Фтора молекулы ковалентный радиус

Первоначально сложилось представление об эффективных радиусах атомов, проявляющихся в их действиях, т. е. в химических соединениях. Эффективные радиусы определяли из экспериментальных данных по межъядерным расстояниям в молекулах и кристаллах. При этом предполагалось, что атомы представляют собой несжимаемые шары, которые соприкасаются своимн поверхностями в соединениях. При определении значения эффективного радиуса из межъядерных расстояний в ковалентных молекулах подразумевали ковалентные радиусы, при вычислении их из данных для металлических кристаллов — металлические радиусы. Наконец, эффективные радиусы, рассчитанные для кристаллов с преимущественно ионной связью назывались ионными радиусами. Для этого определяли радиус какого-нибудь иона, а затем вычисляли ионные радиусы других элементов из экспериментальных данных по межъядерным расстояниям в кристаллических решетках. Так, с помощью оптических методов, а затем расчетом был определен радиус аниона фтора, равный 0,113 нм. А расстояние между ядрами N3 и Р в решетке ЫаР было установлено равным 0,231 нм. Отсюда радиус иона Ыа+ 0,231—0,113 = 0,098 нм. Металлические радиусы получены делением пополам расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллических решетках металлов. Ковалентные радиусы неметаллов также вычислены как половина межъя-дерного расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих [c.67]

Первоначально сложилось представление об эффективных радиусах атомов, проявляющихся в их действиях, т.е. в химических соединениях. Эффективные радиусы определяли из экспериментальных данных по межъядерным расстояниям в молекулах и кристаллах. При этом предполагалось, что атомы представляют собой несжимаемые шары, которые соприкасаются своими поверхностями в соединениях. При определении значения эффективного радиуса из межъядерных расстояний в ковалентных молекулах подразумевали ковалентные радиусы, при вычислении их из данных для металлических кристаллов — металлические радиусы. Наконец, эффективные радиусы, рассчитанные для кристаллов с преимущественно ионной связью, назывались ионными радиусам[и. Для этого определяли радиус какого-нибудь иона, а затем вычисляли ионные радиусы других элементов из экспериментальных данных по межъядерным расстояниям в кристаллических решетках. Так, с помощью оптических методов, а затем расчетом был определен радиус аниона фтора, равный 0,11.3 нм. А расстояние между атомами Na и Г в решетке МаГ было установлено равным 0,231 нм. Отсюда радиус иона Ма равен 0,231 — 0,113 = 0,118 нм. Металлические радиусы получены делением пополам расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллических решетках металлов. Ковалентные радиусы неметаллов также вычислены как половина межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих простых веществ. Для одного и того же элемента эффективные радиусы (ковалентный, ионный, металлический) не совпадают между собой. Это свидетельствует о зависимости эффективных радиусов не только от природы атомов, но и от характера химической связи, координационного числа и других факторов (см. табл. 4). Изменение эффективных радиусов атомов носит периодический характер (рис. 22). В периодах по мере роста заряда ядра эффективные радиусы атомов уменьшаются, так как происходит стягивание электронных слоев к ядру (при постоянстве их числа для данного периода). Наибольшее уменьшение характерно для 5- и р-элементов. В больших периодах для и /-элементов наблюдается более плавное уменьшение эффективных радиусов, называемое соответственно г- и /сжатием. Эффективные радиусы атомов благородных газов, которыми заканчиваются периоды системы, значительно больше эффективных радиусов предшествующих им р-элементов. Значения эффективных радиусов благородных газов (см. табл. 4) получены из межъядерных расстояний в кристаллах этих веществ, существующих при низких температурах. А в кристаллах благородных газов действуют слабые силы Ван-дер-Ваальса в отличие, например, от молекул галогенов, в которых имеются прочные ковалентные связи. [c.52]

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]

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]

Степень легкости, с которой молекула какой-либо протонной кислоты отдает свой протон, определяется двумя факторами. Одним из них является степень ионности связи Н — А, а другим—размер атома А, точнее, его ковалентный радиус. Размер атома А играет важную роль потому, что прочность связи Н — А возрастает по мере уменьшения ее длины, в результате чего затрудняется отрыв протона. Судить о длине, и следовательно прочности, связи Н — А следует по ковалентному, а не ионному радиусу атома А, так как молекула Н А является ковалентно связанной частицей (данные о ковалентных радиусах неметаллических элементов, образующих рассматриваемые анионы, приведены в табл. 18.3). Если бы на кислотность гидридов Н А неметаллических элементов влиял только ковалентный радиус этих элементов, наиболее слабой кислотой среди указанных соединений должен был оказаться НР. Однако, как было указано выше, на кислотность соединений этого типа влияет еще степень ионности связи Н — А, а следовательно, электроотрицательность элемента А и поскольку фтор является самым электроотрицательным из всех элементов, НР обладает наиболее ионным характером среди всех гидридов простых анионов. [c.329]

В ТО же время фтор (ковалентный радиус равен для фтора 0,64 А, для водорода 0,3 А) [3] обладает малым пространственным эффектом, но ввиду высокой электроотрицательности сильно оттягивает на себя электроны. Поэтому при введении фтора в молекулу уксусной кислоты ее кислотность увеличивается [c.13]

Расстояние Р—Р во р2 также неожиданно велико (1,45 А см. табл. 8), причем здесь уже невозможно проявление ионных сил. Это может указывать на некоторые особенности связи в молекуле фтора, но ввиду эмпирического характера ковалентных радиусов, может быть, и не следует придавать слишком большого значения расхождениям такого рода. [c.321]

Возможность образования водородной связи является результатом особых свойств атома водорода, а именно — наличия у него одного единственного электрона. Если облако отрицательного заряда электрона сильно смещается к другому атому (что происходит, когда водород соединен ковалентной связью с сильно электроотрицательным элементом), то остается мало закрытый электронным облаком протон — частица с единичным зарядом и очень малым радиусом. Это создает возможность для донорно-акцепторного взаимодействия между протоном и неподеленной электронной парой сильно электроотрицательных элементов, таких как фтор, кислород, азот, входящих в состав другой молекулы. [c.128]

Фторорганические соединения по своему химическому поведению и физическим свойствам занимают особое место среди органических веществ. Особенности их поведения связаны с наличием в молекуле атомов фтора, для которого характерным являются высокая электроотрицательность, малый ковалентный и ионный радиус, высокое сродство к электрону, высокий потенциал ионизации и большая энергия связи в соединении с углеродом. [c.109]

В веществе галогенов имеются два рода сил а) одинарная ковалентная неполярная связь между двумя атомами внутри (каждой) молекулы. Прочность этой связи сверху вниз по подгруппе уменьшается в связи с возрастанием радиуса атомов. Тем самым термическая диссоциация молекул на атомы сверху вниз по подгруппе облегчается б) силы Ван-дер-Ваальса между молекулами эти силы уже более значительны, чем у инертных газов в связи с усложнением состава молекул. С возрастанием числа электронных слоев они растут, что приводит к возрастанию температур плавления и кипения от фтора к астатину (табл. XVI, Б). [c.318]

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]

ГАЛОГЕНЫ (от греч. hals, род. падеж halos-соль и -genes-рождающий, рождённый) (галоиды), хим. элементы главной подгруппы VTI гр. периодич. системы фтор, хлор, бром, иод и астат. Молекулы двухатомны. Внеш. электронная оболочка атомов имеет конфигурацию s p . С увеличением ат. массы Г. возрастают их ионный и ковалентный радиусы, уменьшаются энергии ионизации и электроотрицательность (см. табл.). [c.497]

Если разность электроотрицательностей (см. разд. 2.9) двух атомов, образующих связь, велика, то длина связи обычно меньше суммы ковалентных радиусов и иногда на значительную величину. Так, по данным табл. 3.2 можно рассчитать длины связей С—F и Si—F, которые составят 1,44 и 1,88 А, в то время как действительные расстояния в молекуле F4 и SIF4 равны 1,32 и 1,54 А соответственно. В случае С—F-связи предполагают, что ее укорочение обусловлено ионно-ковалентным резонансом, который приводит к упрочнению и, следовательно, укорочению (на 0,12 А) связи. В случае SIF4 за счет этого эффекта можно объяснить лишь часть очень значительного наблюдаемого укорочения связи. Большая часть его, вероятно, обусловлена л-связыванием за счет занятых ря-орбиталей атома фтора и вакантных я Орбиталей атома кремния. [c.110]

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]

Рис. 7.2. Ван-дер-ваальсов и ковалентный радиусы атома фтора в молекуле Рг

Ковалентные радиусы. Межъядерное расстояние в молекуле фтора (142 пм) значительно меньше суммы двух ван-дер-ваальсовых радиусов атомов фтора (рис. 7.2). Различие обусловлено тем, что атомные орбитали фтора при образовании связи Р—Р сильно перекрываются, тогда как межмолекулярное перекрывание почти невозможно из-за увеличения энергии отталкивания с уменьшением расстояния. Можно предположить, что равновесное межъядерное расстояние в молекуле Рг будет таким, при котором имеет место макси- [c.174]

Большая электроотрицательпость фтора в сочетании с его малым радиусом (что увеличивает энергию Маделунга при разделении зарядов) приводит к более высокой реакционной способности молекул р2 по сравнению с другими галогенами в свободном виде. Благодаря этому фтор образует ковалентные соединения, неизвестные для других галогенов, например AsFs, [c.535]

Бродерсен и Шумахер 18, 9] из полосатых спектров нашли, что межъядерное расстояние в молекуле ВгР для нормального состояния равно 1,74 А, а для возбужденного —2,17 А из микроволновых спектров монофторида брома оно получено равным 1,759 А [16]. Эта величина очень близка величине суммы нормальных ковалентных радиусов брома и фтора 1,14 + 0,64 = 1,80, но немного меньше аддитивного значения межъядерных расстояний — полусуммы расстояний Вг—Вг и Р—Р в газообразном состоянии и равна 2 (2,284 + 1,435) = 1,859 А [17]. [c.111]

Рандл исходит из того, что единственными орбитам ксенона, участвующими в образовании связи, являются 5р-орбиты. Он строит три молекулярные орбиты из 5р-ор-бит ксенона и двух 2р-орбит фтора. В этом наборе орбит четыре электрона занимают две орбиты с низшей энергией связывающую трехцентровую орбиту и несвязывающую орбиту, которая включает размещение электронов только на атомах фтора. При образовании связи по этой схеме эффективная роль принадлежит только одной связывающей паре на две химические связи. Можно было бы ожидать, что это приведет к образованию более слабых и более длинных связей, чем обычные простые связи. Хотя длины связей в ХеРг больше, чем сумма ковалентных радиусов, длины связей в Хер4 равны этой сумме (в пределах экспериментальных ошибок). Однако, как было подчеркнуто выше, длины связей в обеих молекулах и в аналогичных фторидах галогенов фактически вполне согласуются с описанием связей с помощью локализованных электронных пар. [c.441]

Для более полного описания геометрии этой молекулы нужно знать ковалентные радиусы атомов, т. е. вклады атомов в длину ковалентной связи, а также ван-дер-ваальсов радиус атома фтора. Ковалентные радиусы приведены в табл. 11.10, ван-дер-ваальсовы радиусы — в табл. 10.3. [c.190]

Большое значение приобретают кремнийгалогенорганические соединения, содержащие в молекуле фтор. Фтор — наиболее электроотрицательный элемент, имеющий к тому же наименьший ковалентный радиус из всех галогенов. С кремнием фтор образует исключительно прочную связь, равную 562 кдж1моль (134 ккал/моль). В связи с этим кремнийфториды могут легко образовать прочные комплексы с различными органическими радикалами и производными (амидами, аминами, спиртами и т. п.). Получены сотни разнообразных соединений типа [c.488]

Было показано [22], что фторуглероды, содержащие больше трех углеродных атомов в молекуле, являются в высшей степени устойчивыми соединениями, обладающими слабой реакционной способностью. Эти свойства в то время явились неожиданными, но ими очень легко можно было воспользоваться. Рассматривая основные значения энергии связей и ковалентных радиусов [12], помещенных в табл. 1, легко видеть, что атомы фтора удерживаются у углеродного скелета значительно прочнее, чем атомы любых других элементов. Кроме того, имеется дополнительный фактор, делающий фтор-у]"лероды слабореакционноспособными соединениями, который определяется ковалентным радиусом. Дело в том, что атомы водорода, расположенные по углам тетраэдра вокруг углеродных атомов в углеводородах, не полностью прикрывают атомы углерода или связи между атомами. Атомы же хлора слишком велики для образования симметричной устойчивой структуры, в связи с чем форма завершенной оболочки атомов хлора, окружающих углеродный скелет, является следствием действия сил отталкивания и притяжения. Полное перекрывание атомами фтора углеродного скелета должно привести к образованию достаточно компактной оболочки, которая может защищать как углеродные атомы, так и связи или внутренние силовые поля от атаки со стороны других молекул. При этом внутри оболочки не образуется чрезмерных внутренних напряжений, как это имеет место в случае атоме в хлора. Большинство химических реакций, в которых принимают участие соединения, содержащие углерод, включает атаку или определенного углеродного атома, как это имеет место при вальденовском обращении, или же атаку определенной связи или силового поля. Компактная оболочка из атомов фтора во фторуглеродах образует прочный защитный слой, в связи с чем скорость реакции значительно снижается, даже и в том случае, если термодинамические условия благоприятны. Таким образом, фигурально выражаясь, фторуглероды обладают как бы алмазным сердцем и шкурой носорога. [c.337]

Атом хлора обладает большим числом электронов, чем атом фтора, большим радиусом и вакантными d-орбиталями. Все эти особенности накладывают определенный отпечаток на химию хлора, хотя в общем сходство между хлором н фтором выражено более отчетливо, чем между хлором и бромом. Как и у других галогенов, молекула хлора состоит из двух атомов. Для возбуждения атома хлора и перевода одного из р-электронов в d-состояние с тем же главным квантовым числом 3 Зр —>-Зр М нужна энергия в 860,9 кДж/моль. Таким образом, в отличие от фтора атом хлора может действовать как атом с тремя неспаренными электронами. В таком состоянии атом хлора находится, например, в ковалентном соединении с фтором IF3. [c.195]

Оанако в молекуле фторида лития связи между литием и фтором не являются по своей природе ионными на 100%. Из рис. ай видно, что электронная плотность ыежду ионами (радиус иона Ы +=0,68 Аменьше радиуса иона р-=1,33 к) не падает до нуля, а между ними, по данным рентгенографических измерений, остаются мостики электронного облака с плотностью до 0,1. Это означает, что в ионном кристалле Ь р на долю ковалентной связи приходится около 11% всей химической связи. Хотя заряд иона лития мы принимали равным 1 (Ы + ), на самом деле его эффективный заряд несколько меньше и равен -г0,89. [c.120]

Следует отметить, что предложенная Мулликеном величина является весьма приближенной даже для случая ионных молекул его расчет соответствует образованию бесконечно удаленных ионов. При образовании молекулы энергетический эс ект процесса существенно зависит от работы сближения ионов, определяемой минимальным расстоянием между их центрами, т. е. суммой эффективных радиусов ионов суммы радиусов А и В+иА+ и В в общем случае могут не равняться друг другу. Еще менее точны расчеты в случае образования ковалентной связи. Не следует также забывать, что эти расчеты относятся к взаимодействию между одноатомными газами, а не между молекулами элементов в их обычном (стандартном) состоянии. Можно, однако, полагать, что, несмотря на указанную выше приближенность расчетов Мулли-кена, фтор действительно является наиболее электроотрицательным из всех элементов. [c.29]

Радиус иона фтора равен 1,33 А, то1 да как радиус ковалентно связанного атома фтора составляет 0,7 А. Таким образом, расстояния Р—Р в ионе (НРа), хотя и различны для разных бифторидов, однако они всегда легкат между удвоенными величинами вышеуказанных радиусов. Нот достаточных оснований предполагать существование в ионе (НРа) связей, осуществляемых единичным электроном, как это имеет место в случае х она молекулы водорода Н. , для которой положения электрона в двух разных местах молекулы являются энергетически равноценными. Поэтому простейшим и наиболее вероятным является предполо/кение, что ион (НРа) является чисто ионным комплексом типа Р"-Н -Р. Таким образом исключается представление о двухвалентном водороде, которое является маловероятным в связи с большими различиями в энергиях уровней орбит 1я и 2 . Приняв для иона (НРа)" чисто ионную структуру и проведя соответствующий расчет, Пау-линг [147] пришел к выводу, что этот ион должен иметь симметричную, линейную конфигурацию, причем расстояние между атомами фтора (Р—Н—Р) должно составлять 2,32 А, что находится в соответствии с экспериментальными данными. [c.21]