Фтор сродство к электрону атома

Атом хлора имеет один непарный электрон, чем и предопределяется его сходство с фтором и водородом. В то же время у хлора по сравнению со фтором больше размер валентных орбиталей, гораздо меньше значение энергии ионизации / он, заметно больше сродство к электрону сРод большая поляризуемость атома [c.286]

Электроотрицательность. Электроотрицательностью называют величину, количественно характеризующую способность атома в молекуле присоединять или отдавать электроны при образовании химической связи. Так, например, в молекуле НР атом фтора является более электроотрицательным, чем атом водорода, так как атом фтора смешает к себе связующую электронную пару, т, е. центр тяжести облака двух связующих электронов. Согласно Малликену, мерой электроотрицательности может быть полусумма потенциала ионизации и электронного сродства. В настоящее время предложены и другие методы определения электроотрицательности. [c.92]

Сродство фтора к электрону количественно выражается числом 92 ккал г-атом. Фтор энергично соединяется со всеми металлами [c.162]

Сродство нейтрального атома фтора к электрону оценивается в 81 ккал/г-атом. Нон F характеризуется эффективным радиусом. 1,33 А w энергией гидратации 116 ккал/г-ион. Для ковалентного радиуса фтора обычно принимается значение 0,71 А (т. е. половина межъядерного расстояния в молекуле Ра). [c.242]

Водородная связь, как правило, осуществляется за счет взаимодействия ковалентно связанного атома водорода с ковалентным атомом, относящимся к той же или к другой молекуле и обладающим неподеленной парой электронов (т. е. еще не использованными для образования химических связей и принадлежащими только данному атому спаренными электронами). Поэтому такие атомы, как фтор, кислород, азот и в некоторой степени хлор и сера, обладающие сравнительно небольшим радиусом и высоким сродством к электрону, способны оттягивать электрон от соседнего атома водорода. Вследствие этого атом водорода в какой-то степени приобретает свойство протона Н+, способного вступать во взаимодействие с электронами другого атома фтора, кислорода или азота с образованием водородной связи. Одним из веществ, легко образующих водородную связь, является вода. В молекулах воды (Н—О—Н) ковалентно связанные с кислородом атомы водорода могут взаимодействовать с ато- [c.18]

Это число —82 ккал/г-атом — и является количественным выражением сродства фтора к электрону. [c.173]

Химические свойства алюминия. Электроны в атоме алюминия размещаются в три слоя — из 2, 8 и 3 электронов. Лишаясь трех внешних (валентных) электронов, атом алюминия обращается в положительно трехзарядный ион с конфигурацией атома неона. Химическое сродство алюминия к неметаллам, особенно к кислороду и фтору, очень велико. Тем более удивительна чрезвычайно малая склонность алюминия к коррозии в условиях соприкосновения с воздухом и водой. Следующий опыт разъясняет это недоумение. [c.659]

Атомы разных элементов обладают различной способностью удерживать электроны. Фтор отдает электроны значительно труднее, чем литий, а принимает их значительно легче, чем литий (другие металлы вообще имеют отрицательное сродство к электрону). Поэтому связь Li—F характеризуется высокой степенью ионности. Водород в этом отношении занимает промежуточное положение между литием и фтором. При образовании связей Li—Н и И—F атом водорода является соответственно акцептором и донором электронной плотности такие связи заметно полярны. [c.110]

Сродством к электрону Е называется энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому элемента, находящемуся в состоянии одноатомного газа. Сродство к электрону выражается в эв или ккал/г-атом. Эта величина определяет способность атома элемента образовывать газообразный отрицательный ион, но не характеризует свойств элемента в его обычном состоянии. Так, фтор при обычных условиях газообразен, но состоит из двухатомных молекул. Поэтому при оценке реальной способности фтора присоединять электроны нужно учитывать и энергию диссоциации его молекулы. Важнейшую роль играет и энергия образования кристаллической решетки продукта реакции или энергия гидратации иона (последнее в случае образования растворенного вещества). [c.25]

Экспериментальные исследования и теоретические расчеты показывают, что атомы большинства химических элементов способны присоединять лишний электрон, превращаясь при этом в электростатически отрицательно заряженные ионы. Такие процессы сопровождаются выделением определенной энергии, которая и называется энергией сродства к электрону. Совершенно так же, как и ионизационный потенциал, энергия сродства к электрону неодинакова у различных атомов. Как правило, она возрастает при увеличении ионизационного потенциала и понижается при его уменьшении отметим вместе с тем, что энергия сродства к электрону обычно возрастает с уменьшением числа свободных, незанятых электронами позиций на энергетическом уровне в частности, энергия сродства к электрону у атома фтора выше, нежели у атома бора, поскольку атом фтора на валентном уровне имеет только одну незанятую позицию, а у атома бора на том же уровне — пять. У атомов благородных газов сродство к электрону отсутствует, поскольку в них электронные слои полностью укомплектованы. [c.20]

Движущим импульсом является стремление атома пополнить свой наружный слой до 8 электронов (октета). Чем больше электронов должен принять атом для образования октета, тем слабее он их притягивает и тем менее прочно они удерживаются. Количественно окислительная активность выражается сродством к электрону, которое удалось измерить только для некоторых отдельных атомов. Сродство к электрону у фтора +81,2, у хлора +86,5, у брома +81,5, у йода + 74,2, у кислорода + 56 ккал/г-атом и др. [c.95]

Так как атом фтора существенно меньше атомов друг их галоидов, создаваемая внешними электронами плотность отрицательного заряда на его поверхности значительно выше. Этим и обусловлено, по-видимому, снижение как электронного сродства фтора, так и энергии диссоциации его молекулы сравнительно со значениями, ожидаемыми на основе хода изменения аналогичных величин по ряду I—Вг—С1. [c.276]

Помимо величины потенциала ионизации на способность образования химической связи и на ее характер влияет сродство к электрону данного атома. Если внешний электронный уровень в атоме близок к какой-либо устойчивой системе, то этом может захватывать электроны для приобретения большей, устойчивости в виде отрицательно заряженного иона. Например, атом фтора [c.59]

В отношении электростатической теории это было сделано В. Косселем и М. Борном. В основу было положено представление о стремлении атомов при реакциях принимать электронную структуру ближайшего благородного газа. Атом натрия может выполнить это, отдав один электрон. Возникающий таким образом ион Ма+ имеет все электронные оболочки неона. Атом фтора для того, чтобы превратиться в ион с электронной структурой неона, должен, наоборот, получить электрон, образуя ион Р . Таким образом, при встрече атомов натрия и фтора электрон должен перейти от натрия к фтору, после чего возникшие ионы Ыа+ и притягиваются друг к другу благодаря кулоновскому притяжению. С энергетической точки зрения такой переход электрона объясняется тем, что у атомов щелочных металлов потенциал ионизации мал, а у галогенов имеется сродство к электрону. Эти обстоятельства и выражают указанные тенденции атомов получать электронную оболочку ближайшего благородного газа. Для атомов натрия и хлора сомнений в том, в какие ионы превращаются атомы, нет. Однако в общем случае решение этого вопроса может быть не столь простым. Так, неясно априори, какой из атомов передает свой электрон другому для пары атомов — литий или водород. Решение этого вопроса в общем виде принадлежит Л. Полингу. Его рассуждения сводятся к следующему. [c.322]

Полярные связи. Многие связи электрически асимметричны. Это значит, что электроны находятся ближе к одному из тех двух ядер, которые ими связаны. Так, молекулы фтористого водорода получают строгую ориентацию, если их поместить в электрическое поле. Атом фтора имеет высокое сродство к электронам, поэтому связующее электронное облако концентрируется вблизи ядра этого элемента, как показано на рис. 5.2. [c.101]

Величина сродства к электрону, т. е. энергия, которая может производить работу благодаря присоединению электрона к свободному атому, имеет положительное значение у всех галогенов. От фтора к хлору она сначала увеличивается и затем снова уменьшается к иоду. Значительно сильнее, как показывают данные табл. 113, уменьшаются в том же направлении величины нормальных потенциалов. Они являются мерой количества энергии, которая освобождается при переходе галогенов из газообразного состояния, т. е. из состояния двухатомных молекул, в состояние однократно отрицательно заряженных электролитических ионов. Отнесенный к нормальному водородному электроду нормальный потенциал у всех галогенов положителен. Например, хлорный электрод , если его поместить в раствор с 1 п. концентрацией ионов С1, обладает на 1,36 в более высоким потенциалом, чем нормальный водородный электрод. [c.827]

Химические свойства галогенов. Галогены — наиболее активные окислители. Они обладают наибольшей величиной сродства к электрону из элементов каждого периода. В пределах подгруппы галогенов оно возрастает от фтора к хлору, а затем падает. В связи с этим галогены реагируют с различными восстановителями, присоединяют к каждому атому по одному электрону и превраш,аются в элементарные анионы [c.387]

Фтор занимает в периодической таблице особое положение по отношению ко всем остальным неметаллам верхний правый угол ее слева к нему примыкает кислород, а снизу — хлор. А чем выше и чем правее расположен неметалл в периодической таблице, тем больше его электронное сродство, т. е. с тем большей энергией стремится его атом заполнить свою внешнюю электронную оболочку до октета (восьмерки) путем заимствования электронов из электронных оболочек других атомов, иначе говоря, тем более способен данный элемент выступать в роли окислителя. Таким образом, ие всех простых веществ фтор является наисильнейшим окислителем. [c.218]

Как отмечалось выше, атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны. Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону. Сродство к электрону, как и энергия ионизации, обычно выражается в электронвольтах. Так, сродство к электрону атома водорода равно 0,75 эВ, кислорода — 1,47 эВ, фтора — 3,52 эВ. [c.103]

Присоединение электрона к электрически нейтральному атому приводит к образованию отрицательно заряженного иона, например, С1 + е— 01 . Энергия, которая при этом освобождается, является мерой связи между атомом и присоединенным электроном. Чем меньше атом, тем сильнее связан присоединенный электрон, так как он находится ближе к положительно заряженному ядру. Поэтому среди галогенов наибольшим сродством к электрону обладает фтор (табл. 5.17). [c.157]

Коэффициент заряда Ь является обратной величиной зарядной емкости атома. Небольшой атом с высоким значением Ь обладает ограниченной способностью к смещению электронной плотности, пока значение / значительно не изменится. Примером такого атома является фтор. Нейтральный атом Р (6 = 0 на рис. 4.31) имеет большое значение х и быстро (крутой наклон кривой) насыщается электронной плотностью уже при б = = —0,4. Далее (при 6 от —0,4 до —0,6) способность к смещению плотности снижается, а при б < —0,7 она почти равна нулю (до значения б = — 1). Этим объясняется аномальность сродства к электрону для атома фтора (см. разд. 2.5). Зарядная емкость атома, по-видимому, обусловливает многие наблюдаемые отклонения в основности химических соединений [51], дипольных моментах и других свойствах веществ [52]. [c.122]

Как мы знаем теперь, главная трудность в получении свободного фтора заключается в необходимости отнять от иона фтора электрон, к которому атом фтора имеет исключительно большое сродство. Эта задача могла быть разрешена только при помощи электрического тока — универсального окислительно-восстановительного агента, которому можно придать любой окислительный потенциал путем изменения напряжения. [c.18]

Теплоты гидратации и С1а одинаковы по знаку, но первая по абсолютной величине больше второй (рис, 9), так как при близ-/, ких значениях сродства к ат >н,о электрону теплота гидратации иона Р значительно больше, чем иона С1 (сказывается различие в их радиусах). Расхождение былс бы меньше, если бы переход от хлора к фтору (подобно переходу от иода к брому и от брома к хлору) сопровождался ростом [c.24]

На основании полученных данных Бэйли рекомендует А (F) = —82,1 +2,1 ккал/г-атом, которое хорошо согласуется с данными работ [3330, 83, 623]. Практически то же значение А (F) =— 82 + 2 ккал/г-атом было получено в работе Йортнер а, Штейна и Трейни-на [2308] по максимуму поглощения ультрафиолетового излучения растворами, содержащими анионы F . Наконец, в работе Кубиччотти [1229] сродство атома фтора к электрону (а также атомов других галогенов) было вычислено по циклу Борна — Габера после теоретического расчета энергий кристаллической решетки солей галогенидов щелочных металлов. Соответствующее значение Л (F) равно—80,2+ ккал/г-атом. Пересчет этого значения на основании принятых в настоящем Справочнике значений термохимических величин приводит к несколько большему значению Л(Г) =—80,7+1 ккал/г-атом . [c.245]

Сумма энергии ионизации и сродства к электрону называется электроотрицательностью элемента. Электроотрицательность является константой элемента. Например, энергия ионизации фтора составляет 415 ккал1г-атом. Сродство фтора к электрону соответствует 95 ккал1г-атом, электроотрицательность (э. о.) фтора равна 415 4-95 ккал/г-атол1. Фтор — самый электроотрицательный элемент. [c.499]

Экспериментальное определение сродства фтора к электрону было впервые произведено В. М. Дукельским и Н. И. Ионовым [55], измерявшими токи эмиссии положительных и отрицательных ионов, излучаемых раскаленной вольфрамовой нитью, находящейся в молекулярном пучке паров фтористого калия. При расчете из этих величин сродства фтора к электрону учитывается и величина работы выхода электронов с поверхности вольфрама. Если принять ее равной работе выхода для чистого вольфрама, то сродство к электрону (Р)=3,62 эв, или 83,4 ккал1г-атом, т. е. близко [c.25]

Принимая во внимание малый размер перетеканий электронной плотности при образовании молекулы, становится ясным, что внешний электрон лития и на контурных диаграммах электронных плотностей молекулярных орбиталей в значительной мере переходит в сферу, окружающую ядро фтора, и связывается с ним большой силой, получающей выражение в энергии сродства электрона к нейтральному атому фп-ора. При этом для сближения и взаимного проникновения облаков Р и Ы никакого заметного радиального сдвига для 2р Ы-электрона не требуется. Кроме энергии возбуждения 25 2р работа не затрачивается на отрывание внешнего электрона от атома лития. Разницу с чисто ионной молекулой схематично можно изобразить так [c.121]

Атомы Х и У, участвующие в Н-связяхмежду X—Н и Y. С улучшением методов исследования выяснилось, что круг атомов, способных участвовать в образовании-Н-связей, очень широк. В качестве атома X может фигурировать любой атом, образующий с водородом обычную химическую связь фтор, кислород, азот, хлор, бром, сера, фосфор, углерод и т. д. Наиболее ярко способгюсть участвовать в Н-связях проявляется обычно у тех групп X—Н, где атом X обнаруживает сильное сродство к электрону. Таковы фтор, кислород и азот. Атомами У, вероятно, могут быть любые атомы, даже атомы инертных газов. Например, А. В. Иогансен и Э. В. Броуп показали, что НВг и НС образуют слабые водородные связи с аргоном и ксеноном. Изменение энергии системы при образовании этих связей составляет около 4 кДж/моль. Роль У могут выполнять и ароматические циклы углерода (связи X—Н... п-орбитали), группы [c.56]

Электроотрицательность — понятие, связанное с тем, что атомам приписывали определенные числа, соответствующие силе притяжения электронов при ковале11т-ной связи (такие числа позволяют количественно выражать степень ионностн связи). Эта способность атома данного элемента к оттягиванию на себя электронной плотности зависит от многих факторов (напр., энергии ионизации, сродства к электрону и др.). Так, напр., в молекуле НС1 ато м хлора более электроотрицателен, чем атом водорода. Наиболее электроотрицательны фтор, кислород, хлор. См. также Сродство к электрону. [c.157]

Повышенное сродство элементов (например, 81, А1, Р) к электроотрицательным элементам. Иначе говоря, кремний, алюминий, фосфор и другие элементы образуют более слабые, чем в случае углерода, химические связи с электроположительными элементами (Н, А1, В, 81, Аз, 8Ь), но более сильные — с электроотрицательными элементами (О, 14, С1, Вг, Р). При рассмотрении злектроотрпцатель-ности различных элементов (табл. 1) видно, что углерод (хс = 2,5) занимает примерно вреднее положение между самым электроотрицательным элементом — фтором (хр = 4,0) и самым злектрополоя и-тельным элементом — францием (хрг = 0,8). Поэтому атом С имеет наименьшую тенденцию отдавать или получать электроны, т.е. менее подвержен злектрофильной или нуклеофильной атаке. Это является одной из причин химической стабильности углеродных (—С—С—) цепей молекул. [c.12]

При особом рассмотрении водорода нельзя не обратить внимания на его исключительное сходство с галогенами. Несмотря на некоторые различия, он обладает рядом характерных, общих с галогенами свойств. Так же как и галогены, он является неметаллом и, так же как и последние, в элементарном состоянии образует двухатомные молекулы. В этих молекулах, как в случае галогенов, так и в случае водорода, атомы связаны простой связью. Работа, необходимая для разложения молекул на атомы, постепенно убывает в ряду Н—С1—Вг—Р—I. Так же как галогены, водород может выступать в качестве электроотрицательного иона, т. е. водород аналогично галогенам обладает сродством к электрону. Последнее означает, что в случае присоединения одного электрона к нейтральному атому Н, выделяется энергия. Так же как водород, галогены в соединениях, где они отрицательно заряжены, исключительно одновалентны. Соединения водорода с металлами, в которых водород является электроотрицательной составной частью по строению и характеру связи, соответствуют аналогичным соединениям галогенов. По своему строению эти вещества подобны солям, и поэтому водород в полном смысле слова можно считать солеобразователем . Точно также и работа, которая должна быть затрачена, чтобы получить положительно заряженный водород, т. е. атом водорода с отщепленным электроном, является отнюдь не меньшей, чем у галогенов (за исключением фтора). В этом можно убедиться, сравнив ионизационные потенциалы (см. стр. 140). [c.42]

Сродство к электрону фтора равно 83,5+2 ккал/г-атом. Эта величина до некоторой степени неожиданна, поскольку можно было ожидать, что фтор будет обладать наивысшим сродством к электрону, а не занимать промежуточное положение между хлором (88) и бромом (82). Однако такая низкая величина является неизбежным следствием низкой энергии диссоциации фтора, если сродство к электрону определяется циклом Борна — Габера такая же величина была получена непосредственными измеренияли. [c.221]

Сродство к электрону. Присоединение электрона к атому, иону или молекуле тоже будет сопровождаться энергетическим эффектом. Энергия, выделяющаяся при этом, называется сродством к электрону А. По алгебраическому знаку сродство противоположно энергии ионизации, т. е., как правило, Л — положительная величина. Если сродство к электрону отрицательно, то это означает, что частица принимает электрон лишь в силу каких-то обстоятельств. В этом случае, чтобы заставить принять электрон, требуется затратить энергию. Так, щелочные металлы слабо удерживают свой единственный внешний электрон величина Л ж 70 кДж/моль атомов (для лития и натрия). Для бериллия и магаия установлено небольшое отрицательное сродство от —30 до —60 кДж/моль атомов. У них имеются заполненные -орбитали, которые и делают э1щотермическим процесс образования их отрицательного иона. Вообще же сродство к электрону в ряду литий — фтор имеет тенденцию к возрастанию и атом фтора — самый элекроотрицательный элемент во всей периодической системе. Склонность к образованию анионов растет по периоду и убывает вниз по группе. Встречаются и исключения из правила, например сродство к электрону у хлора больше, чем у фтора. Величины энергии сродства к электрону известны для лебольшого числа элементов, так как прямое их экспериментальное определение сопряжено со значительными трудностями, а теоретический расчет (по методу Хартри — Фока или с использованием цикла Борна — Габера) также довольно сложен л к тому же ке всегда надежен. Точно, однако, известно, что процесс присоединения второго электрона всегда эндотермический и потому не могут существовать в свободном виде двухзарядные отрицательные ионы типа 0 , и др. Значение сродства [c.167]

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал фтора (2,85 В) свидетельствует, что фтор — сильнейший окислитель. Энергия ионизации у фтора высокая, но по величине сродства к электрону 350,7 кДж/г-атом он занимает промежуточное положение хмежду хлором (370 кДж/г-атом) и бромом (345 кДж/г-атом). Это является следствием относительно легкой диссоциации молекулы фтора. Чтобы заставить молекулу Рг распадаться на атомы, достаточно затратить всего 158,4 кДж/моль. Относительная легкость диссоциации объясняется взаимным отталкиванием 16 электронов (по 8 у каждого атома), которые не принимают участия в образовании химической связи и могут занимать только разрыхляющие орбитали. Атомы Р небольшие, расстояние между ними невелико, внутренних свободных d-орбиталей (которые могли бы служить, как у хлора, для образования дативных связей) у фтора нет все это обусловливает легкую диссоциацию и необычно высокую активность фтора. [c.236]

На схеме пунктиры со стрелками соединяют вакантные 3d-op-битали с парами Зр-электронов. Пара р-электронов одного атома хлора образует связь с другим атомом хлора, располагаясь на его свободной -орбитали в свою очередь, этот атом соединяется с первым за счет своей пары р-электронов и чужой свободной ii-орбита-ли. Таким образом, каждый атом хлора молекулы СЬ является и донором и акцептором электронов одновременно. Атом хлора имеет большее число электронов, чем фтор, и больше по размеру. Его ковалентный радиус 0,99 А, т. е. в полтора раза больше, чем у фтора, а электроотрицательность 2,83, почти на полторы единицы меньше. У атома хлора имеется такая особенность. Его потенциал ионизации меньше, чем у фтора (это естественное следствие большего размера атОхМа), но сродство к электрону (370 кДж/г-атом) выше, чем у того же фтора (350,7 кДж/г-атом). Энергия диссоциации молекулы хлора примерно в полтора раза больше, чем у фтора. Существует на этот счет два мнения. Согласно первому из них в молекуле фтора ядра расположены ближе и сильнее их взаимное отталкивание, приводящее к более легко.му разрыву. В соответствии с другим повышение энергии диссоциации — следствие наличия дополнительного я-связывания по донорно-акцептормому хмеханизму. Такая особенность объясняет необ-ходимость затраты энергии на разрыв дативных связей в молекуле хлора. Свободная З -орбиталь и относительно небольшая энергия возбуждения (861 кДж/моль), требующая для перевода одного из р-электронов на -подуровень, позволяет одному атому хлора образовывать три связи. Он действует в таком случае как атОхМ с тре.мя неспаренными электронами, образуя ковалентные соединения типа IF3 (жидкость с /к1ш=12°С) и дал е с пятью неспаренными электронами ( 1F ). Образование положительных ионов хлора требует довольно больших затрат энергии. Так, для получения иона С + в газовой фазе требуется 1370 кДж/моль атомов. Поэтому в тех соединениях, где [c.271]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология