Энергия ионизации и потенциал ионизации фтора

Теперь можно понять, почему металлические свойства обычно усиливаются в направлении сверху вниз в большинстве групп периодической системы. Цезий имеет более выраженные металлические свойства, чем натрий, свинец — чем кремний, иод — чем фтор, поскольку в каждом случае элемент с более высоким порядковым номером имеет дополнительные низкие по энергии орбитали и, следовательно, более низкую энергию ионизации (потенциал ионизации). [c.111]

Рассмотрим образование молекулярных орбиталей в молекуле фтористого водорода НР (рис. 47). Поскольку потенциал ионизации фтора (17,4 эв) больше, чем у водорода (13,6 эв), то 2уз-орбитали фтора имеют меньшую энергию, чем 15-орбиталь водорода. Вследствие большого различия энергий 1 -орбиталь атома водорода и 25-орбиталь атома фтора не взаимодействуют. Таким образом, 2 -орбиталь фтора становится без изменения энергии молекулярной орбиталью в НР. Такие орби- [c.70]

Для того чтобы оценить количественно способность атома в молекуле притягивать к себе электроны, т. е. оценить величину электроотрицательности, можно исходить из того, что электроотрицательность элементов пропорциональна среднеарифметическому между величинами потенциала ионизации и сродством к электрону (Малликен, 1935 г.). Из табл. 1.2.2 следует, например, что в ряду С—Р, С—О и С—N энергия связи понижается. То же относится и к связям С—Р и С—С1. Энергия связи тем больше, а связь соответственно тем прочнее, чем она поляр-нее, чем больше различие в электроотрицательности образующих ее партнеров. Между противоположными по знаку частичными зарядами действуют дополнительные силы притяжения. Таким образом, из значений энергий связей можно рассчитать различие в электроотрицательности. Такие вычисления провел Полинг (1939 г.) [1.2.10]. Для того чтобы от разностей перейти к абсолютным величинам, Полинг в качестве элемента сравнения выбрал наиболее электроотрицательный элемент— фтор, величину электроотрицательности которого он принял равной 4,0 и, исходя из этого, рассчитал значения для других элементов [c.75]

Р". Отрицательный ион одноатомного фтора в основном состоянии имеет электронную конфигурацию 15 25 2р , которой соответствует один терм 5. По аналогии с изоэлектронным атомом Ne энергии перехода в возбужденные состояния иона Р должны превышать 100 ООО м- . Поскольку потенциал ионизации Р существенно ниже этой величины (см. стр. 244), можно предполагать, что рассматриваемый ион, так же как отрицательные ионы других галогенов, не имеет стабильных возбужденных состояний. Это предположение находит подтверждение в неудаче попыток получить спектры отрицательно заряженных одноатомных ионов галогенов. [c.238]

Применимость метода валентных связей к интерпретации экспериментальных данных пока все еще весьма ограничена. Этот подход позволяет, однако, значительно лучше понять физическую природу связи в соединениях инертных газов. Распределения заряда в основном состоянии фторидов ксенона, найденные как методом МО, так и методом ВС, весьма близки. Оба метода предсказывают значительное смещение заряда от ксенона к фтору. В методе МО этот результат обусловлен низким потенциалом ионизации (т. е. кулоновским интегралом) центрального атома инертного газа [14, 19]. В методе ВС определяющими являются ионные структуры действительно, ионные структуры Г Хе" —Р и Г—Хе+Р" вполне устойчивы [30]. Электростатическая энергия образования Хе Р (приближенно равная /хе —Лр —= 1,7 эв), по-видимому, возмещается энергией образования связи Хе+—Р [30]. Это общее соображение показывает важность низкого потенциала ионизации центрального атома, электроотрицательности лигандов и небольших размеров лигандов при образовании соединений инертных газов. Преимущество фтора по сравнению с другими галогенами обусловлено не только величиной его сродства к электрону, но и меньшими его размерами [30]. К сожалению, в настоящее время нельзя сделать более обоснованных заключений. [c.55]

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]

Вычислить энергию кристаллической решетки фторида и иодида серебра, если известно, что стандартные энтальпии их образования соответственно равны —48,5 и —14,9 ккал/моль энергия химической связи в молекулах Рг и 1г составляет 37 и 35,6 ккал/моль сродство к электрону атомов фтора н иода равно 83,5 и 74,7 ккал/ моль энтальпия сублимации иода 15 ккал/моль, энтальпия атомизации и первый потенциал ионизации для серебра соответственно равны 66 и 174 ккал/моль. [c.232]

Фтор наиболее электроотрицателен из всех элементов. Его потенциал ионизации (401 ккал/г-атом) вместе с энергией диссоциации дают стандартную теплоту образования положительного иона фтора в газовой фазе, равную 420 ккал г-атом (ср. С1 327, Вг+ 301, + 268). Таким образом, образование даже сольватированного катиона очень маловероятно, и нет никаких данных, подтверждающих существование положительных степеней окисления фтора. [c.220]

Энергия ионизации и потенциал ионизации фтора [c.24]

Соответственно положению фтора в периодической системе элементов Менделеева (элемент VII группы, обладающий наименьшим атомным радиусом) для него можно было бы ожидать наибольшего значения энергии ионизации (если не учитывать инертных газов, не образующих химических соединений с другими элементами). Приведенные в табл. 6 опытные данные подтверждают этот вывод. По данным 54 , потенциал ионизации отрыва девятого (последнего) электрона фтора равен 1102 в. [c.25]

Возможность образования катиона определяется потенциалом ионизации атома или величиной энергии, необходимой для удаления электрона с самого высокого занятого уровня в бесконечность. Способность атома принимать электроны и становиться анионом характеризуется его сродством к электрону, т. е. энергией, выделяющейся при перенесении электрона из бесконечности на самый низший незанятый электронный уровень атома. Способность же атомов поляризовать ковалентную связь, как мы уже говорили, обусловлена их относительной электроотрицательностью, которая равна полусумме потенциала ионизации и электронного сродства атома, выраженных в килокалориях. Электроотрицательность элементов периодической системы убывает справа налево и сверху вниз следовательно, фтор будет наиболее, а цезий наименее электроотрицательным (или наиболее электроположительным) элементом. Чем больше разница между значениями электроотрицательности атомов, тем сильнее выражен ионный характер существующей между ними связи. Атомы элементов, находящихся в левой части таблицы Д. И. Менделеева, и прежде всего [c.31]

Милликен предложил энергию, равную сумме потенциала ионизации атома и сродства к электрону, считать мерой электроотрицательности этого атома. Фтор имеет наибольшее значение 1 + Е, поэтому он является наиболее электроотрицательным атомом. Наименьшее значение электроотрицательности имеют ионы щелочных металлов. [c.93]

Здесь, как обычно, / а — есть потенциал ионизации атома натрия, равный 5,09 эв, —сродство атома фтора к электрону, равное, 3,6 эв, и X —энергия электростатического взаимодействия, которую надо рассчитать. Расстояние между ядрами атомов в молекуле согласно опыту равно 1,88 А. Это значит, что, когда противоположно заряженные ионы сблизятся до расстояния 1,88 А, силы электростатического притяжения уравновесятся силами электростатического отталкивания электронных облаков и атомных ядер атомов. [c.93]

В спектрах соединений фтора одним из наиболее часто встречающихся ионо В — продуктов перегруппировки — является ион СР , но появление его в спектре не может служить признаком наличия группы СРз в неионизированной молекуле. Прайс полагает, что ион СРз — плоский, и ионизация соответствует отрыву разрыхляющего р-л-электрона от агома углерода. Ион стабилизирован за счет сопряжения это понижает энергию процесса и приводит к тому, что ионизационный потенциал почти такой же, как и для метильного радикала, несмотря на сильное индукционное влияние атомов фтора. Образующийся ион имеет полностью заполненную оболочку, которая обусловливает его высокую прочность и значительное содержание в масс-спектрах фторорганических соединений. Эти же рассуждения справедливы для иона СР+, который также очень распространен. [c.277]

Очевидно, что в однотипных молекулах гипервалент-ная связь будет прочнее, если центральный атом (донор) имеет меньший потенциал ионизации Отсюда ясно, почему, например, для серы известен тетрафторид 8р4 и даже гексафторид 5Рв, тогдя как для кислорода подобные соединения не известны. Энергия ионизации атома кислорода столь велика (13,6 эВ), что даже фтор оказывается неэффективным как ли- [c.270]

Рассмотрим образование молекулярных орбиталей в молекуле фтороводорода HF (рис. 33). Поскольку потенциал ионизации фтора (17,4 эВ или 1670 кДж/моль) больше, чем водорода (13,6 эВ или 1310 кДж/моль), то 2р-орбитали фтора имеют меньшую энергию, чем Is-орбиталь водорода. Вследствие большого различия энергий ls-орбиталь атома водорода и 25-орбиталь атома фтора не взаимодействуют. Таким образом, 25-орбиталь фтора становится без изменения энергии молекулярной орбиталью в HF. Такие орбитали называются несвязывающими. Орбитали 2р и 2p фтора также не могут взаимодействовать с ls-орбиталью водорода вследствие различия симметрии относительно оси связи. Они тоже становятся несвязы-аающими молекулярными орбиталями. Связывающая и разрыхляющая молекулярные орбитали образуются из ls-орбитали водорода и 2рд,-орбитали фтора. Атомы водорода и фтора связаны двухэлск-тронной связью с энергией 560 кДж/моль. [c.127]

Бомбардировка газа-мишени различными положительными ионами с различной энергией рекомбинации П248, 1250] в ряде случаев обеспечивает возможность определения более высоких потенциалов ионизации. Когда энергия рекомбинации увеличивается, превышая значение первого потенциала ионизации, сечение проходит через максимум, затем при дальнейшем увеличении энергия рекомбинации падает, так как становится менее вероятным процесс выделения избыточной энергии в виде колебательной. Однако последующее увеличение энергии рекомбинации часто приводит к новому возрастанию сечения, соответствующему возбуждению высших уровней ионизации. Так, сечение реакции образования СО2 при бомбардировке молекул двуокиси углерода ионами фтора весьма велико 11250]. Энергия рекомбинации составляет 17,4 да, а второй потенциал ионизации СОг—17,3 эб. Значения сечений не всегда могут быть объяснены в частности, при бомбардировке окиси углерода скрытая теплота сублимации углерода была определена равной 136 ккал/моль 11249], что не согласуется с более надежной величиной 170 ккал1моль [см. стр. 489). [c.456]

Рассмотрим образование молекулярных орбиталей в молекуле фтористого водорода ИР (рис. 33). Поскольку потенциал ионизации фтора (17,4 эВ или 1670 кДж/моль) больше, чем у водорода (13,6 эВ или 1310 кДж/моль), то 2р-орбитали фтора имеют меньшую энергию, чем 1х-орбиталь водорода. Вследствие большого различия энергий 15-орбиталь атома водорода и 25-орбиталь атома фтора не взаимодействуют. Таким образом, 2 -орбиталь фтора становится без изменения энергии молекулярной орбиталью в НР. Такие орбитали называются несвязывающими. 2ру и 2р2-орбитали фтора также не могут взаимодействовать с 15-орбиталью водорода [c.120]

При переходе от Н к Не как центральному атому потенциал ионизации центрального атома меняется от 13,60 до 24,58 эВ. Потенциал ионизации фтора 17,42 эВ для электрона 2/>-орбитали. Таким образом, 2а .-орбиталь становится в основном 5-орбиталью Не. Она теперь уже не является хорошей связывающей орбиталью, и молекула неустойчива. Атомные орбитали должны иметь близкие энергии и подходящие симметрии, чтобы обеспечить хорошее перекрывание и связывание. Если Не заменить легче ионизирующимся Хе (потенциал ионизации 12,13 эВ) или Кг (потенциал ионизации 13,40 эВ), орбитали будут перекрываться, и образуются устойчивые линейные молекулы ХеРг и КгРа- [c.192]

В молекулах воды атомы связаны между собой весьма прочно. Энергия образования молекул из атомов для газообразного состояния воды и температуры 25°Ссоставляет 221,6 ккал/моль (926,3 кДж/моль). Вместе с тем молекулы не имеют слабо связанных электронов (потенциал ионизации молекул НгО равен 12,56 в) и не присоединяют электроны. Вследствие этого вода не обладает в обычных условиях ни свойствами окислителя, ни свойствами восстановителя. Только при взаимодействии с сильными восстановителями, в особенности при высоких температурах, вода играет роль окислителя и реакция протекает с восстановлением водорода до свободного состояния. Еще более затруднены реакции окисления воды. Только действием очень сильных окислителей, таких, например, как свободный фтор Рг или атомарный кислород О, из воды получается непосредственно перекись водорода. [c.38]

В других случаях решающее влияние на значение энтальпии может оказать энергия гидратации. Большие значения потенциала ионизации и теплоты сублимации при сравнительно малой теплоте гидратации характерны для малоактивных — благородных— металлов. У элементов, образующих отрицательные ионы, окислительный потенциал тем больше, чем выше энергия гидратации и сродство к электрону и чем меньше энергия образования одноатомного газа из вещества, взятого в стандартном состоянии. Латимер отметил, что, например, большая окислительная активность фтора сравнительно с иодом в основном обусловлена большей теплотой гидратации иона фтора (—514,14 кДж у фтора и —300,96 кДж у иода) различие в значениях сродства к электрону не слишком велико (—384,56 кДж у фтора и —313,5кДж у иода) . [c.88]

Аномально низкая энергия диссоциации связи Р—Р обычно объясняется отталкиванием неподеленных электронов валентных оболочек двух атомов. Экстраполяция зависимости энергии диссоциации молекулы галогена Х2 от 1// (где Н — длина связи X—X) дает значение для фтора на - 22б кДж/моль более высокое, чем приведенное в табл. 9.1. Было высказано мнение [2], что аналогичные количественные аномалии возникают и при участии только одного атома фтора. Например, зависимость сродства к электрону от потенциала ионизации для иода, брома и хлора является линейной, а при экстраполяции на фтор дает величину на 1,14 эВ (108,8 кДж/моль) большую, чем наблюдаемая. Сходные отклонения наблюдаются для энергии диссоциации ковалентных молекул типа НХ или СН3Х или молекул галогенидов щелочных металлов (в газообразном состоянии), связь в которых является ионной. Эти факты под- [c.58]

Характеристика элемента. Бериллий, так же как и литий, относится к числу -элементов. Четвертый электрон, появляющийся в атоме Ве, помещается на 25-орбитали. Энергия ионизации бериллия выще, чем у лития, из-за большего заряда ядра. Эффективный заряд ядра, влияющий на четвертый -электрон, равен гэфф=1,66. В результате взаимодействия ядра с электронным окружением атом становится меньше (/ ве=1,ИА). Удалить электроны с 2 -орбиталп не просто первый потенциал ионизации почти в два раза больше, чем у лития, а второй потенциал так высок (18,2 эВ), что существование иона Ве + (с полной потерей двух электронов) практически невозможно. Даже в соединениях с фтором связи Ве—Р в значительной степени ковалентны, не говоря уже о связях с другими элементами. Следовательно, степень окисления -Ь2, приписываемая ему, величина условная. Для образования ковалентных связей бериллию необходимо разъединение (распаривание) 25-электронов. Чтобы это произошло, один из них должен перейти на более высокую 2р-орбиталь. Таким образом, когда атом бериллия переходит в такое состояние, его два электрона занимают две эквивалентные 5р-гибридизованные орбитали. Несмотря на то что связи бериллия в основном ковалентны даже в простых солях, все же был оценен его примерный ионный радиус 0,31 А. Это меньше, чем у атома водорода и иона Н+, и, следовательно, создает значительное поле положительного заряда и делает его способным прочно связывать анион кислорода, даже отнимая его у гидроксил-иона [c.205]

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]

В молекулах, имеющих определенные элементы симметрии, могут смешиваться лишь орбитали одинакового типа симметрии. Введение атома галогена в молекулу углеводорода вследствие индуктивного влияния понижает энергии орбиталей углеводорода (рис. 6). Замещение атома водорода на галоген понижает симметрию бензола, так что вырожденный уровень ie g расщепляется на два уровня Ъ - и а2" па. Поскольку орбиталь Яд-типа имеет узел в положении замещения, она не взаимодействует с ге-орби-талью галогена, относящейся к б -типу, тогда как орбиталь 6] -типа эффективно взаимодействует с нею. Потенциал ионизации исходной 1е1 -орбитали в бензоле равен 9,24 эв, а потенциалы ионизации молекул галогенов равны 15,82 11,57 (С ) 10,55 (Вгг) и 9,34 (12) эв. Для всех галогенбензолов, за исключением бромбен-зола, энергия э-орбитали галогенов ниже энергии Ь1(я)-орбитали фенильного радикала, и поэтому в фтор-, хлор- и бромбепзолах верхняя орбиталь 6 (я)-тииа преимущественно локализована в фенильном фрагменте (табл. 3). Наоборот, в бромбензоле исходные орбитали имеют одинаковую энергию, происходит полное п — (я)-смешивание, и орбиталь о / — п) имеет существенный вклад р-орбитали брома. [c.255]

Потенциал ионизации — энергия, которую необходимо затратить для удаления электрона из атома или иона, а сродство к элементу — энергия, освобождающаяся при присоединении добавочного электрона к электронейтральному атому. Для удобства вместо абсолютных значений электроотрицательности (в кдж/г-атом или в ккал1г-атом) используют значения относительной электроотрицательности (ОЭО). С этой целью электроотрицательность лития принимают равной единице и по отнощению к этой величине выражают электроотрицательность других элементов. Например, ОЭО фтора равна [c.44]

Проследим ход потенциалов ионизации во втором периоде. Минимальное значение наблюдается у лития — 124 ккал (один -электрон). Далее следует подъем у бериллия — 214 ккал ( -оболочка заполняется до 2х ). Переход к бору сопровождается понижением — 191,2 ккал, так как сверх замкнутой 25 -о6олочки появляется один неспаренный 2р -электрон (новый сорт электронов). Переход к углероду (259 ккал) и азоту (335 ккал) сопровождается ростом потенциалов ионизации (рост числа неспаренных электронов и р увеличение заселенности р-оболочки). У кислорода наблюдается падение до 313 ккал (образуется одна пара спаренных электронов и уменьшается число неспаренных электронов с трех до двух). У фтора энергия повышается до 401 ккал (рост числа спаренных электронов, почти полная заселенность р-уровня). Наконец, у Ке потенциал ионизации растет до 469 ккал в связи с заполнением р-оболочки. У атомов третьего периода (31 — 187 Р — 243 8 — 238 С1 — 299 и Аг — 363) наблюдается такой же ход потенциалов ионизации. [c.89]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология