Энергии связи фтора с атомами других элементов

Эти свойства обусловлены прежде всего присутствием атомов фтора и строением связи С—Р. Атом фтора характеризуется большой электроотрицательностью и малым сравнительно с другими элементами атомным радиусом, вследствие чего длина его связи с углеродом наименьшая, а энергия связи С—Р наибольшая по сравнению с размером и энергией связи углерода с другими галогенами. Поэтому связи С—Р сильно полярны, но мало поляризуемы во внешнем поле. Эти же закономерности характеризуют связи фтора с другими элементами. Наибольшую энергию связи С—Р имеют полностью фторированные соединения — для тетрафторида углерода она равна 486 кДж/моль, а для по- [c.23]

В закономерном изменении величин Е есть ряд отступлений (для N и Р). Однако в общем сродство к электрону возрастает в периодах слева направо (2 и 3 периоды) и, следовательно, от элемента к элементу увеличивается окислительная активность. Из указанных данных следует, что наиболее активным окислителем является нейтральный атом хлора. Если сравнивать окислительную активность молекулярного фтора и хлора (Рг и С1г), то первый активнее второго, так как энергия разрыва молекулы на атомы у фтора меньше, чем у хлора, а энергия образования связей X—Р больше, чем у X—С1. Но в отличие от других р элементов, фтор является только окислителем, что связано с высоким значением энергии ионизации, тогда как другие элементы УПА-группы могут проявлять не только окислительные, но и восстановительные свойства. Например, водород и иод обладают двойственной химической природой [c.91]

Разъединение электронной пары происходит с затратой энергии. Если затрачиваемая при этом энергия не компенсируется в результате образования новых электронных пар, то атомы данного элемента не вступают в химическое взаимодействие с атомами другого элемента. Это встречается у некоторых инертных газов, в атомах которых все электроны спаренные. Разъединение электронных пар ограничено числом ячеек для электронного слоя. Так, для электронного слоя (в данном случае и для электронной оболочки) гелия возможна одна ячейка, где и размещаются два электрона атома этого элемента. Возможно допустить разъединение этой пары путем переноса электрона во второй слой, но расчет показывает, что при этом потребуется затратить такое количество энергии (около 400 ккал/г-атом), которое не компенсируется при химических реакциях. Атомы лития, как и атомы других щелочных металлов, имеют по одному электрону во внешнем слое, поэтому литий и все другие щелочные металлы одновалентны. Азот, если исходить из ячеистой структуры его оболочки, может проявлять валентность от 1 до 3 за счет неспаренных электронов. Всего же атом азота может давать на образование ковалентных связей максимально четыре электрона, так как в его внешнем электронном слое имеется всего четыре ячейки. Но азот бывает и пятивалентен, причем одна связь у него ионная. Следовательно, в соединениях, в которых азот пятивалентен, валентность этого элемента имеет смешанный характер. Кислород двухвалентен и фтор одновалентен. Углерод двухвалентен за счет двух неспаренных электронов. Но у атома углерода одна ячейка свобод- [c.73]

Пунктиром обозначена особая, так называемая водородная, связь, которая способна возникать в тех случаях, когда атом водорода находится между двумя атомами фтора, кислорода или азота, т. е. когда с обеих сторон его находятся атомы сильно электроотрицательных элементов. Водородный атом можно представить себе прочно связанным обычной связью с одним атомом фтора (кислорода, азота), а с другим — особой непрочной связью с небольшой энергией разрыва в случае фтора такая водородная связь достигает энергии около 10 ккал моль. [c.74]

К особому случаю электростатических сил направленного действия относится водородная связь [3]. Она возникает между двумя партнерами, один из которых содержит атом водорода, присоединенный к электроотрицательному атому, а другой— свободную пару электронов X—Н---У (здесь X — атом с высокой электроотрицательностью, т. е. Р, О, Ы Н — атом водорода, У—атом с неподеленной парой электронов, Н---У — водородная связь). Чем сильнее электроотрицательность X, тем более положителен водород в связи X—Н. При этом кислород имеет в газовой хроматографии наибольшее значение для высших аналогов этих трех элементов энергии водородных связей имеют тот же порядок, что и обычные силы притяжения [4]. В соединениях с гидроксильной группой атом водорода приобретает положительный заряд благодаря перемещению электронов к электроотрицательному атому кислорода (например, в карбоновых кислотах, спиртах, фенолах, воде) и смещается к атомам, обладающим неподеленной парой электронов, т. е. к атомам фтора, кислорода, азота (во фторсодержащих соединениях, простых и сложных эфирах, кетонах, альдегидах, карбоновых кислотах, спиртах, фенолах, аминах и т. п.). Сходным образом ведет себя атом водорода в ЫН- и СН-группах, если азот (например, в пирроле, имидазоле и т. д.) или углерод (в ацетилене, хлороформе, органических нитро- и цианистых соединениях с а-атомами водорода) становятся отрицательными благодаря особенностям химической структуры соединения. Энергия образования водородной связи примерно на порядок больше, чем энергия обычного межмолекулярного взаимодействия, однако она гораздо меньше энергии образования химической связи. Вследствие этого энергию образования водородной связи можно объяснить не только электростатическим взаимодействием ХН и V. Второе взаимодействие можно приписать [c.71]

Молекулярные фториды как металлов, так и неметаллов обычно представляют собой газы или летучие жидкости. Их летучесть обусловлена тем, что между молекулами нет других связываюш,их сил, кроме вандерваальсовых, так как поляризуемость фтора очень мала, и у него нет внешних орбиталей, пригодных для взаимодействий другого типа. Если центральный атом имеет доступные вакантные орбитали и в особенности в том случае, когда полярность простых связей М—Р такова, что на атоме М возникает значительный заряд, как, скажем, в случае 8Рб, могут возникнуть кратные связи за счет перекрывания заполненных р-орбиталей фтора с вакантными орбиталями центрального атома. Это взаимодействие, определяет укорочение и высокую прочность многих связей фтора. Вследствие высокой электроотрицательности фтора связи в таких соединениях сильно полярны. Вследствие низкой энергии диссоциации Рг и относительно высокой энергии связей фтора с многими другими элементами (С—Р, 486 М—Р, 272 Р—Р, 490кДжХ Хмоль " ) молекулярные фториды часто образуются с большим выделением тепла. [c.385]

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]

Водоро-дная связь — особый тип взаимодействия, осуществляемого ковалентно связанным атомом водорода с каким либо атомом в той же или другой молекуле, обладающим иеподеленной парой электронов, т. е. такими спаренными электронами, которые не использованы для образования химической связи и принадлежат только данному атому. Донорами электронов являются атомы фтора, кислорода, азота и некоторых других элементов. Из-за своих малых размеров водород настолько близко приближается к атому-донору, что образуется подобие химической связи, локализованной в пространстве. Энергия взаимодействия за счет водородной связи составляет 5—10 ккал моль, тогда как средняя энергия Кулоновского межмолекуляриого взаимодействия равна [c.66]

Водород и его изотопы отличаются характерной особенностью, которую не имеет ни один другой элемент. После того, как атом водорода образовал с другим атомом валентную связь, он способен присоединить второй атом достаточно электроотрицательного элемента. Эта дополнительная связь называется водородной. Легче всего водород ее образует с фтором и кислородом и в меньшей степени с азотом, серой, хлором и др. Водородную связь нельзя рассматривать как обычную валентную связь, так как водород не может иметь валентность больше единицы. Вместе с тем, это и не ван-дер-ваальсовая связь, так как в отличие от последней, водородная связь, как и валентные связи, локализована между определенными атомами. Энергия водородной связи значительно меньше энергии валентных связей, но выше энергии ван-дер-ваальсовых связей. Способность атомов водорода и его изотопов образовывать водородные связи зависит от исключительно малого размера их положительного иона, который является голым ядром. [c.255]

Это объясняется относительно большей устойчивостью С—С связи (энергия химической связи 84,9 ккал1моль) по сравнению с Si —Si связью (энергия химической связи 51,0 ктл1 моль) (табл. 7). В этой таблице в скобках приведены данные, первоначаль но вычисленные Паулингом, и ныне оспариваемые другими учеными Новые величины энергии связей несколько выше первоначально вы численных и более соответствуют экспериментальным данным дл9 энергии диссоциации связей. Однако сравнительная характеристикг аналогичных связей для кремния и углерода остается прежней. Ато мы кремния образуют относительно слабые связи друг с другом J с атомами иода. Более прочные связи кремний образует с боле< электроотрицательными элементами (с атомами фтора, кислорода, хлора), чем это имеет место в случае углерода. [c.18]

Характеристика элемента. У кислорода по сравнению с атомом азота падает величина энергии ионизации, что вызвано спариванием электронов. В атоме азота пять электронов второго уровня занимают 2s2- и 2/ з-орбитали. При этом каждый из трех 2р-электронов располагается на одной из трех2р-орбиталей. В атоме кислорода на этом втором уровне появляется шестой электрон, так как уже нет свободной 2р-орбитали, то этот электрон вынужден располагаться на одной из тех 2р-орбиталей, где уже есть электрон. Межэлектронное отталкивание резко возрастает и перекрывает эффект действия заряда ядра. Кислород ионизируется легче, чем азот. Этим, между прочим, объясняется содержание ионосферы Земли, где много озона и ионов кислорода. Атом О имеет электронную конфигурацию ls 2s 2pJ2py 2p в которой находятся два неспаренных электрона. Иначе говоря, этот атом — бирадикал, а радикальные частицы — одни из самых активных. Действительно, кислород реагирует со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона. Он предопределяет форму существования всех остальных элементов. В свободном состоянии кислород — двухатомный парамагнитный газ. Его парамагнетизм обусловлен тем, что при образовании связей между двумя атомами у каждого из них остается неспаренным один электрон O = d . Кислород — электроотрицательный элемент и по величине электроотрицательности уступает только фтору. В подавляющем большинстве случаев ему приписывают степень окисления —2, хотя известны для него и другие степени окисления —1, О, -fl, 4-2, +4. [c.229]