Сродство галогенов к электрону связь с электроотрицательность

Галогены в пределах каждого периода характеризуются наибольшей электроотрицательностью, сродством к электрону и, следовательно, неметаллическими свойствами. Однако внутри самой подгруппы галогенов эти свойства изменяются от фтора к иоду монотонно, что связано с различным зарядом ядер. [c.194]

В периодической системе элементов наблюдается увеличение сродства к электрону и электроотрицательности при переходе слева направо вдоль каждого из периодов, что соответствует возрастанию заряда ядра элементов и, следовательно, числа их валентных электронов, а также уменьшению размеров атомов. Сродство к электрону и электроотрицательность достигают максимальных значений у галогенов — элементов седьмой группы, а затем резко убывают до нуля при переходе к благородным газам — элементам нулевой группы. Другая закономерность изменения сродства к электрону и электроотрицательности заключается в том, что они увеличиваются при переходе снизу вверх вдоль каждой группы периодической системы, что соответствует уменьшению атомного радиуса элементов. В связи с этим следует ожидать, что наибольшей способностью к восстановлению должен характеризоваться фтор. Способность к восстановлению [c.323]

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]

Проанализировать закономерности в изменении радиусов атомов, ионизационных потенциалов, сродства к электрону, электроотрицательности атомов, а также энергии химической связи и термической устойчивости молекул в ряду галогенов. [c.118]

Применимость метода валентных связей к интерпретации экспериментальных данных пока все еще весьма ограничена. Этот подход позволяет, однако, значительно лучше понять физическую природу связи в соединениях инертных газов. Распределения заряда в основном состоянии фторидов ксенона, найденные как методом МО, так и методом ВС, весьма близки. Оба метода предсказывают значительное смещение заряда от ксенона к фтору. В методе МО этот результат обусловлен низким потенциалом ионизации (т. е. кулоновским интегралом) центрального атома инертного газа [14, 19]. В методе ВС определяющими являются ионные структуры действительно, ионные структуры Г Хе" —Р и Г—Хе+Р" вполне устойчивы [30]. Электростатическая энергия образования Хе Р (приближенно равная /хе —Лр —= 1,7 эв), по-видимому, возмещается энергией образования связи Хе+—Р [30]. Это общее соображение показывает важность низкого потенциала ионизации центрального атома, электроотрицательности лигандов и небольших размеров лигандов при образовании соединений инертных газов. Преимущество фтора по сравнению с другими галогенами обусловлено не только величиной его сродства к электрону, но и меньшими его размерами [30]. К сожалению, в настоящее время нельзя сделать более обоснованных заключений. [c.55]

Таким образом, энергия ионизации атома И велика, а сродство к электрону мало. Поэтому электроотрицательность водорода имеет значение 2,2, среднее между электроотрицательностями галогенов и щелочных металлов (см. табл. 10.2). Сочетание этих свойств атома водорода порождает особенности его связей и химического поведения его соединений. [c.241]

Фтор — наиболее электроотрицательный элемент (4,0 по шкале Полинга), а цезий — наименее электроотрицательный (0,7). Как видно на рис. 17-4, электроотрицательность зависит от положения элемента в периодической системе. Если рассматривать группу галогенов сверху вниз, то обнаруживается, что атомы становятся менее электроотрицательными вследствие возрастающего экранирования заряда ядра внутренними электронами. Атомы щелочных металлов легко теряют внешние электроны и поэтому обладают низкой электроотрицательностью. Кроме того, их электроотрицательность уменьшается в подгруппе сверху вниз, потому что расстояние внешнего электрона от ядра становится все больше и больше и, следовательно, электрон притягивается все слабее и слабев. Электроотрицательности можно определить из энергий связей и из суммы ионизационного потенциала и сродства к электрону. [c.523]

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]

Для водорода характерно образование иона НдО в воде, а галогены образуют соединения с полярной ковалентной связью, а которых их окислительное число бывает +1 и выше (за исключением фтора). Водород имеет меньшее сродство к электрону и меньшую электроотрицательность по сравнению с галогенами. В этом отношении он близок к углероду,связь С—Показывается менее полярной, чем связи углерода е другими элементами. У атомов Н и С валентные электронные уровни заполнены наполовину. Однако все же водород имеет наибольшее сходство с галогенами, в пользу чего говорят и многие результаты сравнительных расчетов (гл. II, 6). Так, М. X. Карапетьянц [10] показал, что теплоты испарения водорода и галогенов при сопоставлении их с теплотами испарения благородных газов ложатся на одну прямую. Тоже получаются прямые при сопоставлении энергии кристаллических решеток фторидов и гидрилов щелочных металлов, при сопосталении потенциалов ионизации атомов галогенов и водорода и энергии связи С—Э (где Э—Н, F, С1, Вг, I) и т. д. [c.312]

При особом рассмотрении водорода нельзя не обратить внимания на его исключительное сходство с галогенами. Несмотря на некоторые различия, он обладает рядом характерных, общих с галогенами свойств. Так же как и галогены, он является неметаллом и, так же как и последние, в элементарном состоянии образует двухатомные молекулы. В этих молекулах, как в случае галогенов, так и в случае водорода, атомы связаны простой связью. Работа, необходимая для разложения молекул на атомы, постепенно убывает в ряду Н—С1—Вг—Р—I. Так же как галогены, водород может выступать в качестве электроотрицательного иона, т. е. водород аналогично галогенам обладает сродством к электрону. Последнее означает, что в случае присоединения одного электрона к нейтральному атому Н, выделяется энергия. Так же как водород, галогены в соединениях, где они отрицательно заряжены, исключительно одновалентны. Соединения водорода с металлами, в которых водород является электроотрицательной составной частью по строению и характеру связи, соответствуют аналогичным соединениям галогенов. По своему строению эти вещества подобны солям, и поэтому водород в полном смысле слова можно считать солеобразователем . Точно также и работа, которая должна быть затрачена, чтобы получить положительно заряженный водород, т. е. атом водорода с отщепленным электроном, является отнюдь не меньшей, чем у галогенов (за исключением фтора). В этом можно убедиться, сравнив ионизационные потенциалы (см. стр. 140). [c.42]

Под понятием электроотрицательности подразумевается сродство к электрону атомов химических элементов в соединении. При равенстве электр-о-отрицательно-стей двух атомов, дающих связь, получается ковалентная -связь. В чисТО М В1иде о-на имеет место в некоторых простых веществах, например в молекулах галогенов. Если соединяются атомы,, имеющие разную электр-оо-трицатель-ность, то увеличение такого различия -со-пров-о-ждается повышением полярности связи. [c.303]

Степень полярности связи зависит от степени химической противоположности реагирующих элементов. Чем резче эта иротивопо-ложность, тем большую роль в связи будет играть ионная компонента , а при обратном положении — ковалентная (гомеополярная). Эту химическую иротивоиоложность можно приближенно характеризовать разными способами. Паулинг и его школа развили понятие о так называемой электроотрнцательности атомов и групп атомов. Под этим термином подразумевается притяжение нейтрального атома в молекуле к электронам. Численное значение электроотрицательности может быть найдено из термохимических данных. Мул-ликен выражает электроотрнцательность как среднее арифметическое величин энергии ионизации и сродства к электрону. Исходя из этого определения, электроотрнцательность галогенов, выраженная в электрон-вольтах, соответственно равна [c.302]

В периодической системе фтор занимает особое место, позволяющее говорить об его аномальной природе [1, 2]. Прежде всего фтор (15 2х 2р ) — наиболее электроотрицательный элемент. Его электроотрицательность равна 4,1, энергия ионизации — 401,5 ккал1молъ, сродство к электрону — 83,5 ккал1молъ. Его атомный радиус (0,68 А) — самый малый среди радиусов галогенов. Присоединяя один электрон, фтор образует фтор-анион, обладающий по сравнению с другими галоген-анионами рядом необычных свойств [2] высокой плотностью заряда, малым ионным радиусом (1,36 А), способностью к образованию сильных водородных связей, высокой теплотой гидратации (123 ккалЫоль), малой поляризуемостью и другими. В безводной среде фтор-анион представляет собой очень сильное основание. [c.9]

Второй причиной несовпадения рядов основности и пуклеофиль ности является разница в относительной величине вкладов энергии связей и электроотрицательности нуклеофилов в основность и нуклеофильность. Так, если в несимметричном переходном состоянии ( ---К — X)- потенциал ионизации (/у-) нуклеофила меньше, чем электронное сродство радикала X- (Лх), то большая часть формального отрицательного заряда сосредоточится на X". В том случае, когда нуклеофил У- характеризуется низкой электроотрицательностью, именно это обстоятельство, а не энергия связи С— будет иметь решающее значение для его нуклеофильности, поскольку типичные уходящие группы всегда заряжены отрицательно. Этот фактор вносит определенный вклад в повышение нуклеофильности серы (Н8 ) по сравнению с кислородом (НО ) (см. выше) и в обратный порядок основности и нуклеофильности галогенов в протонных растворителях. [c.206]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология