Молекула фтора

Рис. 19.3. Схема образования химической связи в молекуле фтора (слева) и молекуле хлора (справа).

Рис. 32. Влияние температуры на степень диссоциации (а) двухатомных молекул фтора, хлора, водорода и кислорода на свободные атомы (а) и влияние давления и температуры на степень диссоциации (а) водорода при давлениях от 0,005

Сравнение процесса диссоциации молекул различных галогенов провели Вике и Франк они показали, что при диссоциации фтора изменение энтропии оказывается больше, чем для остальных галогенов. Значительное изменение энтропии при диссоциации фтора Рг 2 F объясняется особой устойчивостью электронной структуры молекулы фтора. Вследствие этого число вращательных и колебательных уровней молекулы фтора сравнительно невелико, а следовательно, остается очень небольшим и соответствующее значение энтропии молекулярного фтора. Поэтому при появлении возможности поглощения энергии за счет поступательной энергии образовавшихся атомов энтропия увеличивается в большей степени. Таким образом, при одной и той же температуре степень диссоциации фтора оказывается больше, чем, например, степень диссоциации иода, хотя энтальпия диссоциации фтора (ДЯ = 156,6 кДж/моль) примерно на 8 кДж больше, чем энтальпия диссоциации иода (АЯ =149 кДж/моль). Эта относительно более сильная диссоциация фтора —одна из причин его большей реакционной способности. [c.428]

В молекуле кислорода (с. 55) имеется два непарных электрона, поэтому она парамагнитна молекула фтора непарных электронов не имеет, следовательно, она диамагнитна. Парамагнитны также молекула В 2 (с. 55) и молекулярные ионы Н и Нег (с. 50), а молекулы С 2, N2, Н2 диамагнитны. [c.56]

Реакция фторирования, по-виднмому, идет по цепному механизму, включающему промежуточное образование свободных радикалов [4]. Первой стадией является образование атомов фтора в результате термического или каталитического процессов. Она сопровождается замещением водорода атомом фтора, в результате чего образуется промежуточный свободный радикал, реагирующий с молекулой фтора с образованием фторсодержащего соединения и другого атома фтора [c.69]

Высокая реакционная способность свободного фтора обусловлена сравнительно малой энергией связи молекулы F2, если учесть, что энергия диссоциации молекулы фтора р25=г2р (ДЯ=151 кДж/моль), [c.145]

Роль энергетического фактора в разветвлениях цепей была продемонстрирована на ряде реакций фторирования, в частности, на реакции фтора с водородом. В этой реакции тепловой эффект процесса Н -Ь Ра = НР -Ь Р + -Ь 96,6 ккал приблизительно в 2,5 раза превышает теплоту диссоциации молекулы фтора, что обеспечивает возможность использования выделяющейся в этом процессе энергии для диссоциации молекул Ра. [c.223]

До сих пор известны лишь такие реакции, в которых молекула фтора выступает как окислитель, причем атом фтора присоединяет электрон. При окислительном действии фтора может [c.486]

Важнейшей характеристикой химической связи является энергия, определяющая ее прочность. Мерой прочности связи может служить количество энергии, затрачиваемое на ее разрыв. Для двухатомных молекул энергия связи равна величине энергии диссоциации молекул на атомы. Так, энергия диссоциации О, а следовательно, и энергия связи Е в молекуле На составляет 435 кдж моль. В молекуле фтора Ра она равна 151 кдж моль, а в молекуле азота N2 940 кдж моль. Для многоатомных молекул типа АВ средняя энергия связи Еав равна 1/га части энергии диссоциации соединения на атомы [c.56]

Эта величина отвечает энергии связи в молекуле фтора [c.86]

В молекуле фтора этих дополнительных связей нет (фтор не имеет ( -орбиталей) и поэтому его молекула менее прочна. Сродство к электрону у фтора несколько меньше, чем у хлора, но больше, чем у брома, и составляет 350 кДж/моль атомов. Стандартный окислительно-восстановительный потенциал фтора очень высок ( + 2,85 В) фтор — сильнейший окислитель, способный оттягивать электроны даже от атома кислорода. Ион фтора по размерам почти точно равен иону кислорода О -, поэтому оба иона образуют соединения, похожие друг на друга. Между фторидами ионного тина, например фторидом натрия, и оксидами, например оксидом кальция, наблюдается сходство в строении кристаллической решетки. По ряду свойств фториды металлов резко отличаются от хлоридов и бромидов. Так, фторид серебра растворим в воде, в то время как его хлориды и бромиды почти нерастворимы. [c.194]

В молекуле кислорода (стр. 91) имеется два непарных электрона, поэтому она парамагнитна молекула фтора непарных электронов не [c.92]

Молекула фтора Ра имеет относительно небольшую массу и достаточно подвижна, поэтому фтор в обычных условиях — газ (светло-желтого цвета), обладает низкой температурой плавления (—223°С) и кипения (—187°С). [c.296]

При объяснении строения фтора и азота кадры диафильма позволяют понять, почему при образовании молекулы фтора образуется одна химическая связь, а при образовании азота — три. С этой целью приводятся электронные формулы атомов (схематическое изображение заполнения квантовых ячеек). Учитель уточняет, что только неспаренные электроны атомов участвуют в образовании неполярной ковалентной связи. Приведенные схемы перекрывания электронных облаков, символические схемы образования молекул из одиночных атомов, а также величины энергий связи обеспечивают более глубокое понимание сложных теоретических вопросов. [c.124]

Уместно напомнить, что водородная связь — это как бы вторая (побочная) валентность водородного атома, которую он может проявлять по отношению к сильно отрицательным атомам, если основная валентность связывает его с атомом, тоже сильно отрицательным в данной молекуле,— фтором, кислородом, азотом. Она образуется вследствие притяжения между ковалентно связанным атомом водорода (протон) и свободными электронами электроотрицательного атома другой молекулы. Этот вид связи свойствен любым агрегатным состояниям вещества. [c.81]

Объясните, почему при отрыве электрона от молекулы фтора наблюдается более значительное упрочнение связи, чем при отрыве электрона от молекулы кислорода, хотя из молекулы кислорода уходит один из двух разрыхляющих электронов, а из молекулы фтора —только один из четырех. [c.46]

Электронная конфигурация молекулы фтора согласуется с образованием одной связи и отсутствием неспаренных электронов. Наглядным следствием постепенного заполнения разрыхляющих орбиталей в ряду Ка, Оа и Ра является уменьшение энергии связи с увеличением межъядерного расстояния (табл. П1.4). [c.191]

Исключительная химическая активность фтора обусловлена, с одной стороны, большой прочностью образуемых им связей, так, энергия связи (Н—Р) == 566, (51—Р)= 582 кДж/моль, с другой стороны, низкой энергией связи в молекуле Ра [ (Р—Р) = 151 кДж/моль, ср. для СЬ = 238 кДж/моль]. Большая энергия связей Э-—Р является следствием значительной электроотрицательности фтора и малого размера его атома. Низкое значение энергии связи в молекуле Ра, по-видимому, объясняется сильным отталкиванием электронных пар,, находящихся на л-орбиталях, обусловленным малой длиной связи Р—Р. Благодаря малой энергии связи молекулы фтора легко диссоциируют на атомы и энергия активации реакций с элементным фтором обычно невелика, поэтому процессы с участием Ра протекают очень быстро. Известно много прочных фторндных комплексов ([Вр4] , [81Рб] ", [А1Рб] и др.). Большое значение АО/ обусловливает малую реакционную способность координационно насыщенных соединений фтора (5Рб, Ср4, перфторалканы и др.). [c.469]

Молекула фтора имеет электронное строение [c.191]

Длиной диполя называется расстояние между центрами тяжестей электрических зарядов в молекуле. В молекуле фтора длина диполя равна нулю, так как молекула электрически симметрична центр тяжести [c.115]

Поскольку перекрывание 15-орбиталей незначительно, участием 1з-эле1 тронов в образовании связей можно пренебречь и рассматривать внутренние электроны как несвязывающие, т. е. принадлежащие отдельным атомам. Тогда электронная конфигурация молекулы фтора р2 может быть представлена формулой [c.53]

На рис. V1-7 в качестве примера показана схема орбит отдельных атомов и молекулы фтора. Как видно из нее, на уровнях Is и 2s заполнены и связывающие, и разрыхляющие молекулярные орбиты, что в сумме не дает химической связи. На уровне 2р заполнены три связывающие и две разрыхляющие орбиты. В сумме это приблизительно соответствует одной связывающей орбите, которая только и рассматривается в обычном методе валентных связей. Реакция образования молекулы Fj в системе обозначений метода МО — ЛКАО может быть записана следующим уравнением [c.232]

Стандартный электродный потенциал Е р /2р -, равный 2,87 в, обозначает, что молекула фтора является очень сильным окислителем, весьма энергично присоединяет электроны, восстанавливаясь во фторид-ионы ион же фтора яв- [c.33]

СВЯЗИ Е В молекуле Нг составляют 435 кДж/моль. В молекуле фтора F 2 она равна 159 кДж/моль, а в молекуле азота N2 940кДж/моль. Для многоатомных молекул типа АВ средняя энергия связи Еав равна 1/и части энергии диссоциации соединения на атомы [c.43]

Простое вещество. Молекула фтора, подобно молекулам водорода и фтора, двухатомна. Энергия диссоциации i. больше (243 кДж/моль), чем у р2 (151 кДж/моль), Распад молекул хлора на атомы становится заметным, начиная с ЮОО С. [c.286]

Фтор. В молекуле фтора, р2, заполнены все орбитальные энергетические уровни (за исключением самого верхнего), показанные в среднем ряду рис. 12-8. Эта молекула имеет всего два нескомпенсированных связывающих электрона, что равносильно образованию простой ковалентной связи. Ее электронное строение описывается конфигуращ1ей [c.529]

Число электронов, которые атом данного элемента может дять для образования связей с другими атомами, а следовятельио, и валентность элемента определяются тем, что наружная электронная оболочка является наиболее устойчивой, когда обладает структурой из восьми электронов (электронный октет), кроме первой оболочки (у водорода), для которой устойчивой является структура из двух электронов. Прн этом электронные, пары, связывающие данные два атома, следует считать принадлежащими обоим (как одному, так и другому) атомам, что схематически показано для молекулы фтора [c.63]

Механизм реакций фторирования сильно отличается от хлориро- аиия. Причина этого состоит в очень слабой электрофильпости молекулы фтора, вследствие чего происходят только радикально-),епные реакции. Для них ие требуется посторонних инициаторов, г цепь зарождается самопроизвольно за счет взаимодействия фто-113 с углеводородом [c.160]

Повышение кратности связи приводит к упрочнению межатомной связи и уменьшению межъядерного расстояния (длины связи). Так, энер1ии диссоциации молекул фтора р2 ( Р—Р ) и азота N2 ( N=N ) соответственно равны 159 и 940 кДж/моль. [c.71]

Пользуясь методом ЛКАО —МО, определите число и фМ му орбиталей молекулы фтора. Составьте приближенную диаграта- му энергетических уровней молекулы и приведите ее электронную конфигурацию. [c.8]

Окраска молекул. Теория молекулярных орбиталей позволяет также объяснить окраску соединений. Окраска является результатом избирательного поглощения соединением лучей видимой части электромагнитного спектра. Так, если соединение поглощает лучи желто-зеленой части спектра, т. е. лучи с длиной волны 500—560 нм, то наблюдаемая окраска вещества оказывается фиолетовой. Именно такую окраску имеет, например, молекулярный иод. Тип энергетической диаграммы орбш дей иода аналогичен таковой диаграмме молекулы фтора. Можно считать, что окраска иода в основном обязана переходу электрона при возбуждении с яР Р-орбитали на свободную оР р.ор. биталь. Этот переход согласно фундаментальному уравнению квантовой теории [c.93]

I. Укажите типы связей углерод-галоген в молекуле фторо-тана. а. Вицинал]ьные галогенида б. Гем-полигалогениды в. Другие типы [c.84]

Благодаря малой энергии связи молекулы фтора легко диссоциируют на атомы и энергия активации реакций с э.лементным фтором обычно невелика, поэтому процессы с участием Fj протекают очень быстро. Известно много прочных фто )идных комплексов (IBF l, SIP 1 , Л1Рб1 и др). Большое значение Gf обусловливает малую реакционную способность координационно насыщенных соединений фтора (SPe, СРч, перфторалкамы и др.). [c.457]

Сродство к электрону определить экспериментально значительно труднее, чем ионизационный потенциал, и оно было определено только для наиболее электроотрицательных элементов. Прямое определение сродства к электрону возможно , но чаще его определяют из цикла Борна—Габера, как это показано в гл. 5. Величины сродства к электрону для некоторых элементов при ведены в табл. 4-8. Неожиданно малая величина сродства к электрону у фтора (табл. 4-8) может быть объяснена отталкиванием электронов в сравнительно плотно заполненном 2р-подуровне На основании приведенных в таблице величин можно предполо жить, что хлор должен быть более сильным окислителем, чем фтор, так как при присоединении электрона атомом хлора энергии выделяется больше. Но зато когда молекула фтора диссоциирует на атомы, то затрачивается меньше энергии (37,7 ккал/моль), чем при диссоциации молекулы хлора (57 ккал/моль). Малая энергия диссоциации молекулы фтора частично может быть объяснена отталкиванием несвязывающих электронов, но обычно считают, [c.121]

Активность молекулы фтора больше, чем можно было бы ожидать на оснонании сопоставления свойств фтора и хлора. Пока еще нет единого мнения о повышенной активности фтора. Предполагают, что это связано с относительно низкой энергией диссоциации молекулы р2, составляющей всего 154,5 кДж/моль, которая, в свою очередь, обусловлена взаимным отталкиванием тех электронов, которые не принимают участия в образовании связи между атомами [c.194]

Так, по Карейра и Пирсону (1972) степень переноса заряда от молекулы аммиака к молекуле фтора составляет 0,0483 заряда электрона [c.263]

Из табл. 7 видно, что энергии связи в молекулах хлора и брома превышают в молекуле фтора. Это можно объяснить возникновением между атомами галогенов, имеющих вакантные -орбитали (например, хлора), двух дополнительных донорно-акцепторных 7>связей за счет перекрывания двух атомных орбиталей одного атома с двумя орбиталями другого атома. При этом pJ -opбитaль, содержащая пару электронов, и вакантная . -орбиталь одного атома перекрывается [c.95]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология