Fluor - kaj je to? Lastnosti fluora. Kemična vez

Imenujemo kemične delce, ki so sestavljeni iz dveh ali več atomov molekule(resnično ali pogojno enote formule poliatomske snovi). Atomi v molekulah so kemično povezani.

Kemična vez se nanaša na električne sile privlačnosti, ki držijo delce skupaj. Vsaka kemična vez v strukturne formule zdi se valenčna črta Na primer:

H–H (vez med dvema atomoma vodika);

H 3 N – H + (vez med dušikovim atomom molekule amoniaka in vodikovim kationom);

(K +) – (I -) (vez med kalijevim kationom in jodidnim ionom).

Kemijsko vez tvori par elektronov ( ), ki je v elektronskih formulah kompleksnih delcev (molekul, kompleksnih ionov) običajno nadomeščen z valenčno lastnostjo, za razliko od lastnih, osamljenih elektronskih parov atomov, npr.

Kemična vez se imenuje kovalentna,če nastane z delitvijo para elektronov z obema atomoma.

V molekuli F 2 imata oba atoma fluora enako elektronegativnost, zato je posedovanje elektronskega para zanju enako. Takšna kemična vez se imenuje nepolarna, saj vsak atom fluora elektronska gostota je enako v elektronska formula molekule lahko pogojno enakomerno razdelimo mednje:

V molekuli vodikovega klorida HCl je kemična vez že polarni, ker je elektronska gostota na atomu klora (element z večjo elektronegativnostjo) bistveno večja kot na atomu vodika:

Kovalentna vez, na primer H–H, lahko nastane z delitvijo elektronov dveh nevtralnih atomov:

H · + · H > H – H

Ta mehanizem nastajanja vezi se imenuje izmenjava oz enakovreden.

V skladu z drugim mehanizmom se ista kovalentna vez H – H pojavi, ko si elektronski par hidridnega iona H deli vodikov kation H +:

H + + (:H) - > H – H

Kation H+ se v tem primeru imenuje akceptor anion H – darovalec elektronski par. Mehanizem nastanka kovalentne vezi bo darovalec-akceptor, oz usklajevanje.

Enojne vezi (H – H, F – F, H – CI, H – N) imenujemo a-obveznice, določajo geometrijsko obliko molekul.

Dvojne in trojne vezi () vsebujejo eno?-komponento in eno ali dve?-komponenti; ?-komponenta, ki je glavna in pogojno nastane prva, je vedno močnejša od ?-komponent.

Fizikalne (pravzaprav merljive) značilnosti kemijske vezi so njena energija, dolžina in polarnost.

Energija kemične vezi (E sv) je toplota, ki se sprosti pri tvorbi določene vezi in se porabi za njeno prekinitev. Za iste atome je vedno enojna vez šibkejši kot večkratnik (dvojni, trojni).

Dolžina kemične vezi (lсв) – medjedrna razdalja. Za iste atome je vedno enojna vez dlje, kot večkratnik.

Polarnost komunikacija se meri električni dipolni moment p– produkt dejanskega električnega naboja (na atomih dane vezi) z dolžino dipola (tj. dolžino vezi). Večji kot je dipolni moment, večja je polarnost vezi. Realni električni naboji na atomih v kovalentni vezi so vedno manjši od oksidacijskih stanj elementov, vendar sovpadajo po predznaku; na primer za vez H + I -Cl -I so dejanski naboji H +0 " 17 -Cl -0 " 17 (bipolarni delec ali dipol).

Molekularna polarnost določena z njihovo sestavo in geometrijsko obliko.

Nepolarno (p = O) bo:

a) molekule preprosto snovi, saj vsebujejo le nepolarne kovalentne vezi;

b) poliatomski molekule kompleksen snovi, če jih geometrijska oblikasimetrično.

Na primer, molekule CO 2, BF 3 in CH 4 imajo naslednje smeri enakih (po dolžini) vektorjev vezi:

Pri seštevanju vektorjev vezi gre njihova vsota vedno na nič, molekule kot celota pa so nepolarne, čeprav vsebujejo polarne vezi.

Polar (str> O) bo:

A) diatomski molekule kompleksen snovi, saj vsebujejo le polarne vezi;

b) poliatomski molekule kompleksen snovi, če je njihova zgradba asimetrično, to pomeni, da je njihova geometrijska oblika nepopolna ali popačena, kar vodi do pojava skupnega električnega dipola, na primer v molekulah NH 3, H 2 O, HNO 3 in HCN.

Kompleksni ioni, na primer NH 4 +, SO 4 2- in NO 3 -, načeloma ne morejo biti dipoli; nosijo samo en (pozitiven ali negativen) naboj.

Ionska vez nastane med elektrostatično privlačnostjo kationov in anionov skoraj brez skupnega para elektronov, na primer med K + in I -. Atom kalija ima pomanjkanje elektronske gostote, medtem ko ima atom joda presežek. Ta povezava se upošteva ekstremno primer kovalentne vezi, saj je par elektronov praktično v lasti aniona. Ta povezava je najbolj značilna za spojine tipičnih kovin in nekovin (CsF, NaBr, CaO, K 2 S, Li 3 N) in snovi iz razreda soli (NaNO 3, K 2 SO 4, CaCO 3). Vse te spojine so pri sobnih pogojih kristalne snovi, ki se združujejo splošno imeionski kristali(kristali zgrajeni iz kationov in anionov).

Znana je še ena vrsta povezave, imenovana kovinska vez, v kateri valenčne elektrone tako ohlapno držijo kovinski atomi, da dejansko ne pripadajo določenim atomom.

Kovinski atomi, ki ostanejo brez zunanjih elektronov, ki jim očitno pripadajo, postanejo tako rekoč pozitivni ioni. Oblikujejo kovinska kristalna mreža. Niz socializiranih valenčnih elektronov ( elektronski plin) drži pozitivne kovinske ione skupaj in na določenih mrežnih mestih.

Poleg ionskih in kovinskih kristalov obstajajo tudi atomsko in molekularni kristalne snovi, v katerih mrežnih mestih so atomi oziroma molekule. Primeri: diamant in grafit sta kristala z atomsko mrežo, jod I 2 in ogljikov dioksid CO 2 (suhi led) sta kristala z molekularno mrežo.

Kemične vezi ne obstajajo le znotraj molekul snovi, ampak se lahko tvorijo tudi med molekulami, na primer za tekoči HF, vodo H 2 O in mešanico H 2 O + NH 3:

Vodikova vez nastane zaradi sil elektrostatične privlačnosti polarnih molekul, ki vsebujejo atome najbolj elektronegativnih elementov - F, O, N. Na primer, vodikove vezi so prisotne v HF, H 2 O in NH 3, vendar jih ni v HCl, H 2 S in PH 3.

Vodikove vezi so nestabilne in se zlahka zlomijo, na primer, ko se led tali in voda vre. Vendar se nekaj dodatne energije porabi za pretrganje teh vezi, zato se temperature taljenja (tabela 5) in vrelišča snovi z vodikovimi vezmi

(na primer HF in H 2 O) so bistveno višje kot pri podobnih snoveh, vendar brez vodikovih vezi (na primer HCl oziroma H 2 S).

veliko organske spojine tvori tudi vodikove vezi; pomembno vlogo Vodikova vez igra vlogo v bioloških procesih.

1. Snovi s samo kovalentnimi vezmi so

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. Kovalentna vez

2. samski

3. dvojno

4. trojni

prisoten v snovi

5. V molekulah obstaja več vezi

6. Delci, imenovani radikali, so

7. Ena od vezi nastane z donorsko-akceptorskim mehanizmom v nizu ionov

1) SO 4 2-, NH 4 +

2) H3O+, NH4+

3) PO 4 3-, ŠT. 3 -

4) PH 4 +, SO 3 2-

8. Najbolj vzdržljiv in kratek vez – v molekuli

9. Snovi samo z ionskimi vezmi – v kompletu

2) NH 4 Cl, SiCl 4

10–13. Kristalna mreža snovi

13. Ba(OH) 2

1) kovina

3) atomsko

Molekula fluora.

Prosti fluor je sestavljen iz dvoatomnih molekul. S kemijskega vidika lahko fluor označimo kot enovalentno nekovino in poleg tega najbolj aktivno od vseh nekovin. To je posledica številnih razlogov, vključno z lahkoto razgradnje molekule F 2 na posamezne atome - za to je potrebna energija le 159 kJ/mol (v primerjavi s 493 kJ/mol za O 2 in 242 kJ/mol za C 12). Atomi fluora imajo pomembno afiniteto do elektronov in relativno majhne velikosti. Zato se njihove valenčne vezi z atomi drugih elementov izkažejo za močnejše od podobnih vezi drugih metaloidov (npr. H-F povezave je - 564 kJ/mol v primerjavi s 460 kJ/mol za N-O povezav

in 431 kJ/mol za vez H-C1).

5·10 -3

Atom fluora ima v osnovnem stanju strukturo zunanje elektronske plasti 2s 2 2p 5 in je enovalenten. Vzbujanje trivalentnega stanja, povezano s prenosom enega 2p elektrona na nivo 3s, zahteva strošek 1225 kJ/mol in se praktično ne realizira.

Elektronska afiniteta nevtralnega atoma fluora je ocenjena na 339 kJ/mol. Ion F - odlikuje ga efektivni radij 1,33 A in hidratacijska energija 485 kJ/mol. Kovalentni polmer fluora je običajno 71 pm (tj. polovica medjedrne razdalje v molekuli F 2 ). Kemična vez je elektronski pojav, ki sestoji iz dejstva, da po vsaj

, se en elektron, ki je bil v silnem polju svojega jedra, znajde v silnem polju drugega jedra ali več jeder hkrati.

Večina enostavnih snovi in ​​vse kompleksne snovi (spojine) so sestavljene iz atomov, ki medsebojno delujejo na določen način. Z drugimi besedami, med atomi se vzpostavi kemična vez. Ko nastane kemijska vez, se energija vedno sprosti, to pomeni, da mora biti energija nastalega delca manjša od skupne energije prvotnih delcev.

Prehod elektrona iz enega atoma v drugega, kar povzroči nastanek nasprotno nabitih ionov s stabilnimi elektronskimi konfiguracijami, med katerimi se vzpostavi elektrostatična privlačnost, je najenostavnejši model ionske vezi:

Drugi model komunikacije je delitev elektronov z dvema atomoma, kar prav tako povzroči nastanek stabilnih elektronskih konfiguracij. Takšna vez se imenuje kovalentna, njeno teorijo je leta 1916 začel razvijati ameriški znanstvenik G. Lewis.

Skupna točka obeh teorij je bila tvorba delcev s stabilno elektronsko konfiguracijo, ki sovpada z elektronsko konfiguracijo žlahtnega plina.

Na primer, med tvorbo litijevega fluorida se realizira ionski mehanizem tvorbe vezi. Atom litija (3 Li 1s 2 2s 1) izgubi elektron in postane kation (3 Li + 1s 2) z elektronsko konfiguracijo helija. Fluor (9 F 1s 2 2s 2 2p 5) sprejme elektron in tvori anion (9 F - 1s 2 2s 2 2p 6) z elektronsko konfiguracijo neona. Med litijevim ionom Li + in fluorovim ionom F - pride do elektrostatične privlačnosti, zaradi česar nastane nova spojina - litijev fluorid.

Ko nastane vodikov fluorid, se edini elektron vodikovega atoma (1s) in nesparjeni elektron fluorovega atoma (2p) znajdeta v polju delovanja obeh jeder - vodikovega in fluorovega atoma. Na ta način se pojavi skupni elektronski par, kar pomeni prerazporeditev elektronske gostote in pojav maksimalne elektronske gostote. Posledično sta zdaj dva elektrona povezana z jedrom atoma vodika (elektronska konfiguracija atoma helija), osem zunanjih elektronov pa je zdaj povezanih z jedrom fluora raven energije(elektronska konfiguracija atoma neona):

Vez, ki jo tvori en par elektronov, se imenuje enojna vez.

Težnja po oblikovanju stabilne osemelektronske lupine s prenosom elektrona iz enega atoma v drugega (ionska vez) ali delitvijo elektronov (kovalentna vez) se imenuje pravilo okteta.

Vendar pa obstajajo spojine, ki ne izpolnjujejo tega pravila. Na primer, atom berilija v berilijevem fluoridu BeF 2 ima samo štirielektronsko lupino; šest elektronskih lupin je značilnih za atom bora (pike označujejo elektrone zunanje energijske ravni):

Večina spojin z elementom d tudi ne upošteva pravila okteta.

V vseh zgoraj predstavljenih primerih nastane kemična vez med atomi različnih elementov; imenujemo ga heteroatomski. Kovalentna vez pa lahko nastane tudi med enakimi atomi. Na primer, molekula vodika nastane z delitvijo 15 elektronov iz vsakega vodikovega atoma, zaradi česar vsak atom pridobi stabilno elektronsko konfiguracijo dveh elektronov. Oktet nastane, ko nastanejo molekule drugih preprostih snovi, na primer fluora:

Tvorba kemične vezi se lahko izvede tudi z delitvijo štirih ali šestih elektronov. V prvem primeru nastane dvojna vez, ki je dva posplošena para elektronov, v drugem pa nastane trojna vez (trije posplošeni pari elektronov).

Na primer, med tvorbo molekule dušika N2 nastane kemična vez z delitvijo šestih elektronov: treh neparnih p-elektronov iz vsakega atoma. Da bi dosegli osemelektronsko konfiguracijo, se oblikujejo trije skupni elektronski pari:

Dvojna vez je označena z dvema črticama, trojna pa s tremi. Molekulo dušika N2 lahko predstavimo na naslednji način: N≡N.

V dvoatomskih molekulah, ki jih tvorijo atomi enega elementa, je največja gostota elektronov na sredini internuklearne črte. Ker med atomi ne pride do ločitve naboja, se ta vrsta kovalentne vezi imenuje nepolarna. Heteroatomska vez je tako ali drugače vedno polarna, saj je največja elektronska gostota premaknjena proti enemu od atomov, zaradi česar pridobi delni negativni naboj (označeno s σ-). Atom, iz katerega je izpodrinjena največja elektronska gostota, pridobi delni pozitivni naboj (označeno s σ+). Električno nevtralne delce, pri katerih se središča delno negativnih in delno pozitivnih nabojev v prostoru ne ujemajo, imenujemo dipoli. Polarnost vezi se meri z dipolnim momentom (μ), ki je premo sorazmeren z velikostjo nabojev in razdaljo med njimi.

riž. Shematski prikaz dipola

Seznam uporabljene literature

1. Popkov V. A., Puzakov S. A. Splošna kemija: učbenik. - M .: GEOTAR-Media, 2010. - 976 str .: ISBN 978-5-9704-1570-2. [Z. 32-35]

Ko se molekule oblikujejo s pomočjo kovalentnih vezi vodik H 2, dušik N 2, kisik O2, fluorid F 2, klor Cl2, se elektronski pari nahajajo točno na sredini med jedri dveh enakih atomov. Ti atomi privlačijo elektrone s popolnoma enako silo, kar je povsem naravno. Ta kemična vez se imenuje tudi nepolarna kovalentna vez.

Veliko pogosteje se zgodi nekaj drugega: srečanje različnih atomov. Predstavljajmo si, da sva se nekega dne srečala, si bila všeč in se odločila, da postaneva prijatelja. vodik H in atom fluorid F. Vsak ima v rezervi nesparjeni elektron, ki počaka zanimivi dogodki v svoji osamljeni atomski orbiti in je željan novih vtisov. Edina težava je, da so ti elektroni v orbitalah različnih oblik: s-elektron vodika se vrti v sferičnem elektronskem oblaku in r-fluorov elektron hiti okoli jedra v podolgovati orbitali, podobni bučici.

Za naše elektrone, mojstre kovalentnih vezi, drugačna oblika orbitale niso ovira, zlahka uredijo prekrivanje elektronskih oblakov in nastanek molekule vodikov fluorid HF:

Tu nastane kovalentna vez, in to zelo močna. Ampak tukaj je zanimivo: atom fluorid s svojimi elektroni za bivanje doma, kot pravijo kemiki, ima velik elektronegativnost. kaj je

Elektronegativnost je lastnost atoma elementa k sebi pritegne oblak elektronov in tako tvori kemično vez.

Če ima element fluor večja elektronegativnost, potem to pomeni, da ne samo lasten fluorovi elektroni držijo tesno blizu jedra in se nikoli ne odcepijo od atoma, ampak tudi tujci elektroni za atom fluora vedno dobrodošli gostje. In zato do svojega novega molekularnega soseda (vodikovega atoma) ne ravna zelo pošteno in elektron, ki mu pripada, potegne bližje k sebi. Posledično je celoten elektronski par, ki tvori vez izmene na stran fluorid

Med atomi vodik in fluorid nastane kovalentna polarni kemična vez. Molekula vodikov fluorid HF postane dipol (delec z dvema električnima poloma): pridobi nekaj pozitivnega električnega naboja na enem koncu (kjer je atom vodik) in nekaj negativnih - na drugi (kjer je atom fluorid):

Če želimo videti, kako deluje molekula vodo, potem si boste morali najprej zapomniti njegovo sestavo. Obstaja smešen rek o čevljih z luknjami: "Moji škornji puščajo." Ash-two-o - to je to H2O(vodna formula). Glavna stvar v molekuli vode značaj- atom kisik. Spomnimo se njenega energijskega diagrama:

Dva brez para r -elektron atoma kisik O- tako dolgoroki se prikradejo! Vedno so pripravljeni na tvorjenje kemičnih vezi. Še več, njihov lastnik, atom kisika, bo imel za partnerje prijazne in dobrosrčne atome vodik H z debelimi in okroglimi, kolobokom podobnimi elektronskimi oblaki.

Ker se atomi vodika opazno odbijajo, je kot med kemičnimi vezmi (črte, ki povezujejo jedra atomov) vodik - kisik ne ravno (90°), ampak malo več - 104,5°. Te kemične vezi polarni: Kisik je veliko bolj elektronegativen kot vodik in privlači elektronske oblake, ki tvorijo kemične vezi. Presežek negativnega naboja se kopiči v bližini atoma kisika, medtem ko se pozitivni naboj kopiči v bližini atomov vodika. Torej celotna molekula vodo spada tudi v skupino "kemijskih polarizatorjev" - snovi, katerih molekule so električni dipoli.

Leta 1916 so bile predlagane prve skrajno poenostavljene teorije zgradbe molekul, ki so uporabljale elektronske predstavitve: teorija ameriškega fizikalnega kemika G. Lewisa (1875-1946) in nemškega znanstvenika W. Kossela. Po Lewisovi teoriji tvorba kemične vezi v dvoatomski molekuli vključuje valenčne elektrone dveh atomov hkrati. Zato so na primer v molekuli vodika namesto valenčne črte začeli risati elektronski par, ki tvori kemično vez:

Kemična vez, ki jo tvori elektronski par, se imenuje kovalentna vez. Molekula vodikov fluorid upodobljen takole:

Razlika med molekulami enostavnih snovi (H2, F2, N2, O2) in molekulami kompleksnih snovi (HF, NO, H2O, NH3) je v tem, da prve nimajo dipolnega momenta, druge pa ga imajo. Dipolni moment m je definiran kot produkt absolutne vrednosti naboja q in razdalje med dvema nasprotnima nabojema r:

Dipolni moment m dvoatomne molekule lahko določimo na dva načina. Prvič, ker je molekula električno nevtralna, je skupni pozitivni naboj molekule Z" znan (to enaka vsoti naboji atomskih jeder: Z" = ZA + ZB). Če poznate medjedrno razdaljo re, lahko določite lokacijo težišča pozitivnega naboja molekule. Vrednost m molekule najdemo iz poskusa. Zato lahko najdete r" - razdaljo med težiščema pozitivnega in celotnega negativnega naboja molekule:

Drugič, domnevamo lahko, da ko se elektronski par, ki tvori kemično vez, premakne k enemu od atomov, se na tem atomu pojavi nekaj presežnega negativnega naboja -q" in naboj +q" na drugem atomu. Razdalja med atomi je re:

Dipolni moment molekule HF je 6,4H 10-30 ClH m, internuklearen H-F razdalja je enak 0,917H 10-10 m. Izračun q" daje: q" = 0,4 elementarnega naboja (tj. naboj elektrona). Ko se na atomu fluora pojavi presežek negativnega naboja, to pomeni, da se elektronski par, ki tvori kemično vez v molekuli HF, premakne proti atomu fluora. To kemično vez imenujemo polarna kovalentna vez. Molekule tipa A2 nimajo dipolnega momenta. Kemične vezi, ki jih tvorijo te molekule, imenujemo.

kovalentne nepolarne vezi Kosselova teorija je bil predlagan za opis molekul, ki jih tvorijo aktivne kovine (alkalijske in zemeljskoalkalijske) in aktivne nekovine (halogeni, kisik, dušik). Zunanji valenčni elektroni kovinskih atomov so najbolj oddaljeni od jedra atoma in jih kovinski atom zato razmeroma slabo drži. Pri atomih kemičnih elementov, ki se nahajajo v isti vrstici periodnega sistema, se pri premikanju od leve proti desni naboj jedra ves čas povečuje, dodatni elektroni pa se nahajajo v isti elektronski plasti. To vodi do dejstva, da je zunanja elektronska lupina stisnjena in elektroni se vedno bolj trdno držijo v atomu..

Če določamo dipolne momente molekul MeX v parih, se izkaže, da se naboj iz atoma kovine ne prenese v celoti na atom nekovine, kemijsko vez v takšnih molekulah pa bolje opišemo kot kovalentno visoko polarno vez . Pozitivni kovinski kationi Me+ in negativni anioni nekovinskih atomov X- običajno obstajajo na mestih kristalne mreže kristalov teh snovi. Toda v tem primeru vsak pozitivni kovinski ion najprej elektrostatsko interagira z najbližjimi nekovinskimi anioni, nato s kovinskimi kationi itd. To pomeni, da so v ionskih kristalih kemične vezi delokalizirane in vsak ion na koncu sodeluje z vsemi drugimi ioni, vključenimi v kristal, ki je velikanska molekula.

Poleg jasno definiranih lastnosti atomov, kot so naboji atomskih jeder, ionizacijski potenciali, elektronska afiniteta, se v kemiji uporabljajo tudi manj definirane lastnosti. Eden od njih je elektronegativnost. V znanost jo je uvedel ameriški kemik L. Pauling. Najprej si oglejmo podatke o prvem ionizacijskem potencialu in afiniteti do elektronov za elemente prvih treh period.

Pravilnosti v ionizacijskih potencialih in elektronskih afinitetah so v celoti pojasnjene s strukturo valenčnih elektronskih lupin atomov. Elektronska afiniteta izoliranega dušikovega atoma je precej nižja kot pri atomih alkalijskih kovin, čeprav je dušik aktivna nekovina. V molekulah, pri interakciji z atomi drugih kemičnih elementov, dušik dokazuje, da je aktivna nekovina. To je poskušal storiti L. Pauling z uvedbo "elektronegativnosti" kot sposobnosti atomov kemičnih elementov, da pri oblikovanju premaknejo elektronski par proti sebi. kovalentne polarne vezi. Lestvica elektronegativnosti za kemične elemente je predlagal L. Pauling. Največjo elektronegativnost v običajnih brezdimenzionalnih enotah je pripisal fluoru - 4,0, kisiku - 3,5, kloru in dušiku - 3,0, bromu - 2,8. Narava spremembe elektronegativnosti atomov v celoti ustreza vzorcem, ki so izraženi v Periodni sistem . Zato je uporaba koncepta " elektronegativnost

»preprosto prevede v drug jezik tiste vzorce v spremembah lastnosti kovin in nekovin, ki se že odražajo v periodnem sistemu.. Na mrežnih mestih v kristalu so atomi ali pozitivni ioni kovin. Elektroni tistih kovinskih atomov, iz katerih so nastali pozitivni ioni, se v obliki elektronskega plina nahajajo v prostoru med vozlišči kristalne mreže in pripadajo vsem atomom in ionom.Določajo značilen kovinski lesk, visoko električno prevodnost in toplotno prevodnost kovin. Vrsta.

imenujemo kemična vez, ki jo izvajajo skupni elektroni v kovinskem kristalu kovinska vez Leta 1819 sta francoska znanstvenika P. Dulong in A. Petit eksperimentalno ugotovila, da je molska toplotna kapaciteta skoraj vseh kovin v kristalnem stanju 25 J/mol. Zdaj lahko enostavno pojasnimo, zakaj je temu tako. Kovinski atomi v vozliščih kristalne mreže so vedno v gibanju – izvajajo nihajna gibanja. To zapleteno gibanje lahko razčlenimo na tri preprosta nihajna gibanja v treh med seboj pravokotnih ravninah. Vsako nihajno gibanje ima svojo energijo in svoj zakon njenega spreminjanja z naraščanjem temperature - lastno toplotno kapaciteto.

Mejna vrednost toplotne kapacitete za vsako vibracijsko gibanje atomov je enaka R - univerzalni plinski konstanti. Tri neodvisna vibracijska gibanja atomov v kristalu bodo ustrezala toplotni kapaciteti, ki je enaka 3R. Pri segrevanju kovin, začenši z zelo

domov » Literarni klub » Fluor - kaj je to? Lastnosti fluora. Kemična vez