Иод, Фтор, Хлор электроотрицательность

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]

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]

Мерой окислительной или восстановительной актив-и(х ти элементов служит относительная электроотрицательность, При рассмотрении различных соединений р-элементов с фтором, хлором, кислородом, т. е. с элементами, имеющими высокое значение электроотрицательности (4 3 3,5 соответственно), можно сделать вывод, что полярность связи увеличивается по мере усиления восстановительной способности р-элементов. Ясно, что среди всех р-элементов наиболее далеко отстоят от F, С1 н О (самые электроотрицательные элементы) — Т1, [c.123]

I и астат А1 составляют УПА-группу Периодической системы, Групповое название этих элементов-гд гогены. Электронная конфигурация валентного уровня атомов галогенов одинакова пз пр . Электроотрицательность элементов уменьшается от фтора к астату. Фтор-самый электроотрицательный элемент (/ = 4,10), он не имеет положительных степеней окисления и встречается в соединениях только в состоянии Р , Остальные галогены - хлор и его более тяжелые аналоги проявляют в соединениях степени окисления от ( — 1) до (-ЬУП), [c.114]

Все элементы подгруппы галогенов обладают электронной конфигурацией ns np , что обусловливает характерную степень окисления всех элемеетов -1. Фтор - наиболее электроотрицательный элемент, он не образует соединений, в которых проявлялась бы положительная степень окисления. Для хлора, брома и иода известны степени окисления +1,+3,+5,+7. [c.88]

Электроотрицательность (по Малликену и Полингу) характеризует свойство атома притягивать (удерживать) электроны. В качестве меры электроотрицательности принимают полусумму энергии ионизации (/) и сродства к электрону (Е) — величину 1 (/+ Е). Наибольшая величина электроотрицательности — у элементов с ярко выраженными неметаллическими (окислительными) свойствами (фтор, хлор, кислород, сера и др.) - [c.82]

Электронная конфигурация галогенов обусловливает характерную степень окисления всех элементов в их соединениях (-1). В то же время для хлора, брома и иода известны соединения, где их степени окисления имеют положительные значения +1, +3, +5 или + 7. Фтор — наиболее электроотрицательный элемент периодической системы, он не образует соединений, в которых проявлялась бы положительная степень окисления. [c.167]

Высокая электроотрицательность атома фтора связана с тем, что ядро этого атома имеет наиболее высокий заряд среди элементов второго периода (+9), и участвующие в образовании связей электроны внешней 2s 2p - оболочки расположены очень близко к ядру. В результате этого, например, хлор, находящийся в той же VII группе (группе галогенов), но обладающий более высоко расположенными орбиталями и образующий связи с участием За-23р 53 0 электронов, существенно отличается от фтора по электроотрицательности и реакционной способности. [c.9]

Реакционноспособность галогенопроизводных углеводородов зависит как от природы галогена, так и от строения органического радикала. В ряду фтор — хлор — бром — иод подвижность галогена возрастает. Это, казалось бы, противоречит степени поляризации соответствующей связи (см. табл. 6) связь С—Р в силу большой электроотрицательности фтора поляризована сильнее, чем связь С—I. Однако, как уже говорилось, для осуществления реакции важнее не поляризация в состоянии покоя, а способность поляризоваться при подходе реагента в момент реакции, т. е. поляризуемость. Этим свойством, как видно из той же таблицы, связь С—I обладает в несравненно большей степени, чем связь С—Р. Кроме того, при разрыве связи С—I надо затратить гораздо меньше энергии, чем при разрыве связи С—Р (энергии связей соответственно 240 и 485 кДж/моль). [c.145]

Седьмая группа периодической системы, помимо типических элементов — фтора и хлора, включает элементы подгрупп брома и марганца. Поскольку у типических элементов и представителей подгруппы брома до конфигурации электронных оболочек последующих благородных газов недостает лишь по одному электрону, они функционируют как неметаллы. При этом фтор — наиболее электроотрицательный элемент системы, а хлор и бром ио электроотрицательности близки к азоту. Неметаллический характер иода может быть формально приравнен к сере, так как у этих элементов значения ОЭО совпадают (2,6). [c.349]

Сильным межмолекулярным взаимодействием является водородная связь, которая возникает между молекулами., в состав которых входят атомы водорода и элементов с высокой электроотрицательностью (фтор, хлор, кислород, азот). [c.56]

Шкала электроотрицательности охватывает значения от 0,7 для цезия до 4,0 для фтора. Фтор — наиболее электроотрицательный элемент, на втором месте стоит кислород и яа третьем — азот и хлор. Водород и типичные металлоиды находятся в центре этой шкалы значе- ия их электроотрицательности близки к 2. Металлы имеют значение электроотрицательности, равное примерно 1,7 или меньше. [c.157]

Образование водородных связей происходит в том случае, когда молекулы растворенного вещества и растворителя содержат достаточно электроотрицательные атомы, а также соответствующим образом расположенный атом водорода. Водородная связь может образоваться между молекулой,, в -которой атом водорода присоединен к атому фтора, хлора, кислорода или азота (в виде исключения — к атому углерода), и молекулой, в которой имеется какой-либо донорный атом (в большинстве случаев это атомы кислорода или азота). Водородные связи типичны для растворителей, в молекулах которых содержатся а) как донорный атом,, так и атом водорода, способные образовать водородную связь (например, вода, спирты, фенолы, алифатические нитросоединения с группой =СН—N02) б) только донорный атом (например, кетоиы, простые эфиры, сложные эфиры, нитролы и ароматические нитросоединения) в) только атом водорода, способный образовать водородную связь. [c.111]

Фтор —самый электроотрицательный элемент, и поэтому он способен отнимать электроны от анионов всех элементов. Точно так же хлор способен окислять бромид- и иодид-ионы, а бром может окислять иодид-ион [c.214]

По мере увеличения атомной массы галогенов электроотрицательный характер их ослабевает и, следовательно, уменьшается и окислительная способность галогена. Исходя из этого-самым сильным окислителем является фтор. Хлор и бром проявляют окислительные свойства в меньшей степени. Иод — наиболее слабый окислитель. [c.63]

Жесткие основания — донорные частицы, обладающие высокой электроотрицательностью, низкой поляризуемостью, трудно окисляющиеся. Термин жесткое основание подчеркивает, что соединение прочно удерживает свои электроны, т. е. его молекулярная орбиталь, пара электронов которой передается акцептору, имеет низкий уровень энергии (расположена близко к ядру атома). Донорными атомами в жестких основаниях могут быть кислород, азот, фтор, хлор. [c.114]

Галогениды. В галогенидах электроотрицательная составляющая включает атомы галогенов — фтора, хлора, брома или иода. Применение термина галиды не рекомендуется. Примеры систематических названий галогенидов [c.10]

По шкале Полинга ЭО фтора (наиболее электроотрицательного из всех элементов) условно принята равной 4,0 на втором месте находится кислород, на третьем — азот и хлор. Водород и типичные неметаллы находятся в центре шкалы значения их ЭО близки к 2. Большинство металлов имеют значения ЭО, приблизительно равные 1,7 или меньше. Отметим, что ЭО является безразмерной величиной. [c.50]

Кислотность оксида алюминия повышается при замене поверхностных гидроксильных групп на галогены (фтор, хлор). Предполагается, что если атом галогена находится рядом с льюисовским центром, то кислотность увеличивается из-за большей электроотрицательности галогена по сравнению с гидроксильной группой, т. е. в сущности вследствие электростатического эффекта [152]. [c.99]

Эффект понижения электроотрицательности в ряду — фтор, хлор, бром, иод явно проявляется в способности более легкого галогена в элементарном состоянии окислять галогенид-ионы более тяжелых галогенов или в способности более тяжелых галогенов в элементарном состоянии восстанавливать кислородные соединения более легких галогенов [c.221]

Обычно водородная связь образуется, если водород находится между двумя электроотрицательными атомами, например, фтора, хлора, кислорода, серы, азота. Последнее время определенно установлена возможность образования водородной связи с углеводородом, в молекуле которого имеются я-электроны, а также участие в образовании водородной связи атома водорода СН-связи. [c.269]

Атомы водорода, имеющие сильную химическую связь с каким-либо атомом (фтором, хлором, бромом, кислородом, азотом, фосфором, углеродом и др.), могут образовывать с другим электроотрицательным атомом слабую водородную связь, обозначаемую тремя точками (X—Н--У или Р-"Н—Р). Водородная связь широко распространена и сильно влияет на свойства растворителей. Эту связь могут образовывать, по мнению некоторых авторов, атомы не только с сильным сродством к электрону, но и -со слабым сродством, как, например, атомы инертных газов (аргон, ксенон), а также молекулы ранее считавшегося инертным растворителем [c.16]

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]

Однако кремний проявляет явно выраженный электроположительный характер и обладает заметным избирательным сродством к электроотрицательным элементам, например к фтору, хлору, кислороду и др. Это видно из сравнения электроотрицательности и сродства к электрону у кремния с теми же величинами у других элементов (табл. 1). [c.15]

В структуре атомов галогенов недостает лишь одного электрона для завершения оболочки инертного газа, поэтому эти элементы легко образуют отрицательно заряженный ион На1 и простые ковалентные связи —Hal. Фтор, хлор, бром и иод по химическим свойствам являются типичными неметаллами. Свойства этих элементов и их соединений закономерно изменяются в уменьшением электроотрицательности. Фтор, наиболее электроотрицательный из них, является самым реакционноспособным из всех известных элементов. Хлор, бром и иод образуют высоковалентные кислородные соединения, в которых галоген проявляет положительную степень окисления. [c.7]

Атомы хлора, брома и иода имеют незаполненную ( -оболочку. Поэтому для хлора и его аналогов характерны положительные степени окисления (+1, +П1, +У, +УИ). Так как фтор наиболее электроотрицательный элемент, то все бинарные соединения, содержащие фтор, называют фторидами И—Р — фторид водорода, ОРг — фторид кислорода, СР — фторид углерода и т. п. [c.214]

Здесь полезно дать краткую сводку по реакциям электрофильного присоединения в свете периодической системы. В табл. 28 суммированы некоторые данные, обсуждаемые в этой монографии. В группе УПА, по-видимому, только фтор (самый электроотрицательный элемент) с трудом принимает положительный заряд и с большим трудом вступает в реакцию в виде электрофила. Хлор (и кислород), напротив, при соответствующей поляризации легко реагирует в качестве электрофила. В табл. 28 много пробелов. Некоторые из них обусловлены тем, что более тяжелые элементы периодической таблицы не образуют прочных ковалентных связей с углеродом и поэтому электрофильные реакции легко обратимы, а также и тем, что катионы металлов обладают очень большой энергией сольватации и поэтому присоединение термодинамически невыгодно. Однако авторы полагают, что некоторые реакции электрофильного присоединения, возможно, ждут своего открытия и доказательства. [c.247]

Различной электроотрицательностью и сродством к электрону объясняется вытеснение одних галогенов другими из их соединений. Так, у фтора наибольшая электроотрицательность и сродство к электрону, он может отнимать электроны от любых галогенов хлор отнимает электроны только от анионов брома и иода, а бром только от анионов иода. Следовательно, в главной подгруппе с увеличением порядковых номеров элементов окислительная активность галогенов уменьшается от фтора к иоду, поэтому каждый вышестоящий в группе галоген вытесняет нижестоящий из его соли [c.276]

Водородной связью называется связь между атомом водорода, соединенным ковалентной связью с каким-либо атомом в одной молекуле, и наиболее электроотрицательным атомом (фтором, хлором, серой, азотом, кислородом и др.), принадлежащим другой молекуле. Эта связь появляется в результате отдачи водородом своего единственного электрона для ковалентной связи и полного ли-, шения электронной оболочки. Ядро водорода способно своим положительным зарядом прочно связаться с одним из отрицательных атомов, образуя, таким образом, водородный мостик между молекулами и в пределах одной молекулы. [c.36]

Если быть последовательным в номенклатуре неорганических соединений и придерживаться того принципа, по которому бинарные соединения (т. е. состоящие из двух элементов) фтора, хлора, брома, иода, серы, азота и т. д. называют фторидами, хлоридами, бромидами, иодидами, сульфидами, нитридами и т. д., то этот принцип следует положить в основу и номенклатуры бинарных соединений водорода. В соответствии с этим принципом бинарное соединение следует называть по более электроотрицательному элементу с добавлением к его названию окончания ид . Так, хлористый бром следует называть хлоридом брома, а не бромидом хлора. Очевидно, по этому принципу гидридом нужно называть то бинарное соединение элемента с водородом, в котором элемент менее электроотрицателен, чем водород. Поэтому соединение НС1 является хлоридом водорода, а не гидридом хлора. К сожалению, авторы книги не следовали этой рациональной номенклатуре и не критически отнеслись к названиям соединений разных элементов с водородом, и потому им пришлось пользоваться термином ковалентные гидриды для таких соединений, как НС1, НВг, H,S и др. Совершенно естественно, что, согласно указанному выше принципу номенклатуры, в гидридах водород имеет отрицательную степень окисления [—IJ, в то время как в остальных бинарных соединениях водорода последний имеет положительную степень окисления [+1]. В силу различия в состоянии окисления водорода в гидридах и в остальных бинарных его соединениях совершенно естественно и существенное различие в химическом поведении этих двух групп соединений. В книге сохранена номенклатура, принятая авторами для бинарных соединений водорода, хотя в ряде случаев трудно с ней согласиться.— Прим. ред. [c.22]

Галогениды. В галогенидах электроотрицательная составляющая включает атомы галогенов — фтора, хлора, брома и иода. Применение термина галиды не рекомендуется. [c.28]

Когда электронная пара ковалентной связи соединяет два разных атома, возникает иное положение. Хорокго известно, что атомы разных элементов обладают разным сродством к электронам одни из них, подобно литию, натрию, легко отдают электроны, другие, подобно фтору, хлору, жадно принимают их. Известно, что стремление к присоединению электронов (так называемая электроотрицательность атомов) растет в периодической системе слева направо и снизу вверх. Логично считать, что и в отношении находящейся в совместном владении электронной пары разные атомы будут вести себя неодинаково один из партнеров может быть довольно равнодушным к электронам и может позволить другому завладеть электронной парой более чем наполовину. Легко понять, к чему это приведет симметрия в распределении зарядов окажется нарушенной, одна часть молекулы приобретет некоторый положительный заряд, другая — отрицательный. Эти заряды не достигают полного заряда электрона, но они тем больше, чем больше разница в сродстве связанных атомов к электронам (т. е. в их электроотрицательностях). Подобные частичные заряды принято обозначать значками б и б . Простейший пример — молекула хлороводорода [c.82]

ГАЛОГЕНЫ (от греч. hals, род. падеж halos-соль и -genes-рождающий, рождённый) (галоиды), хим. элементы главной подгруппы VTI гр. периодич. системы фтор, хлор, бром, иод и астат. Молекулы двухатомны. Внеш. электронная оболочка атомов имеет конфигурацию s p . С увеличением ат. массы Г. возрастают их ионный и ковалентный радиусы, уменьшаются энергии ионизации и электроотрицательность (см. табл.). [c.497]

Галсген — у нас галоид — термин, первоначально данный Берцелиусо.и группе электроотрицательных радикалов, простых и сложных, не содержащих кислорода, обладающих способностью соединяться с металлами с образованием солей, известных под названием галоидных. В настоящее время этот термин применяется лишь к чеплрем элементам фтору, хлору, брому и иоду. В. Р. [c.297]

Типы химической связи н периодическая таблица элементов. Классификация соединений по типу химической связи удобна тем, что иа основании периодической таблицы довольно легко определить, Какие элементы образуют соединения того или иного типа. Металлоиды легко дают друг с другом ковалентно связанные соединения. Если разница в сродстве к электрону (электроотрицательностей атомов) не слишком велика, то электроны легко обобществляются двумя (в исключительных случаях тремя) атомами. Для металлов обычно не характерны ковалентные соединения, но для типичных элементов второго и третьего периодов известен ряд таких примеров. Многоатомные группы, построенные из атомов металлоидов, обычно заряжены. В частности, при связывании нескольких атомов с высокой электроотрицательностью, таких, как фтор, хлор и кислород, центральным атомом другого металлоида (а иногда и атомом металла) образуются разнообразные анионы (например, NO3. sot, СгО , SiF , РС1б). [c.147]

Шеппард [21] показал, что частоты симметричных деформационных колебаний метильнь1х групп зависят от химической природы (электро-отрицательности) гетероатома, присоединенного к СНз-группе, но практически не зависят от массы и размеров этого атома. Частоты, обусловленные рассматриваемыми колебаниями, в случае соседства метильной группы с атомами Ы, О, Р, электроотрицательность которых больше трех, оказываются более высокими, чем в углеводородах (1380 см ). Наибольшая частота, около 1475 см , наблюдается для атома фтора. Соседство с атомом хлора, электроотрицательность которого равна трем, обусловливает поглощение около 1355 см т. е. несколько ниже, чем в углеводородах. [c.161]

Общие сведения. Элементы главной подгруппы V группы — азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут — в своих кислородных соединениях максимально пятивалентны, но отношению же к водороду они бывают исключительно трехвалентньши. 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 по отношению к ним и валентность три. [c.625]

Окисление. Как уже было указано в предыдущей главе, соединение "какого-нибудь вещества с кислородом называется окислением. Однако существует целый ряд Процессов, обнаруживающих очень большую аналогию с реакцией соединения с кислородом, например соединение металлов с хлором, бромом, серой и подобными им элементами, имеющими неметаллический характер. Эта аналогия нередко проявляется уже внешне. Так, сурьма сгорает в атмосфере хлора совершенно так же, как и в воздухе или в кислороде, и большинство других металлов можно заставить гореть не только в кислороде, но и в хлоре, в парах брома, парах серы и т. д. В ряде случаев соединение с этими элементами происходит даже гораздо энергичнее, чем с кислородом. В отношении фтора это справедливо даже в большинстве случаев. Образующиеся в результате этих процессов продукты можно путем реакций совершенно иного характера, чем типичные процессы окисления, превратить в те же продукты, которые получаются при непосредственном соединении с кислородом. Так, продукт горения олова в струе хлора, тетрахлорид олова ЗпС14, можно разложить, действуя на него водой (гидролиз), и затем, высушив или прокалив полученное вещество, получить тот же конечный продукт — двуокись олова 8пОг, который образуется при непосредственном сжигании олова на воздухе. Изучение всех изложенных выше процессов привело к тому, что термину - окисление в настоящее время придают более широкий смысл, обозначая им не только соединение с кислородом, но и родственные ему процессы, в частности соединение металлов или водорода с фтором, хлором, бромом, серой, а также с иодом и другими аналогичными им веществами, вообще с веществами, имеющими электроотрицательный характер. [c.810]

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]

Известно, что атом водорода, теряя свой единственный электрон, превращается в протон , лишенный электронной оболочки. Поэтому он легко притягивается электронныга слоями других атомов или ионов, внедряется в электронные оболочки электроотрицательных элементов (фтора, хлора, кислорода, азота). Можно сказать, что и протоны водорода электростатически рритягивают атомы других молекул. Таким образом, у атома водорода появляется как бы побочная, вторая валентность. [c.64]

Фтор — наиболее электроотрицательный элемент из всех элементов, и поэтому он способен отнимать электроны от анионов всех элементов, Точно так же хлор способен окислять бромид- и иодид-ионы, а бром может окислять иодид-ион1 С1г+2В1--> 2С1-+ВГ2, [c.240]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология