Иод, Фтор, Хлор валентность

Какие валентные состояния характерны для фтора, хлора, брома, йода и астатина Дайте развернутое объяснение с учетом особенностей строения их атомов. [c.9]

При образовании связей с менее электроотрицательными атомами (для фтора это - все элементы, для хлора - все, кроме фтора и кислорода) валентность всех галогенов равна . Степень окисления -1 и заряд иона 1-. Положительные степени окисления невозможны для фтора. Хлор же проявляет различные положительные степени окисления вплоть до +7 (номер группы). Примеры соединений приведены в Справочной части. [c.75]

Если сравнить расположение электронов по орбиталям в атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только валентность I и степень окисления — 1. В атомах других галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали [c.125]

В то же время сера — аналог кислорода — проявляет переменную валентность 2, 4, 6 хлор — налог фтора проявляет валентность 1, 3, 5, 7. Это объясняется наличием свободных ( -ячеек в третьем энергетическом уровне [c.45]

Изучение фтора, хлора, брома и йода показывает, что эти элементы по химическим свойствам сходны между собой. Все четыре элемента — типичные неметаллы, очень активные, поэтому в природе в свободном состоянии не встречаются. В химических соединениях они проявляют одинаковую валентность и их соединения с одним и тем же элементом проявляют сходные свойства. [c.94]

Как пользоваться таблицами 22, 23, 24 и 25 Помеш,ен-ный в них учебный материал не предназначен для простого заучивания. Руководствуясь им, вы должны повторить и обобщить самое важное, самое существенное об элементах, расположенных в группах периодической системы, о их соединениях, свойствах и применении. Например, следует только взглянуть на схемы распределения электронов по орбиталям фтора F и хлора С1 (табл. 25) — и вы вспомните их общие и отличительные химические свойства. Из этих схем видно, что в атомах фтора и хлора в нормальном состоянии имеется по одному неспаренному электрону. Этим и объясняются общие свойства этих элементов фтор, хлор и другие галогены в свободном состоянии образуют двухатомные молекулы — Рз, I2, Вг2, Ь — и проявляют валентность I в соединениях же с металлами и водородом — [c.125]

Исходя из строения атомов галогенов, указать, какие валентные состояния характерны для фтора, хлора, брома и иода. Какие степени окисленности проявляют галогены в своих соединениях [c.221]

Особенности химии фтора. Как и в других группах системы, химия типических элементов — фтора и хлора — имеет целый ряд особенностей. Наиболее ярко это проявляется у фтора. Специфика поведения фтора по сравнению с другими галогенами связана не только с наименьшим радиусом, наибольшими потенциалом ионизации и ОЭО атомов фтора. Главное, что определяет особенности химии фтора,— ограниченные валентные возможности и степени окисления фтора. Атом фтора не располагает -орбиталями, а промотирование электронов на орбитали с главным квантовым числом 3 для него энергетически невыгодно. В результате в химии фтора представлены только две степени окисления Ои — 1. Отсюда следует, что фтор только окислитель, а восстановителем быть не может. Поэтому для фтора неизвестны соединения с положительной сте- [c.350]

Общие сведения. Элементы главной подгруппы V группы — азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут — в своих кислородных соединениях максимально пятивалентны, по отношению же к водороду они бывают исключи, тельно трехвалентными. Большинство этих элементов пятивалентны также и в отношении других электроотрицательных элементов, прежде всего фтора, хлора, брома и серы. Однако наряду с валентностью пять они всегда проявляют но отношению к ним и валентность три. [c.560]

Электронные конфигурации внешнего валентного слоя галогенов относятся к типу ns np (л = 2, 3, 4 и 5 соответственно у фтора, хлора, брома и иода). Такие электронные конфигурации обусловливают типичные окислительные свойства галогенов — способностью присоединять электроны обладают все галогены, хотя при переходе к иоду окислительная способность галогенов ослабляется. [c.179]

При этом валентная группа каждого атома включает более восьми электронов. В случае фтора расширение валентной группы невозможно, так как фтор в отличие от хлора и др. не имеет незанятых орбит с достаточно низкой энергией. Другой фактор может быть обусловлен тем, что в маленькой молекуле Fa отталкивание неподеленных электронных пар гораздо больше, чем в больших молекулах I2, Вга, 12- [c.141]

В первом разделе данной главы описаны некоторые свойства водорода, углерода, азота, фосфора, мышьяка, сурьмы, (висмута, кислорода, серы, селена, теллура, фтора, хлора, брома и иода. Последующие разделы посвящены их. соединениям между собой, в частности соединениям, в которых они проявляют нормальную валентность и связаны одинарными связями. Соединения неметаллических элементов с кислородом рассмотрены в следующей главе. [c.172]

VII группа. Галогены. К ней относятся элементы главной подгруппы — фтор, хлор, бром, иод, а также нестабильный элемент астат. Все галогены реакционно способны, поскольку во внешней электронной оболочке у них находится семь валентных электронов, и для получения устойчивого одноотрицательного иона достаточно присоединить один электрон. Это обстоятельство характеризует галогены как типичные неметаллы со степенью окисленности —1. [c.38]

Водородные соединения галогенов. Галогены, соединяясь с водородом, образуют вещества однотипного состава HF, НС1, НВг, HI. Состав этих веществ может быть выражен общей формулой НаШ, где под Hai подразумевается один из галогенов — фтор, хлор, бром, иод, астат. Соединения галогенов с водородом— газы, обладающие резким запахом, дымящие на воздухе. Они отличаются большой растворимостью в воде, при этом образуются кислоты с общей формулой НаШ, сходные по свойствам. По мере повышения зарядов ядер атомов галогенов растет количество промежуточных электронных слоев между ядром атома и его внешним электронным слоем. При этом уменьшается сила связи валентных электронов с ядром атома (уменьшается электроотрицательность с 4,1 у фтора к 2,2 у иода). [c.274]

Известно, что атом водорода, теряя свой единственный электрон, превращается в протон Н , лишенный электронной оболочки. Поэтому он легко притягивается электронными слоями других атомов или ионов, внедряется в электронные оболочки электроотрицательных элементов (фтора, хлора, кислорода, азота). Можно сказать, что и протоны водорода электростатически притягивают атомы других молекул. Таким образом у атома водорода появляется как бы побочная, вторая валентность. [c.62]

К седьмой группе периодической системы относятся, кроме галогенов — фтора, хлора, брома и и о д а, с которыми мы уже ознакомились, еще элементы марганец Мп и рений Ке. В отличие от галогенов, имеющих в наружной электронной оболочке по семь электронов и являющихся типичными металлоидами, марганец и рений имеют в наружной электронной оболочке только по два электрона и проявляют свойства металлов. С водородом они не образуют соединений. Максимальная положиг тельная их валентность такая же, как и у галогенов, она равна 7 (они могут отдавать электроны не только наружного слоя, но в незаконченного предпоследнего слоя). [c.293]

Другими словами, следует ожидать проявления физиологической активности у любого фосфорорганического соединения в том случае, если имеется в качестве центрального атома пятивалентный фосфор, который двумя связями соединен с кислородом (или серой). Радикалы Ri и Кг (см. формулу) представляют собой нейтральные радикалы, например алкильные, алкоксильные или даже остатки первичных или вторичных аминов, например (СНз)2М—. Пятая валентность фосфора замещена ациль-ной группой или остатком галоидоводородной (фтор, хлор, бром или йод), синильной или любой другой кислоты. [c.44]

Все элементы подгруппы азота обладают высшим валентным состоянием 54-, соответствующим соединениям их с более электроотрицательными элементами — кислородом, серой, фтором, хлором и бромом. Они образуют с ними также сравнительно устойчивые соединения, где имеют валентность 3+, отвечающую ионам с внешней s -оболочкой, В гидридах они трехвалентны. С возрастанием атомного номера прочность трехвалентных соединений с электроотрицательными элементами — кислородом, серой и галогенами — растет, а пятивалентных — уменьшается. Прочность трехвалентных соединений с электроположительным водородом при этом снижается. Азот и некоторые его аналоги проявляют также положительные валентности 1+, 2-Н и 4-Ь, которые, однако, для них менее характерны. Таким образом, высшая положительная валентность 5-Ь и высшая отрицательная валентность 3—, свойственные всем этим элементам, однозначно указывают на принадлежность их к V группе. [c.80]

Иод стоит особняком среди других галогенов вследствие своей способности к образованию относительно устойчивых органических производных, в которых его валентная оболочка содержит не обычное число восемь, а десять электронов. Например, иодбензол реагирует с хлором в растворе хлороформа, образуя дихлорид иодбензола в этом соединении иод имеет валентность, равную трем, и содержит десять электронов на внешней электронной оболочке. Фтор-, хлор- и бромбензолы не реагируют с хлором подобным образом. [c.190]

Спектральный состав зависит от различий в валентном состоянии активатора, вошедшего в решетку основы, его положения в этой решетке (замещение иона в узле, междуузельное положение), а также от природы атомов основы. В качестве прймера влияния структуры центра свечения на спектр излучения следует привести галофосфат кальция, активированный 8Ь и Мп. Спектр излучения этого люминофора состоит из двух полос, соответствующих излучению 8Ь И Мп, положение и интенсивность свечения которых зависит от концентрации активаторов и соотношения и С1", входящих в состав галофосфата. Влияние галогенов, например С1 , на положение основной полосы Мп обусловлено тем, что ионы Са - - могут четырьмя различными способами окружать Ионы Мп +. В свою очередь, эти ионы Са " по-разному связаны с сурьмой, фтором, хлором или кислородом. [c.9]

Достоверная интерпретация полученного материала невозможна без специальных расчетов. Известно, однако, что у монозамещенных фтор-, хлор- и бромбензола в рассматриваемой области проявляются колебания типа симметрии Ai, Bi и Вг, которые могут быть интерпретированы соответственно как валентное, деформационное плоскостное и деформационное неилоскостное колебашш связи С—Hal [2, 3]. В связи с этим иред- [c.55]

Хлор также является в высшей степени активным химическим элементом. Однако по своей активности он стоит позади фтора. Так же как и фтор, хлор непосредственно реагирует с большинством элементов, но всегда менее энергично, чем фтор. Он не соединяется непосредственно с азотом и кислородом, а также с углеродом. Однако взаимодействие с этими элементами возможно обходным путем — через другие соединения. С кислородом он образует несколько окислов, правда все они в высшей степени нестойки. В углеводородах хлор замещает водород (частично или полностью). При этом один атом молекулы хлора GI2 соединяется с атомом водорода, а другой — с освободившейся валентностью атома углерода, например СН4 + GI2 = HG1 + GH3 I. Хлор непосредственно присоединяется к ненасыщенным органическим соединениям, например [c.836]

Фтор во всех соединениях проявляет валентность, равную единице. Остальные галогены проявляют переменную валентность, которая в кислородных соединениях доходит у хлора и иода до семи, а у брома до пяти. Фтор, хлор и бром не теряют электронов и не превращаются в элементарные катионы. Их соединения с кислородом и другими неметаллами образованы при помощи ковалентных связей. Следовательно, фтор, хлор и бром проявляют свойства только неметаллов. Элементы иод и астат при некоторых условиях могут терять электроны и превращаться в элементарные катионы И и или в сложные катионы, например катион иодила 10 . Иными словами, они проявляют и свойства металлов. Металлические свойства усиливаются от иода к астату. [c.386]

ЦИРКОНИЯ ГАЛОГЕНИДЫ — соединения циркония с фтором, хлором, бромом и иодом, в к-рых Zr проявляет валентность 4, 3 и 2. Соединения 2- и 3-валентного Zr с галогенами — т. наз. субгалогениды, малоустойчивы. Галогениды ZrXj, за исключением красновато-желтого ZrJ4, бесцветны. Их основные физич. свойства представлены ниже. [c.437]

В ряде случаев кремний проявляет свойства, позволяющие предположить, что в достройке валентного октета участвуют Зс -орбитали [6, 7]. При образовании связей с такими электроотрицательными элементами, как фтор, хлор, кислород и азот, валентный октет кремния достраивается, и его координационное число возрастает с 4 до 5 или 6. Существование соединений с такой структурой дает веские доказательства образования spd-гкбридизованных орбиталей. Известно, например, что как гек-сафторсиликатный ион [8] SiFT. так и катион П1 [9] имеют октаэдрическое строение. [c.35]

Влияние замещения и сопряжения. Замепгение водорода атомом галогена обычно понижает частоту валентных колебаний двойной связи между углеродными атомами. Величина смещения — наибольшая при замещении йодом, наименьшая — при замеще1ши хлором при замещении фтором частота валентного колебания С=С повышается. Замещение водорода другими электроотрицательными группами, например —0R, —О—СО—R, смещает рассматриваемую частоту в сторону низких частот при одновременном увеличении интенсивности. [c.253]

З-Ь, 5-Ь и 7-Ь. Однако бром является удивительным исключением и валентности 7-Ь не проявляет, хотя его соседи — хлор и иод — эту валентность имеют (ср. в табл. 10 и И сдвиг брома вправо от хлора к фтору). Хлор с кислородом образует и четырехвалентный окисел СЮа, в чем проявляется меньшая электроотрицательность его среди галогенов, отражаемая сдвигом влево к металлам в таблице относительно остальных галогенов. Таким образом, в Vila группе высшая положительная валентность брома (5-Ь) не соответствует номеру группы. [c.80]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология