Галогены связь с электроотрицательностью

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]

В большинстве работ по изучению каталитической активности оксида алюминия затрагивается связь ее с поверхностной кислотностью. Обширная дискуссия о природе кислотных центров оксида алюминия в настоящее время решена в пользу утверждения, что кислотность оксида алюминия связана с кислотой типа Льюиса и обусловлена ионами алюминия с координационным числом 4. Некоторые авторы предполагают наличие на поверхности оксида алюминия двух типов кислотных центров до 300 °С имеет место кислотность типа Льюиса, а выше 300 °С - Брен-стеда. В серии рабо т, где высказана эта же точка зрения, одновременно сформулированы требования к химическому составу оксида алюминия, обеспечивающему его максимальную кислотность. Кислотность оксида алюминия зависит также от содержания в нем щелочноземельных и особенно щелочных металлов (натрия). На примере реакций изомеризации олефинов установлена зависимость между содержанием натрия в оксиде алюминия и изомеризующей активностью и кислотностью. Максимальные активность в реакции изомеризации олефинов и кислотность соот-вествуют минимальному содержанию натрия в оксиде алюминия. Каталитическую активность оксида алюминия в реакциях кислотного тлпа можно усилить путем введения в его состав галогенов. Единое мнение о характере взаимодействия оксида алюминия и галогенов заключается в том, что поверхностные гидроксильньге группы оксида алюминия и, возможно часть атомов кислорода замещаются ионами хлора и фтора. Природа ак тивных центров оксида алюминия, возникающих при введении галогена и механизм влияния фтора и хлора на его поверхностную кислотность являются предметом дискуссии. Согласно Ал. А. Петрову [5, с. 72], ок сид алюминия, обработанный хлороводородом, увеличивает кислотность и приобретает каталитическую активность в том случае, когда хлорид-ион замещает одну из парных гидроксильных групп, причем водород другой гидроксильной группы, благодаря соседству электроотрицательного атома хлора, становится подвижным и способным к диссоциации в форме протона. При замещении галогеном одиночной гидроксильной группы активный центр не образуется. Структура активного центра хлорзаме-щенного оксида алюминия может быть представлена формулой [c.44]

Атом серы 5, как и атом кислорода, имеет шесть валентных электронов (35 3/) ). Сера — типичный неметаллический элемент. По электроотрицательности (ЭО = 2,5) она уступает только галогенам, кислороду, азоту. Наиболее устойчивы четные степени окисления серы (—2, +2, -j-4 и +6), что объясняется участием в образовании химических связей двух непарных электронов, а также одной или двух электронных пар [c.322]

Рассматривая связь электроотрицательности с положением элемента в периодической системе, можно отметить некоторые закономерности. В горизонтальных направлениях периодической системы (по периодам) наблюдается увеличение электроотрицательности (особенно для элементов главных подгрупп). Например, электроотрицательность элементов второго периода увеличивается от 1,0 для лития до 4,0 для фтора электроотрицательность элементов третьего периода — от 0,9 для натрия до 3,0 для хлора. В вертикальных направлениях периодической системы (по подгруппам) наблюдается уменьшение электроотрицательности. Так, в подгруппе ш,елочных металлов электроотрицательность уменьшается от 1,0 для лития до 0,7 для цезия в подгруппе галогенов — от 4,0 для фтора до 2,2 для астата. [c.81]

Соединения галогенов с водородом НХ, где X - любой галоген, называются галогеноводородами. Вследствие высокой электроотрицательности галогенов связующая электронная пара смещена в их сторону, поэтому молекулы этих соединений полярны. [c.170]

Существует достаточное число соединений галогенов с положительными степенями окисления, однако в основном химия галогенов связана с существованием галогенидных ионов или ковалентных веществ, где галоген является более электроотрицательным элементом. [c.535]

Электронная конфигурация каждого из четырех галогенов — фтора, хлора, брома и иода — стабилизируется за счет того, что либо атом галогена приобретает электрон (тем самым полностью заполняется высший р-под-уровень) и превраш,ается в анион Х , либо атом галогена образует одинарную связь. Поскольку электроотрицательность первых трех галогенов выше электроотрицательности углерода (в любой из имеющихся шкал), [c.312]

В отличие от принятых ранее представлений, опытные данные приводят в настоящее время к заключению, что устойчивая конфигурация электронной оболочки может достигаться не только при полном присоединении электрона (типично ионная связь), но и при связывании его путем образования соответствующей полярной связи. Типично ионная связь образуется только между щелочными металлами и галогенами (и то главным образом между элементами, которые наиболее сильно различаются по своей электроотрицательности). При переходе же к более центральным группам периодической системы это различие постепенно уменьшается. [c.59]

По-видимому, реакция начинается с переноса одного электрона от атома магния к наиболее электроотрицательному атому галогена. Это должно сопровождаться гомолитическим разрывом связи углерод—галоген. Реакция завершается образованием ковалентной связи Мд—С [c.257]

По-видимому, такая закономерность связана с большей электроотрицательностью атома фтора по сравнению с другими галогенидами, а также большей легкостью образования хлоридом алюминия комплексного аниона за счет р-электронов фтора, чем за счет находящихся на более высоких энергетических уровнях р-электронов других галогенов. [c.382]

При этом электрофильная частица галогена (С1) образует с л-электронным облаком двойной связи неустойчивую систему — л-комплекс (I), за счет перекачки я-злектронной плотности на галоген, несущий частичный положительный заряд. Легкость протекания этой реакции возрастает с электроотрицательностью катиона На1+ в такой последовательности [c.68]

Интересно сопоставить данные, приведенные в табл. 21.8, с соответствующими данными для галогенов, помещенными в табл. 21.4. Обращает на себя внимание тот факт, что энергии ионизации и сродство к электрону у галогенов, как правило, выше. Соответственно атомные радиусы галогенов меньше, а их электроотрицательности выше. Потенциалы восстановления свободных элементов до устойчивого отрицательного состояния окисления больше для галогенов, как и следовало ожидать. Энергии простых связей X—X для элементов обеих групп в каждом периоде отличаются не очень сильно. Например, энергия связи 8—5 в равна 226 кДж/моль, а энергия связи С1—С1 в С12 равна 243 кДж/моль. Интересно, что в обеих группах энергия связи X—X для первого элемента каждой группы аномально низка. Учитывая все сказанное, рассмотрим отдельно физические и химические свойства кислорода, а затем сразу всех остальных элементов группы 6А. [c.301]

Мы уже обсуждали в других местах учебника электронное и геометрическое строение молекул галогенидов фосфора (см. разд. 7.5 и 7.6, ч. 1). Дипольные моменты (см. разд. 8.2, ч. 1) этих соединений, указанные в табл. 21.10, находятся в соответствии с их геометрическим строением. Соединения РХ3 обладают пирамидальной формой (см. рис. 21.4), и полный дипольный момент этих молекул зависит от полярности связей Р—X. Можно заключить, что полярность связей Р—X уменьщается в ряду Р—Р > > Р—С1 > Р—Вг > Р—I. Этот ряд согласуется с разностью электроотрицательностей между фосфором и галогенами. Молекулы рр5 обладают тригонально-бипира-мидальной структурой (см. рис. 21.4), причем центральный атом фосфора обобществляет пять электронных пар с пятью атомами X. Дипольные моменты пяти связей Р—X взаимно компенсируются, и полный молекулярный дипольный момент во всех случаях оказывается равным нулю. [c.322]

Сила галогенов как кислот Льюиса (двойную связь можно рассматривать как основание Льюиса), возрастает с ростом их электроотрицательности. В соответствии с этим кислотность [c.68]

При рассмотрении электроотрицательности химических элементов указывалось, что фтор является самым электроотрицательным элементом, затем в порядке уменьшения электроотрицательности идут кислород и хлор. От хлора к брому и иоду в соответствии с общим правилом изменения в группе электроотрицательность также уменьшается. С таким порядком изменения электроотрицательности галогенов тесно связаны их окислительные свойства, поскольку электроотрицательность характеризует склонность атомов присоединять к себе электроны. Следовательно, самым сильным окислителем будет фтор, [c.182]

По данным, приведенным в табл. 1.9, можно проследить, как меняется полярность связи в группе сходных веществ. Так, в ряду НС1, НВг, HI дипольные моменты, а значит, полярность связи уменьшаются. Снижение ц в этом ряду объясняется уменьшением разности электроотрицательностей между галогеном и водородом (разность электроотрицательностей характеризует полярность связи). [c.76]

Первоначально термин окисление был введен в химию, как присоединение к элементам кислорода. Понять взаимосвязь приведенного в начале параграфа определения с исторически первым определением нетрудно, если вспомнить, что кислород — наиболее электроотрицательный элемент после фтора, и, следовательно, во всех соединениях кислорода, кроме РзО, электронная пара, образующая химическую связь кислорода с каким-либо другим атомом, оттянута в сторону кислорода. Таким образом, связанный с кислородом атом частично лишен своего электрона (в случае кратной связи — двух электронов) и поэтому может считаться окисленным. Число электронов, отданное атомом полностью (в случае образования иона) или частично (в случае образования связи с более электроотрицательным элементом), называют степенью окисления элемента. Чаще всего этим понятием пользуются применительно к соединениям кислорода и галогенов, хотя в принципе можно его распространить и на другие элементы и считать, например, водород в метане окисленным, а углерод — восстановленным, поскольку электроотрицательность углерода несколько выше, чем у водорода (соответственно 2,5 и 2,1). [c.252]

Ионная связь образуется между атомами, заметно различающимися по электроотрицательности. Примером соединений с преимущественно ионной связью могут служить молекулы галогени-дов щелочных металлов в газообразном состоянии, соли различных металлов в кристаллическом состоянии и некоторые другие. Ионная связь достаточно хорошо описывается с позиций электростатических представлений. [c.73]

Причины этих отклонений вызваны изменениями в типе орбита-лей центрального атома, образующих связи с галогенами, переходом от 5р-типа к 5 /-типу по мере возрастания порядкового номера элемента и электроотрицательности лиганда. Теория ОЭПВО в отличие от представлений ЛМО и теории гибридизации АО не учитывает прямо тип орбиталей электронных пар, что и не позволяет учесть отдельные тонкие различия. [c.158]

Галлогениды — соединения галогенов с менее электроотрицательными элементами, в которых степень окисления галогена равна —1. Общая формула галогенидов ЭНа1 , где п — степень окисления элемента Э. С уменьшением разности электроотрицательности между элементом и галогеном связь в соединениях изменяется от ионной (у галогенидов щелочных металлов) к ионно-ковалентной (у переходных металлов) и к ковалентной [c.257]

Так как г1томы галогенов более электроотрицательны, то к ним смещена связующая пара электронов, н результате центры тяжести зарядов не совпадают и молекулы обладают дипольным моментом они полярны. Дипольные моменты их соответственно равны 1,91 1,04 0,79 и 0,38 О. Астатоводород НА до сих пор не получен. Астатиды — соли НА — также <е выделены, но в растворах, по-видимому, доказано наличие отрицательного иона А1 [c.598]

Атомы галогенов более электроотрицательны, чем углерод, поэтому связи С рЗ-На1 полярны. Характеристики связей С-На1 приведены ниже по данным для галогенметанов. В частности, на примере метилхлорида показаны два способа изображения электронной структуры галогеналкана. Структурная формула иллюстрирует электроноакцепторный эффект хлора и появление дробных зарядов на атомах углерода и хлора. Атомно-орбитальная модель показывает, какие орбитали формируют ковалентные связи в молекуле галогеналкана. [c.583]

Сделаем заключение о прочности солей типа МеНаЮз, сравнивая электроотрицательность между кислородом и галогеном (связь с металлом у всех солей ионная) [c.280]

В решетках галоидных солей металлов побочных подгрупп (Си, Ад, Аи и т. п.) наблюдается большая степень примеси ковалентной связи — электроотрицательности этих элементов относительно высоки. Ионы, подобные Си+, Ад+ и Аи+, имеют псевдоконфигурацию инертного газа (пх , лр , п 1 °), такие катионы (при малом радиусе) обладают высокой поляризующей способностью, что обусловливает возникновение полярной связи (ковалентной связи с большой степенью разделения заряда) металл — галоген. Все же и в этом случае, по крайней мере при исследовании диффузионных процессов, с некоторой осторожностью можно ограничиться моделью чисто ионных кристаллов. [c.12]

По шкале электроотрицательности элементов Полинга углерод— более электроотрицательный элемент, чем магний (2,5 и 1,2 соответственно). По этой причине связь углерод—магний в магнийорганических соединениях поляризована так, что на атоме углерода появляется избыточная электронная плотность. Поэтому в соединениях RMgX радикал R имеет анионоидный характер. По разности электроотрицательностей углерода и магния вычислено, что степень ионности связи углерод—магний в реактивах Гриньяра составляет 35%. Связь магний—галоген из-за большей электроотрицательности галогена по сравнению с углеродом приближается к ионной. Таким образом, на атоме магния имеется значительный дефицит электронной плотности, что обусловливает, с одной стороны, способность молекулы реактива Гриньяра координироваться атомом магния с молекулами растворителей, обладающих нуклеофильными свойствами, а с другой — образрвыватгз димеры. [c.259]

Более электроотрицательный галоген всегда вытесняет электроположительный из его соединений с металлами. Так, Р2 вытесняет все другие галогены из их галогенвдов, а бром — только иод из иодидов металлов 21 + Вг2 12+ 2Вг. Такое хичическое поведение галогенов связано со значениями их стандартных электродных потенциалов <р°. В), равных для Р2, С12, Вг2 и 12 соответственно 2,87 1,36 1,09 0,54 (кислые водные растворы). [c.320]

Наибольшей акцепторной способностью обладают галогениды металлов, например А1С1з, ВРз, ЗпСЦ и др., что обусловлено наличием вакантных орбиталей на атомах металлов. Хорошо известна способность этих соединений к комплексообразованию с -донорами. Органические растворители, содержащие протонодонорные группы, также обладают акцепторной способностью. В качестве акцепторов могут выступать и я-кислоты — соединения (например, тетрацианэтилен), содержащие вблизи двойной связи электроотрицательные группы. Ароматические соединения с электроотрицательными заместителями в кольце также являются акцепторами электронов и относятся к типу я-кислот. Общеизвестна акцепторная способность таких соединений, как ангидриды и галоидангид-риды кислот, и неорганических соединений — галогенов и солей металлов. [c.81]

Связь кремния с галогенами. В отличие от углерода, кремний обладает повышенной способностью к образованию соединений с электроотрицательными элементами, и это резко выражено в его реакциях с галогенами. Связи кремний — галоген обладают очень высокой термостабильностью. Например, тетрахлорсилан Si U не разлагается при температурах выше 600° С. Введение в молекулы силана органического радикала приводит к заметному снижению тепловой устойчивости полученных соединений, исключение составляют лишь фториды. Так, три-метилфторсилан разлагается при 600° С. [c.550]

Подобное строение молекул воды делает неизбежным их активное электростатическое взаимодействие, во-первых, между собой, а во-вторых, с другими полярными молекулами и ионами и обусловливает возмонсность образования межмолекуляр-ных водородных связей. Последние, как известно, чаще всего образуются теми молекулами, где атомы Н связаны с О, N или галогенами. Высокая электроотрицательность этих элементов и малый объем атома Н, образующего положительный конец ди- [c.9]

В каждом периоде периодической таблицы наблюдается общая тенденция к возрастанию энергии ионизации с увеличением порядкового номера элемента. Сродство к электрону оказывается наибольшим у кислорода и галогенов. Атомы с устойчивыми орбитальными конфигурациями.(s , s p , s p ) имеют очень небольшое (часто отрицательное) сродство к электрону. Расстояние между ядрами двух связанных атомов называется длиной связи. Атомный радиус водорода Н равен половине длины связи в молекуле Hj- В каждом периоде периодической таблицы наблюдается в общем закономерное уменьшение атомного радиуса с ростом порядкового номера элемента. Электроотрицательность представляет собой меру притяжения атомом электронов, участвующих в образовании связи с другим атомом. При соединении атомов с си.пьно отличающейся электроотрицательностью происходит перенос электронов и возникает ионная связь атомы с приблизительно одинаковой электроотрицательностью обобществляют электроны, участвующие s сбразовашг. ковалентной связи. Между атомами типа Н и F с умеренной разностью электроотрицательностей образуется связь с частично ионным характером. [c.408]

Химическая связь в соединениях алюминия более ионная, чем в соединениях бора, что проявляется в свойствах соединений. Так, ВРз — газ, галогенангидрид, А1Рз — твердое соединение с высокой температурой плавления, его вполне можно назвать солью. Вследствие меньшей, чем у фтора, электроотрицательности других галогенов Al la, А1Вгз и АПз — соединения, промежуточные по свойствам между галогенидами неметаллов и солями. [c.338]

Говоря о селективности радикалов, помимо соображений о прочности связи следует учитывать полярный эффект, который может играть важную роль при рассмотрении замещенных углеводородных молекул и радикалов. Например, электроотрицательный атом галогена является в одно и то же время радикальным и электрофиль-ным реагентом, вследствие чего он будет преимущественно атаковать углеводород по месту повышенной электронной плотности. Поэтому, если в молекуле субстрата присутствуют электроноакцепторные атомь или группы, будет происходить некоторое замедление радикального галогенирования. Так, вторичное галогениро-вание по углеродному атому, уже имеющему заместитель — галоген, протекает хуже, чем первичное 12291. [c.147]

Будучи химически связанным, водород сохраняет способность Притягиваться другими электроотрицательными атомами с образо-Еанием присущей только ему водородной связи. Атом водорода может также и присоединять электрон, превращаясь в отрицательный ион — анион Н . Электронная оболочка этого иона такая же, как у атомх гелия Не. В этом отношении он сходен с галогенами (с. 102), аииот г которых имеют оболочки типа соседних благородных газов. Поэтому водор-од иногда относят не к I, а к VII группе таблицы Д. И. Мен д е л е е в а. [c.98]

Сушественные различия в химии галогенов обусловлены различиями в строении предпоследнего электронного слоя их атомов (скачок электроотрицательности, кислородные соединения). В предвнешнем слое у атома хлора содержится 8, а у атомов брома и иода—18 электронов. Для образования связей атомы этих элементов могут использовать также свободные -орбитали. [c.494]

Группа элементов 6А начинается с очень распространенного и типично неметаллического элемента кислорода, а завершается мало распространенным и довольно металлическим по характеру элементом теллуром. Для элементов группы 6А в целом характерны более низкие электроотрицательности, чем для соседних с ними по периоду элементов группы галогенов. За исключением кислорода, для элементов группы 6А известны степени окисления от — 2 до +6. Кислород обычно проявляет в своих соединениях степень окисления — 2, но в пероксидах, содержащих связь О—О, он обнаруживает степень окисления —1. Кислород-наиболее распространенный и щироко используемый окислитель. Его аллотрогшая форма озон (Оз) обладает еще более сильными окисли- [c.329]

Поскольку и тетраэдрический механизм и механизм присоединения— отщепления начинаются одинаково, их обычно бывает трудно различить, и часто этого и не пытаются делать. Наиболее веским доказательством в пользу механизма присоединения — отщепления служит обнаружение перегруппировки (как в случае превращения 74 в 76), но, конечно, реакция все же может идти по этому механизму, даже если перегруппировка не обнаруживается. Доказательством [201] того, что в конкретных случаях действует тетраэдрический механизм или механизм присоединения — отщепления (а не SnI или Sn2, например), служит тот факт, что скорость реакции возрастает при замене уходящей группы с Вг на С или F (это называется эффектом элемента) [202]. Такой результат ясно показывает, что на лимитирующей стадии не нроисходит разрыва связи углерод — галоген (как это было бы в механизмах SnI и Sn2), так как фтор — самая плохая уходящая группа из всех галогенов как в SnI, так и в SN2-peaкцияx (разд. 10.12). В упомянутых выше реакциях фторидов скорость выше вследствие того, что более электроотрицательный характер атома фтора делает атом углерода связи С—F более положительным, и поэтому он легче подвергается атаке нуклеофила. Однако имеются указания на то, что в тетраэдрическом механизме для субстратов винильного типа лимитирующей может быть и вторая стадия [203]. [c.62]