Flor molekül bağı. Florun atomu, molekülü, nükleer özellikleri

Kimyasal bağ, çekirdeğinin kuvvet alanında bulunan en az bir elektronun, kendisini aynı anda başka bir çekirdeğin veya birkaç çekirdeğin kuvvet alanında bulduğu elektronik bir olaydır.

Çoğunluk basit maddeler ve tüm karmaşık maddeler (bileşikler) birbirleriyle belirli bir şekilde etkileşime giren atomlardan oluşur. Yani atomlar arasında kimyasal bir bağ kurulur. Kimyasal bir bağ oluştuğunda her zaman enerji açığa çıkar; yani ortaya çıkan parçacığın enerjisi, orijinal parçacıkların toplam enerjisinden daha az olmalıdır.

Bir elektronun bir atomdan diğerine geçişi, aralarında elektrostatik çekimin kurulduğu, kararlı elektronik konfigürasyonlara sahip zıt yüklü iyonların oluşmasıyla sonuçlanır. en basit model iyonik bağ:

X → X ++ e - ; Y + e - → Y - ; X+Y-

Diğer bir iletişim modeli, elektronların iki atom tarafından paylaşılmasıdır, bu da kararlı elektronik konfigürasyonların oluşmasına neden olur. Böyle bir bağa kovalent denir; teorisi 1916'da Amerikalı bilim adamı G. Lewis tarafından geliştirilmeye başlandı.

Her iki teorideki ortak nokta, soy gazın elektron konfigürasyonuna denk gelen kararlı elektronik konfigürasyona sahip parçacıkların oluşmasıydı.

Örneğin lityum florürün oluşumu sırasında, iyon mekanizması iletişim eğitimi. Lityum atomu (3 Li 1s 2 2s 1) bir elektron kaybeder ve helyumun elektron konfigürasyonuna sahip bir katyona (3 Li + 1s 2) dönüşür. Flor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) bir elektronu kabul ederek neon elektron konfigürasyonuna sahip bir anyon (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) oluşturur. Lityum iyonu Li + ile flor iyonu F - arasında elektrostatik çekim meydana gelir, bunun sonucunda yeni bir bileşik oluşur - lityum florür.

Hidrojen florür oluştuğunda, hidrojen atomunun tek elektronu (1s) ve flor atomunun eşleşmemiş elektronu (2p), kendilerini her iki çekirdeğin (hidrojen atomu ve flor atomu) etki alanında bulur. Bu şekilde ortak bir elektron çifti ortaya çıkar, bu da elektron yoğunluğunun yeniden dağıtılması ve maksimum elektron yoğunluğunun ortaya çıkması anlamına gelir. Sonuç olarak, iki elektron artık hidrojen atomunun çekirdeğiyle (helyum atomunun elektronik konfigürasyonu) ilişkilidir ve sekiz dış elektron artık flor çekirdeğiyle ilişkilidir. enerji seviyesi(neon atomunun elektronik konfigürasyonu):

Bir çift elektronun oluşturduğu bağa tekli bağ denir.

Bir elektronu bir atomdan diğerine aktararak (iyonik bağ) veya elektronları paylaşarak (kovalent bağ) kararlı bir sekiz elektronlu kabuk oluşturma eğilimine oktet kuralı denir.

Ancak bu kurala uymayan bileşikler de mevcuttur. Örneğin, berilyum florür BeF2'deki berilyum atomunun yalnızca dört elektronlu bir kabuğu vardır; altı elektron kabuğu bor atomunun karakteristiğidir (noktalar dış enerji seviyesinin elektronlarını gösterir):

Çoğu d-element bileşiği de oktet kuralına uymaz.

Yukarıda sunulan örneklerin tümünde atomlar arasında kimyasal bir bağ oluşur. çeşitli unsurlar; buna heteroatomik denir. Ancak aynı atomlar arasında kovalent bağ da oluşabilir. Örneğin, bir hidrojen molekülü, her hidrojen atomunun 15 elektronunun paylaşılmasıyla oluşur, bunun sonucunda her atom kararlı bir hal alır. elektronik konfigürasyon iki elektrondan oluşur. Flor gibi diğer basit maddelerin molekülleri oluştuğunda bir oktet oluşur:

Kimyasal bağ oluşumu dört veya altı elektronun paylaşılmasıyla da gerçekleştirilebilir. İlk durumda oluşur çift ​​bağ iki genelleştirilmiş elektron çiftini temsil eden ikincisinde üçlü bir bağ vardır (üç genelleştirilmiş elektron çifti).

Örneğin, bir nitrojen molekülü N2 oluştuğunda, altı elektronun paylaşılmasıyla bir kimyasal bağ oluşur: her atomdan üç eşleşmemiş p elektronu. Sekiz elektronlu konfigürasyona ulaşmak için üç ortak elektron çifti oluşturulur:

Çift bağ iki çizgiyle, üçlü bağ ise üç çizgiyle gösterilir. Nitrojen molekülü N2 şu şekilde temsil edilebilir: N≡N.

İÇİNDE iki atomlu moleküller Ah, atomların oluşturduğu Bir elementte maksimum elektron yoğunluğu nükleerler arası çizginin ortasındadır. Atomlar arasında yük ayrımı meydana gelmediğinden bu tip kovalent bağa polar olmayan denir. Heteroatomik bir bağ her zaman bir dereceye kadar polardır, çünkü maksimum elektron yoğunluğu atomlardan birine doğru kaydırılır ve bu nedenle kısmi bir negatif yük(σ- ile gösterilir). Maksimum elektron yoğunluğunun yer değiştirdiği atom, kısmi bir pozitif yük kazanır (σ+ olarak gösterilir). Kısmi negatif ve kısmi pozitif yük merkezlerinin uzayda çakışmadığı elektriksel olarak nötr parçacıklara dipol denir. Bağ polaritesi, yüklerin büyüklüğü ve aralarındaki mesafeyle doğru orantılı olan dipol momenti (μ) ile ölçülür.

Pirinç. Bir dipolün şematik gösterimi

Kullanılmış literatür listesi

1. Popkov V.A., Puzakov S.A. Genel kimya: ders kitabı. - M .: GEOTAR-Media, 2010. - 976 s.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [İle. 32-35]

1916'da, elektronik temsilleri kullanan, moleküllerin yapısına ilişkin ilk son derece basitleştirilmiş teoriler önerildi: Amerikalı fiziksel kimyager G. Lewis'in (1875-1946) ve Alman bilim adamı W. Kossel'in teorisi. Lewis'in teorisine göre, iki atomlu bir molekülde kimyasal bir bağın oluşumu aynı anda iki atomun değerlik elektronlarını içerir. Bu nedenle, örneğin bir hidrojen molekülünde değerlik çizgisi yerine kimyasal bağ oluşturan bir elektron çifti çizmeye başladılar:

Bir elektron çiftinin oluşturduğu kimyasal bağa kovalent bağ denir. Hidrojen florür molekülü aşağıdaki şekilde tasvir edilmiştir:

Basit maddelerin molekülleri (H2, F2, N2, O2) ile karmaşık maddelerin molekülleri (HF, NO, H2O, NH3) arasındaki fark, ilkinin dipol momentine sahip olmaması, diğerinin ise sahip olmasıdır. Dipol momenti m, ürün olarak tanımlanır mutlak değer q'yu zıt iki yük r arasındaki mesafe kadar yükleyin:

İki atomlu bir molekülün dipol momenti m iki şekilde belirlenebilir. İlk olarak, molekül elektriksel olarak nötr olduğundan, Z" molekülünün toplam pozitif yükü bilinmektedir (bu, toplamına eşit atom çekirdeğinin yükleri: Z" = ZA + ZB). Nükleer çekirdekler arası mesafeyi bilerek, molekülün pozitif yükünün ağırlık merkezinin konumunu belirleyebilirsiniz. Molekülün m değeri deneyden bulunur. Bu nedenle, r" - molekülün pozitif ve toplam negatif yükünün ağırlık merkezleri arasındaki mesafeyi bulabilirsiniz:

İkinci olarak, kimyasal bir bağ oluşturan elektron çifti atomlardan birine kaydırıldığında, bu atomda bir miktar negatif yük -q", ikinci atomda ise +q" yükünün ortaya çıktığını varsayabiliriz. Atomlar arasındaki mesafe:

HF molekülünün dipol momenti 6,4H 10-30 ClH m, çekirdekler arası H-F mesafesi 0,917H 10-10 m'ye eşittir. q" hesaplaması şunu verir: q" = 0,4 temel yük (yani elektron yükü). Flor atomunda aşırı negatif yük göründüğünde, bu, HF molekülünde kimyasal bir bağ oluşturan elektron çiftinin flor atomuna doğru kaydığı anlamına gelir. Bu kimyasal bağa polar kovalent bağ denir. A2 tipi moleküllerin dipol momenti yoktur. Bu moleküllerin oluşturduğu kimyasal bağlara denir..

kovalent polar olmayan bağlar Kossel teorisi oluşan molekülleri tanımlamak için önerildi aktif metaller (alkali ve alkali toprak) ve aktif metal olmayanlar (halojenler, oksijen, nitrojen). Metal atomlarının dış değerlik elektronları atomun çekirdeğinden en uzaktadır ve bu nedenle metal atomu tarafından nispeten zayıf bir şekilde tutulur. Atomlarda kimyasal elementler Periyodik Tablonun aynı sırasında yer alan, soldan sağa doğru hareket ederken çekirdeğin yükü her zaman artar ve ek elektronlar aynı yerde bulunur. elektronik katman . Bu, dış elektron kabuğunun sıkıştırılmasına ve elektronların atomda giderek daha sıkı tutulmasına neden olur..

MeX moleküllerinin dipol momentlerini çiftler halinde belirlersek, metal atomundan gelen yükün tamamen metal olmayan atoma aktarılmadığı ve bu tür moleküllerdeki kimyasal bağın güçlü kovalent olarak daha iyi tanımlandığı ortaya çıkar. kutup bağlantısı. Pozitif metal katyonları Me+ ve ametal atomların negatif anyonları X- genellikle bu maddelerin kristallerinin kristal kafes bölgelerinde bulunur. Ancak bu durumda, her pozitif metal iyonu, öncelikle kendisine en yakın metal olmayan anyonlarla, ardından metal katyonlarla vb. Elektrostatik olarak etkileşime girer. Yani iyonik kristallerde kimyasal bağlar yerinden çıkar ve her iyon sonuçta dev bir molekül olan kristalin içerdiği diğer tüm iyonlarla etkileşime girer.

Atom çekirdeğinin yükleri, iyonlaşma potansiyelleri, elektron ilgisi gibi atomların açıkça tanımlanmış özelliklerinin yanı sıra, kimyada daha az tanımlanmış özellikler de kullanılmaktadır. Bunlardan biri elektronegatifliktir. Amerikalı kimyager L. Pauling tarafından bilime tanıtıldı. İlk olarak, ilk üç periyottaki elementlerin birinci iyonlaşma potansiyeli ve elektron ilgisine ilişkin verileri ele alalım.

İyonlaşma potansiyelleri ve elektron ilgilerindeki düzenlilikler, atomların değerlik elektron kabuklarının yapısıyla tam olarak açıklanmaktadır. Nitrojen aktif bir metal olmayan madde olmasına rağmen, izole edilmiş bir nitrojen atomunun elektron ilgisi alkali metal atomlarınınkinden çok daha düşüktür. Nitrojen, diğer kimyasal elementlerin atomlarıyla etkileşime girdiğinde, onun aktif bir metal olmadığını kanıtlayan moleküllerdir. L. Pauling'in, kimyasal elementlerin atomlarının oluşurken bir elektron çiftini kendilerine doğru yer değiştirmesi yeteneği olarak "elektronegatifliği" tanıtarak yapmaya çalıştığı şey buydu. kovalent polar bağlar. Kimyasal elementler için elektronegatiflik ölçeği L. Pauling tarafından önerildi. Geleneksel boyutsuz birimlerdeki en yüksek elektronegatifliği flor - 4,0, oksijen - 3,5, klor ve nitrojen - 3,0, brom - 2,8'e bağladı. Atomların elektronegatifliğindeki değişimin doğası, ifade edilen kalıplara tamamen karşılık gelir. Periyodik tablo . Bu nedenle "kavramının uygulanması" elektronegatiflik

“Periyodik Tabloda zaten yansıtılmış olan metallerin ve metal olmayanların özelliklerindeki değişikliklerdeki kalıpları başka bir dile tercüme etmek yeterlidir.. Bir kristaldeki kristal kafesin düğümlerinde atomlar veya atomlar vardır. pozitif iyonlar metaller Pozitif iyonların oluştuğu metal atomlarının elektron gazı formundaki elektronları, kristal kafesin düğümleri arasındaki boşlukta bulunur ve tüm atomlara ve iyonlara aittir. Metallerin karakteristik metalik parlaklığını, yüksek elektrik iletkenliğini ve termal iletkenliğini belirlerler. Tip ortaklaşa kullanılan elektronlar tarafından gerçekleştirilen kimyasal bağdır.metal kristal.

, isminde metal bağı 1819'da Fransız bilim adamları P. Dulong ve A. Petit, kristal haldeki hemen hemen tüm metallerin molar ısı kapasitesinin 25 J/mol olduğunu deneysel olarak tespit ettiler. Artık bunun neden böyle olduğunu rahatlıkla açıklayabiliriz. Kristal kafesin düğümlerindeki metal atomları her zaman hareket halindedir - salınım hareketleri gerçekleştirirler. Bu karmaşık hareket, birbirine dik üç düzlemde üç basit salınım hareketine ayrıştırılabilir. Her salınım hareketinin kendi enerjisi ve artan sıcaklıkla kendi değişim yasası vardır - kendi ısı kapasitesi. Atomların herhangi bir titreşim hareketi için ısı kapasitesinin sınır değeri, Evrensel Gaz Sabiti olan R'ye eşittir. Üç bağımsız salınım hareketleri kristaldeki atomlar 3R'ye eşit bir ısı kapasitesine sahip olacaktır. Metalleri ısıtırken en baştan başlayarak düşük sıcaklıklar

ısı kapasiteleri sıfırdan artar. Oda ve daha yüksek sıcaklıklarda çoğu metalin ısı kapasitesi maksimuma ulaşır.

maksimum değer -3R. Isıtıldığında metallerin kristal kafesi yok edilir ve erimiş bir duruma dönüşürler. Daha fazla ısıtıldığında metaller buharlaşır. Buharda birçok metal Me2 molekülü formunda bulunur. Bu moleküllerde metal atomları kovalent polar olmayan bağlar oluşturma yeteneğine sahiptir.İki veya daha fazla atomun oluşturduğu kimyasal parçacıklara denir.

moleküller (gerçek veya koşullu formül birimleri çok atomlu maddeler). Moleküllerdeki atomlar kimyasal olarak bağlanır. Kimyasal bağlama araçları elektriksel kuvvetler parçacıkları birbirine yakın tutan çekimler. Her kimyasal bağ

yapısal formüller

öyle gibi

değerlik çizgisi

Elektronik formüllerde bir çift elektron ( ) tarafından kimyasal bir bağ oluşturulur. karmaşık parçacıklar(moleküller, karmaşık iyonlar) genellikle atomların kendi yalnız elektron çiftlerinin aksine bir değerlik özelliği ile değiştirilir, örneğin:

Kimyasal bağ denir kovalent, bir çift elektronun her iki atomla paylaşılmasıyla oluşuyorsa.

F2 molekülünde her iki flor atomu da aynı elektronegatifliğe sahiptir, bu nedenle bir elektron çiftine sahip olmak onlar için aynıdır. Böyle bir kimyasal bağa polar olmayan denir, çünkü her bir flor atomu elektron yoğunluğu aynısı elektronik formül moleküller şartlı olarak aralarında eşit olarak bölünebilir:

Hidrojen klorür molekülü HCl'de kimyasal bağ zaten vardır. kutupsal,çünkü klor atomundaki (elektronegatifliği daha yüksek bir element) elektron yoğunluğu, hidrojen atomundakinden önemli ölçüde daha yüksektir:

Örneğin H–H gibi bir kovalent bağ, iki nötr atomun elektronlarının paylaşılmasıyla oluşturulabilir:

H · + · H > H – H

Bu bağ oluşumu mekanizmasına denir değişme veya eş değer.

Başka bir mekanizmaya göre, aynı kovalent H – H bağı, hidrit iyonu H'nin elektron çifti, hidrojen katyonu H + tarafından paylaşıldığında meydana gelir:

H + + (:H) - > H – H

Bu durumda H+ katyonuna denir akseptör bir anyon H – bağışçı elektron çifti. Kovalent bağ oluşumunun mekanizması bağışçı-alıcı, veya koordinasyon.

Tekli bağlara (H – H, F – F, H – CI, H – N) denir a-bağlar, moleküllerin geometrik şeklini belirlerler.

Çift ve üçlü bağlar () bir?-bileşeni ve bir veya iki?-bileşeni içerir; Ana bileşen olan ve koşullu olarak ilk oluşturulan ? bileşeni her zaman ? bileşenlerinden daha güçlüdür.

Kimyasal bir bağın fiziksel (aslında ölçülebilir) özellikleri enerjisi, uzunluğu ve polaritesidir.

Kimyasal bağ enerjisi (e sv), belirli bir bağın oluşumu sırasında açığa çıkan ve onu kırmak için harcanan ısıdır. Aynı atomlar için her zaman tek bir bağ vardır daha zayıf birden fazla (çift, üçlü).

Kimyasal bağ uzunluğu (benсв) – nükleerler arası mesafe. Aynı atomlar için her zaman tek bir bağ vardır daha uzun, bir çoğuldan daha fazla.

Polarite iletişim ölçülür elektrik dipol momenti p– gerçek elektrik yükünün (belirli bir bağın atomları üzerindeki) dipol uzunluğuna (yani bağın uzunluğuna) göre çarpımı. Daha fazla dipol momenti bağlantının polaritesi ne kadar yüksek olursa. Gerçek elektrik ücretleri kovalent bir bağdaki atomların değeri her zaman elementlerin oksidasyon durumlarından daha azdır, ancak işaret olarak çakışır; örneğin H + I -Cl -I bağı için gerçek yükler H +0 " 17 -Cl -0 " 17'dir (çift kutuplu parçacık veya dipol).

Moleküler polarite bileşimlerine ve geometrik şekillerine göre belirlenir.

Polar olmayan (p = O) olacak:

a) moleküller basit maddeler, yalnızca polar olmayan ko içerdikleri için değerlik tahvilleri;

B) çok atomlu moleküller karmaşık maddeler ise, geometrik şekilsimetrik.

Örneğin, CO 2, BF 3 ve CH 4 molekülleri aşağıdaki eşit (uzunluk) bağ vektör yönlerine sahiptir:

Bağ vektörlerini eklerken toplamları her zaman sıfıra gider ve moleküller, polar bağlar içermelerine rağmen bir bütün olarak polar değildir.

Kutupsal (p> O) şöyle olacaktır:

A) iki atomlu moleküller karmaşık maddeler yalnızca polar bağlar içerdiklerinden;

B) çok atomlu moleküller karmaşık maddeler eğer yapıları asimetrik olarak, yani geometrik şekilleri ya eksiktir ya da bozuktur, bu da toplam bir görünüm oluşmasına neden olur elektrik dipolörneğin NH3, H20, HNO3 ve HCN moleküllerinde.

NH4+, SO42- ve NO3- gibi karmaşık iyonlar prensipte dipol olamaz; yalnızca bir (pozitif veya negatif) yük taşırlar.

iyonik bağ katyonların ve anyonların elektrostatik çekimi sırasında, örneğin K + ve I - arasında bir çift elektronun neredeyse hiç paylaşılmadığı sırada meydana gelir. Potasyum atomunda elektron yoğunluğu eksiktir, iyot atomunda ise fazlalık vardır. Bu bağlantı dikkate alınır aşırı Elektron çifti pratik olarak anyonun elinde olduğundan kovalent bağ durumudur. Bu bağlantı en çok tipik metaller ve metal olmayan bileşikler (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) ve tuz sınıfına ait maddeler (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3) için tipiktir. Bütün bu bileşikler oda koşullarında kristal maddeler birleşen ortak ad iyonik kristaller (katyonlardan ve anyonlardan oluşan kristaller).

Başka bir bağlantı türü bilinmektedir; metal bağı, değerlik elektronları metal atomları tarafından o kadar gevşek tutulur ki aslında belirli atomlara ait değildirler.

Açıkça kendilerine ait olan dış elektronlar olmadan bırakılan metal atomları, sanki pozitif iyonlar haline gelir. Onlar oluştururlar metal kristal kafes. Toplumsallaşmış bütünlük değerlik elektronları (elektron gazı) pozitif metal iyonlarını bir arada ve belirli kafes bölgelerinde tutar.

İyonik ve metalik kristallerin yanı sıra ayrıca atomik Ve moleküler Kafes bölgelerinde sırasıyla atom veya molekül bulunan kristalli maddeler. Örnekler: elmas ve grafit - kristaller atom kafesi, iyot I2 ve karbondioksit CO2 (kuru buz), moleküler kafesli kristallerdir.

Kimyasal bağlar yalnızca madde moleküllerinin içinde mevcut değildir, aynı zamanda örneğin sıvı HF, su H20 ve H2O + NH3 karışımı için moleküller arasında da oluşabilir:

Hidrojen bağı en elektronegatif elementlerin (F, O, N) atomlarını içeren polar moleküllerin elektrostatik çekim kuvvetleri nedeniyle oluşur. Örneğin, hidrojen bağları HF, H2O ve NH3'te mevcuttur, ancak bunlar HCl'de değildir, H 2 S ve PH 3.

Hidrojen bağları kararsızdır ve örneğin buz eridiğinde veya su kaynadığında oldukça kolay kırılır. Ancak bu bağların kırılması için bir miktar ek enerji harcanır ve dolayısıyla hidrojen bağına sahip maddelerin erime sıcaklıkları (Tablo 5) ve kaynama noktaları

(örneğin, HF ve H2O) benzer maddelere göre önemli ölçüde daha yüksektir, ancak hidrojen bağları yoktur (örneğin, sırasıyla HCl ve H2S).

Birçok organik bileşikler ayrıca hidrojen bağları oluşturur; önemli rol Hidrojen bağı biyolojik süreçlerde rol oynar.

1. Yalnızca aşağıdaki maddelere sahip maddeler kovalent bağlar- Bu

1) SiH4, Cl20, CaBr2

2) NF3, NH4Cl, P205

3) CH4, HNO3, Na(CH30)

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

2–4. Kovalent bağ

2. tek

3. çift

4. üçlü

maddede mevcut

5. Moleküllerde çoklu bağlar bulunur

6. Radikal adı verilen parçacıklar

7. Bağlardan biri, bir dizi iyondaki verici-alıcı mekanizması tarafından oluşturulur.

1) S04 2-, NH4 +

2) H3O+, NH4+

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. En dayanıklı Ve kısa bağ - bir molekülde

9. Yalnızca aşağıdaki maddelere sahip maddeler iyonik bağlar– sete dahil

2) NH4Cl, SiCl4

10–13. Kristal kafes maddeler

13. Ba(OH)2

1) metal

3) atomik

Flor molekülü.

Serbest flor diatomik moleküllerden oluşur. Kimyasal açıdan flor, tek değerlikli metal olmayan ve ayrıca tüm metal olmayanlar arasında en aktif olanı olarak nitelendirilebilir. Bunun nedeni, F2 molekülünün bireysel atomlara ayrışmasının kolaylığı da dahil olmak üzere çeşitli nedenlerden kaynaklanmaktadır - bunun için gereken enerji yalnızca 159 kJ/mol'dür (O2 için 493 kJ/mol'e ve C için 242 kJ/mol'e karşılık) 12). Flor atomları önemli elektron ilgisine ve nispeten küçük boyutlara sahiptir. Bu nedenle diğer elementlerin atomlarıyla olan değerlik bağları diğer metaloidlerin benzer bağlarından daha güçlüdür (örneğin enerji- 564 kJ/mol'e karşı 460 kJ/mol N-A bağlantıları ve H-C1 bağı için 431 kJ/mol).

F-F bağı 1,42 A'lık bir nükleer mesafe ile karakterize edilir. Florinin termal ayrışması için aşağıdaki veriler hesaplamayla elde edildi:

Temel durumundaki flor atomu, dış elektron katmanı 2s 2 2p 5'in yapısına sahiptir ve tek değerlidir. Bir 2p elektronunun 3s seviyesine transferi ile ilişkili üç değerlikli durumun uyarılması, 1225 kJ/mol'lük bir maliyet gerektirir ve pratikte gerçekleştirilmez.

Nötr bir flor atomunun elektron ilgisi 339 kJ/mol olarak tahmin edilmektedir. İyon F - 1,33 A etkili yarıçap ve 485 kJ/mol hidrasyon enerjisi ile karakterize edilir. Florun kovalent yarıçapı genellikle 71 pm (yani F2 molekülündeki çekirdekler arası mesafenin yarısı) olarak alınır.

Atom, molekül, nükleer özellikler

Flor atomunun yapısı.

Atomun merkezinde pozitif yüklü bir çekirdek bulunur. Etrafında dönen 9 adet negatif yüklü elektron vardır.

Elektronik formül: 1s2;2s2;2p5

korudum. = 1,00783 (amu)

m nötr.= 1,00866 (a.m.u.)

m proton = m elektron

Flor izotopları.

İzotop: 18F

Kısa özellikler: Doğada yaygınlık: %0

Çekirdekteki proton sayısı 9. Çekirdekteki nötron sayısı 9. Nükleon sayısı 18.E bağları = 931.5(9*m pr.+9*m nötron-M(F18)) = 138.24 (MEV)E'ye özel = E bağları/N nükleonlar = 7,81 (MEV/nükleon)

Alfa bozunması imkansızdır Beta eksi bozunması imkansızdır Pozitron bozunması: F(Z=9,M=18)-->O(Z=8,M=18)+e(Z=+1,M=0)+0.28( MeV)Elektron yakalama: F(Z=9,M=18)+e(Z=-1,M=0)-->O(Z=8,M=18)+1.21(MeV)

İzotop: 19F

Kısa özellikler: Doğada yaygınlık: %100

Flor molekülü.

Serbest flor diatomik moleküllerden oluşur. Kimyasal açıdan flor, tek değerlikli metal olmayan ve ayrıca tüm metal olmayanlar arasında en aktif olanı olarak nitelendirilebilir. Bunun nedeni F2 molekülünün parçalanma kolaylığı da dahil olmak üzere çeşitli nedenlerden kaynaklanmaktadır. bireysel atomlar- bunun için gereken enerji yalnızca 159 kJ/mol'dür (O2 için 493 kJ/mol ve C12 için 242 kJ/mol'e karşılık). Flor atomları önemli elektron ilgisine ve nispeten küçük boyutlara sahiptir. Bu nedenle, diğer elementlerin atomlarıyla olan değerlik bağlarının, diğer metaloidlerin benzer bağlarından daha güçlü olduğu ortaya çıkar (örneğin, H-F bağ enerjisi, H-O bağı için - 564 kJ/mol'e karşılık 460 kJ/mol ve H-O bağı için 431 kJ/mol'dür). H-C1 bağı).

F-F bağı 1,42 A'lık bir nükleer mesafe ile karakterize edilir. Florinin termal ayrışması için aşağıdaki veriler hesaplamayla elde edildi:

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

Ayrışma derecesi, % 5 10-3 0,3 4,2 22 60 88 97 99

Temel durumundaki flor atomu, dış elektron katmanı 2s22p5'in yapısına sahiptir ve tek değerlidir. Bir 2p elektronunun 3s seviyesine transferi ile ilişkili üç değerlikli durumun uyarılması, 1225 kJ/mol'lük bir maliyet gerektirir ve pratikte gerçekleştirilmez. Nötr bir flor atomunun elektron ilgisi 339 kJ/mol olarak tahmin edilmektedir. F-iyonu, 1,33 A etkin yarıçap ve 485 kJ/mol hidrasyon enerjisi ile karakterize edilir. Florun kovalent yarıçapı genellikle 71 pm (yani F2 molekülündeki çekirdekler arası mesafenin yarısı) olarak alınır.

Florun kimyasal özellikleri.

Metaloid elementlerin flor türevleri genellikle oldukça uçucu olduğundan, bunların oluşumu metaloidin yüzeyini hava kirliliğinden korumaz. ileri eylem flor Bu nedenle etkileşim çoğu zaman birçok metalle olduğundan çok daha enerjiktir. Örneğin silikon, fosfor ve kükürt flor gazında tutuşur. Amorf karbon (kömür) de benzer şekilde davranırken, grafit yalnızca kırmızı ısıda reaksiyona girer. Flor, nitrojen ve oksijenle doğrudan birleşmez.

İtibaren hidrojen bileşikleri Flor, hidrojeni diğer elementlerden uzaklaştırır. Oksitlerin çoğu onun tarafından ayrışır ve oksijenin yerini alır. Özellikle su, F2 + H2O --> 2 HF + O şemasına göre etkileşime girer.

Üstelik yer değiştiren oksijen atomları sadece birbirleriyle değil aynı zamanda kısmen su ve flor molekülleriyle de birleşir. Bu nedenle, ek olarak oksijen gazı Bu reaksiyon her zaman hidrojen peroksit ve flor oksit (F2O) üretir. İkincisi, kokusu ozona benzeyen soluk sarı bir gazdır.

Flor oksit (aksi takdirde oksijen florür - ОF2 olarak da bilinir), florin 0,5 N'de geçirilmesiyle elde edilebilir. NaOH çözeltisi. Tepki geliyor denkleme göre: 2 F2 + 2 NaOH = 2 NaF + H2O + F2О Ayrıca, aşağıdaki reaksiyonlar florin karakteristiğidir:

H2 + F2 = 2HF (patlamayla birlikte)