Фтора радиус

Если К — атом фтора (радиус 1,39 А), то сумма будет меньше требующейся для перекрывания, и такое соединение на оптические антиподы расщепляться не должно эксперимент подтвердил этот вывод. Размеры группы ОСНз (радиус [c.513]

Конформация плоского зигзага в макромолекуле полиэтилена может легко осуществляться благодаря тому, что атомы водорода малы по размерам их ван-дер-ваальсовый радиус составляет 0,12 нм (1,2 А). При замещении атомов водорода др. атомами или группами, напр, атомами хлора [радиус 0,18 нм (1,8 А)] или фтора [радиус 0,15 нм (1,5 А)], в большинстве случаев цепь уже не может сохранить плоскую конформацию, поскольку большие атомы вызывают значительные напряжения в макромолекуле. Поэтому большинство полимерных макромолекул имеет спиральную конформацию. В этом случае период идентичности может включать один или неск. витков спирали. Напр., у макромолекулы политетрафторэтилена, имеющей форму слегка закрученной спирали, при темп-ре ниже 20 С период идентичности [равный 1,68 нм (16,8 А)] включает шесть витков спирали, на к-рых расположено тринадцать звеньев СРа- В интервале темп-р 20—30 °С цепь слегка раскручивается, так что на период идентичности приходится пятнадцать звеньев. Форма макромолекулы политетрафторэтилена близка к цилиндрической. При темп-ре выше 30 °С структура становится частично беспорядочной цепи, не нарушая взаимного расположения, согласованно колеблются или вращаются вокруг своих осей. [c.591]

Следовательно, в этом же направлении ослабевает металлическая активность — способность атома терять электроны, переходя в положительно заряженные ионы. Так, атом лития с его относительно большим радиусом слабо удерживает наружный электрон, легко теряет его, проявляя высокую металлическую активность. Атом фтора, радиус которого почти в четыре раза меньше, чем радиус атома лития, способен только притягивать электрон к ядру и переходить в отрицательно заряженный ион, проявляя при этом высокую неметаллическую активность. Такая же картина наблюдается и в третьем периоде при переходе ог ярко выраженного металла — натрия к типичному неметаллу — хлору. [c.45]

В связи с малым размером иона фтора (радиус его равен 1,33 А, [c.197]

Если R—атом фтора (радиус действия 1,39), то согласно расчет (2,90—2 1,39=0,12) величина атома фтора недостаточна для создания пространственных препятствий вращению обоих ядер друг относительно друга. В соответствии с этим данное соединение не должно расщепляться на оптические антиподы, что и подтверждается экспериментально. [c.160]

Проведенный выше обзор валентности элементов второго периода периодической системы позволяет понять причину отличия этих элемеитов от других. Особенно сильно это отличие выражено у трех элементов — азота, кислорода и фтора. Кроме особенностей,. обусловленных малым радиусом атомов и ионов, отличия данных элементов связаны также и с тем, что их внешние электроны находятся во втором слое, в котором имеются только четыре квантовые ячейки. Поэтому данные элементы не могут проявлять высокие валентности, которые известны для их аналогов. [c.83]

Выяснение роли каждой стадии процесса протолиза позволяет дать ответ на причины необычного поведения галогеноводородов. Особое место НР в последовательности этих соединений объясняется относительно низким значением энтальпии Д// и относительно высоким отрицательным значением энтропии Д5 процесса протолиза. Небольшая энтальпия процесса протолиза ДЯ обусловливается относительно высоким значением энтальпии диссоциации молекулы НР и сравнительно небольшой электроотрицательностью атома фтора. Этот эффект несколько снижается за счет высокой энтальпии гидратации иона Р , имеющего малый радиус. Разность изменений энтальпии ДЯ протолиза НС1 и НР (44,8) показывает, что протолиз НР происходит в значительно меньшей степени, чем НС1. Причиной отрицательного изменения энтропии протолиза НР является более сильная связь иона р- с водородом, что приводит к меньшей вероятности его существования в виде гидратированного иона. Это также является причиной относительно небольшой протолитической активности фтороводорода. [c.406]

КОЙ энергии ионизации атома, в относительно небольших величинах атомного и ионного радиусов и в незначительной поляризуемости иона фтора [c.486]

Больщая часть перечисленных в табл. 21.4 свойств закономерно изменяется в зависимости от атомного номера элемента. В пределах каждого периода соответствующий галоген имеет почти самую высокую энергию ионизации, уступая только следующему за ним благородному газу. Точно так же каждый галоген в пределах своего периода имеет самую больщую электроотрицательность. В группе галогенов атомные и ионные радиусы увеличиваются с возрастанием атомного номера. Соответственно энергия ионизации и электроотрицательность уменьшаются в направлении от легких к тяжелым галогенам. При обычных условиях галогены существуют, как уже сказано выще, в виде двухатомных молекул. При комнатной температуре и давлении I атм 12 представляет собой твердое вещество, Вг2-жвдкость, а С12 и Р -газы. Высокая реакционная способность р2 очень затрудняет обращение с ним. Хранить Р2 можно в металлических сосудах, например медных или никелевых, так как на их поверхности образуется защитное покрытие из фторида соответствующего металла. Обращение с хлором тоже требует особой осторожности. Поскольку хлор путем сжатия при комнатной температуре можно превратить в жидкость, обычно его хранят и транспортируют в жидкой форме в стальных емкостях. Хлор и более тяжелые галогены обладают большой реакционной способностью, хотя и не такой высокой, как фтор. Они непосредственно соединяются с большинством элементов, за исключением благородных газов. [c.290]

Если реакция протекает в водном растворе, то следует учесть и энергию гидратации галогенид-ионов при одинаковом заряде иона она тем выше, чем меньше радиус иона. Следовательно, при гидратации фторид-иона F выделяется больше энергии, чем при гидратации иона СГ, так что и в водных растворах фтор будет более сильным окислителем, чем хлор. [c.481]

Для сравнения в таблице приведены числа гидратации, рассчитанные Берналом и Фаулером по структуре кристаллогидратов, и числа, рассчитанные Мищенко по соотношению радиусов сольватированного иона и радиуса молекулы воды (Мищенко принимает радиус воды равным 0,193 гм). Для анионов С1", Вг и 1 он получил числа гидратации, равные 8, а для иона фтора — 6. Числа гидратации, найденные Мищенко, считаются теперь наиболее вероятными. [c.144]

Бернал и Фаулер положили в основу разделения равенство теплот гидратации ионов калия и фтора, учитывая, что их радиусы близки, а внешние электронные оболочки изоэлектронны. Для разделения Латимер, Пит-цер и Сланский откладывали разности теплот гидратации таких пар ионов, как I и Вг, 1 и С1", I и F, а также s и Rb , s и К , s- - и Na" ", s и Li" в зависимости от величины 1/г, где г — кристаллографический радиус ионов. Разности этих теплот могут быть получены из данных о тепло-тах гидратации солей. Было найдено, что линейная зависимость этих разностей от 1/г получается, если кристаллографический радиус анионов увеличить на 0,01 нм, а катионов на 0,085 нм. Затем суммарная теплота гидратации sl была разделена таким образом, чтобы обе зависимости совпадали между собой. Эти значения теплот гидратации s и I" и положены в основу разделения. [c.157]

У всех элементов, находящихся в одной и той же подгруппе периодической системы, строение внешних электронных оболочек одинаково, поэтому в свойствах таких элементов наблюдается наибольшее сходство, хотя металлические свойства в группе сверху вниз нарастают. Характер изменения свойств в группах элементов в данном случае определяется главным образом изменением радиусов атомов. Однако необходимо обратить внимание на следующее. При переходе в группе от второго к третьему периоду свойства элементов меняются настолько резко, что объяснить это одним лишь изменением радиуса атома нельзя. Например, кислород бывает только двухвалентным, а сера и все остальные элементы данной подгруппы могут иметь валентность 2, 4 и 6. Для фтора характерна исключительно одновалентность, в то время как хлор и остальные галогены могут быть 1-, 3-, 5- и 7-валентными. Такое изменение свойств при переходе от второго к третьему периоду обусловлено некоторыми особенностями структуры внешних электронных оболочек атомов элементов второго периода, с [c.62]

Самый сильный окислитель — фтор, обладающий наименьшим радиусом атома среди галогенов и наибольшей электроотрицательностью (табл. 29). С увеличением радиуса атома галогенов закономерно умень- [c.234]

В главных подгруппах VII, VI, V и IV групп окислительная активность понижается с возрастанием радиусов атомов, т. е. сверху вниз. Так, например, в группе галогенов фтор является самым сильным окислителем, тогда как иод обладает уже сравнительно невысокой окислительной активностью. Все перечисленные элементы, за исключением фтора, могут при взаимодействии с сильными окислителями отдавать электроны, т.е. проявлять восстановительные свойства Э — пе -> Э"+, Поэтому их называют также окислителями-восстановителями. У неметаллов окислительные свойства выражены сильнее, чем восстановительные. [c.123]

Отметим, что в IV—VII группах периодической системы окислительные свойства уменьшаются с возрастанием атомных радиусов, поэтому из простых веществ самый сильный окислитель — фтор. [c.194]

Из табл. 15 видно, что энергия связи в СЬ больше, чем в Вг2, а в Вгг больше, чем в Ь. Казалось бы, все логично объясняется два атома галогена удерживаются друг около друга парой электронов, находящихся одновременно в поле притяжения обоих ядер. Чем больше атомный радиус галогена, тем на большем расстоянии от ядер должны находиться обобществленные электроны, образующие связь, при этом электростатические силы уменьшаются, и должна действительно уменьшаться энергия связей. Однако Рг выпадает из общей закономерности— прочность связн между атомами фтора меньше, чем между атомами хлора в молекуле СЬ- [c.261]

Окислительная активность галогенов уменьшается от фтора к иоду, т. е. по мере увеличения числа электронных оболочек атомов и атомных радиусов. Это особен ю ярко проявляется в способности галогенов соединяться с водородом фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом хлор — также со взрывом, но при освещении или нагревании бром и иод — с выдел> -нием значительно меньшего количества энергии и только при нагревании. [c.145]

Дан<е при замещении атомов водорода (вандерваальсов радиус 0,12 нм) атомами фтора (радиус 0,135 нм) цепь полимера не мон<ет остаться полностью вытянутой. Торсионный угол, равный в полиэтилене 180°, в полифторэтилене принимает значение 166° — этого изменения достаточно для снятия напрян<ения в контактах между атомами фтора, и при этом атомы фтора и соседние атомы углерода еще не мешают друг другу. Сформировавшаяся в результате спиральная структура напоминает структурные элементы, встречающиеся в белках и других биополимерах. Итак, образование спиральной конформации — это естественное следствие взаимного стерического вытеснения одних групп атомов другими [12, 13]. [c.87]

Очевидно, что способностью существовать в неплоских оптически активных формах должны обладать лищь те производные бифенила, у которых сумма ван-дер-ваальсовых радиусов орго-заместителей не менее 0,290 нм. Правильность такого представления была подтверждена на соединениях типа (54). Если Н — атом фтора (радиус 0,139 нм), то сумма ван-дер-ваальсовых радиусов будет меньще требующейся для перекрывания, и такое соединение не должно расщепляться на оптические антиподы этот вывод был подтвержден экспериментально. Если К = ОМе (радиус 0,145 нм), то размеры этой группы достаточны для перекрывания. Соответствующее соединение может быть получено в оптически активной форме, но легко рацемизуется (при —17 °С период полурацемизации 2,5 мин). Если R — атом хлора (радиус 0,169 нм), то перекрывание становится значительным соответствующее соединение [c.319]

А) атомами фтора (радиус 0,64 А) способны полимеризоваться мономеры любо степени замещения вплоть до тетрафторэтилена. Если водород замещается атомами хлора (радиус 0,99 А), полимеризуются только монозамещенный и несимметричный дизамещен-ный мономеры, а трихлорэтилен образует только димеры. Введение атомов иода (радиус 1,33 А) или фенильной группы (радиус 2,32 А) делает возможной полимеризацию только монозамещенных мономеров. [c.127]

Если в молекуле мономера содержится несколько заместителей, решающую роль играют стерические факторы. Так, при замене в молекуле этилена атомов водорода (внутренний радиус 0,032 нм) атомами фтора (радиус 0,064 нм) способны полимеризоваться мономеры любой степени замещения вплоть до тетрафторэтилена. Если водород замещается атомами хлора (радиус 0,099 нм), полимеризуются только монозамещенный и несимметричный дизамещенный мономеры, а трихлорэтилен образует только димеры. Введение атомов иода (радиус 0,133 нм) или фенильной группы (радиус 0,232 нм) делает возможной полимеризацию только монозамещенных мономеров. [c.109]

Благодаря малому ковалентному радиусу атома фтора полная замена атомов водорода на фтор в молекуле парафинового углеводорода (в отличие от замены их на хлор или бром) не приводит к растягиванию и ослаблению углерод-углеродных связей вследствие появления пространственных затруднений. Наоборот, эти связи как бы прикрываются, экранируются со всех сторон атомами фтора, делаясь недоступными для атак различных реагентов Именно это позволило Саймонсу дать образное определение фтор углеродам — вещества с алмазным сердцем и в шкуре носорога Следует, правда, отметить, что замещение атомов водорода в мо лекуле парафина на фтор приводит к заметному увеличению по тенциального барьера вращения (6 кДж/моль) вокруг простой углерод-углеродной связи [1, с. 15 2] [c.501]

С началом застронки нового электронного слоя, более удален ного от ядра, т. е. при переходе к следующему периоду, атомные радиусы возрастают (сравните, например, радиусы атомов фтора и натрия). В результате в пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются. Приведем в качестве примера значения атомных радиусов (в нм) элементов некоторых главных подгрупп [c.99]

Свойства хлор-, бром- и иодсодержатцих соединений более или менее схожи. Поведение фторпроизводных разительно отличается от остальных. Низшие фторпроизводные очень устойчивы, если у одного атома углерода имеется два или три атома 4>тора (как, например, у тетрафторэтана СНР СНР или фтороформа СНР ). Но наиболее устойчивы фторуглероды (например, перфторэтан СР СРз). Это связано прежде всего с тем, что радиус атома фтора в два раза больше радиуса атома водорода, и потому атомы фтора создают заслон, защищая углеродный ске.1тет. [c.198]

Соединения I I и I I3 играют определенную роль в количественном анализе. Эти полярные молекулярные вещества построены таким образом, что более тяжелый атом координирует вокруг себя более легкие атомы. Всегда нечетное число атомов в молекуле увеличивается при увеличении соотнощения радиусов НболЩмлл- Так, атом иода может соединяться с семью атомами фтора, но лишь с одним атомом брома. Бром может координировать самое больщое пять атомов другого галогена. Данные по устойчивости межгалогенных соединений, представленные на рис. В.27, дают информацию и о прочности связей в их молекулах. Геометрию молекул можно предсказать исходя из ее электронной конфигурации и типа связей. [c.501]

Одинаковое строение внешнего электронного слоя обусловливает большое сходство в их химических свойствах. Химическая активность галогенов убывает при ine-реходе от фтора к иоду. Это связано с увеличением эффективного радиуса их атомов и уменьшением сродства к электрону по мере возрастания атомного номера галогена. С водородом они образуют соединения HHal, водные растворы которых — кислоты. Соли их называют — галиды. Анионы галогеноводородных кислот НС1, НВг, HI — сильные восстановители. Их активность увеличивается с ростом эффективного радиуса иона галогена, т. е. от 1 к I . [c.85]

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]

Важной характеристикой структурного типа кристалла является координационное число для ионных кристаллов это — число ионов противоположного знака, окружающих данный ион. В решетке Na l (см. рис. 69) ион Na окружен шестью ионами СГ и наоборот, следовательно, координационное число (КЧ) равно шести. Для структурного типа s l КЧ = 8 (см. рис. 69). Структурные типы ионных соединений AXj и XjA характеризуют два КЧ. Так, для флюорита КЧ(Са ) = 8, K4(F ) = 4. Подобно тому ка к это сделано для двухатомных молекул, расстояние между двумя ионами в кристалле можно условно разделить на две части и назвать их радиусами катиона и аниона. Хотя радиус иона — это условная, эффективная величина, она дает представление о доле межъядерного расстояния, приходящейся на данный ион. В основу системы так называемых кристаллохимических радиусов Гольдшмидта (1928) положено представление об аддитивности межъядерных расстояний. Приняв для радиусов ионов фтора и кислорода на основе физи- [c.167]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология