Cấu hình electron

Nguyên tử fluor có 9 electron, ít hơn 1 so với neon, và có cấu hình electron là 1s22s22p5: hai electron ở lớp trong đã được lấp đầy và bảy ở lớp ngoài cùng, cần thêm một electron lấp vào. Các electron ngoài cùng bị vô hiệu hóa tại lá chắn nguyên tử và có điện tích hạt nhân hữu hiệu ở mức cao, bằng 9 − 2 = 7; đặc điểm này làm ảnh hưởng đến tính chất vật lý của nguyên tử.[2]

Năng lượng ion hóa thứ nhất của fluor cao thứ ba trong tất cả các nguyên tố chỉ sau heli và neon,[13] làm phức tạp thêm quá trình tách electron từ nguyên tử fluor trung hòa. Nó cũng có ái lực electron cao, đứng thứ hai chỉ sau chlor,[14] và có xu hướng lấy một electron để trở thành nguyên tử ở trạng thái bền vững có cùng số electron với khí hiếm neon;[2] nó có độ âm điện cao nhất trong tất cả các nguyên tố.[15] Nguyên tử fluor có bán kính liên kết cộng hóa trị nhỏ, khoảng 60 picomet, gần bằng với hai nguyên tố lân cận trong cùng chu kỳ là oxy và neon.[16][17][gc 1]

Khả năng phản ứng

Năng lượng liên kết của difluor F2 nhỏ hơn rất nhiều so với Cl2 hoặc Br2 và gần bằng với liên kết peroxide dễ gãy đôi; đặc điểm này, cùng với độ âm điện cao, là lý do làm fluor dễ bị phân ly, hoạt động hóa học rất mạnh, và tạo liên kết bền với các nguyên tử nguyên tố khác.[18][19] Ngược lại, liên kết giữa fluor với các nguyên tử khác là rất bền do nó có độ âm điện cao. Một số chất trơ như bột thép, mảnh kính, và sợi amiăng phản ứng nhanh với khí fluor lạnh; gỗ và nước tự bốc cháy dưới tia khí fluor.[4][20]

Phản ứng của nguyên tố fluor với kim loại yêu cầu điều kiện khác nhau. Kim loại kiềm gây nổ và kim loại kiềm thổ thể hiện phản ứng mãnh liệt ở dạng khối; để tránh sự thụ động hóa từ việc tạo thành lớp fluoride kim loại, phần lớn các kim loại khác như nhôm và sắt phải được nghiền bột,[18] và kim loại quý cần khí fluor tinh khiết ở nhiệt độ 300–450 °C (575–850 °F).[21] Một số phi kim rắn như lưu huỳnh và photpho phản ứng mãnh liệt trong fluor lỏng ở nhiệt độ không khí.[22] Hydro sulfide[22] và lưu huỳnh dioxide[23] dễ phản ứng với fluor tạo thành hợp chất; acid sulfuric có phản ứng ở mức độ yếu hơn nhiều, yêu cầu nhiệt độ cao.[24]

Hydro, giống như một số kim loại kiềm khác, khi phản ứng với fluor sẽ gây nổ.[25] Carbon dưới dạng muội đèn phản ứng ở nhiệt độ phòng sinh ra fluormethan. Than chì kết hợp với fluor ở nhiệt độ trên 400 °C (750 °F) để tạo thành carbon monofluoride phi thức; ở nhiệt độ cao hơn, phản ứng còn sinh ra khí fluorocarbon và đôi lúc gây nổ.[26] Carbon dioxide và carbon monoxide phản ứng ở nhiệt độ bằng hoặc cao hơn một chút so với nhiệt độ phòng,[27] trong khi parafin và các chất hữu cơ khác tạo phản ứng mạnh:[28] thậm chí, các haloalkan đã thế hết nguyên tử hydro như carbon tetrachloride, những chất thường không bắt lửa, có thể phát nổ.[29] Mặc dù nitơ trifluoride trơ về mặt hóa học, nitơ cần được phóng điện ở nhiệt độ cao để phản ứng với fluor xảy ra do liên kết ba rất bền trong phân tử nitơ;[30] amoniac có thể phản ứng gây nổ.[31][32] Oxy không kết hợp với fluor ở điều kiện môi trường xung quanh, nhưng có thể phản ứng được khi phóng điện ở nhiệt độ và áp suất thấp; sản phẩm tạo ra thường bị phân hủy thành các nguyên tố cấu tạo nên chúng khi đun nóng.[33][34][35] Các halogen nặng hơn[36] cũng như khí hiếm radon[37] dễ phản ứng với fluor; trong các khí hiếm khác, chỉ có xenon và krypton là có thể phản ứng được, nhưng phản ứng đó chỉ xảy ra trong điều kiện đặc biệt.[38]

Trạng thái

Ở nhiệt độ phòng, fluor là một chất khí dạng phân tử hai nguyên tử;[4] khí fluor nguyên chất có màu vàng nhạt (đôi khi còn nói là màu vàng lục).[39] Nó có mùi hắc đặc trưng cảm nhận được ở mật độ 20 ppb.[40] Fluor ngưng tụ tạo thành chất lỏng màu vàng sáng ở −188 °C (−306 °F), là nhiệt độ chuyển tiếp gần bằng với oxy và nitơ.[41]

Fluor có hai dạng thù hình rắn là α- và β-fluor. β-fluor kết tinh ở −220 °C (−364 °F), có màu trong suốt và mềm dẻo, với cấu trúc hệ tinh thể lập phương không trật tự giống như tinh thể oxy rắn,[41][gc 2] không giống với hệ tinh thể trực thoi trong các halogen rắn khác.[45][46] Khi nhiệt độ tiếp tục giảm xuống −228 °C (−378 °F), quá trình chuyển pha xảy ra tạo thành α-fluor rắn đục có cấu trúc hệ tinh thể đơn nghiêng với các lớp phân tử dày đặc và bo góc. Quá trình chuyển pha từ β- sang α-fluor tỏa nhiệt nhiều hơn so với quá trình ngưng tụ của fluor và có thể diễn ra mạnh mẽ.[45][46][gc 3]

Đồng vị

Đồng vị ổn định 19F là đồng vị duy nhất của fluor tồn tại trong tự nhiên.[47] Nó có tỷ số hồi chuyển từ cao[gc 4] và độ nhạy đặc biệt với từ trường, và vì là đồng vị ổn định duy nhất nên nó được sử dụng trong chụp cộng hưởng từ.[49] Có 17 đồng vị phóng xạ với số khối từ 14 đến 31 đã được tổng hợp, trong đó 18F là đồng vị ổn định nhất với chu kỳ bán rã là 109,77 phút. Các đồng vị phóng xạ khác có chu kỳ bán rã dưới 70 giây; trong đó, đa số bị phân rã trong vòng dưới nửa giây.[50] Các đồng vị 17F và 18F trải qua quá trình phân rã β+ và bắt giữ electron, các đồng vị nhẹ hơn phân rã qua phát xạ proton, và các đồng vị nặng hơn 19F đi qua quá trình phân rã β− (riêng các đồng vị nặng nhất qua phát xạ neutron chậm).[50][51] Fluor có hai đồng phân hạt nhân đã biết là 18mF với chu kỳ bán rã 162(7) phần tỷ giây, và 26mF với chu kỳ bán rã 2,2(1) phần nghìn giây.[52]