Fluor 2 milline ühendus. Molekulide struktuur. Keemiliste sidemete tüübid

Kahest või enamast aatomist moodustunud keemilisi osakesi nimetatakse molekulid(reaalne või tingimuslik valemiühikud polüatomilised ained). Molekulides olevad aatomid on keemiliselt seotud.

Keemiline side on elektriline külgetõmbejõud, mis hoiab osakesi koos. Iga keemiline side sisse struktuurivalemid tundub valentsjoon, Näiteks:

H - H (side kahe vesinikuaatomi vahel);

H 3 N - H + (side ammoniaagi molekuli lämmastikuaatomi ja vesiniku katiooni vahel);

(K +) - (I -) (side kaaliumkatiooni ja jodiidiooni vahel).

Keemilise sideme moodustab elektronpaar ( ), mis komplekssete osakeste (molekulid, kompleksioonid) elektroonilistes valemites on tavaliselt asendatud valentsjoonega, erinevalt nende endi, jagamata elektronpaaridest, näiteks:

Keemilist sidet nimetatakse kovalentne, kui see tekib elektronpaari sotsialiseerumisel mõlema aatomi poolt.

F 2 molekulis on mõlemal fluori aatomil sama elektronegatiivsus, seetõttu on elektronipaari omamine nende jaoks sama. Sellist keemilist sidet nimetatakse mittepolaarseks, kuna igal fluoriaatomil on elektronide tihedus sama sisse elektrooniline valem Molekulid saab tinglikult jagada nende vahel võrdselt:

HCl molekulis on keemiline side juba olemas polaarne, kuna elektronide tihedus klooriaatomil (suurema elektronegatiivsusega element) on palju suurem kui vesinikuaatomil:

Kovalentse sideme, näiteks H-H, saab moodustada kahe neutraalse aatomi elektronide jagamisel:

H + H > H – H

Seda sidumismehhanismi nimetatakse vahetada või samaväärne.

Teise mehhanismi kohaselt tekib sama kovalentne side H - H, kui hüdriidiooni H elektronpaar on sotsialiseerunud vesinikkatiooniga H +:

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

Sel juhul nimetatakse H + katiooniks aktsepteerija ja anioon H - doonor elektronide paar. Kovalentse sideme moodustumise mehhanism on sel juhul doonor-aktsepteerija, või koordineerides.

Nimetatakse üksiksidemeid (H - H, F - F, H - CI, H - N). a-lingid, need määravad molekulide geomeetrilise kuju.

Topelt- ja kolmiksidemed () sisaldavad ühte a-komponenti ja ühte või kahte a-komponenti; ?-komponent, mis on peamine ja tinglikult moodustatud esimene, on alati tugevam kui?-komponendid.

Keemilise sideme füüsikalised (tegelikult mõõdetavad) omadused on selle energia, pikkus ja polaarsus.

Keemilise sideme energia (E cv) on soojus, mis vabaneb selle sideme moodustumisel ja kulub selle purustamiseks. Samade aatomite puhul on üksikside alati nõrgem kui mitmekordne (kahekordne, kolmik).

Keemilise sideme pikkus (l s) - tuumadevaheline kaugus. Samade aatomite puhul on üksikside alati kauem kui mitmekordne.

Polaarsus suhtlemist mõõdetakse elektriline dipoolmoment p- reaalse elektrilaengu (antud sideme aatomitel) korrutis dipooli pikkusega (s.o sideme pikkusega). Mida suurem on dipoolmoment, seda suurem on sideme polaarsus. Kovalentse sideme aatomite tegelikud elektrilaengud on alati väiksema väärtusega kui elementide oksüdatsiooniastmed, kuid need langevad märgiliselt kokku; näiteks H + I -Cl -I sideme puhul on tegelikud laengud H + 0 " 17 - Cl - 0 " 17 (bipolaarne osake või dipool).

Molekulide polaarsus määratakse nende koostise ja geomeetrilise kuju järgi.

Mittepolaarne (p = O) saab:

a) molekulid lihtne ained, kuna need sisaldavad ainult mittepolaarseid kovalentseid sidemeid;

b) polüatomiline molekulid raske ained, kui nende geomeetriline kuju sümmeetriline.

Näiteks CO 2, BF 3 ja CH 4 molekulidel on järgmised võrdsete (pika pikkusega) sidemevektorite suunad:

Sidevektorite liitmisel kaob nende summa alati ja molekulid tervikuna on mittepolaarsed, kuigi sisaldavad polaarseid sidemeid.

Polaarne (lk> O) on:

A) kaheaatomiline molekulid raske ained, kuna need sisaldavad ainult polaarseid sidemeid;

b) polüatomiline molekulid raske ained, kui nende struktuur asümmeetriliselt, st nende geomeetriline kuju on kas mittetäielik või moonutatud, mis toob kaasa elektrilise totaalse dipooli tekkimise, näiteks NH 3, H 2 O, HNO 3 ja HCN molekulides.

Komplekssed ioonid, nagu NH 4 +, SO 4 2- ja NO 3 -, ei saa põhimõtteliselt olla dipoolid, nad kannavad ainult ühte (positiivset või negatiivset) laengut.

Iooniline side tekib katioonide ja anioonide elektrostaatilise külgetõmbe ajal, kui elektronpaar peaaegu ei sotsialiseeritaks, näiteks K + ja I - vahel. Kaaliumi aatomil puudub elektrontihedus, joodi aatomil on see liig. Seda seost peetakse silmas piirav kovalentse sideme puhul, kuna elektronide paar on praktiliselt aniooni valduses. Selline seos on kõige tüüpilisem tüüpiliste metallide ja mittemetallide ühendite (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) ja soolade klassi ainete (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3) puhul. Kõik need toatingimustes olevad ühendid on kristalsed ained, mida ühendab üldnimetus ioonsed kristallid(katioonidest ja anioonidest ehitatud kristallid).

On ka teist tüüpi ühendus, mida nimetatakse metalliline side, milles valentselektronid on metalliaatomite poolt nii lõdvalt kinni hoitud, et nad ei kuulu tegelikult konkreetsete aatomite hulka.

Metalli aatomid, mis jäävad ilma neile selgelt kuuluvate väliste elektronideta, muutuvad justkui positiivseteks ioonideks. Need moodustuvad metallist kristallvõre. Sotsialiseeritud valentselektronide kogum ( elektrongaas) hoiab positiivseid metalliioone koos ja kindlates võrekohtades.

Lisaks ioon- ja metallikristallidele on olemas ka aatomi Ja molekulaarne kristalsed ained, mille võrekohtades on vastavalt aatomid või molekulid. Näited: teemant ja grafiit – aatomvõrega kristallid, jood I 2 ja süsinikdioksiid CO 2 (kuiv jää) – molekulaarvõrega kristallid.

Keemilised sidemed ei eksisteeri mitte ainult ainete molekulide sees, vaid võivad tekkida ka molekulide vahel, näiteks vedela HF, vee H 2 O ja H 2 O + NH 3 segu korral:

vesinikside moodustuvad kõige elektronegatiivsemate elementide - F, O, N aatomeid sisaldavate polaarsete molekulide elektrostaatilise külgetõmbejõudude mõjul. Näiteks vesiniksidemed on olemas HF-s, H 2 O-s ja NH 3-s, kuid neid ei ole HCl-s, H-s 2 S ja PH 3.

Vesiniksidemed on ebastabiilsed ja purunevad üsna kergesti näiteks jää sulamisel ja vee keemisel. Kuid nende sidemete ja seega ka vesiniksidemetega ainete sulamistemperatuuride (tabel 5) ja keemistemperatuuride purustamiseks kulub veidi lisaenergiat.

(näiteks HF ja H 2 O) on oluliselt kõrgemad kui sarnastel ainetel, kuid ilma vesiniksidemeteta (vastavalt näiteks HCl ja H 2 S).

Paljud orgaanilised ühendid moodustavad ka vesiniksidemeid; Vesinikside mängib olulist rolli bioloogilistes protsessides.

1. Ainult kovalentsete sidemetega ained on

1) SiH4, Cl2O, CaBr2

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. kovalentne side

2. vallaline

3. kahekordne

4. kolmik

aines esinev

5. Molekulides on mitu sidet

6. Osakesed, mida nimetatakse radikaalideks, on

7. Üks sidemetest moodustub ioonide komplektis doonor-aktseptor mehhanismi abil

1) SO42-, NH4+

2) H3O+, NH4+

3) PO 4 3-, NO 3 -

4) PH 4 + , SO 3 2-

8. Kõige vastupidavam Ja lühike side – molekulis

9. Ainult ioonsete sidemetega ained – komplektis

2) NH4Cl, SiCl4

10–13. Aine kristallvõre

13. Va (OH) 2

1) metallist

3) tuumaenergia

Keemiline side on elektrooniline nähtus, mille puhul vähemalt üks elektron, mis oli oma tuuma jõuväljas, satub samaaegselt teise tuuma või mitme tuuma jõuvälja.

Enamik lihtaineid ja kõik kompleksained (ühendid) koosnevad aatomitest, mis omavahel teatud viisil interakteeruvad. Teisisõnu, aatomite vahel luuakse keemiline side. Keemilise sideme tekkimisel eraldub alati energia, s.t moodustunud osakese energia peab olema väiksem kui algosakeste koguenergia.

Elektroni üleminek ühelt aatomilt teisele, mille tulemuseks on stabiilsete elektrooniliste konfiguratsioonidega vastupidiselt laetud ioonide moodustumine, mille vahel tekib elektrostaatiline külgetõmme, on ioonse sideme lihtsaim mudel:

X → X + + e-; Y + e- → Y-; X+Y-

Teine sidumismudel on elektronide jagamine kahe aatomi vahel, mille tulemusena moodustuvad ka stabiilsed elektroonilised konfiguratsioonid. Sellist sidet nimetatakse kovalentseks, 1916. aastal asus selle teooriat välja töötama Ameerika teadlane G. Lewis.

Mõlema teooria ühiseks punktiks oli stabiilse elektroonilise konfiguratsiooniga osakeste moodustumine, mis langesid kokku väärisgaasi elektronkonfiguratsiooniga.

Näiteks liitiumfluoriidi moodustamisel realiseerub sidemete moodustumise ioonmehhanism. Liitiumi aatom (3 Li 1s 2 2s 1) kaotab elektroni ja muutub heeliumi elektronkonfiguratsiooniga katiooniks (3 Li + 1s 2). Fluor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) võtab vastu elektroni, moodustades neooni elektroonilise konfiguratsiooniga aniooni (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6). Liitiumiooni Li + ja fluoriooni F - vahel tekib elektrostaatiline külgetõmme, mille tõttu moodustub uus ühend - liitiumfluoriid.

Vesinikfluoriidi moodustumisel on vesinikuaatomi ainus elektron (1s) ja fluori aatomi paaritu elektron (2p) mõlema tuuma - vesinikuaatomi ja fluoriaatomi - toimeväljas. Seega tekib ühine elektronpaar, mis tähendab elektrontiheduse ümberjaotumist ja maksimaalse elektrontiheduse ilmnemist. Selle tulemusena on kaks elektroni nüüd seotud vesinikuaatomi tuumaga (heeliumi aatomi elektrooniline konfiguratsioon) ja kaheksa välise energiataseme elektroni on seotud fluorituumaga (neooni aatomi elektrooniline konfiguratsioon):

Ühe elektronpaari poolt läbi viidud sidet nimetatakse üksiksidemeks.

Kalduvust moodustada stabiilne kaheksaelektronist kest elektroni ühelt aatomilt teisele ülekandmisel (ioonne side) või elektronide jagamisel (kovalentne side) nimetatakse oktetireegliks.

Siiski on ühendeid, mis seda reeglit ei järgi. Näiteks berülliumfluoriidis BeF 2 sisalduval berülliumi aatomil on ainult neljast elektronist koosnev kest; boori aatomile on iseloomulikud kuus elektronkihti (täpid tähistavad välise energiataseme elektrone):

Enamikus d-elemendilistes sidendites ei järgita ka oktetireeglit.

Kõigis ülaltoodud näidetes moodustub keemiline side erinevate elementide aatomite vahel; seda nimetatakse heteroaatomiliseks. Kovalentne side võib aga tekkida ka identsete aatomite vahel. Näiteks vesiniku molekul moodustub iga vesinikuaatomi 15 elektroni jagamisel, mille tulemusena omandab iga aatom kahe elektroni stabiilse elektroonilise konfiguratsiooni. Oktett moodustub muude lihtsate ainete, näiteks fluori, molekulide moodustumisel:

Keemilise sideme moodustumist saab läbi viia ka nelja või kuue elektroni sotsialiseerimise teel. Esimesel juhul moodustub kaksikside, mis on kaks üldistatud elektronide paari, teisel - kolmikside (kolm üldistatud elektronpaari).

Näiteks kui moodustub lämmastikumolekul N 2, tekib keemiline side kuue elektroni sotsialiseerumisel: igast aatomist kolm paaritut p-elektroni. Kaheksaelektroni konfiguratsiooni saavutamiseks moodustatakse kolm ühist elektronpaari:

Kaksiksidet tähistatakse kahe kriipsuga, kolmiksidet kolmega. Lämmastiku molekuli N2 võib esitada järgmiselt: N≡N.

Ühe elemendi aatomitest moodustatud kaheaatomilistes molekulides paikneb maksimaalne elektrontihedus tuumadevahelise joone keskel. Kuna aatomite vahel laenguid ei eraldu, nimetatakse seda tüüpi kovalentset sidet mittepolaarseks. Heteroaatomiline side on alati enam-vähem polaarne, kuna maksimaalne elektrontihedus nihkub ühe aatomi poole, mille tõttu see omandab osalise negatiivse laengu (tähistatakse σ-). Aatom, millest elektrontiheduse maksimum nihkub, omandab osalise positiivse laengu (tähistatakse σ+). Elektriliselt neutraalseid osakesi, mille negatiivsete ja positiivsete osalaengute keskpunktid ruumis ei lange kokku, nimetatakse dipoolideks. Sideme polaarsust mõõdetakse dipoolmomendiga (μ), mis on otseselt võrdeline laengute suuruse ja nendevahelise kaugusega.

Riis. Dipooli skemaatiline esitus

Kasutatud kirjanduse loetelu

1. Popkov V. A., Puzakov S. A. Üldine keemia: õpik. - M.: GEOTAR-Media, 2010. - 976 lk.: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Koos. 32–35]

1916. aastal pakuti välja esimesed ülimalt lihtsustatud molekulide ehituse teooriad, milles kasutati elektroonilisi esitusi: Ameerika füüsikakeemiku G. Lewise (1875-1946) ja saksa teadlase W. Kosseli teooria. Lewise teooria kohaselt hõlmab kaheaatomilises molekulis keemilise sideme moodustumine korraga kahe aatomi valentselektroneid. Seetõttu hakkasid nad näiteks vesiniku molekulis valentsi algarvu asemel joonistama elektronpaari, mis moodustab keemilise sideme:

Elektronpaarist moodustunud keemilist sidet nimetatakse kovalentseks sidemeks. Vesinikfluoriidi molekul on kujutatud järgmiselt:

Lihtainete molekulide (H2, F2, N2, O2) ja keeruliste ainete (HF, NO, H2O, NH3) molekulide erinevus seisneb selles, et esimestel puudub dipoolmoment, teistel aga on. Dipoolmoment m on defineeritud kui laengu q absoluutväärtuse ja kahe vastassuunalise laengu vahelise kauguse korrutis:

Kaheaatomilise molekuli dipoolmomenti m saab määrata kahel viisil. Esiteks, kuna molekul on elektriliselt neutraalne, on teada molekuli positiivne kogulaeng Z" (see võrdub aatomituumade laengute summaga: Z" = ZA + ZB). Teades tuumadevahelist kaugust re, saab määrata molekuli positiivse laengu raskuskeskme asukoha. Katsest leitakse m molekuli väärtus. Seetõttu võite leida r" - molekuli positiivse ja kogu negatiivse laengu raskuskeskmete vaheline kaugus:

Teiseks võime eeldada, et kui keemilist sidet moodustav elektronpaar nihutatakse ühele aatomitest, ilmub sellele aatomile mingi liigne negatiivne laeng -q ja teisele aatomile laeng + q. Aatomite vaheline kaugus on järgmine:

HF molekuli dipoolmoment on 6,4×10-30 Cl× m, tuumadevaheline kaugus H-F on 0,917×10-10 m. q" arvutus annab: q" = 0,4 elementaarlaeng (st elektronlaeng). Kuna fluoriaatomile ilmus liigne negatiivne laeng, tähendab see, et HF-molekulis keemilise sideme moodustav elektronpaar nihkub fluoriaatomile. Sellist keemilist sidet nimetatakse kovalentseks polaarseks sidemeks. A2 tüüpi molekulidel pole dipoolmomenti. Neid molekule moodustavaid keemilisi sidemeid nimetatakse kovalentsed mittepolaarsed sidemed.

Kosseli teooria pakuti välja aktiivsete metallide (leelis- ja leelismuldmuld) ja aktiivsete mittemetallide (halogeenid, hapnik, lämmastik) moodustatud molekulide kirjeldamiseks. Metalli aatomite välimised valentselektronid on aatomituumast kõige kaugemal ja seetõttu jäävad metalliaatomile suhteliselt nõrgalt kinni. Perioodilise süsteemi samas reas paiknevate keemiliste elementide aatomite puhul suureneb vasakult paremale liikudes tuuma laeng kogu aeg ning samas elektronkihis paiknevad täiendavad elektronid. See viib selleni, et välimine elektronkiht kahaneb ja elektronid hoitakse aatomis üha kindlamalt kinni. Seetõttu on MeX molekulis võimalik viia metalli nõrgalt säilinud välimine valentselektron ionisatsioonipotentsiaaliga võrdse energiakuluga mittemetalli aatomi valentselektronkihti, vabastades energia, mis on võrdne elektronide afiinsusega. . Selle tulemusena moodustuvad kaks iooni: Me+ ja X-. Nende ioonide elektrostaatiline interaktsioon on keemiline side. Seda tüüpi ühendust nimetatakse iooniline.

Kui määrata MeX molekulide dipoolmomendid paarikaupa, siis selgub, et metalli aatomi laeng ei kandu täielikult üle mittemetalli aatomile ning keemilist sidet sellistes molekulides on parem kirjeldada kovalentse ülipolaarse sidemena. Nende ainete kristallide kristallvõre kohtades esinevad tavaliselt positiivsed metallikatioonid Me + ja mittemetallide aatomite negatiivsed anioonid X-. Kuid sel juhul interakteerub iga positiivne metalliioon elektrostaatiliselt ennekõike lähimate mittemetallide anioonidega, seejärel metalli katioonidega ja nii edasi. See tähendab, et ioonkristallides on keemilised sidemed delokaliseeritud ja iga ioon interakteerub lõpuks kõigi teiste ioonidega, mis sisenevad kristalli, mis on hiiglaslik molekul.

Lisaks aatomite täpselt määratletud omadustele, nagu aatomituumade laengud, ionisatsioonipotentsiaalid, elektronide afiinsus, kasutatakse keemias ka vähem määratletud omadusi. Üks neist on elektronegatiivsus. Selle tõi teadusesse Ameerika keemik L. Pauling. Vaatleme esmalt esimese kolme perioodi elementide kohta andmeid esimese ionisatsioonipotentsiaali ja elektronide afiinsuse kohta.

Ionisatsioonipotentsiaalide ja elektronide afiinsuse seaduspärasused on täielikult seletatavad aatomite valentselektronkihtide struktuuriga. Eraldatud lämmastikuaatomi elektronafiinsus on palju väiksem kui leelismetalliaatomitel, kuigi lämmastik on aktiivne mittemetall. Just molekulides teiste keemiliste elementide aatomitega suhtlemisel tõestab lämmastik, et see on aktiivne mittemetall. Seda püüdis teha L. Pauling, kes tutvustas "elektronegatiivsust" kui keemiliste elementide aatomite võimet nihutada moodustumise ajal elektronpaari enda poole. kovalentsed polaarsed sidemed. Keemiliste elementide elektronegatiivsuse skaala pakkus välja L. Pauling. Suurima elektronegatiivsuse suvalistes mõõtmeteta ühikutes omistas ta fluorile - 4,0, hapnikule - 3,5, kloorile ja lämmastikule - 3,0, broomile - 2,8. Aatomite elektronegatiivsuse muutumise olemus vastab täielikult perioodilises süsteemis väljendatud seadustele. Seetõttu mõiste kasutamine elektronegatiivsus"tõlgib lihtsalt teise keelde need mustrid metallide ja mittemetallide omaduste muutumises, mis kajastuvad juba perioodilises süsteemis.

Paljud tahkes olekus metallid on peaaegu täiuslikult moodustunud kristallid.. Kristalli kristallvõre sõlmedes on aatomid või positiivsed metalliioonid. Nende metalliaatomite elektronid, millest moodustusid positiivsed ioonid, on kristallvõre sõlmede vahelises ruumis elektrongaasina ja kuuluvad kõikide aatomite ja ioonide hulka. Need määravad metallide iseloomuliku metallilise läike, kõrge elektrijuhtivuse ja soojusjuhtivuse. Tüüp nimetatakse keemilist sidet, mille teostavad metallikristallis sotsialiseeritud elektronidmetalliline side.

1819. aastal tegid prantsuse teadlased P. Dulong ja A. Petit eksperimentaalselt kindlaks, et peaaegu kõigi kristallilises olekus metallide molaarne soojusmahtuvus on 25 J/mol. Nüüd saame lihtsalt selgitada, miks see nii on. Metallide aatomid kristallvõre sõlmedes on alati liikumises – nad teevad võnkuvaid liigutusi. Selle keeruka liikumise saab lagundada kolmeks lihtsaks võnkuvaks liikumiseks kolmel üksteisega risti asetseval tasapinnal. Igal võnkeliikumisel on oma energia ja oma temperatuuri tõustes muutumise seadus – oma soojusmahtuvus. Soojusmahtuvuse piirväärtus aatomite mis tahes võnkeliikumise korral on võrdne R - universaalse gaasikonstandiga. Kolm sõltumatut aatomite vibratsioonilist liikumist kristallis vastavad soojusmahtuvusele, mis on võrdne 3R-ga. Metallide kuumutamisel alates väga madalast temperatuurist tõuseb nende soojusmahtuvus nullist. Toa- ja kõrgemal temperatuuril saavutab enamiku metallide soojusmahtuvus maksimaalse väärtuse - 3R.

Kuumutamisel hävib metallide kristallvõre ja need lähevad sula olekusse. Edasisel kuumutamisel metallid aurustuvad. Aurudes eksisteerivad paljud metallid Me2 molekulidena. Nendes molekulides on metalliaatomid võimelised moodustama kovalentseid mittepolaarseid sidemeid.

Fluor on keemiline element (sümbol F, aatomnumber 9), mittemetall, mis kuulub halogeenide rühma. See on kõige aktiivsem ja elektronegatiivsem aine. Normaaltemperatuuril ja -rõhul on fluorimolekul kahvatukollane valemiga F 2 . Nagu teised halogeniidid, on molekulaarne fluor väga ohtlik ja põhjustab kokkupuutel nahaga tõsiseid keemilisi põletusi.

Kasutamine

Fluori ja selle ühendeid kasutatakse laialdaselt, sealhulgas ravimite, agrokemikaalide, kütuste ja määrdeainete ning tekstiili tootmiseks. kasutatakse klaasi söövitamiseks, fluori plasmat aga pooljuhtide ja muude materjalide tootmiseks. F-ioonide madal kontsentratsioon hambapastas ja joogivees võib aidata vältida hambakaariest, samas kui suuremaid kontsentratsioone leidub mõnes insektitsiidis. Paljud üldanesteetikumid on fluorosüsivesinike derivaadid. 18 F isotoop on positronite allikas meditsiiniliseks pildistamiseks positronemissioontomograafia abil ning uraani heksafluoriidi kasutatakse uraani isotoopide eraldamiseks ja tuumaelektrijaamade tootmiseks.

Avastamise ajalugu

Fluoriühendeid sisaldavaid mineraale tunti palju aastaid enne selle keemilise elemendi eraldamist. Näiteks kaltsiumfluoriidist koosnevat mineraalset fluoriiti (või fluoriiti) kirjeldas 1530. aastal George Agricola. Ta märkas, et seda saab kasutada räbustina, ainena, mis aitab alandada metalli või maagi sulamistemperatuuri ja aitab puhastada soovitud metalli. Seetõttu sai fluor oma ladinakeelse nimetuse sõnast fluere ("vool").

Aastal 1670 avastas klaasipuhuja Heinrich Schwanhard, et klaas söövitatakse happega töödeldud kaltsiumfluoriidi (fluoriidi) toimel. Carl Scheele ja paljud hilisemad teadlased, sealhulgas Humphry Davy, Joseph-Louis Gay-Lussac, Antoine Lavoisier, Louis Thénard, katsetasid vesinikfluoriidhappega (HF), mida oli lihtne saada CaF töötlemisel kontsentreeritud väävelhappega.

Lõpuks sai selgeks, et HF sisaldab varem tundmatut elementi. Kuid selle ülemäärase reaktsioonivõime tõttu ei saanud seda ainet paljude aastate jooksul eraldada. Seda pole mitte ainult raske ühenditest eraldada, vaid see reageerib kohe ka nende teiste komponentidega. Elementaarse fluori eraldamine vesinikfluoriidhappest on äärmiselt ohtlik ning varajased katsed pimestasid ja tapsid mitu teadlast. Neid inimesi hakati nimetama "fluoriidimärtriteks".

Avastamine ja tootmine

Lõpuks, aastal 1886, õnnestus prantsuse keemikul Henri Moissanil eraldada fluor sula kaaliumfluoriidide ja vesinikfluoriidhappe segu elektrolüüsi teel. Selle eest pälvis ta 1906. aastal Nobeli keemiaauhinna. Tema elektrolüütilist lähenemisviisi kasutatakse selle keemilise elemendi tööstuslikuks tootmiseks tänapäevalgi.

Esimene suuremahuline fluori tootmine algas Teise maailmasõja ajal. Seda oli vaja Manhattani projekti osana aatomipommi loomise ühes etapis. Fluorist valmistati uraanheksafluoriidi (UF 6 ), mida omakorda kasutati kahe isotoobi 235 U ja 238 U üksteisest eraldamiseks Tänapäeval on tuumaenergia tarbeks rikastatud uraani tootmiseks vaja gaasilist UF 6.

Fluori olulisemad omadused

Perioodilises tabelis asub element 17. rühma (endine rühm 7A) tipus, mida nimetatakse halogeeniks. Teiste halogeenide hulka kuuluvad kloor, broom, jood ja astatiin. Lisaks on F hapniku ja neooni vahelises teises perioodis.

Puhas fluor on söövitav gaas (keemiline valem F 2 ), millel on iseloomulik terav lõhn ja mida leidub kontsentratsioonis 20 nl mahuliitri kohta. Olles kõigist elementidest kõige reaktiivsem ja elektronegatiivsem, moodustab see kergesti ühendeid enamiku neist. Fluor on elementaarsel kujul eksisteerimiseks liiga reaktiivne ja sellel on enamiku materjalide, sealhulgas räni suhtes selline afiinsus, et seda ei saa valmistada ega hoida klaasanumates. Niiskes õhus reageerib see veega, moodustades mitte vähem ohtliku vesinikfluoriidhappe.

Fluor, suheldes vesinikuga, plahvatab isegi madalatel temperatuuridel ja pimedas. See reageerib ägedalt veega, moodustades vesinikfluoriidhappe ja gaasilise hapniku. Erinevad materjalid, sealhulgas peendisperssed metallid ja klaasid, põlevad gaasilise fluori joas ereda leegiga. Lisaks moodustab see keemiline element ühendeid väärisgaasidega krüptoon, ksenoon ja radoon. Kuid see ei reageeri otseselt lämmastiku ja hapnikuga.

Vaatamata fluori äärmuslikule toimele on nüüdseks kättesaadavaks saanud meetodid selle ohutuks käitlemiseks ja transportimiseks. Elementi saab hoida teras- või monel- (niklirikas sulam) mahutites, kuna nende materjalide pinnale tekivad fluoriidid, mis takistavad edasist reaktsiooni.

Fluoriidid on ained, milles fluor esineb negatiivselt laetud ioonina (F-) koos mõne positiivselt laetud elemendiga. Fluoriühendid metallidega on ühed kõige stabiilsemad soolad. Vees lahustatuna jagunevad need ioonideks. Teised fluori vormid on kompleksid, näiteks - ja H 2 F +.

isotoobid

Sellel halogeenil on palju isotoope, vahemikus 14 F kuni 31 F. Kuid fluori isotoopkoostises on ainult üks neist, 19 F, mis sisaldab 10 neutronit, kuna see on ainus stabiilne. Radioaktiivne isotoop 18 F on väärtuslik positroniallikas.

Bioloogiline mõju

Fluor kehas leidub peamiselt luudes ja hammastes ioonide kujul. Joogivee fluorimine kontsentratsiooniga alla ühe miljoniosa vähendab oluliselt hammaste lagunemise esinemissagedust, teatab Ameerika Ühendriikide Rahvusliku Teaduste Akadeemia riiklik uurimisnõukogu. Teisalt võib fluoriidi liigne kogunemine viia fluoroosini, mis väljendub laigulistes hammastes. Seda efekti täheldatakse tavaliselt piirkondades, kus selle keemilise elemendi sisaldus joogivees ületab kontsentratsiooni 10 ppm.

Elementaarne fluor ja fluoriidisoolad on mürgised ja neid tuleb käsitseda väga ettevaatlikult. Hoolikalt tuleb vältida kokkupuudet naha või silmadega. Nahaga reageerides tekib see, mis tungib kiiresti kudedesse ja reageerib luudes oleva kaltsiumiga, kahjustades neid jäädavalt.

Fluor keskkonnas

Mineraali fluoriidi aastane toodang on umbes 4 miljonit tonni ja uuritavate maardlate kogumaht jääb 120 miljoni tonni piiridesse.Peamised selle maavara kaevandamise piirkonnad on Mehhiko, Hiina ja Lääne-Euroopa.

Fluor esineb looduslikult maakoores, kus seda leidub kivimites, kivisöes ja savis. Fluoriidid satuvad õhku muldade tuuleerosiooni tagajärjel. Fluor on maakoore sisalduselt 13. kohal keemiline element – ​​selle sisaldus on 950 ppm. Muldades on selle keskmine kontsentratsioon umbes 330 ppm. Vesinikfluoriid võib sattuda õhku tööstuslike põlemisprotsesside tulemusena. Õhus olevad fluoriidid langevad lõpuks maapinnale või vette. Kui fluor moodustab väga väikeste osakestega sideme, võib see püsida õhus pikka aega.

Atmosfääris esineb 0,6 miljardit sellest keemilisest elemendist soolaudu ja orgaaniliste klooriühendite kujul. Linnapiirkondades ulatub kontsentratsioon 50 osani miljardi kohta.

Ühendused

Fluor on keemiline element, mis moodustab suure hulga orgaanilisi ja anorgaanilisi ühendeid. Keemikud saavad sellega asendada vesinikuaatomeid, luues seeläbi palju uusi aineid. Väga reaktsioonivõimeline halogeen moodustab väärisgaasidega ühendeid. 1962. aastal sünteesis Neil Bartlett ksenoonheksafluoroplatinaadi (XePtF6). Samuti on saadud krüptonit ja radoonfluoriide. Teine ühend on argoonfluorohüdriid, mis on stabiilne ainult ülimadalatel temperatuuridel.

Tööstuslik rakendus

Aatom- ja molekulaarses olekus kasutatakse fluori plasmasöövitamiseks pooljuhtide, lameekraanide ja mikroelektromehaaniliste süsteemide tootmisel. Vesinikfluoriidhapet kasutatakse klaasi söövitamiseks lampides ja muudes toodetes.

Fluor on koos mõne selle ühendiga oluline komponent ravimite, agrokemikaalide, kütuste ja määrdeainete ning tekstiili tootmisel. Keemilist elementi on vaja halogeenitud alkaanide (haloonide) tootmiseks, mida omakorda kasutati laialdaselt kliima- ja jahutussüsteemides. Hiljem keelati selline klorofluorosüsivesinike kasutamine ära, kuna need aitavad kaasa osoonikihi hävimisele atmosfääri ülemistes kihtides.

Väävelheksafluoriid on äärmiselt inertne, mittetoksiline gaas, mis on klassifitseeritud kasvuhoonegaasiks. Ilma fluorita pole madala hõõrdumisega plastide, näiteks tefloni tootmine võimalik. Paljud anesteetikumid (nt sevofluraan, desfluraan ja isofluraan) on CFC derivaadid. Naatriumheksafluoroaluminaati (krüoliit) kasutatakse alumiiniumi elektrolüüsis.

Fluoriühendeid, sealhulgas NaF-i, kasutatakse hambapastades, et vältida hammaste lagunemist. Neid aineid lisatakse linna veevarustusse, et tagada vee fluorimine, kuid seda tava peetakse inimeste tervisele avaldatava mõju tõttu vastuoluliseks. Kõrgematel kontsentratsioonidel kasutatakse NaF-i insektitsiidina, eriti prussakate tõrjeks.

Varem on fluoriide kasutatud maakide vähendamiseks ja nende voolavuse suurendamiseks. Fluor on oluline komponent uraanheksafluoriidi tootmisel, mida kasutatakse selle isotoopide eraldamiseks. 18 F, radioaktiivne isotoop 110 minutiga, kiirgab positroneid ja seda kasutatakse sageli meditsiinilises positronemissioontomograafias.

Fluori füüsikalised omadused

Keemilise elemendi põhiomadused on järgmised:

• Aatommass 18,9984032 g/mol.
• Elektrooniline konfiguratsioon 1s 2 2s 2 2p 5 .
• Oksüdatsiooniaste on -1.
• Tihedus 1,7 g/l.
• Sulamistemperatuur 53,53 K.
• Keemistemperatuur 85,03 K.
• Soojusmaht 31,34 J/(K mol).

fluori molekul.

Vaba fluor koosneb kaheaatomilistest molekulidest. Keemilisest seisukohast võib fluori iseloomustada kui ühevalentset mittemetalli ja pealegi kõige aktiivsemat mittemetallidest. Selle põhjuseks on mitmed põhjused, sealhulgas F 2 molekuli üksikuteks aatomiteks lagunemise lihtsus – selleks on vaja vaid 159 kJ/mol (O 2 puhul 493 kJ/mol ja C puhul 242 kJ/mol). 12). Fluori aatomitel on märkimisväärne elektronafiinsus ja need on suhteliselt väikesed. Seetõttu osutuvad nende valentssidemed teiste elementide aatomitega tugevamaks kui teiste metalloidide sarnased sidemed (näiteks H-F sideme energia on - 564 kJ / mol versus 460 kJ / mol H-O sideme puhul ja 431 kJ / mol H-C1 side).

F-F sidet iseloomustab tuumakaugus 1,42 A. Fluori termilise dissotsiatsiooni jaoks saadi arvutustega järgmised andmed:

Põhiolekus olev fluori aatom on välise elektronkihi struktuuriga 2s 2 2p 5 ja on monovalentne. Ühe 2p elektroni 3s tasemele ülekandmisega seotud kolmevalentse oleku ergastamine nõuab kulutust 1225 kJ/mol ja seda praktiliselt ei realiseeru.

Neutraalse fluoriaatomi elektronafiinsus on hinnanguliselt 339 kJ/mol. Ioon F - iseloomustab efektiivne raadius 1,33 A ja hüdratatsioonienergia 485 kJ/mol. Fluori kovalentse raadiuse jaoks võetakse tavaliselt väärtus 71 pm (st pool tuumadevahelisest kaugusest F 2 molekulis).