Иод, Фтор, Хлор электронное строение

Галогены — фтор, хлор, бром, нод — расположены в главной подгруппе седьмой группы периодической системы элементов. В атомах галогенов на внешнем энергетическом уровне находится по семь электронов и они могут присоединять один электрон, превращаясь в отрицательные ионы 1 . Отрицательную степень окисления галогены имеют в соединениях с водородом и металлами. Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления +1, +3, +5, +7. Это объясняется электронным строением атомов. Атом фтора имеет следующее электронное строение [c.86]

Элементы фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I и астат At составляют V1IA группу Периодической системы Д. И. Менделеева. Групповое название этих элементов — галогены. Строение валентного электронного уровня атомов галогенов одинаково ns np атом фтора не имеет /г -подуровня, поэтому он образует только одну ковалентную связь. Фтор — самый электроотрицательный элемент и встреч ается только в состояниях Р- и F . [c.219]

Электронное строение атома хлора отличается от рассмотренного атома фтора [c.86]

Различие в строении второго снаружи энергетического уровня, на котором у атомов фтора находятся только два электрона у атомов хлора — восемь а у атомов брома, иода и астата — [c.386]

В соответствии с особенностями строения электронных оболочек атомов элементы VII группы подразделяются на три подгруппы типические элементы (водород, фтор, хлор), элементы подгруппы брома (бром, иод, астат) и элементы подгруппы марганца (марганец, технеций, рений). [c.287]

Будучи наиболее электроотрицательным элементом, фтор может только принимать один электрон на 2 р-подуровень. У него один неспаренный электрон, поэтому фтор бывает только одновалентным, а его степень окисления всегда — 1. Рассмотрим теперь электронное строение атома хлора [c.199]

Галогены —это элементы, расположенные в правой части периодической таблицы, в группе, которая находится непосредственно перед группой инертных газов. Элементы этой группы — фтор, хлор, бром, иод и астат — имеют заметное сходство и некоторые общие тенденции в изменении химических свойств. Такое сходство естественно, так как электронное строение внешних уровней у всех этих элементов одинаково. Каждый элемент имеет на один электрон меньше, чем последующий инертный газ. Различия в химическом поведении галогенов нетрудно понять в свете увеличения заряда ядра, числа электронов и размера атома при перемещении сверху вниз по этой группе периодической таблицы. [c.523]

Д. И. Менделеев, открывший объективный закон природы, не имел возможности вскрыть причины периодического изменения свойств элементов. Причины периодичности в изменении свойств элементов были раскрыты только с помощью теории строения атома. Эта теория показала, что в ходе развития электронных оболочек атомов (стр. 45) периодически повторяются одинаковые конфигурации внешних электронов, от которых более всего зависят химические свойства. Таким образом, периодическое изменение свойств элементов является следствием периодического возвращения электронных оболочек атомов к одним и тем же конфигурациям электронов внешнего слоя. Например, свойства самых активных щелочных металлов периодически повторяются у лития, натрия, калия, рубидия, цезия и франция потому именно, что в наружном слое их атомов периодически повторяется одноэлектронная конфигурация. Подобно этому свойства наиболее активных неметаллов — галогенов — периодически повторяются у фтора, хлора, брома, йода и астата, так как атомы их имеют по семь электронов во внешнем слое. [c.79]

НИИ электроны с Зр- и Зх-подуровней переходят на Зй-подуровень (на схеме показано стрелками). Разъединение электронов, находящихся на одной орбитали, увеличивает валентность на две единицы. Очевидно, хлор и его аналоги, кроме фтора, могут проявлять лишь нечетную переменную валентность 1, 3, 5, 7 и соответствующие положительные степени окисления. У фтора нет свободных орбиталей, а значит, при химических реакциях не происходит разъединения спаренных электронов в атоме (см. электронное строение атома фтора). Поэтому при рассмотрении свойств галогенов всегда надо учитывать особенности фтора и его соединений. [c.246]

Общая характеристика галогенов. Галогенами называют элементы фтор, хлор, бром, нод и астат. Атомы всех галогенов имеют в наружном слое 7 электронов. Одинаковое строение наружного электронного слоя обусловливает большое сходство их друг с другом. Это проявляется в общности химических свойств, в формах и свойствах образуемых ими соединений. Атомы всех галогенов весьма легко присоединяют один электрон, образуя отрицательно заряженные ионы. Изображая галоген буквой R, можно процесс этот выразить электронно-1юнным уравнением [c.94]

Искаженная Т-образная структура молекулы трифторида хлора может рассматриваться как производная от модели тригональ-ной бипирамиды [90]. Атом хлора находится в центре бипирамиды, а атомы фтора расположены таким образом, что два из них находятся в противоположных углах двух пирамид, а третий — в одном из углов треугольника, образуемого основаниями пирамид. Два остальных угла треугольника заняты электронной парой атома хлора. Такое строение молекулы удовлетворительно объясняет способность трифторида хлора к димеризации. [c.48]

У всех элементов, находящихся в одной и той же подгруппе периодической системы, строение внешних электронных оболочек одинаково, поэтому в свойствах таких элементов наблюдается наибольшее сходство, хотя металлические свойства в группе сверху вниз нарастают. Характер изменения свойств в группах элементов в данном случае определяется главным образом изменением радиусов атомов. Однако необходимо обратить внимание на следующее. При переходе в группе от второго к третьему периоду свойства элементов меняются настолько резко, что объяснить это одним лишь изменением радиуса атома нельзя. Например, кислород бывает только двухвалентным, а сера и все остальные элементы данной подгруппы могут иметь валентность 2, 4 и 6. Для фтора характерна исключительно одновалентность, в то время как хлор и остальные галогены могут быть 1-, 3-, 5- и 7-валентными. Такое изменение свойств при переходе от второго к третьему периоду обусловлено некоторыми особенностями структуры внешних электронных оболочек атомов элементов второго периода, с [c.62]

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]

Самым распространенным из галогенов является хлор, который содержится в биосфере в макроколичествах, тогда как фтор, бром, иод являются микроэлементами. Все галогены имеют сходное строение внешнего электронного слоя. [c.74]

Строение внешнего электронного слоя атомов хлора, брома, иода rts p . Для всех рассматриваемых элементов возможен переход атомов в возбужденные состояния, отвечающие w > 0 этим они отличаются от фтора. Если для F единственной ненулевой степенью окисления является —1, то для остальных галогенов она лишь наиболее устойчивая. 7 [c.474]

Высшие интергалогенные соединения имеют формулы ХХ3, ХХ5 или XX,, где Х -хлор, бром или иод, а Х -фтор (единственным исключением является 1С1з, в котором Х -хлор). Из проведенного в разд. 7.7, ч. 1, обсуждения химической связи и структуры следует, что соединения такого типа образуются с участием надвалентных орбиталей центрального атома. Пользуясь теорией отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП), изложенной в разд. 8.1, ч. 1, можно предсказать геометрическое строение таких соединений. Характер химической связи между центральным и периферическими атомами в интергалогенных соединениях можно описать и в рамках представлений [c.295]

Строение внешнего. электронного слог атомов хлора, бр<зма и иода ns nfr. Внешние электронные оболочки атомов хлора, брома и иода имеют свободные (/-орбитали, поэтому для всех рассматриваемых элементов возможен переход атомов в возбужденные состояния, отвечающие степеням окисления >0 этим они отличаются от фтора. Если для фтора единственной ненулевой степенью окисления является -1, то для остальных галогенов она лишь наиболее устойчива. [c.461]

Из сделанного обзора строения атомов первых 20 элементов периодической системы можно сделать чрезвычайно важные выводы. У атомов водорода и гелия, входящих в п е р в ы й период периодической системы Д. И. Менделеева, имеется одна электронная оболочка, причем образование этой оболочки начинается у водорода, первого элемента этого периода, и кончается у гелия, последнего элемента этого периода. У атомов лития, бериллия, бора, углерода, азота, кислорода, фтора и неона, входящих во второй период периодической системы, имеются две электронные оболочки, причем образование второй оболочки начинается у лития, первого элемента этого периода, и кончается у неона, последнего элемента этого периода. У атомов натрия, магния, алюминия, кремния, фосфора, серы, хлора и аргона, входящих в третий период периодической системы, имеются три электронные оболочки, причем образование третьей электронной оболочки начинается у натрия, первого элемента этого периода, и кончается у аргона, последнего элемента этого периода. У атома калия, начинающего четвертый период периодической системы, начинается образование четвертой электрон- [c.212]

Следует отметить, что среди полифосфонитрилгалогенидов изучались производные хлора, брома и фтора методом получения, строению, свойствам и применению которых посвящен ряд обзоров Методом МО ЛКАО исследована электронная [c.610]

При изучении химических свойств элементов выявилось одно очень важное явление — они образуют естественные группы. Действительно, сравнивая свойства фтора, хлора, брома и иода, мы видели, что эти элементы обладают близкими свойствами все они образуют соединения с водородом типа HR, где R — один из представителей этой группы они непосредственно реагируют с металлами, образуя при этом типичные соли, например, NaF, Na l, NaBr и KJ. Они образуют соли кислородсодержащих кислот, которые обладают сильными окислительными свойствами КСЮ, КВгО и KJO. Можно было бы указать еще ряд их общих свойств. При изучении строения их атомов было установлено, что у всех этих элементов, и только у них, внешний электронный слой состоит из 7 электронов. Все это дало право объединить их в одну группу и дать общее название — галогены. [c.271]

Строение атома фосфора. Соответственно порядковому номеру фосфора 15 его атом имеет три электронные оболочки из 2, 8 и 5 эл ктро- ов. Лишь при взаимодействии с наиболее электроположительными металлами атом фосфора может восполнять внешнюю оболочку до. октета, превращаясь в троекратно отрицательный ион Р. Обычно же атом фосфора образует ковалентные связи, выступая либо как трехвалент-яый, либо же — в соединениях с наиболее электроотрицательными, правее и выше стоящими элементами (фтором, кислородо М, хлором и серой) — как положительно поляризованный пятивалентный элемент. [c.347]

Вопросы и задачи. 1. Рассказать о строении атомов элементов. 2. Привести схемы строения атомов элементов, учитывая заряд ядра атома, указанный в скобках водорода (1), хлора (17), алюминия (13), серы (16 , кислорода (8), гелия (2), лития (3), фтора (9), калия (19), неона (10), кальция (20), фосфора (15). 3. Что такое- ноны Привести примеры положительно и отрицательно заряженных ионов. 4. Привести символы следующих ионов а) положительно заряженного нона меди, несущего 2 заряда б) отрицательно заряженного иона фтора, несущего один заряд в) положительно заряженного иона железа, несущего три заряда г) отрицательно заряженного нона серы, несущего два заряда. 5. Привести схемы строения следующих атомов и ионов, учитывая заряд ядра атома, указанный в скобках а) атома кальция и положительно заряженного иона кальция (20), б) атома фтора и отрицательно заряженного иона фтора (9), в) атома магния и положительно заряженного иона магния (12), г) атома лития и положительно ааряженного иона лития (3), д) атома серы и отрицательно заряженного иона серы (16). 6. Изобразить в виде электронно-ионного уравнения процесс превращения атома в ион а) хлора (в отрицательно заряженный ион), б) серы (в отрицательно заряженный ион), [c.34]

Химические свойства элементов, как известно из неорганической химии, определяются структурой электронного окружения ядер, и в первую очередь структурой внешних электронных слоев — так называемыми валентными электронами. Сходство строения внешних электронных слоев элементов проявляется в сходстве свойств этих элементов — такие элементы входят в состав одной группы Периодической системы Д. И. Менделеева. Вступая в химическую реакцию, элементы в большей или меньшей степени деформируют свои внешние электронные слои электроны внешних слоев реагирующих элементов взаимпдрйствуют между собой (перекрываются) и образуют более сложное, в значительной степени общее, электронное облако. При с<10м характер взаимодействия будет зависеть от свойств партнеров по реакции. Так, например, сера, взаимодействуя с металлами, оттягивает электроны к себе, электронное облако металла в большей или меньшей степени (в зависимости от свойств металла) смещается в сторону ядра серы, и в отдельном случае может образоваться почти чисто ионная связь. При взаимодействии же серы с кислородом, хлором или фтором электронное облако оказывается смещенным в сторону ядер кислорода, хлора или фтора. В элементарной сере все атомы связаны между собой типичными атомными связями. [c.6]

Если опираться на формальное лрименедие периодического закона, то следовало бы ожидать энергию связи в молекуле фтора большей, чем тако-, вая- в молекуле хлора. Для ia, Вгг и Ь отчетливо видна закономерность чем меньше порядковый номер галогена, тем больше энергия связи, и эта закономерность i.e выполняется для фтора. Есть два объяснения такому факту. Первое предполагает более сильное взаимное отталкивание электронных оболочек двух атомов фтора в молекуле вследствие их меньшего, у других галогенов, размера. Второе опирается на то, что у свободногв атома фтора в отличие от атомов других галогенов отсутствуют вакант-иые d-ячейки. В самом деле, сопоставив строение электронной оболочки атома фтора (см. рис. 30) и строение электронной оболочки атома хлора (рис. 31), мы находим, что в отличие от атома фтора во внешнем валент- [c.65]

Отталкивающее влияние уединенных пар уменьшает углы РС1Р от 90 до 87°29. Строение молекул пентафторида приведено на рис. 302. В этом случае имеется гибридная конфигурация врЫ , т. е. шесть пар октаэдриче-ски расположенных электронов одна пара уединенная и отталкивает четыре атома фтора, выводя их из плоскости, в которой лежит ядро атома хлора. Энергетика образования фторидов хлора представлена в табл. 122. [c.324]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология