Fluoro molekulės ryšys. Fluoro atomo, molekulės, branduolinės savybės

Cheminis ryšys yra elektroninis reiškinys, kai bent vienas elektronas, buvęs savo branduolio jėgos lauke, atsiduria kito branduolio jėgos lauke arba tuo pačiu metu keliuose branduoliuose.

Dauguma paprastos medžiagos o visos sudėtingos medžiagos (junginiai) susideda iš atomų, kurie tam tikru būdu sąveikauja tarpusavyje. Kitaip tariant, tarp atomų susidaro cheminis ryšys. Susidarius cheminiam ryšiui energija visada išsiskiria, t.y., susidariusios dalelės energija turi būti mažesnė už bendrą pradinių dalelių energiją.

Elektrono perėjimas iš vieno atomo į kitą, dėl kurio susidaro priešingai įkrauti jonai su stabilia elektronine konfigūracija, tarp kurių susidaro elektrostatinė trauka. paprasčiausias modelis joninis ryšys:

X → X + + e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-

Kitas komunikacijos modelis yra elektronų dalijimasis dviem atomais, dėl kurio taip pat susidaro stabilios elektroninės konfigūracijos. Toks ryšys vadinamas kovalentiniu, jo teoriją 1916 metais pradėjo kurti amerikiečių mokslininkas G. Lewisas.

Bendras abiejų teorijų taškas buvo dalelių, turinčių stabilią elektroninę konfigūraciją, sutampančią su tauriųjų dujų elektronų konfigūracija, susidarymas.

Pavyzdžiui, kai susidaro ličio fluoridas, jonų mechanizmas bendravimo ugdymas. Ličio atomas (3 Li 1s 2 2s 1) praranda elektroną ir tampa helio elektronų konfigūracijos katijonu (3 Li + 1s 2). Fluoras (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) priima elektroną, sudarydamas anijoną (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) su neono elektronų konfigūracija. Tarp ličio jono Li + ir fluoro jono F - atsiranda elektrostatinė trauka, dėl kurios susidaro naujas junginys - ličio fluoridas.

Susidarius vandenilio fluoridui, vienintelis vandenilio atomo elektronas (1s) ir neporinis fluoro atomo elektronas (2p) atsiduria abiejų branduolių – vandenilio atomo ir fluoro atomo – veikimo lauke. Tokiu būdu atsiranda bendra elektronų pora, o tai reiškia elektronų tankio persiskirstymą ir maksimalaus elektronų tankio atsiradimą. Dėl to du elektronai dabar yra susieti su vandenilio atomo branduoliu (elektroninė helio atomo konfigūracija), o aštuoni išoriniai elektronai dabar yra susieti su fluoro branduoliu. energijos lygis(neono atomo elektroninė konfigūracija):

Ryšys, sudarytas per vieną elektronų porą, vadinamas viengubu ryšiu.

Tendencija suformuoti stabilų aštuonių elektronų apvalkalą perkeliant elektroną iš vieno atomo į kitą (joninis ryšys) arba dalijantis elektronais (kovalentinis ryšys) vadinamas okteto taisykle.

Tačiau yra junginių, kurie neatitinka šios taisyklės. Pavyzdžiui, berilio atomas berilio fluoride BeF 2 turi tik keturių elektronų apvalkalą; boro atomui būdingi šeši elektronų apvalkalai (taškai rodo išorinio energijos lygio elektronus):

Dauguma d elementų junginių taip pat nesilaiko okteto taisyklės.

Visuose aukščiau pateiktuose pavyzdžiuose tarp atomų susidaro cheminis ryšys įvairių elementų; jis vadinamas heteroatominiu. Tačiau kovalentinis ryšys gali susidaryti ir tarp identiškų atomų. Pavyzdžiui, vandenilio molekulė susidaro dalijantis 15 kiekvieno vandenilio atomo elektronų, todėl kiekvienas atomas įgyja stabilų. elektroninė konfigūracija iš dviejų elektronų. Oktetas susidaro, kai susidaro kitų paprastų medžiagų, pavyzdžiui, fluoro, molekulės:

Cheminis ryšys taip pat gali būti sudarytas dalijantis keturiais ar šešiais elektronais. Pirmuoju atveju jis susidaro dviguba jungtis, vaizduojantis dvi apibendrintas elektronų poras, antroje yra trigubas ryšys (trys apibendrintos elektronų poros).

Pavyzdžiui, kai susidaro azoto molekulė N2, cheminis ryšys susidaro dalijantis šešiems elektronams: po tris nesuporuotus p elektronus iš kiekvieno atomo. Norint pasiekti aštuonių elektronų konfigūraciją, sudaromos trys bendros elektronų poros:

Dvigubas ryšys žymimas dviem brūkšneliais, trigubas – trimis. Azoto molekulė N2 gali būti pavaizduota taip: N≡N.

IN dviatominės molekulės O sudarytas iš atomų vienas elementas, didžiausias elektronų tankis yra tarpbranduolinės linijos viduryje. Kadangi tarp atomų krūvis neatsiskiria, toks kovalentinis ryšys vadinamas nepoliniu. Heteroatominė jungtis visada yra vienu ar kitu laipsniu polinė, nes didžiausias elektronų tankis pasislenka link vieno iš atomų, dėl kurių jis įgyja dalinį neigiamas krūvis(žymimas σ-). Atomas, iš kurio išstumtas didžiausias elektronų tankis, įgyja dalinį teigiamą krūvį (žymimas σ+). Elektriškai neutralios dalelės, kurių dalinių neigiamų ir dalinių teigiamų krūvių centrai erdvėje nesutampa, vadinamos dipoliais. Ryšio poliškumas matuojamas dipolio momentu (μ), kuris yra tiesiogiai proporcingas krūvių dydžiui ir atstumui tarp jų.

Ryžiai. Scheminis dipolio vaizdas

Naudotos literatūros sąrašas

1. Popkovas V. A., Puzakovas S. A. Bendroji chemija: vadovėlis. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 p.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Su. 32-35]

1916 metais buvo pasiūlytos pirmosios itin supaprastintos molekulių sandaros teorijos, kurios naudojo elektronines sąvokas: amerikiečių fizikinio chemiko G. Lewiso (1875-1946) ir vokiečių mokslininko W. Kosselio teorija. Pagal Lewiso teoriją, susidarant cheminiam ryšiui dviatominėje molekulėje vienu metu dalyvauja dviejų atomų valentiniai elektronai. Todėl, pavyzdžiui, vandenilio molekulėje, vietoj valentinio smūgio, jie pradėjo piešti elektronų porą, sudarantį cheminį ryšį:

Cheminis ryšys, kurį sudaro elektronų pora, vadinamas kovalentiniu ryšiu. Vandenilio fluorido molekulė pavaizduota taip:

Skirtumas tarp paprastų medžiagų (H2, F2, N2, O2) ir sudėtingų medžiagų (HF, NO, H2O, NH3) molekulių yra tas, kad pirmosios neturi dipolio momento, o antrosios turi. Dipolio momentas m apibrėžiamas kaip sandauga absoliuti vertė krūvis q pagal atstumą tarp dviejų priešingų krūvių r:

Dviatominės molekulės dipolio momentą m galima nustatyti dviem būdais. Pirma, kadangi molekulė yra elektriškai neutrali, bendras teigiamas molekulės krūvis Z yra žinomas (tai lygi sumai atomų branduolių krūviai: Z" = ZA + ZB). Žinodami tarpbranduolinį atstumą re, galite nustatyti molekulės teigiamo krūvio svorio centro vietą. Iš eksperimento randama molekulės reikšmė m. Todėl galite rasti r" - atstumą tarp teigiamo ir bendro neigiamo molekulės krūvio svorio centrų:

Antra, galime daryti prielaidą, kad kai elektronų pora, sudaranti cheminį ryšį, yra išstumta į vieną iš atomų, ant šio atomo atsiranda tam tikras neigiamas krūvis -q", o antrame atome atsiranda krūvis +q". Atstumas tarp atomų yra:

HF molekulės dipolio momentas yra 6,4H 10-30 ClH m, tarpbranduolinis H-F atstumas lygus 0,917H 10-10 m Apskaičiavus q" gaunamas: q" = 0,4 elementarus krūvis (t.y. elektronų krūvis). Kai ant fluoro atomo atsiranda perteklinis neigiamas krūvis, tai reiškia, kad elektronų pora, sudaranti cheminį ryšį HF molekulėje, pasislenka link fluoro atomo. Ši cheminė jungtis vadinama poliniu kovalentiniu ryšiu. A2 tipo molekulės neturi dipolio momento. Cheminiai ryšiai, kuriuos sudaro šios molekulės, vadinami.

kovalentiniai nepoliniai ryšiai Koselio teorija buvo pasiūlyta apibūdinti susidariusias molekules aktyvieji metalai (šarminės ir šarminės žemės) ir aktyvieji nemetalai (halogenai, deguonis, azotas). Metalo atomų išoriniai valentiniai elektronai yra labiausiai nutolę nuo atomo branduolio, todėl juos gana silpnai laiko metalo atomas. Prie atomų cheminiai elementai esančioje toje pačioje periodinės lentelės eilutėje, judant iš kairės į dešinę, branduolio krūvis visą laiką didėja, o papildomi elektronai yra tame pačiame elektroninis sluoksnis . Tai veda prie to, kad išorinis elektronų apvalkalas yra suspaustas ir elektronai vis tvirčiau laikomi atome..

Jei poromis nustatysime MeX molekulių dipolio momentus, paaiškėtų, kad metalo atomo krūvis ne visiškai pereina į nemetalinį atomą, o cheminis ryšys tokiose molekulėse geriau apibūdinamas kaip stipriai kovalentinis. polinis ryšys. Teigiami metalų katijonai Me+ ir neigiami nemetalų atomų anijonai X- dažniausiai egzistuoja šių medžiagų kristalų kristalinės gardelės vietose. Bet šiuo atveju kiekvienas teigiamas metalo jonas pirmiausia elektrostatiškai sąveikauja su arčiausiai jo esančiais nemetalų anijonais, paskui su metalo katijonais ir pan. Tai yra, joniniuose kristaluose cheminiai ryšiai yra delokalizuojami ir kiekvienas jonas galiausiai sąveikauja su visais kitais jonais, esančiais kristale, kuris yra milžiniška molekulė.

Kartu su aiškiai apibrėžtomis atomų charakteristikomis, tokiomis kaip atomų branduolių krūviai, jonizacijos potencialai, elektronų afinitetas, chemijoje naudojamos ir mažiau apibrėžtos charakteristikos. Vienas iš jų yra elektronegatyvumas. Ją į mokslą įvedė amerikiečių chemikas L. Paulingas. Pirmiausia panagrinėkime duomenis apie pirmąjį jonizacijos potencialą ir elektronų afinitetą pirmųjų trijų laikotarpių elementams.

Jonizacijos potencialų ir elektronų giminingumo dėsningumus visiškai paaiškina atomų valentinių elektronų apvalkalų struktūra. Izoliuoto azoto atomo afinitetas elektronams yra daug mažesnis nei šarminių metalų atomų, nors azotas yra aktyvus nemetalas. Būtent molekulėse, sąveikaudamas su kitų cheminių elementų atomais, azotas įrodo, kad jis yra aktyvus nemetalas. Būtent tai bandė padaryti L. Paulingas, įvesdamas „elektronegatyvumą“ kaip cheminių elementų atomų gebėjimą formuojantis išstumti elektronų porą į save. kovalentiniai poliniai ryšiai. Cheminių elementų elektronegatyvumo skalę pasiūlė L. Paulingas. Didžiausią elektronegatyvumą įprastuose bedimensiuose vienetuose jis priskyrė fluorui – 4,0, deguoniui – 3,5, chlorui ir azotui – 3,0, bromui – 2,8. Atomų elektronegatyvumo kitimo pobūdis visiškai atitinka modelius, kurie yra išreikšti Periodinė lentelė . Todėl sąvokos " elektronegatyvumas

„tiesiog verčia į kitą kalbą tuos metalų ir nemetalų savybių kitimo modelius, kurie jau atsispindi periodinėje lentelėje.. Kristalinės gardelės mazguose kristale yra atomai arba teigiami jonai metalai Tų metalo atomų, iš kurių susidarė teigiami jonai, elektronai elektronų dujų pavidalu yra erdvėje tarp kristalinės gardelės mazgų ir priklauso visiems atomams ir jonams. Jie nustato metalams būdingą metalinį blizgesį, didelį elektros laidumą ir šilumos laidumą. Tipas cheminis ryšys, kurį atlieka bendri elektronaimetalinis kristalas.

, paskambino metalo jungtis 1819 metais prancūzų mokslininkai P. Dulongas ir A. Petit eksperimentiškai nustatė, kad beveik visų kristalinės būsenos metalų molinė šiluminė talpa yra 25 J/mol. Dabar galime lengvai paaiškinti, kodėl taip yra. Metalo atomai kristalinės gardelės mazguose visada juda – atlieka svyruojančius judesius. Šį sudėtingą judesį galima išskaidyti į tris paprastus svyruojančius judesius trijose viena kitai statmenose plokštumose. Kiekvienas svyruojantis judėjimas turi savo energiją ir savo kitimo didėjant temperatūrai dėsnį – savo šiluminę talpą. Ribinė šiluminės talpos vertė bet kokiam vibraciniam atomų judėjimui yra lygi R - universaliajai dujų konstantai. Trys nepriklausomi svyruojantys judesiai atomų kristale šiluminė talpa bus lygi 3R. Kaitinant metalus, pradedant nuo labaižemos temperatūros

, jų šiluminė talpa didėja nuo nulio. Esant kambario ir aukštesnei temperatūrai, daugumos metalų šiluminė talpa pasiekia savo

maksimali vertė - 3R. Kaitinant, metalų kristalinė gardelė sunaikinama ir jie virsta išlydyta būsena. Toliau kaitinant, metalai išgaruoja. Garuose daugelis metalų egzistuoja Me2 molekulių pavidalu. Šiose molekulėse metalo atomai gali sudaryti kovalentinius nepolinius ryšius. Vadinamos cheminės dalelės, susidarančios iš dviejų ar daugiau atomų

molekules (tikras arba sąlyginis formulės vienetai poliatominės medžiagos). Atomai molekulėse yra chemiškai sujungti. Cheminio sujungimo priemonės elektros jėgos atrakcionai, laikantys daleles šalia vienas kito. Kiekvienas cheminis ryšys

struktūrines formules

atrodo

valentingumo linija

Cheminį ryšį sudaro elektronų pora ( ), kuri elektroninėse formulėse sudėtingos dalelės(molekulės, kompleksiniai jonai) paprastai pakeičiamas valentingu požymiu, priešingai nei nuosavos, pavienės atomų elektronų poros, pavyzdžiui:

Cheminis ryšys vadinamas kovalentinis, jei jis susidaro dalijantis elektronų pora su abiem atomais.

F 2 molekulėje abu fluoro atomai turi tokį patį elektronegatyvumą, todėl elektronų poros turėjimas jiems yra vienodas. Toks cheminis ryšys vadinamas nepoliniu, nes kiekvienas fluoro atomas elektronų tankis yra tas pats elektroninė formulė molekulės gali būti sąlygiškai padalytos lygiomis dalimis tarp jų:

Vandenilio chlorido molekulėje HCl cheminė jungtis jau yra poliarinis, kadangi elektronų tankis ant chloro atomo (didesnio elektronegatyvumo elemento) yra žymiai didesnis nei ant vandenilio atomo:

Kovalentinis ryšys, pavyzdžiui, H – H, gali būti sudarytas dalijantis dviejų neutralių atomų elektronus:

H · + · H > H – H

Šis ryšio susidarymo mechanizmas vadinamas mainai arba lygiavertis.

Pagal kitą mechanizmą ta pati kovalentinė H – H jungtis atsiranda, kai hidrido jono H elektronų porą dalijasi vandenilio katijonas H +:

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

H+ katijonas šiuo atveju vadinamas priėmėjas anijonas H – donoras elektronų pora. Kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmas bus donoras-akceptorius, arba koordinavimas.

Vadinami pavieniai ryšiai (H – H, F – F, H – CI, H – N). a-obligacijos, jie nustato molekulių geometrinę formą.

Dvigubos ir trigubos jungtys () turi vieną α komponentą ir vieną arba du α komponentus; ? komponentas, kuris yra pagrindinis ir sąlygiškai suformuotas pirmasis, visada yra stipresnis už ? komponentus.

Fizinės (iš tikrųjų išmatuojamos) cheminės jungties savybės yra jo energija, ilgis ir poliškumas.

Cheminio ryšio energija (E sv) yra šiluma, kuri išsiskiria formuojant tam tikrą ryšį ir sunaudojama jai nutraukti. Tiems patiems atomams vienguba jungtis visada yra silpnesnis nei kartotinis (dvigubas, trigubas).

Cheminio ryšio ilgis (lсв) – tarpbranduolinis atstumas. Tiems patiems atomams vienguba jungtis visada yra ilgiau, nei kartotinis.

Poliškumas bendravimas yra matuojamas elektrinis dipolio momentas p– tikrojo elektros krūvio (ant tam tikros jungties atomų) sandauga iš dipolio ilgio (t.y. ryšio ilgio). Kuo daugiau dipolio momentas, tuo didesnis jungties poliškumas. Tikras elektros krūviai ant atomų kovalentinėje jungtyje visada yra mažesnės vertės nei elementų oksidacijos būsenos, bet sutampa pagal ženklą; pavyzdžiui, H + I -Cl -I jungties tikrieji krūviai yra H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (dvipolė dalelė arba dipolis).

Molekulinis poliškumas lemia jų sudėtis ir geometrinė forma.

Nepolinis (p = O) bus:

a) molekulės paprastas medžiagų, nes jose yra tik nepolinių ko valentiniai ryšiai;

b) poliatominis molekules kompleksas medžiagų, jei jos geometrine formasimetriškas.

Pavyzdžiui, CO 2, BF 3 ir CH 4 molekulės turi šias vienodo (ilgio) ryšio vektorių kryptis:

Pridedant ryšių vektorius, jų suma visada pasiekia nulį, o molekulės kaip visuma yra nepolinės, nors jose yra polinių ryšių.

Poliarinis (p> O) bus:

A) dviatominis molekules kompleksas medžiagos, nes jose yra tik poliniai ryšiai;

b) poliatominis molekules kompleksas medžiagos, jei jų struktūra asimetriškai, y., jų geometrinė forma yra neišsami arba iškreipta, todėl susidaro visa elektrinis dipolis, pavyzdžiui, NH 3, H 2 O, HNO 3 ir HCN molekulėse.

Sudėtingi jonai, pavyzdžiui, NH 4 +, SO 4 2- ir NO 3 -, iš esmės negali būti dipoliais, jie turi tik vieną (teigiamą arba neigiamą) krūvį.

Joninis ryšys atsiranda elektrostatinio katijonų ir anijonų traukos metu beveik nesidalijant elektronų porai, pavyzdžiui, tarp K + ir I -. Kalio atomui trūksta elektronų tankio, o jodo atomui – perteklius. Šis ryšys yra svarstomas ekstremalus kovalentinio ryšio atvejis, nes elektronų pora praktiškai turi anijoną. Šis ryšys labiausiai būdingas tipinių metalų ir nemetalų junginiams (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) ir druskų klasės medžiagoms (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Visi šie junginiai kambario sąlygomis yra kristalinės medžiagos kad vienija bendras vardas joniniai kristalai (kristalai, pagaminti iš katijonų ir anijonų).

Žinomas ir kitas ryšio tipas, vadinamas metalo jungtis, kurioje valentinius elektronus taip laisvai laiko metalo atomai, kad jie iš tikrųjų nepriklauso konkretiems atomams.

Metalo atomai, likę be jiems aiškiai priklausančių išorinių elektronų, tampa tarsi teigiamais jonais. Jie susidaro metalinė kristalinė gardelė. Visuma socializuotų valentiniai elektronai (elektronų dujos) laiko teigiamus metalo jonus kartu ir tam tikrose gardelės vietose.

Be joninių ir metalinių kristalų, taip pat yra atominis Ir molekulinės kristalinės medžiagos, kurių gardelės vietose yra atitinkamai atomai arba molekulės. Pavyzdžiai: deimantas ir grafitas – kristalai su atominė gardelė, jodas I 2 ir anglies dioksidas CO 2 (sausasis ledas) yra kristalai su molekuline gardele.

Cheminiai ryšiai egzistuoja ne tik medžiagų molekulėse, bet gali susidaryti ir tarp molekulių, pavyzdžiui, skystam HF, vandeniui H 2 O ir H 2 O + NH 3 mišiniui:

Vandenilinė jungtis susidaro dėl elektrostatinės traukos jėgų poliarinių molekulių, kuriose yra daugiausiai elektronegatyvių elementų - F, O, N atomų. Pavyzdžiui, vandeniliniai ryšiai yra HF, H 2 O ir NH 3, bet jų nėra HCl, H 2 S ir PH 3.

Vandenilinės jungtys yra nestabilios ir gana lengvai nutrūksta, pavyzdžiui, tirpstant ledui ir užverdant vandeniui. Tačiau šioms ryšiams nutraukti sunaudojama šiek tiek papildomos energijos, taigi ir medžiagų, turinčių vandenilinius ryšius, lydymosi temperatūrų (5 lentelė) ir virimo temperatūros.

(pavyzdžiui, HF ir H 2 O) yra žymiai didesni nei panašių medžiagų, tačiau neturinčių vandenilio jungčių (pavyzdžiui, atitinkamai HCl ir H 2 S).

Daugelis organiniai junginiai taip pat sudaro vandenilinius ryšius; svarbus vaidmuo Vandenilio jungtys vaidina svarbų vaidmenį biologiniuose procesuose.

1. Medžiagos tik su kovalentiniai ryšiai- Tai

1) SiH 4, Cl 2 O, CaBr 2

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

3) CH4, HNO3, Na(CH3O)

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

2–4. Kovalentinis ryšys

2. viengungis

3. dvigubas

4. trigubas

esančios medžiagoje

5. Molekulėse egzistuoja keli ryšiai

6. Radikalais vadinamos dalelės yra

7. Viena iš jungčių susidaro donoro-akceptoriaus mechanizmu jonų rinkinyje

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) H3O+, NH4+

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Patvariausias Ir trumpas ryšys – molekulėje

9. Medžiagos tik su joninės jungtys– įtraukta į komplektą

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. Kristalinė gardelė medžiagų

13. Ba(OH) 2

1) metalas

3) atominis

Fluoro molekulė.

Laisvąjį fluorą sudaro dviatomės molekulės. Cheminiu požiūriu fluoras gali būti apibūdinamas kaip monovalentinis nemetalas, be to, pats aktyviausias iš visų nemetalų. Taip yra dėl daugelio priežasčių, įskaitant lengvą F 2 molekulės skaidymą į atskirus atomus – tam reikalinga tik 159 kJ/mol energija (palyginti su 493 kJ/mol O 2 ir 242 kJ/mol C. 12). Fluoro atomai turi didelį elektronų giminingumą ir santykinai mažus dydžius. Todėl jų valentiniai ryšiai su kitų elementų atomais yra stipresni už panašius kitų metaloidų ryšius (pavyzdžiui, energijos yra – 564 kJ/mol, palyginti su 460 kJ/mol N-O jungtys ir 431 kJ/mol H-C1 ryšiui).

F-F ryšiui būdingas 1,42 A branduolio atstumas. Fluoro terminei disociacijai skaičiuojant buvo gauti šie duomenys:

Fluoro atomas pagrindinėje būsenoje turi išorinio elektronų sluoksnio 2s 2 2p 5 struktūrą ir yra monovalentinis. Trivalentės būsenos sužadinimas, susijęs su vieno 2p elektrono perkėlimu į 3s lygį, reikalauja 1225 kJ/mol sąnaudų ir praktiškai nerealizuojamas.

Apskaičiuota, kad neutralaus fluoro atomo elektronų giminingumas yra 339 kJ/mol. Jonas F – pasižymi efektyviu 1,33 A spinduliu ir 485 kJ/mol hidratacijos energija. Fluoro kovalentinis spindulys paprastai yra 71 pm (t. y. pusė atstumo tarp branduolių F 2 molekulėje).

Atomo, molekulės, branduolio savybės

Fluoro atomo sandara.

Atomo centre yra teigiamai įkrautas branduolys. Aplink sukasi 9 neigiamo krūvio elektronai.

Elektroninė formulė: 1s2;2s2;2p5

m prot. = 1,00783 (amu)

m neutr. = 1,00866 (am.u.)

m protonas = m elektronas

Fluoro izotopai.

Izotopas: 18F

Trumpos charakteristikos: Paplitimas gamtoje: 0 %

Protonų skaičius branduolyje yra 9. Neutronų skaičius branduolyje yra 9. Nukleonų skaičius 18.E ryšiai = 931,5(9*m pr.+9*m neutron-M(F18)) = 138,24 (MEV)E specifinis = E ryšiai / N nukleonai = 7,81 (MEV / nukleonas)

Alfa skilimas neįmanomas Beta minus skilimas neįmanomas Pozitronų skilimas: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0.28( MeV) Elektronų gaudymas: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1,21(MeV)

Izotopas: 19F

Trumpos charakteristikos: Paplitimas gamtoje: 100 %

Fluoro molekulė.

Laisvąjį fluorą sudaro dviatomės molekulės. Cheminiu požiūriu fluoras gali būti apibūdinamas kaip monovalentinis nemetalas, be to, pats aktyviausias iš visų nemetalų. Taip yra dėl daugelio priežasčių, įskaitant lengvą F2 molekulės skaidymą į atskiri atomai- tam reikalinga energija yra tik 159 kJ/mol (palyginti su 493 kJ/mol O2 ir 242 kJ/mol C12). Fluoro atomai turi didelį elektronų giminingumą ir santykinai mažus dydžius. Todėl jų valentiniai ryšiai su kitų elementų atomais yra stipresni už panašius kitų metaloidų ryšius (pavyzdžiui, H-F ryšio energija yra - 564 kJ/mol, palyginti su 460 kJ/mol H-O ryšiu ir 431 kJ/mol H-C1 jungtis).

F-F ryšiui būdingas 1,42 A branduolio atstumas. Fluoro terminei disociacijai skaičiuojant buvo gauti šie duomenys:

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

Disociacijos laipsnis, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

Fluoro atomas pagrindinėje būsenoje turi išorinio elektronų sluoksnio 2s22p5 struktūrą ir yra monovalentinis. Trivalentės būsenos sužadinimas, susijęs su vieno 2p elektrono perkėlimu į 3s lygį, reikalauja 1225 kJ/mol sąnaudų ir praktiškai nerealizuojamas. Apskaičiuota, kad neutralaus fluoro atomo elektronų giminingumas yra 339 kJ/mol. F-jonui būdingas efektyvusis 1,33 A spindulys ir 485 kJ/mol hidratacijos energija. Fluoro kovalentinis spindulys paprastai yra 71 pm (t. y. pusė atstumo tarp branduolių F2 molekulėje).

Cheminės fluoro savybės.

Kadangi metaloidinių elementų fluoro dariniai dažniausiai yra labai lakūs, jų susidarymas neapsaugo metaloido paviršiaus nuo tolesni veiksmai fluoras Todėl sąveika dažnai būna daug energingesnė nei su daugeliu metalų. Pavyzdžiui, silicis, fosforas ir siera užsidega fluoro dujose. Amorfinė anglis (anglis) elgiasi panašiai, o grafitas reaguoja tik esant raudonam karščiui. Fluoras tiesiogiai nesijungia su azotu ir deguonimi.

Nuo vandenilio junginiai Fluoras atima vandenilį iš kitų elementų. Daugumą oksidų jis suskaido, išstumdamas deguonį. Visų pirma, vanduo sąveikauja pagal schemą F2 + H2O --> 2 HF + O

Be to, išstumti deguonies atomai jungiasi ne tik vienas su kitu, bet ir iš dalies su vandens bei fluoro molekulėmis. Todėl, be deguonies dujos, šios reakcijos metu visada susidaro vandenilio peroksidas ir fluoro oksidas (F2O). Pastarosios yra šviesiai geltonos dujos, savo kvapu panašios į ozoną.

Fluoro oksidas (kitaip žinomas kaip deguonies fluoridas – ОF2) gali būti gaunamas praleidžiant fluorą 0,5 N. NaOH tirpalas. Reakcija ateina pagal lygtį: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2О Taip pat fluorui būdingos šios reakcijos:

H2 + F2 = 2HF (su sprogimu)