У відповідності зі сказаним сполуки, що складаються з простих іонів. нечисленні. Вони найлегше утворюються при взаємодії лужних і лужноземельних металів з галогенами. Радіуси багатозарядних іонів є умовні величини. [C.98]
Більшої частина перерахованих в табл. 21.4 властивостей закономірно змінюється в залежності від атомного номера елемента. У межах кожного періоду відповідний галоген має майже найвищу енергію іонізації, поступаючись тільки наступного за ним благородному газу. Точно так же кожен галоген в межах свого періоду має саму больщую електронний торгівельний. У групі галогенів атомні та іонні радіуси збільшуються зі зростанням атомного номера. Відповідно енергія іонізації і електронний торгівельний зменшуються в напрямку від легких до важких галогенів. При звичайних умовах галогени існують, як уже сказано вище, у вигляді двохатомних молекул. При кімнатній температурі і тиску I атм 12 являє собою тверду речовину. Вг2-жвдкость, а С12 і Р -Газо. Висока реакційна здатність р2 дуже ускладнює поводження з ним. Зберігати Р2 можна в металевих посудинах. наприклад мідних або нікелевих, так як на їх поверхні утворюється захисне покриття з фториду відповідного металу. Звернення з хлором теж вимагає особливої обережності. Оскільки хлор шляхом стиснення при кімнатній температурі можна перетворити в рідину, зазвичай його зберігають і транспортують в рідкій формі в сталевих ємностях. Хлор і важчі галогени мають велику реакційною здатністю. хоча і не такою високою, як фтор. Вони безпосередньо з'єднуються з більшістю елементів, за винятком благородних газів. [C.290]
Цікаво зіставити дані, наведені в табл. 21.8, з відповідними даними для галогенів, поміщеними в табл. 21.4. Звертає на себе увагу той факт, що енергії іонізації і спорідненість до електрону у галогенів, як правило, вище. Відповідно атомні радіуси галогенів менше, а їх електронегативності вище. Потенціали відновлення вільних елементів до стійкого негативного стану окислення більше для галогенів, як і слід було очікувати. Енергії простих зв'язків X-X для елементів обох груп в кожному періоді відрізняються не дуже сильно. Наприклад, енергія зв'язку 8-5 в дорівнює 226 кДж / моль, а енергія зв'язку С1-С1 в С12 дорівнює 243 кДж / моль. Цікаво, що в обох групах енергія зв'язку X-X для першого елемента кожної групи аномально низька. З огляду на все сказане, розглянемо окремо фізичні і хімічні властивості кисню. а потім відразу всіх інших елементів групи 6А. [C.301]
Радіуси атомів лужних металів (табл. 23) монотонно зростають, потенціали іонізації зменшуються в напрямку И Рг. Великі радіуси атомів. низькі іонізаційні потенціали свідчать про слабку зв'язку з ядром єдиного -Електронна зовнішнього рівня атома елемента. Цим обумовлена різко виражена відновна активність всіх лужних металів. Ступінь окислення лужних металів у всіх з'єднаннях +1. Лужні метали безпосередньо з'єднуються з киснем, галогенами, сіркою, воднем, водою і ін. В природі вони зустрічаються головним чином у вигляді солей хлоридів, сульфідів, карбонатів, нітратів. [C.227]
Самий сильний окислювач - фтор, що володіє найменшим радіусом атома серед галогенів і найбільшою електронегативні (табл. 29). Зі збільшенням радіуса атома галогенів закономірно умень- [c.234]
Закономірно змінюються в ряду галогенів (див. Табл. 4) електронегативності, атомні обсяги, іонні радіуси і недо- [c.142]
Окислювальна активність галогенів зменшується від фтору до йоду, т. Е. У міру збільшення числа електронних оболонок атомів і атомних радіусів. Це особ ю яскраво проявляється в здатності галогенів з'єднуватися з воднем фтор реагує з воднем в темряві з вибухом хлор - також з вибухом, але при висвітленні або нагріванні бром і йод - з виділ> -ніем значно меншої кількості енергії і тільки при нагріванні. [C.145]
Для атомів галогенів характерна наявність поєднання ns np. причому, починаючи з хлору, в їх атомах з'являються незаповнені d-орбіталі. У міру зростання числа внутрішніх електронів посилюється їх вплив па хімічні і фізичні властивості галогенів зменшується іонізаційний потенціал. наростають ознаки, характерні для металів. В результаті елементи з невеликими масовими числами атомів - фтор, хлор - виявляють чисто неметаллический характер, в той час як йод і астат у багатьох відношеннях схожі з металами. Фтор, що має найменший радіус атома і сім електронів на зовнішній оболонці, - типовий неметалл і найсильніший окислювач. [C.192]
Усередині підгрупи галогенів перехід від фтору до йоду супроводжується збільшенням радіуса атома. [C.165]
Галоген Радіус іона. А Спорідненість до електрону, ккал1г-атом [c.260]
Берилій знаходиться в групі елементів. для яких стійкість комплексних сполук з галогенами зменшується в ряду Р С1> Вг> I [88, 89]. Зв'язки в цих комплексах носять, по суті, електростатичний характер, і найбільш міцні зв'язки утворюються лигандами. мають малі іонні радіуси і низьку по-лярізованность, з монотонним зменшенням параметрів від I- до Р. Щодо велика стійкість фторідних комплексів пояснюється дуже малим. розміром іона фтору, в порівнянні з розмірами іонів інших галогенів (радіуси Р. С1. Вг і I- рівні, відповідно, 1,36, 1,81, 1,95 і 2,16А). Доброю ілюстрацією низької стійкості комплексів хлориду берилію є той факт, що, на відміну від водних розчинів фториду берилію. водні розчини хлориду є сильними електролітами [90]. [C.63]
У кожному періоді періодичної таблиці спостерігається загальна тенденція до зростання енергії іонізації зі збільшенням порядкового номера елемента. Спорідненість до електрону виявляється найбільшим у кисню і галогенів. Атоми з стійкими орбітальними конфігураціями. (S. S p. S p) мають дуже невелике (часто негативне) спорідненість до електрону. Відстань між ядрами двох пов'язаних атомів називається довжиною зв'язку. Атомний радіус водню Н дорівнює половині довжини зв'язку в молекулі Hj- У кожному періоді періодичної таблиці спостерігається в загальному закономірне зменшення атомного радіуса з ростом порядкового номера елемента. Електронегативність являє собою міру тяжіння атомом електронів. що беруть участь в утворенні зв'язку з іншим атомом. При з'єднанні атомів з сі.пьно відрізняється електронегативні відбувається перенос електронів і виникає іонна зв'язок атоми з приблизно однаковою електронегативні усуспільнюється електрони, які беруть участь s сбразовашг. ковалентного зв'язку. Між атомами типу Н і F з помірною різницею електроотріцательностей утворюється зв'язок з частково іонним характером. [C.408]
Як уже згадувалося, неподіленого пари електронів йодид-нона, що визначають нуклеофільниє властивості. знаходяться на більшій відстані від ядра, і тяжіння їх до ядра ослаблене екрануючим дією електронів внутрішніх оболонок, в порівнянні з іншими галогенами, що робить їх більш поля) ізуемимі при впливі зовнішніх полів і, отже, більш реакційноздатними і реакціях нуклеофільного заміщення. При оцінці ж оснонностн вирішальну роль відіграє розмір іопа н, отже, електронна щільність. яка змінюється обернено пропорційно радіусу іона. Чим менше радіус іона. тим сильніше він притягує до себе протон і тим більше його основність. [C.104]
Поясніть закономірності в зміні першої енергії іонізації серед галогенів з л1етом змін їх атомного радіусу. [C.332]
Величина -потенціалу істотно залежить від концентрації іонів в розчині. Чим більше концентрація іонів, тим більша кількість протиіонів накопичується в шарі Гельмгольца і тим менше їх виявляється в дифузному шарі. На розподіл противоионов в подвійному і дифузному шарах впливає валентність (точніше, заряд) протівоінов. Чим більше заряд противоионов. тим сильніше вони притягуються до зарядженої поверхні твердого тіла. тим тонше дифузний шар і відповідно менше величина дзета-потенціалу. Істотним також є здатність до поляризації і гідратація противоионов. Чим більше поляризованість противоионов, тим більше додаткові сили тяжіння до зарядженої поверхні. тим тонше стає шар Гельмгольца. Оскільки радіуси аніонів. як правило, значно перевищують радіуси катіонів. то це полегшує їх деформацію і здатність поляризуватися. Якщо розташувати близькі за своєю природою іони галогенів по зростанню їх радіусу (від Г до 1), то в тому ж порядку зростуть здатності цих інів знижувати товщину шару Гельмгольца і відповідно зменшувати дзета-потенціал. [C.412]
Особливо важливо застосування графопроектора при вивченні систематики хімічних елементів і їх з'єднань. Можливість демонструвати таблиці, що показують закономірне зміна властивостей елементів і їх з'єднань по групах і періодах, дозволяє використовувати метод зіставлення і порівняння. Так, при вивченні галогенів. халькогенов, елементів V групи вельми ефективні узагальнюючі таблиці за влучним висловом властивостей одиночних атомів (радіус, електронегативність, енергія іонізації та ін.), властивостей простих речовин (щільність, температури кипіння. плавлення, агрегатний стан. колір, маса [c.132]
Таким способом, на нашу думку, може з'явитися екстраполяція сум і різниць хімічних енергій сольватації одного і того ж іона з рядом іонів зі зростаючими радіусами. При г оо величина С / с цих іонів прагне до нуля. Наприклад, можна побудувати графіки залежності величини (/ си + + від Іг відповідних галогенів і ве.лі-чини - сц1е +) відповідних металів. Обидві ці величини зі зростанням г будуть прагнути до однієї величиною г7сд +, так як С / сме + і -з зростанням г будуть прагнути до нуля. Цей шлях розрахунку особливо зручний при використанні електрохімічних даних, так як безпосередньо по е. д. з. ланцюгів без перенесення виходять суми вільних хімічних енергій сольватації, а з ланцюгів з переносом - різниці цих анергією. [C.169]
Користуючись рівнянням (4-4) і значеннями знайденими для галогенідів лужних металів. можна отримати радіуси для всіх іонів, що мають електронну конфігурацію інертного га за. Однак слід сказати, що радіуси, певні таким способом для багатозарядних іонів. правильно показують лише то їх розміри щодо радіусів іонів лужних металів I галогенів, але їх сума не утворює рівноважних межіонних. відстаней. Ці відносні радіуси називають одновалентен ними радіусами, вони представляють собою ті радіуси, які мали б багатозарядні іони. якби вони зберегли своє елек тронне будова, але увійшли в іонні сполуки як однозаряд ні іони. На щастя, для багатозарядних іонів можна отримати мають фізичний зміст кристалічні радіуси пз однова лентних радіусів, помноживши ці величини на множник, підлозі чаєм з рівняння Борна [c.114]