Галогены молекула, диссоциация

Дать сравнительную характеристику свойств образуемых галогенами простых веществ, указав характер изменения а) стандартных энтальпий диссоциации молекул Гд б) агрегатного состояния простых веществ при обычной температуре и давлении [c.221]

Гидриды неметаллов. Соединения неметаллических элементов с водородом, в которых степень окисления водорода -f-I, называют гидридами неметаллов. Гидриды многих неметаллов газообразны, имеют ковалентный тип связей в молекулах. В подгруппах периодической системы с увеличением порядкового номера элемента стандартная энергия Гиббс-а образования гидридов неметаллов возрастает (рис. 79). Следовательно, уменьшаются химическое сродство между водородом и неметаллическими элементами и устойчивость молекул гидридов. Из гидридов галогенов — галогеноводородов — наиболее устойчивы молекулы HF, заметная диссоциация которых на атомы не наблюда- [c.236]

Сравнение процесса диссоциации молекул различных галогенов провели Вике и Франк они показали, что при диссоциации фтора изменение энтропии оказывается больше, чем для остальных галогенов. Значительное изменение энтропии при диссоциации фтора Рг 2 F объясняется особой устойчивостью электронной структуры молекулы фтора. Вследствие этого число вращательных и колебательных уровней молекулы фтора сравнительно невелико, а следовательно, остается очень небольшим и соответствующее значение энтропии молекулярного фтора. Поэтому при появлении возможности поглощения энергии за счет поступательной энергии образовавшихся атомов энтропия увеличивается в большей степени. Таким образом, при одной и той же температуре степень диссоциации фтора оказывается больше, чем, например, степень диссоциации иода, хотя энтальпия диссоциации фтора (ДЯ = 156,6 кДж/моль) примерно на 8 кДж больше, чем энтальпия диссоциации иода (АЯ =149 кДж/моль). Эта относительно более сильная диссоциация фтора —одна из причин его большей реакционной способности. [c.428]

Снижение окислительной активности галогенов от второго периода к пятому проявляется при их взаимодействии с водородом. Если фтор окисляет водород со взрывом в темноте и на холо-ду (АО = —270 кДж/моль), то бром образует НВг при нагревании (А0 = —53,5 кДж/моль), а иод взаимодействует с водородом (А0 = +1,3 кДж/моль) при столь сильном нагревании, что часть иолученных молекул Н1 разлагается на исходные вещества. Все галогениды водорода — газы, хорощо растворимые в воде с образованием кислых растворов. В ряду НР—НС1—НВг—Н1 их степени диссоциации в. 0,1 М водных растворах составляют соответственно 9 92,6 93,5 и 95%, что говорит об усилении кислотных свойств. В этом же ряду возрастает и восстановительная способность галогенид-ионов. Поэтому концентрированная серная кислота при нагревании не окисляет хлорид-ионы, но окисляет бромид-ионы, восстанавливаясь до ЗОг, и окисляет иодид-ионы, восстанавливаясь до НгЗ. Большая восстановительная способность иодоводородной кислоты проявляется, в частности, в том, что на воздухе она имеет бурую окраску из-за окисления кислородом [c.227]

Объясните характер изменения следующих свойств галогенов энергии ионизации, энергии сродства атома к электрону, стандартной энтальпии диссоциации молекул Гз, агрегатного состояния. [c.108]

Атомные радиусы галогенов увеличиваются в ряду Р < С1 <С < Вг-< I. В этой же последовательности возрастают температуры кипения и температуры плавления и углубляется окраска галогенов. Теплота диссоциации двухатомных молекул (за исключением фтора), растворимость и электроотрицательность увеличиваются в обратном порядке (от иода к фтору). [c.76]

При бомбардировке молекул электронами наблюдается появление не только положительных, но и отрицательных ионов. Так, при бомбардировке метана электронами наблюдается появление ионов СНГ, СН , С и Н . Присоединение электронов к молекулам, радикалам или атомам обусловлено наличием у них сродства к электрону. При образовании отрицательных ионов очень часто энергия, выделяющаяся в результате присоединения электрона, превосходит энергию диссоциации молекулы. Например, для галогенов наблюдается процесс [c.78]

Рассчитайте длины волн света и отвечающие им частоты. Укажите участки спектров света, вызывающего диссоциацию этих молекул. Диссоциация какой молекулы обнаруживается человеческим глазом Проанализируйте значения энергий связи в молекулах галогенов. [c.38]

Если диссоциация молекул на атомы обусловлена первой причиной, то она похожа на уже рассмотренный процесс индуцированной диссоциации. Возможность такого процесса передачи энергии подтверждается тушением кислородом флюоресценции адсорбированных на поверхности твердых тел красок. Под влиянием аналогичного действия поверхности происходит, по-видимому, диссоциация молекул галогенов на нагретых твердых поверхностях. [c.82]

Уменьшение прочности связи в молекулах галогенов проявляется в падении их устойчивости к нагреванию данные табл. 19.1 показывают, что при одной и той же температуре степень термической диссоциации молекул возрастает при переходе от СЬ к Вгг и Ь- Однако из этих же данных следует, что фтор выпадает из общей закономерности прочность связи между атомами в его молекуле меньше, а степень термической диссоциации молекул выше, чем у хлора. Такие аномальные свойства фтора можно объяснить отсутствием с -подоболочки во внешней электронной оболочке его атома. В молекуле хлора и других галогенов есть свободные ( -орбитали, и поэтому между атомами имеет место дополнительное донорно-акцепторное взаимодействие, упрочняющее связь. Это показано на схеме (рис. 19.3). [c.478]

Воспользуйтесь также термодинамическими характеристиками веществ. Энергии диссоциации Dq (кДж/моль) равны Н 432,0 154,8 СЬ 239,2 Вгз 190,1 Ь 148,8 HF 564,1 НС 427,8 НВг 362,3 и HI 294,4. Сформулируйте выводы по проведенному исследованию. Как изменяются энергии связи в молекулах галогенов и галогеноводородов при переходе вниз по подгруппе элементов Периодической системы Д. И. Менделеева Выделите вещества, характеризующиеся аномальным поведением (свойствами). [c.137]

Теоретические расчеты показали, что хотя дипольный характер большинства связей галогенов, например С—С1, способствует образованию анионов галогенов при диссоциации, этот полярный характер галогенидов можно уменьшить, вводя в ту же молекулу полярные группы, ориентированные в противоположную сторону, например [c.276]

Ионы галогеноводородных кислот образуются при растворении в воде газообразных галогеноводородов. При этом чем меньше прочность связи водорода — галоген, тем легче происходит разрыв (диссоциация) этих связей под действием полярных молекул воды. В ряду НР, НС1, НВг, Н1 кислотные свойства возрастают, так как в этом ряду падает прочность связи молекул ННа1 за счет увеличения атомного радиуса галогена. Об этом, в частности, свидетельствует степень диссоциаций галогеноводородных кислот (см. табл. 9). [c.430]

Активность галогенов в реакциях высока, поскольку из-за довольно низких энергий диссоциации может осуществляться распад двухатомных молекул. [c.494]

Химическая связь, осуществляемая в молекулах гало-геиоводородов, — полярная ковалентная, причем полярность связей в ряду НР—НС1—НВг—Н1 падает от НР к Н1. Так же закономерно падает в этом ряду прочность связей, что проявляется в уменьшении энергии диссоциации этих молекул на атомы. Все галогеноводороды в отличие от галогенов очень хорошо растворимы в воде именно вследствие того, что являются сильно полярными. Так, при комнатной температуре (25°) в одном объеме В0Д1Л можно растворить около 400 объемов НС1, около 530 объемов НВг и около 400 объемов Н1. Фтористый водород смешивается с водой во всех отношениях с выделением значительного количества тепла. [c.273]

Химическое строение молекулы азота с позиций МВС и ММО характеризуется исключительной прочностью, несравнимой ни с какими другими двухатомными молекулами. Особая устойчивость молекулярного азота во многом определяет химию этого элемента. И кратность, и порядок связи в молекуле азота равны трем . Кроме того, на разрыхляюш,их молекулярных орбиталях нет ни одного электрона. Все это является причиной очень большой величины энтальпии диссоциации молекул азота и высокой их термической устойчивости. Поэтому азот не горит и не поддерживает горения других веществ. Напротив, он сам в молекулярном виде является конечным продуктом окисления многих азотсодержащих веществ. При комнатной температуре азот реагирует лишь с литием с образованием нитрида лития LigN. В условиях повышенных температур он взаимодействует с другими активными металлами также с образованием нитридов. Образующийся при электрических разрядах атомарный азот уже при обычных условиях взаимодействует с серой, фосфором, ртутью. С галогенами азот непосредственно не соединяется. Химическая активность азота резко повышается в условиях высоких температур (2500—3000 °С), тлеющего и искрового электрического разряда и в присутствии катализаторов. Так, при повышенных температурах и давлениях и в присутствии катализаторов азот непосредственно соединяется с водородом, кислородом, углеродом и другими элементами. [c.248]

Несмотря на меньшую энергию сродства к электрону у фтора, чем у хлора (см. табл. 19.1), фтор является все же самым сильным окислителем среди галогенов. Объясняется это следующим. Превращение газообразного хлора или фтора в отрицательно заряженные ионы можно рассматривать как состоящее из двух стадий — диссоциации молекул на отдельные атомы [c.481]

Протекание реакции образования любого галогеноводорода через стадию прямого взаимодействия молекулярных галогенов и водорода (1) затруднено и маловероятно для всех галогенов и -за высокой энергии активации и из-за необходимости столкновения двух частиц. Зарождение цепной реакции между галогенами и водородом начинается со стадии диссоциации (2), ко-п) ) я имеет очень высокую энергию активации, хотя и заметно снижающуюся при переходе от хлора к иоду. Несмотря на высокую энергию активации, атомы галогенов, получающиеся при возбуждении по реакции (2) в небольшом количестве, взаимодействуя с молекулой водорода (3), дают молекулу галогено- [c.57]

В спектрах галогенов полосы поглощения, отвечающие диссоциации молекул на атомы, соответствуют длинам волн (м) Fj 7,7-10 си 5,0-10 , Вгз 6,3-10 I2 8,0-10 7. [c.237]

С увеличением межъядерного расстояния энергия связи в молекулах уменьшается. Примером может служить уменьшение энергии диссоциации двухатомных молекул галогенов от С1г к Вгг, Ь, г также, как указывалось выше (см. 5.2), молекул щелочных металлов. Это связано с понижением в том же направлении плотности электронного облака в молекулах, которая, естественно, должна уменьшаться с увеличением размеров атомов. [c.100]

Молекула О. весьма устойчива, ее энергия диссоциации равна 494 кДж моль. По химической активности кислород уступает только галогенам. [c.323]

Энергия диссоциации молекулярного азота несравненно больше, чем у галогенов (см. табл. 15), чем у водорода (104 ккал/моль), чем у кислорода (119 ккал/моль). Именно высокая прочность молекулы азота и объясняет его малую химическую активность. Так, например, -при комнатной температуре азот реагирует только с литием, образуя нитрид лития [c.299]

Это противоречие для реакций, протекающих в водном растворе, можно объяснить с учетом приводимых ниже энергий диссоциации молекул и гидратации ионов галогенов [c.141]

Эта фаза радикального замещения называется обрывом цепи. Первый этап реакции (диссоциация молекул галогенов на атомы) называется инициированием. Средняя фаза замещения, т. е. реакция радикала галогена с молекулой углеводорода и реакция образовавшегося R- с Ха, называется развитием (ростом) цепи. [c.120]

Ill группа. В этой группе бор по химическим свойствам сильно отличается от других элементов. Это объясняется малым радиусом атомов бора, и ион В имеет сильное электрическое поле и обладает большой поляризующей способностью. В бинарных соединениях бор проявляет большое сродство к кислороду и меньшее к галогенам. Эти свойства бора в значительной степени проявляются и в его комплексных соединениях. Аквосоли и аммиакаты он практически не образует, так как молекулы воды и аммиака в сильном электрическом поле атомов бора подвергаются диссоциации с отщеплением протона. [c.393]

Аномальное значение энергии диссоциации фтора до сих пор ( е имеет однозначного объяснения. Одна из гипотез связывает такое поведение фтора-Рг с тем, что в отличие от всех других галогенов у фтора нет свободных орбиталей во внешнем электронном слое. В молекуле хлора и других галогенов есть свободные -орбитали. Действительно, например, в слое п = 3 у хлора занят )1 орбитали ( ячейки ) с побочным квантовым числом 1=0 (2 5-элек- [c.261]

НЫХ металлов и меди) при высоких температурах существуют в виде одноатомного пара. Минимальными значениями энергии диссоциации характеризуются щелочные металлы и литий, максимальными — молекулы пниктогенов (N2, 2, Аз2, ЗЬг), где реализуется тройнг1Я связь. Молекула азота вообще является самой прочной из двухатомных молекул Е = 941,4 кДж/моль). Для халькогенов и галогенов энергии диссоциации закономерно уменьшаются в пределах каждого периода, что соответствует образованию двойных и одинарных [c.248]

Молекула Ф. двухатомна. Межатомное расстояние Гр р 1,4177 + 0,001 А. Энергия диссоциации Dq= = 37,0 1,0 ккал моль. Энергия диссоциации молекулы Ф. является аномально малой и выпадает из закономерности изменения энергий диссоциации в ряду галогенов (энергии диссоциации Fa, ia, ВГа, Ja соответственно 37, 58, 46, 36 ккал моль). При 400°К Ф. диссоциирован в незначительной стенени (степень диссоциации as 10 ), при 1300° К почти половина Ф. диссоциирует (а=0,424). Ф. поглощает свет в области 2100—3600 А с максимумом поглощения при 2845 A. [c.287]

Исходя из приведенных данных, количественно характеризующих энергию диссоциации молекул, сродства к электрону атомов и гидратации ионов, можно рассчитать общий тепловой эффект привращения молекул галогенов в гидратированные ионы по схеме [c.141]

В молекулах, которые до сих пор были подвергнуты рассмотрению, все связи с атомом металла принадлежали к одному и тому же типу. Имеются некоторые сведения о том, как действует на связь углерод — металл присоединение к металлу других атомов, например в молекулах типа RHgX, где R представляет собой алкильный или арильный радикал, а X — галоген. Энергия диссоциации связи D (R—HgX) измерялась непосредственно путем пиролитического разложения многих соединений. Она может быть вычислена из величины АЯобр (RHgX, газ) с помощью термохимического уравнения [c.204]

Необычно изменяется в ряду галогенов и их термическая устойчивость. Как видно из значений энергий диссоциации, приведенных выше, термическая устойчивость молекул галогенов при переходе от Рг к I2 увеличивается, а затем в ряду С1—Ь постепенно уменьшается. Последнее легко объясняется возрастанием радиусов атомов в ряду С1 < Вг < I, вследствие чего ослабляется притяжение электронов, осуществляющих связь в молекуле, к ядрам атомов. Повышение же устойчивости молекул при переходе от Рг к СЬ вызвано особенностями химической связи. В то время как в молекуле Рг связь осуществляется только одной парой валентных электронов, в молекулах СЬ, Вгз и I2 наряду с этой связью возникают также донорно-акцентор-ные связи. Ниже схематически показано образование таких связей в молекуле хлора [c.142]

Химические свойства. В молекулах галогенпроизводных атомы галогенов связаны с углеродными атомами при помощи ковалентных связей (стр. 28.) Поэтому галогенпроизводные не способны к электролитической диссоциации и не образуют ионов галогенов, как это имеет место в случае неорганических галогенсодержащих веществ (Na l, КВг, Nal и т. п.), в которых галогены соединены с металлами при помощи ионной связи. Тем не менее галогенпроизводные, как уже указано, представляют собой весьма реакционноспособные вещества, и атомы галогенов в них могут замещаться другими атомами и группами. Это объясняется тем, что ковалентные связи между атомами углерода и галогенов поляризованы (стр. 33). Прочность этих связей в разных соединениях неодинакова она зависит как от строения углеводородного радикала, так и от связанного [c.93]

Для галогенов при 1000 К и 1,013-10 Па получены следующие значения степени термической диссоциации на свободные атомы для СЬ а1 ==3,5-Ю , для Вго 2 = 2,3-10 3 и для 1г аз = 2,8-10 2. Рассчитать константы равновесия для систем 2С1 С12, 2Вг5 Вгг, 215 Ь. Какие выводы можно сделать о прочности связей в молекулах хлора, б]1ома и иода . [c.68]

Летучие водородные соединения галогенов (галоводороды) НЭ хорошо растворимы в воде. В водных растворах они ведут себя как кислоты. Сила (степень диссоциации) галоводородных кислот растет по мере уменьшения электроотрицательности галогенов (сверху вниз). Объясняется это общим уменьшением прочности связи Н—Э в молекулах галоводородов от фтора к астату. Молекулы наиболее слабой фтороводородной кислоты склонны к ассоциации, поэтому для нее известны кислые соли. [c.391]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология