય છે, જેના પરિણામે દરેક અણુ સ્થિરતા પ્રાપ્ત કરે છે. ઇલેક્ટ્રોનિક રૂપરેખાંકનબે ઇલેક્ટ્રોનનું. જ્યારે અન્ય સરળ પદાર્થોના અણુઓ, ઉદાહરણ તરીકે ફ્લોરિન, રચાય છે ત્યારે ઓક્ટેટ રચાય છે:

રાસાયણિક બોન્ડની રચના પણ ચાર અથવા છ ઇલેક્ટ્રોન વહેંચીને કરી શકાય છે. પ્રથમ કિસ્સામાં, તે રચાય છે ડબલ બોન્ડ, ઇલેક્ટ્રોનની બે સામાન્યીકૃત જોડીનું પ્રતિનિધિત્વ કરે છે, બીજામાં ટ્રિપલ બોન્ડ (ત્રણ સામાન્યકૃત ઇલેક્ટ્રોન જોડી) છે.

ઉદાહરણ તરીકે, જ્યારે નાઈટ્રોજન પરમાણુ N2 રચાય છે, ત્યારે છ ઈલેક્ટ્રોન શેર કરીને રાસાયણિક બોન્ડ રચાય છે: દરેક અણુમાંથી ત્રણ અનપેયર્ડ p ઈલેક્ટ્રોન. આઠ-ઇલેક્ટ્રોન રૂપરેખાંકન હાંસલ કરવા માટે, ત્રણ સામાન્ય ઇલેક્ટ્રોન જોડી બનાવવામાં આવે છે:

ડબલ બોન્ડ બે ડૅશ દ્વારા દર્શાવવામાં આવે છે, ત્રણ દ્વારા ટ્રિપલ બોન્ડ. નાઇટ્રોજન પરમાણુ N2 ને નીચે પ્રમાણે રજૂ કરી શકાય છે: N≡N.

IN ડાયટોમિક પરમાણુઓઓહ, અણુઓ દ્વારા રચાય છેએક તત્વ, મહત્તમ ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા ઇન્ટરન્યુક્લિયર લાઇનની મધ્યમાં છે. અણુઓ વચ્ચે ચાર્જનું વિભાજન થતું ન હોવાથી, આ પ્રકારના સહસંયોજક બંધનને નોનપોલર કહેવામાં આવે છે. હેટેરોએટોમિક બોન્ડ હંમેશા એક અથવા બીજી ડિગ્રી સુધી ધ્રુવીય હોય છે, કારણ કે મહત્તમ ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા એક અણુ તરફ સ્થાનાંતરિત થાય છે, જેના કારણે તે આંશિક મેળવે છે. નકારાત્મક ચાર્જ(σ- સૂચવવામાં આવે છે). અણુ જેમાંથી મહત્તમ ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા વિસ્થાપિત થાય છે તે આંશિક હકારાત્મક ચાર્જ મેળવે છે (σ+ સૂચવવામાં આવે છે). વિદ્યુત રીતે તટસ્થ કણો કે જેમાં આંશિક નકારાત્મક અને આંશિક હકારાત્મક ચાર્જના કેન્દ્રો અવકાશમાં એકરૂપ થતા નથી તેને દ્વિધ્રુવ કહેવામાં આવે છે. બોન્ડ ધ્રુવીયતા દ્વિધ્રુવીય ક્ષણ (μ) દ્વારા માપવામાં આવે છે, જે ચાર્જની તીવ્રતા અને તેમની વચ્ચેના અંતરના સીધા પ્રમાણસર છે.

ચોખા. દ્વિધ્રુવની યોજનાકીય રજૂઆત

વપરાયેલ સાહિત્યની સૂચિ

1. પોપકોવ વી. એ., પુઝાકોવ એસ. એ. સામાન્ય રસાયણશાસ્ત્ર: પાઠ્યપુસ્તક. - એમ.: GEOTAR-મીડિયા, 2010. - 976 પૃષ્ઠ: ISBN 978-5-9704-1570-2. [સાથે. 32-35]

1916 માં, અણુઓની રચનાના પ્રથમ અત્યંત સરળ સિદ્ધાંતો પ્રસ્તાવિત કરવામાં આવ્યા હતા, જેમાં ઇલેક્ટ્રોનિક રજૂઆતોનો ઉપયોગ કરવામાં આવ્યો હતો: અમેરિકન ભૌતિક રસાયણશાસ્ત્રી જી. લેવિસ (1875-1946) અને જર્મન વૈજ્ઞાનિક ડબલ્યુ. કોસેલનો સિદ્ધાંત. લેવિસના સિદ્ધાંત મુજબ, ડાયટોમિક પરમાણુમાં રાસાયણિક બંધનની રચનામાં એક સાથે બે અણુઓના સંયોજક ઇલેક્ટ્રોનનો સમાવેશ થાય છે. તેથી, ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન પરમાણુમાં, વેલેન્સ લાઇનને બદલે, તેઓએ રાસાયણિક બોન્ડ બનાવતી ઇલેક્ટ્રોન જોડી દોરવાનું શરૂ કર્યું:

ઇલેક્ટ્રોન જોડી દ્વારા રચાયેલ રાસાયણિક બોન્ડને સહસંયોજક બોન્ડ કહેવામાં આવે છે. હાઇડ્રોજન ફ્લોરાઇડ પરમાણુ નીચે પ્રમાણે દર્શાવવામાં આવ્યું છે:

સરળ પદાર્થોના પરમાણુઓ (H2, F2, N2, O2) અને જટિલ પદાર્થોના પરમાણુઓ (HF, NO, H2O, NH3) વચ્ચેનો તફાવત એ છે કે પૂર્વમાં દ્વિધ્રુવીય ક્ષણ હોતી નથી, જ્યારે બાદમાં હોય છે. દ્વિધ્રુવ ક્ષણ m ને ઉત્પાદન તરીકે વ્યાખ્યાયિત કરવામાં આવે છે સંપૂર્ણ મૂલ્યબે વિરોધી શુલ્ક r વચ્ચેના અંતર દ્વારા q ચાર્જ કરો:

ડાયટોમિક પરમાણુની દ્વિધ્રુવીય ક્ષણ m બે રીતે નક્કી કરી શકાય છે. પ્રથમ, પરમાણુ વિદ્યુત રીતે તટસ્થ હોવાથી, Z" પરમાણુનો કુલ હકારાત્મક ચાર્જ જાણીતો છે (તે સરવાળો સમાનઅણુ ન્યુક્લીના શુલ્ક: Z" = ZA + ZB). આંતર પરમાણુ અંતર re જાણીને, તમે પરમાણુના હકારાત્મક ચાર્જના ગુરુત્વાકર્ષણ કેન્દ્રનું સ્થાન નિર્ધારિત કરી શકો છો. અણુનું મૂલ્ય m પ્રયોગમાંથી મળે છે. તેથી, તમે r" શોધી શકો છો - પરમાણુના હકારાત્મક અને કુલ નકારાત્મક ચાર્જના ગુરુત્વાકર્ષણના કેન્દ્રો વચ્ચેનું અંતર:

બીજું, આપણે ધારી શકીએ કે જ્યારે રાસાયણિક બોન્ડ બનાવતી ઈલેક્ટ્રોન જોડી કોઈ એક અણુમાં વિસ્થાપિત થાય છે, ત્યારે આ અણુ પર થોડો વધુ નકારાત્મક ચાર્જ -q" દેખાય છે અને બીજા અણુ પર ચાર્જ +q" દેખાય છે. અણુઓ વચ્ચેનું અંતર ફરીથી છે:

HF પરમાણુની દ્વિધ્રુવીય ક્ષણ 6.4H 10-30 ClH m છે, ઇન્ટરન્યુક્લિયર H-F અંતર 0.917H 10-10 મીટર q" આપે છે: q" = 0.4 પ્રાથમિક ચાર્જ (એટલે ​​​​કે ઇલેક્ટ્રોન ચાર્જ). એકવાર ફ્લોરિન અણુ પર વધુ પડતો નકારાત્મક ચાર્જ દેખાય છે, તેનો અર્થ એ છે કે એચએફ પરમાણુમાં રાસાયણિક બોન્ડ બનાવતી ઇલેક્ટ્રોન જોડી ફ્લોરિન પરમાણુ તરફ ખસેડવામાં આવે છે. આ રાસાયણિક બંધનને ધ્રુવીય સહસંયોજક બોન્ડ કહેવામાં આવે છે. પ્રકાર A2 ના અણુઓમાં દ્વિધ્રુવ ક્ષણ હોતી નથી. આ અણુઓ જે રાસાયણિક બંધનો બનાવે છે તેને કહેવામાં આવે છે.

સહસંયોજક નોનપોલર બોન્ડ્સકોસલ સિદ્ધાંત રચાયેલા પરમાણુઓનું વર્ણન કરવાની દરખાસ્ત કરવામાં આવી હતીસક્રિય ધાતુઓ (આલ્કલી અને આલ્કલાઇન પૃથ્વી) અને સક્રિય બિન-ધાતુઓ (હેલોજન, ઓક્સિજન, નાઇટ્રોજન). ધાતુના અણુઓના બાહ્ય સંયોજક ઈલેક્ટ્રોન અણુના ન્યુક્લિયસથી સૌથી દૂર હોય છે અને તેથી તે ધાતુના અણુ દ્વારા પ્રમાણમાં નબળા રીતે પકડવામાં આવે છે. અણુઓ પરરાસાયણિક તત્વો સામયિક કોષ્ટકની સમાન પંક્તિમાં સ્થિત છે, જ્યારે ડાબેથી જમણે ખસેડવામાં આવે છે, ત્યારે ન્યુક્લિયસનો ચાર્જ દરેક સમયે વધે છે, અને વધારાના ઇલેક્ટ્રોન તે જ સ્થિત છે.ઇલેક્ટ્રોનિક સ્તર . આ હકીકત તરફ દોરી જાય છે કે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન શેલ સંકુચિત છે અને ઇલેક્ટ્રોન અણુમાં વધુ અને વધુ નિશ્ચિતપણે રાખવામાં આવે છે..

જો આપણે જોડીમાં MeX અણુઓની દ્વિધ્રુવીય ક્ષણો નક્કી કરીએ, તો તે તારણ આપે છે કે ધાતુના અણુમાંથી ચાર્જ સંપૂર્ણપણે બિન-ધાતુના અણુમાં સ્થાનાંતરિત થતો નથી, અને આવા અણુઓમાં રાસાયણિક બંધનને મજબૂત સહસંયોજક તરીકે વધુ સારી રીતે વર્ણવવામાં આવે છે. ધ્રુવીય જોડાણ. સકારાત્મક ધાતુના કેશન્સ મી+ અને નોનમેટલ અણુ X-ના નકારાત્મક આયન સામાન્ય રીતે આ પદાર્થોના સ્ફટિકોના સ્ફટિક જાળીના સ્થળો પર અસ્તિત્વ ધરાવે છે. પરંતુ આ કિસ્સામાં, દરેક સકારાત્મક ધાતુ આયન સૌ પ્રથમ ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિકલી તેની નજીકના બિન-ધાતુના આયન સાથે સંપર્ક કરે છે, પછી મેટલ કેશન્સ વગેરે સાથે. એટલે કે, આયનીય સ્ફટિકોમાં, રાસાયણિક બોન્ડ ડિલોકલાઈઝ થાય છે અને દરેક આયન આખરે ક્રિસ્ટલમાં સમાવિષ્ટ અન્ય તમામ આયનો સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે, જે એક વિશાળ પરમાણુ છે.

અણુઓની સ્પષ્ટ રીતે વ્યાખ્યાયિત લાક્ષણિકતાઓની સાથે, જેમ કે પરમાણુ ન્યુક્લીનો ચાર્જ, આયનીકરણ પોટેન્શિયલ, ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી, ઓછી વ્યાખ્યાયિત લાક્ષણિકતાઓનો પણ રસાયણશાસ્ત્રમાં ઉપયોગ થાય છે. તેમાંથી એક ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી છે. તે અમેરિકન રસાયણશાસ્ત્રી એલ. પૌલિંગ દ્વારા વિજ્ઞાનમાં દાખલ કરવામાં આવ્યું હતું. પ્રથમ, ચાલો પ્રથમ ત્રણ અવધિના ઘટકો માટે પ્રથમ આયનીકરણ સંભવિત અને ઇલેક્ટ્રોન જોડાણ પરના ડેટાને ધ્યાનમાં લઈએ.

આયનોઇઝેશન પોટેન્શિયલ અને ઇલેક્ટ્રોન આનુષંગિકતામાં નિયમિતતા અણુઓના વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન શેલ્સની રચના દ્વારા સંપૂર્ણ રીતે સમજાવવામાં આવે છે. અલગ નાઈટ્રોજન અણુની ઈલેક્ટ્રોન એફિનિટી અલ્કલી ધાતુના અણુ કરતા ઘણી ઓછી હોય છે, જો કે નાઈટ્રોજન સક્રિય બિન-ધાતુ છે. તે પરમાણુઓમાં છે, જ્યારે અન્ય રાસાયણિક તત્વોના અણુઓ સાથે ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે, તે નાઇટ્રોજન સાબિત કરે છે કે તે સક્રિય બિન-ધાતુ છે. એલ. પાઉલિંગે રાસાયણિક તત્વોના અણુઓની ઇલેક્ટ્રોન જોડીને પોતાની તરફ વિસ્થાપિત કરવાની ક્ષમતા તરીકે "ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી" રજૂ કરીને આ કરવાનો પ્રયાસ કર્યો હતો. સહસંયોજક ધ્રુવીય બોન્ડ. રાસાયણિક તત્વો માટે ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી સ્કેલ એલ. પૉલિંગ દ્વારા પ્રસ્તાવિત કરવામાં આવ્યો હતો. તેમણે પરંપરાગત પરિમાણહીન એકમોમાં સૌથી વધુ ઈલેક્ટ્રોનગેટિવિટીનું શ્રેય ફ્લોરિન - 4.0, ઓક્સિજન - 3.5, ક્લોરિન અને નાઈટ્રોજન - 3.0, બ્રોમિન - 2.8ને આપ્યું હતું. અણુઓની ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટીમાં ફેરફારની પ્રકૃતિ સંપૂર્ણપણે તેમાં વ્યક્ત કરાયેલ પેટર્નને અનુરૂપ છે.સામયિક કોષ્ટક . તેથી, ખ્યાલનો ઉપયોગ "ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવિટી

ધાતુઓ અને બિન-ધાતુઓના ગુણધર્મોમાં થતા ફેરફારો જે સામયિક કોષ્ટકમાં પહેલાથી જ પ્રતિબિંબિત થાય છે તે પેટર્નનો ફક્ત બીજી ભાષામાં અનુવાદ કરે છે.. સ્ફટિકમાં સ્ફટિક જાળીના ગાંઠો પર અણુઓ અથવા છે હકારાત્મક આયનોધાતુઓ તે ધાતુના અણુઓના ઇલેક્ટ્રોન કે જેમાંથી સકારાત્મક આયનો રચાયા હતા, ઇલેક્ટ્રોન ગેસના રૂપમાં, સ્ફટિક જાળીના ગાંઠો વચ્ચેની જગ્યામાં સ્થિત છે અને તે બધા અણુઓ અને આયનોથી સંબંધિત છે. તેઓ લાક્ષણિકતા ધાતુની ચમક, ઉચ્ચ વિદ્યુત વાહકતા અને ધાતુઓની થર્મલ વાહકતા નક્કી કરે છે. પ્રકારરાસાયણિક બોન્ડ, જે વહેંચાયેલ ઇલેક્ટ્રોન દ્વારા હાથ ધરવામાં આવે છેમેટલ ક્રિસ્ટલ.

, કહેવાય છે મેટલ બોન્ડ 1819 માં, ફ્રેન્ચ વૈજ્ઞાનિકો પી. ડુલોંગ અને એ. પેટિટે પ્રાયોગિક ધોરણે સ્થાપિત કર્યું કે સ્ફટિકીય સ્થિતિમાં લગભગ તમામ ધાતુઓની દાઢની ગરમીની ક્ષમતા 25 J/mol છે. હવે આપણે સરળતાથી સમજાવી શકીએ છીએ કે આવું શા માટે છે. સ્ફટિક જાળીના ગાંઠોમાં ધાતુના અણુઓ હંમેશા ગતિમાં હોય છે - તેઓ ઓસીલેટરી હલનચલન કરે છે. આ જટિલ ચળવળને ત્રણ પરસ્પર લંબરૂપ વિમાનોમાં ત્રણ સરળ ઓસીલેટરી હિલચાલમાં વિઘટિત કરી શકાય છે. દરેક ઓસીલેટરી ગતિની પોતાની ઉર્જા હોય છે અને વધતા તાપમાન સાથે તેના પરિવર્તનનો પોતાનો કાયદો હોય છે - તેની પોતાની ગરમીની ક્ષમતા. અણુઓની કોઈપણ કંપન ગતિ માટે ગરમીની ક્ષમતાનું મર્યાદિત મૂલ્ય R - યુનિવર્સલ ગેસ કોન્સ્ટન્ટ જેટલું છે. ત્રણ સ્વતંત્રઓસીલેટરી હલનચલન ક્રિસ્ટલમાં અણુઓની ગરમીની ક્ષમતા 3R જેટલી હશે. ધાતુઓને ગરમ કરતી વખતે, ખૂબ જ શરૂ કરીનેનીચા તાપમાન

, તેમની ગરમીની ક્ષમતા શૂન્યથી વધે છે. ઓરડામાં અને ઊંચા તાપમાને, મોટાભાગની ધાતુઓની ગરમીની ક્ષમતા તેની પહોંચે છે

મહત્તમ મૂલ્ય - 3 આર.જ્યારે ગરમ થાય છે, ત્યારે ધાતુઓની સ્ફટિક જાળીનો નાશ થાય છે અને તે પીગળેલી સ્થિતિમાં ફેરવાય છે. વધુ ગરમી સાથે, ધાતુઓ બાષ્પીભવન થાય છે. વરાળમાં, ઘણી ધાતુઓ Me2 અણુઓના સ્વરૂપમાં અસ્તિત્વ ધરાવે છે. આ અણુઓમાં, ધાતુના પરમાણુ સહસંયોજક બિનધ્રુવીય બોન્ડ બનાવવા માટે સક્ષમ છે.બે કે તેથી વધુ અણુઓમાંથી બનેલા રાસાયણિક કણો કહેવાય છે

પરમાણુ (વાસ્તવિક અથવા શરતીસૂત્ર એકમો પોલિએટોમિક પદાર્થો). પરમાણુઓમાં અણુઓ રાસાયણિક રીતે બંધાયેલા છે. કેમિકલ બોન્ડિંગ એટલેવિદ્યુત દળો આકર્ષણો કે જે એકબીજાની નજીક કણો ધરાવે છે.માં દરેક રાસાયણિક બોન્ડ

માળખાકીય સૂત્રો

લાગે છે

વેલેન્સ લાઇન

રાસાયણિક બોન્ડ ઇલેક્ટ્રોનની જોડી દ્વારા રચાય છે ( ), જે ઇલેક્ટ્રોનિક સૂત્રોમાં છે જટિલ કણો(અણુઓ, જટિલ આયનો) સામાન્ય રીતે વેલેન્સ લક્ષણ દ્વારા બદલવામાં આવે છે, જે અણુઓના પોતાના, એકલા ઇલેક્ટ્રોન જોડીથી વિપરીત છે, ઉદાહરણ તરીકે:

રાસાયણિક બંધન કહેવાય છે સહસંયોજકજો તે બંને અણુઓ સાથે ઇલેક્ટ્રોનની જોડીને વહેંચીને રચાય છે.

F 2 પરમાણુમાં, બંને ફ્લોરિન અણુઓ સમાન ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી ધરાવે છે, તેથી, ઇલેક્ટ્રોન જોડીનો કબજો તેમના માટે સમાન છે. આવા રાસાયણિક બંધનને નોનપોલર કહેવામાં આવે છે, કારણ કે દરેક ફ્લોરિન અણુ ઇલેક્ટ્રોન ઘનતામાં સમાન છે ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા પરમાણુઓ શરતી રીતે તેમની વચ્ચે સમાનરૂપે વિભાજિત કરી શકાય છે:

હાઇડ્રોજન ક્લોરાઇડ પરમાણુ HCl માં, રાસાયણિક બોન્ડ પહેલેથી જ છે ધ્રુવીયકારણ કે ક્લોરિન અણુ પર ઇલેક્ટ્રોન ઘનતા (ઉચ્ચ ઇલેક્ટ્રોનગેટિવિટી ધરાવતું તત્વ) હાઇડ્રોજન અણુ કરતાં નોંધપાત્ર રીતે વધારે છે:

સહસંયોજક બોન્ડ, ઉદાહરણ તરીકે H–H, બે તટસ્થ અણુઓના ઇલેક્ટ્રોનને વહેંચીને રચી શકાય છે:

H · + · H > H – H

બોન્ડ રચનાની આ પદ્ધતિ કહેવામાં આવે છે વિનિમયઅથવા સમકક્ષ

અન્ય મિકેનિઝમ મુજબ, સમાન સહસંયોજક H – H બોન્ડ ત્યારે થાય છે જ્યારે હાઇડ્રાઇડ આયન H ની ઇલેક્ટ્રોન જોડી હાઇડ્રોજન કેશન H + દ્વારા વહેંચવામાં આવે છે:

H + + (:H) - > H - H

આ કિસ્સામાં H+ કેશન કહેવાય છે સ્વીકારનારએક આયન એચ - દાતાઇલેક્ટ્રોન જોડી. સહસંયોજક બોન્ડ રચનાની પદ્ધતિ હશે દાતા-સ્વીકારનાર,અથવા સંકલન

સિંગલ બોન્ડ્સ (H – H, F – F, H – CI, H – N) કહેવાય છે એ-બોન્ડ,તેઓ પરમાણુઓનો ભૌમિતિક આકાર નક્કી કરે છે.

ડબલ અને ટ્રિપલ બોન્ડ () માં એક?-ઘટક અને એક કે બે?-ઘટકોનો સમાવેશ થાય છે; ?-ઘટક, જે મુખ્ય છે અને શરતી રીતે સૌપ્રથમ રચાય છે, તે હંમેશા ?-ઘટક કરતાં વધુ મજબૂત હોય છે.

રાસાયણિક બોન્ડની ભૌતિક (વાસ્તવમાં માપી શકાય તેવી) લાક્ષણિકતાઓ તેની ઊર્જા, લંબાઈ અને ધ્રુવીયતા છે.

રાસાયણિક બોન્ડ ઊર્જા (ઇ sv) એ ગરમી છે જે આપેલ બોન્ડની રચના દરમિયાન છોડવામાં આવે છે અને તેને તોડવા માટે ખર્ચવામાં આવે છે. સમાન અણુઓ માટે, એક જ બોન્ડ હંમેશા હોય છે નબળાબહુવિધ (ડબલ, ટ્રિપલ) કરતાં.

રાસાયણિક બોન્ડ લંબાઈ (lсв) - આંતર પરમાણુ અંતર. સમાન અણુઓ માટે, એક જ બોન્ડ હંમેશા હોય છે લાંબા સમય સુધી, બહુવિધ કરતાં.

પોલેરિટીસંચાર માપવામાં આવે છે ઇલેક્ટ્રિક દ્વિધ્રુવ મોમેન્ટ p- દ્વિધ્રુવની લંબાઈ (એટલે ​​​​કે, બોન્ડની લંબાઈ) દ્વારા વાસ્તવિક ઇલેક્ટ્રિક ચાર્જ (આપેલ બોન્ડના અણુઓ પર) નું ઉત્પાદન. વધુ દ્વિધ્રુવ ક્ષણ, કનેક્શનની ધ્રુવીયતા વધારે છે. વાસ્તવિક ઇલેક્ટ્રિક ચાર્જસહસંયોજક બોન્ડમાં અણુઓ પર હંમેશા તત્વોની ઓક્સિડેશન સ્થિતિઓ કરતાં મૂલ્યમાં ઓછું હોય છે, પરંતુ ચિહ્નમાં એકરુપ હોય છે; ઉદાહરણ તરીકે, H + I -Cl -I બોન્ડ માટે, વાસ્તવિક શુલ્ક H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (દ્વિધ્રુવી કણ, અથવા દ્વિધ્રુવ) છે.

મોલેક્યુલર પોલેરિટીતેમની રચના અને ભૌમિતિક આકાર દ્વારા નિર્ધારિત.

બિન-ધ્રુવીય (p = O) હશે:

એ) પરમાણુઓ સરળપદાર્થો, કારણ કે તેમાં માત્ર બિન-ધ્રુવીય સહ હોય છે વેલેન્સ બોન્ડ્સ;

b) પોલિએટોમિકપરમાણુ જટિલપદાર્થો, જો તેઓ ભૌમિતિક આકારસપ્રમાણ

ઉદાહરણ તરીકે, CO 2, BF 3 અને CH 4 પરમાણુઓ સમાન (લંબાઈમાં) બોન્ડ વેક્ટરની નીચેની દિશાઓ ધરાવે છે:

બોન્ડ વેક્ટર ઉમેરતી વખતે, તેમનો સરવાળો હંમેશા શૂન્ય પર જાય છે, અને સમગ્ર પરમાણુઓ બિનધ્રુવીય હોય છે, જો કે તેમાં ધ્રુવીય બોન્ડ હોય છે.

ધ્રુવીય (p> ઓ) હશે:

એ) ડાયટોમિકપરમાણુ જટિલપદાર્થો, કારણ કે તેમાં ફક્ત ધ્રુવીય બોન્ડ હોય છે;

b) પોલિએટોમિકપરમાણુ જટિલપદાર્થો, જો તેમની રચના અસમપ્રમાણતાપૂર્વક,એટલે કે તેમનો ભૌમિતિક આકાર અપૂર્ણ અથવા વિકૃત છે, જે કુલ દેખાવ તરફ દોરી જાય છે ઇલેક્ટ્રિક દ્વિધ્રુવ, ઉદાહરણ તરીકે, NH 3, H 2 O, HNO 3 અને HCN પરમાણુઓમાં.

જટિલ આયનો, ઉદાહરણ તરીકે NH 4 +, SO 4 2- અને NO 3 -, સૈદ્ધાંતિક રીતે દ્વિધ્રુવ હોઈ શકતા નથી તેઓ માત્ર એક (ધન અથવા નકારાત્મક) ચાર્જ ધરાવે છે;

આયોનિક બોન્ડકેશન અને આયનોના ઈલેક્ટ્રોસ્ટેટિક આકર્ષણ દરમિયાન ઈલેક્ટ્રોનની જોડીની લગભગ કોઈ વહેંચણી સાથે થાય છે, ઉદાહરણ તરીકે K + અને I - વચ્ચે. પોટેશિયમ અણુમાં ઇલેક્ટ્રોન ઘનતાનો અભાવ હોય છે, જ્યારે આયોડિન અણુમાં વધુ પડતું હોય છે. આ જોડાણ ગણવામાં આવે છે આત્યંતિકસહસંયોજક બોન્ડનો કેસ, કારણ કે ઇલેક્ટ્રોનની જોડી વ્યવહારીક રીતે આયનોના કબજામાં છે. આ જોડાણ લાક્ષણિક ધાતુઓ અને બિન-ધાતુઓ (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) અને મીઠાના વર્ગના પદાર્થો (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3) ના સંયોજનો માટે સૌથી લાક્ષણિક છે. ઓરડાની સ્થિતિમાં આ બધા સંયોજનો છે સ્ફટિકીય પદાર્થોકે એક થવું સામાન્ય નામ આયનીય સ્ફટિકો (કેશન અને આયનથી બનેલા સ્ફટિકો).

કનેક્શનનો બીજો પ્રકાર જાણીતો છે, જેને કહેવાય છે મેટલ બોન્ડ,જેમાં વેલેન્સ ઈલેક્ટ્રોન ધાતુના અણુઓ દ્વારા એટલા ઢીલા રાખવામાં આવે છે કે તે વાસ્તવમાં ચોક્કસ અણુઓથી સંબંધિત નથી.

ધાતુના અણુઓ, જે બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોનથી સ્પષ્ટપણે જોડાયેલા હોય છે, તે સકારાત્મક આયનો બની જાય છે. તેઓ રચે છે મેટલ સ્ફટિક જાળી.સમાજીકરણની સંપૂર્ણતા વેલેન્સ ઇલેક્ટ્રોન (ઇલેક્ટ્રોન ગેસ) સકારાત્મક ધાતુના આયનો એકસાથે અને ચોક્કસ જાળીના સ્થળો પર ધરાવે છે.

આયનીય અને મેટાલિક સ્ફટિકો ઉપરાંત, ત્યાં પણ છે અણુઅને પરમાણુસ્ફટિકીય પદાર્થો કે જેના જાળીના સ્થળોમાં અનુક્રમે અણુઓ અથવા પરમાણુઓ હોય છે. ઉદાહરણો: હીરા અને ગ્રેફાઇટ - સાથે સ્ફટિકો અણુ જાળી, આયોડિન I 2 અને કાર્બન ડાયોક્સાઇડ CO 2 (સૂકા બરફ) પરમાણુ જાળીવાળા સ્ફટિકો છે.

રાસાયણિક બોન્ડ માત્ર પદાર્થોના પરમાણુઓની અંદર જ અસ્તિત્વમાં નથી, પરંતુ પરમાણુઓ વચ્ચે પણ બની શકે છે, ઉદાહરણ તરીકે, પ્રવાહી HF, પાણી H 2 O અને H 2 O + NH 3 નું મિશ્રણ:

હાઇડ્રોજન બોન્ડસૌથી વધુ ઇલેક્ટ્રોનેગેટિવ તત્વોના અણુઓ ધરાવતા ધ્રુવીય પરમાણુઓના ઇલેક્ટ્રોસ્ટેટિક આકર્ષણના દળોને કારણે રચાય છે - F, O, N. ઉદાહરણ તરીકે, હાઇડ્રોજન બોન્ડ HF, H 2 O અને NH 3 માં હાજર છે, પરંતુ તે HCl માં નથી. H 2 S અને PH 3.

હાઇડ્રોજન બોન્ડ અસ્થિર હોય છે અને તદ્દન સરળતાથી તૂટી જાય છે, ઉદાહરણ તરીકે, જ્યારે બરફ પીગળે છે અને પાણી ઉકળે છે. જો કે, આ બોન્ડને તોડવા માટે કેટલીક વધારાની ઉર્જા ખર્ચવામાં આવે છે, અને તેથી ગલન તાપમાન (કોષ્ટક 5) અને હાઇડ્રોજન બોન્ડ સાથેના પદાર્થોના ઉત્કલન બિંદુઓ

(ઉદાહરણ તરીકે, HF અને H 2 O) સમાન પદાર્થો કરતાં નોંધપાત્ર રીતે વધારે છે, પરંતુ હાઇડ્રોજન બોન્ડ વિના (ઉદાહરણ તરીકે, HCl અને H 2 S, અનુક્રમે).

ઘણા કાર્બનિક સંયોજનોહાઇડ્રોજન બોન્ડ પણ બનાવે છે; મહત્વપૂર્ણ ભૂમિકાહાઇડ્રોજન બંધન જૈવિક પ્રક્રિયાઓમાં ભૂમિકા ભજવે છે.

1. માત્ર સાથે પદાર્થો સહસંયોજક બોન્ડ- આ

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. સહસંયોજક બોન્ડ

2. સિંગલ

3. ડબલ

4. ટ્રિપલ

પદાર્થમાં હાજર

5. પરમાણુઓમાં બહુવિધ બોન્ડ અસ્તિત્વ ધરાવે છે

6. રેડિકલ કહેવાય કણો છે

7. બોન્ડમાંથી એક આયનોના સમૂહમાં દાતા-સ્વીકારક પદ્ધતિ દ્વારા રચાય છે

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) H 3 O + , NH 4 +

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. સૌથી વધુ ટકાઉઅને ટૂંકુંબોન્ડ - પરમાણુમાં

9. માત્ર સાથે પદાર્થો આયનીય બોન્ડ્સ- સેટમાં શામેલ છે

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. સ્ફટિક જાળીપદાર્થો

13. Ba(OH) 2

1) ધાતુ

3) અણુ

ફ્લોરિન પરમાણુ.

ફ્રી ફ્લોરિન ડાયટોમિક પરમાણુઓ ધરાવે છે. રાસાયણિક દૃષ્ટિકોણથી, ફ્લોરિનને મોનોવેલેન્ટ બિન-ધાતુ તરીકે વર્ગીકૃત કરી શકાય છે, અને વધુમાં, તમામ બિન-ધાતુઓમાં સૌથી વધુ સક્રિય છે. આ સંખ્યાબંધ કારણોને લીધે છે, જેમાં વ્યક્તિગત અણુઓમાં F 2 પરમાણુના વિઘટનની સરળતાનો સમાવેશ થાય છે - આ માટે જરૂરી ઊર્જા માત્ર 159 kJ/mol (O 2 માટે 493 kJ/mol અને C માટે 242 kJ/mol) છે. 12). ફ્લોરિન પરમાણુ નોંધપાત્ર ઇલેક્ટ્રોન આકર્ષણ અને પ્રમાણમાં નાના કદ ધરાવે છે. તેથી, અન્ય તત્વોના અણુઓ સાથેના તેમના સંયોજક બંધન અન્ય ધાતુના સમાન બોન્ડ કરતાં વધુ મજબૂત હોય છે (ઉદાહરણ તરીકે, ઊર્જાછે - 564 kJ/mol વિરુદ્ધ 460 kJ/mol માટે N-O જોડાણોઅને H-C1 બોન્ડ માટે 431 kJ/mol).

F-F બોન્ડ 1.42 A ના પરમાણુ અંતર દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. ફ્લોરિનના થર્મલ ડિસોસિએશન માટે, નીચેની માહિતી ગણતરી દ્વારા મેળવવામાં આવી હતી:

ફ્લોરિન પરમાણુ તેની ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તર 2s 2 2p 5 ની રચના ધરાવે છે અને તે મોનોવેલેન્ટ છે. એક 2p ઇલેક્ટ્રોનને 3s સ્તર પર સ્થાનાંતરિત કરવા સાથે સંકળાયેલ ત્રિસંયોજક સ્થિતિની ઉત્તેજના માટે 1225 kJ/mol ની કિંમતની જરૂર છે અને તે વ્યવહારીક રીતે સમજાયું નથી.

તટસ્થ ફ્લોરિન અણુની ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી 339 kJ/mol હોવાનો અંદાજ છે. આયન F - 1.33 A ની અસરકારક ત્રિજ્યા અને 485 kJ/mol ની હાઇડ્રેશન ઊર્જા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. ફ્લોરિનની સહસંયોજક ત્રિજ્યા સામાન્ય રીતે 71 pm (એટલે ​​​​કે, F 2 પરમાણુમાં અર્ધ પરમાણુ અંતર) માનવામાં આવે છે.

અણુ, પરમાણુ, પરમાણુ ગુણધર્મો

ફ્લોરિન અણુનું માળખું.

અણુના કેન્દ્રમાં ધન ચાર્જ થયેલ ન્યુક્લિયસ છે. ત્યાં 9 નકારાત્મક ચાર્જવાળા ઇલેક્ટ્રોન આસપાસ ફરતા હોય છે.

ઇલેક્ટ્રોનિક ફોર્મ્યુલા: 1s2;2s2;2p5

m પ્રોટ. = 1.00783 (અમુ)

m neutr.= 1.00866 (a.m.u.)

m પ્રોટોન = m ઈલેક્ટ્રોન

ફ્લોરિન આઇસોટોપ્સ.

આઇસોટોપ: 18F

સંક્ષિપ્ત લાક્ષણિકતાઓ: પ્રકૃતિમાં વ્યાપ: 0%

ન્યુક્લિયસમાં પ્રોટોનની સંખ્યા 9 છે. ન્યુક્લિયસમાં ન્યુટ્રોનની સંખ્યા 9 છે. ન્યુક્લિઅન્સની સંખ્યા 18.E બોન્ડ છે = 931.5(9*m pr.+9*m ન્યુટ્રોન-M(F18)) = 138.24 (MEV)E ચોક્કસ = E બોન્ડ/N ન્યુક્લિયન = 7.81 (MEV/nucleon)

આલ્ફા સડો અશક્ય છે બીટા માઈનસ સડો અશક્ય છે પોઝિટ્રોન સડો: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0.28( MeV)ઈલેક્ટ્રોન કેપ્ચર: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1.21(MeV)

આઇસોટોપ: 19F

સંક્ષિપ્ત લાક્ષણિકતાઓ: પ્રકૃતિમાં વ્યાપ: 100%

ફ્લોરિન પરમાણુ.

ફ્રી ફ્લોરિન ડાયટોમિક પરમાણુઓ ધરાવે છે. રાસાયણિક દૃષ્ટિકોણથી, ફ્લોરિનને મોનોવેલેન્ટ બિન-ધાતુ તરીકે વર્ગીકૃત કરી શકાય છે, અને વધુમાં, તમામ બિન-ધાતુઓમાં સૌથી વધુ સક્રિય છે. આ સંખ્યાબંધ કારણોને લીધે છે, જેમાં F2 પરમાણુના વિઘટનની સરળતા સહિત વ્યક્તિગત અણુઓ- આ માટે જરૂરી ઉર્જા માત્ર 159 kJ/mol (O2 માટે 493 kJ/mol અને C12 માટે 242 kJ/mol) છે. ફ્લોરિન પરમાણુ નોંધપાત્ર ઇલેક્ટ્રોન આકર્ષણ અને પ્રમાણમાં નાના કદ ધરાવે છે. તેથી, અન્ય તત્વોના અણુઓ સાથેના તેમના સંયોજક બોન્ડ અન્ય ધાતુના સમાન બોન્ડ કરતાં વધુ મજબૂત બને છે (ઉદાહરણ તરીકે, H-F બોન્ડ ઊર્જા છે - H-O બોન્ડ માટે 564 kJ/mol વિરુદ્ધ 460 kJ/mol અને માટે 431 kJ/mol H-C1 બોન્ડ).

F-F બોન્ડ 1.42 A ના પરમાણુ અંતર દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. ફ્લોરિનના થર્મલ ડિસોસિએશન માટે, નીચેની માહિતી ગણતરી દ્વારા મેળવવામાં આવી હતી:

તાપમાન, °C 300 500 700 900 1100 1300 1500 1700

વિયોજનની ડિગ્રી, % 5 10-3 0.3 4.2 22 60 88 97 99

ફ્લોરિન પરમાણુ તેના ગ્રાઉન્ડ સ્ટેટમાં બાહ્ય ઇલેક્ટ્રોન સ્તર 2s22p5 નું બંધારણ ધરાવે છે અને તે મોનોવેલેન્ટ છે. એક 2p ઇલેક્ટ્રોનને 3s સ્તર પર સ્થાનાંતરિત કરવા સાથે સંકળાયેલ ત્રિસંયોજક સ્થિતિની ઉત્તેજના માટે 1225 kJ/mol ની કિંમતની જરૂર છે અને તે વ્યવહારીક રીતે સમજાયું નથી. તટસ્થ ફ્લોરિન અણુની ઇલેક્ટ્રોન એફિનિટી 339 kJ/mol હોવાનો અંદાજ છે. F- ion 1.33 A ની અસરકારક ત્રિજ્યા અને 485 kJ/mol ની હાઇડ્રેશન ઊર્જા દ્વારા વર્ગીકૃત થયેલ છે. ફ્લોરિનની સહસંયોજક ત્રિજ્યા સામાન્ય રીતે 71 pm (એટલે ​​​​કે, F2 પરમાણુમાં અડધું ઇન્ટરન્યુક્લિયર અંતર) માનવામાં આવે છે.

ફ્લોરિનના રાસાયણિક ગુણધર્મો.

મેટલોઇડ તત્વોના ફ્લોરિન ડેરિવેટિવ્ઝ સામાન્ય રીતે અત્યંત અસ્થિર હોવાથી, તેમની રચના મેટાલોઇડની સપાટીને રક્ષણ આપતી નથી આગળની કાર્યવાહીફ્લોરિન તેથી, ક્રિયાપ્રતિક્રિયા ઘણી ધાતુઓ કરતાં ઘણી વખત વધુ ઊર્જાસભર હોય છે. ઉદાહરણ તરીકે, સિલિકોન, ફોસ્ફરસ અને સલ્ફર ફ્લોરિન ગેસમાં સળગે છે. આકારહીન કાર્બન (ચારકોલ) સમાન રીતે વર્તે છે, જ્યારે ગ્રેફાઇટ માત્ર લાલ ગરમી પર જ પ્રતિક્રિયા આપે છે. ફ્લોરિન સીધા નાઇટ્રોજન અને ઓક્સિજન સાથે જોડતું નથી.

થી હાઇડ્રોજન સંયોજનોફ્લોરિન અન્ય તત્વોમાંથી હાઇડ્રોજન છીનવી લે છે. મોટાભાગના ઓક્સાઇડ તેના દ્વારા વિઘટિત થાય છે, ઓક્સિજનને વિસ્થાપિત કરે છે. ખાસ કરીને, પાણી F2 + H2O --> 2 HF + O યોજના અનુસાર ક્રિયાપ્રતિક્રિયા કરે છે

તદુપરાંત, વિસ્થાપિત ઓક્સિજન પરમાણુ માત્ર એકબીજા સાથે જ નહીં, પણ આંશિક રીતે પાણી અને ફ્લોરિન પરમાણુઓ સાથે પણ જોડાય છે. તેથી, વધુમાં ઓક્સિજન ગેસ, આ પ્રતિક્રિયા હંમેશા હાઇડ્રોજન પેરોક્સાઇડ અને ફ્લોરિન ઓક્સાઇડ (F2O) ઉત્પન્ન કરે છે. બાદમાં ઓઝોન જેવી ગંધ સમાન આછા પીળા વાયુ છે.

ફ્લોરિન ઓક્સાઇડ (અન્યથા ઓક્સિજન ફ્લોરાઇડ - ОF2 તરીકે ઓળખાય છે) 0.5 N માં ફ્લોરિન પસાર કરીને મેળવી શકાય છે. NaOH ઉકેલ. પ્રતિક્રિયા આવી રહી છેસમીકરણ અનુસાર: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2О ઉપરાંત, નીચેની પ્રતિક્રિયાઓ ફ્લોરિનની લાક્ષણિકતા છે:

H2 + F2 = 2HF (વિસ્ફોટ સાથે)