Кратность ковалентных связей

Кратность ковалентной связи. Это свойство проявляется в том, что два атома связываются между собой двумя или более кова- [c.87]

Кратность химической связи. Кратные связи — ковалентные связи, осуществляемые более чем одной парой электронов. В [c.110]

Важной количественной характеристикой ковалентной связи является длина связи, т. е. расстояние между связанными ядрами. Для соединений сходного типа длина ковалентной связи постоянна, причем, судя по данным табл. 4.8, с увеличением кратности ковалентной связи ее длина. ... [c.204]

При кратностях, равных единице, двум и трем, ковалентные связи называются одинарной, двойной и тройной связями. [c.87]

ПОПРАВКА НА КРАТНОСТЬ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ [c.47]

Близость по энергии и тср-связей, образуемых элементами второго периода, в частности углеродом, приводит к возможности сосуществования в его соединениях различных по кратности ковалентных связей с участием зр-, зр - или р -гибридных состояний атома. [c.395]

На основании таких наблюдений уже давно были сделаны попытки (Л. Полинг, 1935 г.) установить соотношение между длиной и кратностью ковалентных связей, исходя для этого из некоторых постоянных значений, как, например, длины простой связи С—С (1,54 А), длины двойной связи С=С (1,33 А), длины полуторной связи в бензоле (1,39 А) и 33,3%-кратной связи С=С в графите (1,42 А) (в графите каждый атом углерода связан с тремя другими атомами тремя связями равной длины следовательно, каждая атомная плоскость в графите может быть изображена тремя предельными эквивалентными структурами, в которых /з связей поочередно двойные и /з простые). [c.91]

Кроме направленности ковалентную связь характеризует дли-н а связи, равная расстоянию между ядрами атомов, выраженная в ангстремах (А). Длина химической связи зависит от ее характера чем больше кратность связи, тем она короче [c.21]

Для изображения строения веществ с ковалентной связью пользуются структурными формулами, в которых каждая общая электронная пара изображается чертой, соединяющей два атома кратность связи прн этом обозначается числом черточек между символами соответствующих атомов [c.124]

Как видно, дативное взаимодействие сопряжено с донорно-акцеп-торным, в более общем случае — с образованием ковалентной связи. Главное их отличие в том, что донорно-акцепторное взаимодействие приводит к образованию сг-связи, а дативное — л-связи. Например, в молекулах хлора один атом отдает неподеленную пару электронов на вакантную З -орбиталь второго атома, вследствие чего кратность связи С1—С1 возрастает до 1,2. Непод ленные пары электронов атомов азота и кислорода способны перекрываться с вакантными Зй -орбита-лями атома кремния, вследствие чего основность групп ОН и NH2 понижается, а подвижность протонов возрастает. [c.29]

Таким образом, теория химического строения обогатилась новыми представлениями о существовании соединений, содержащих ковалентные связи нецелочисленной кратности. [c.53]

Рассмотрим, какую форму простого вещества может образовывать, например, углерод. Углерод в простом веществе четырехвалентен. Поскольку максимальная кратность связи равна трем, то двухатомную молекулу С = С углерод образовать не может, не может он образовать также и любую другую молекулу определенного состава. Атомы углерода, взаимодействуя друг с Другом, образуют пространственную полимерную структуру, например алмаз, состоящую из любого количества атомов, связанных между собой ковалентными связями. Схематически на плоскости это можно представить следующим образом [c.96]

Для молекул АХ Ь2, как уже было описано выше, предсказана и экспериментально подтверждена квадратно-плоскостная структура с эквивалентными длинами связей и углами между связями. До сих пор рассматривались положения, по которым можно предсказать величины длин связей, исходя из основного положения стереохимии — связывающих и неподеленных электронных пар. Однако совсем не обсуждалось, как в действительности изменяются межъядерные расстояния в связи с природой атомов, образующих связь, и кратностью образуемой ими ковалентной связи. На самом же деле использовавшаяся стереохимическая теория в этом отношении беспомощна. В идеальном случае можно приписать каждому атому ковалентный радиус, который будет сохра- [c.221]

Ковалентные связи обладают рядом важных свойств. К числу их относятся насыщаемость, направленность, прочность, кратность и др. [c.85]

С позиций волновой механики ( 4 доп. 13) валентная связь осуществляется электронным облаком, характер распределения плотности которого между атомами и определяет природу связи. Общая плотность валентного электронного облака не обязательно должна точно соответствовать двум, четырем или шести электронам, т. е. действительный порядок (р) ковалентной связи может более или менее отклоняться от ее целочисленной кратности (1, 2 или 3). Это имеет место тогда, когда общая плотность валентного электронного облака либо увеличивается (за счет облака свободных электронов одного из атомов или облака соседней валентной связи), либо умень-щается (в результате присвоения части валентного электронного облака одним из атомов или соседней валентной связью). Подобные смещения электронных облаков в молекулах часто обозначают изогнутыми стрелками. Изложенное может быть иллюстрировано следующими схемами [c.93]

Ковалентная связь может образоваться и по дативному механизму, который является разновидностью донорно-акцепторного взаимодействия. Рассмотрим, например, молекулу I2. У каждого атома хлора имеются в невозбужденном состоянии по одному непарному электрону, способному вступить в обменное взаимодействие с образованием ковалентной с вя-зи С1 С1. Кроме того, каждый атом хлора имеет неиспользованные электронные пары и вакантные 3 d—орбитали, за счет которых он может быть и донором, и акцептором электронных пар. Поэтому Б молекуле СЬ кратность связи больше единицы (точнее 1,2). [c.19]

Возникновение л- и б-связей происходит между двумя атомами только тогда, когда они уже связаны а-связью. В подобных случаях говорят о кратности связи, понимая под этим термином число электронных пар, участвующих в образовании ковалентной связи. Например, в молекуле СОг каждый атом кислорода связан с атомом углерода двумя ковалентными связями — одной о- и одной я-связью [c.61]

Ковалентность атома — число ковалентных связей, образуемых данным атомом. По методу валентных связей, в котором все ковалентные связи рассматриваются как двухцентровые, ковалентность атома — зто число общих электронных пар, образуемых данным атомом. К. атома всегда целое число, для двухатомных частиц она равна кратности связи. В молекулах Н , и как это видно из электронных формул Н-Н Р-Р, N55N, атомы Н и Р одновалентны, а N трехвален- [c.150]

В кристаллах с ковалентной связью, как ясно из самого названия, атомы решетки связаны обычной химической связью, осуществляемой парой валентных электронов, обобществленной между связанными атомами. Сложнее обстоит дело в кристаллах, для которых характерно образование структур с числом связей (определяемым числом ближайших соседей), превышающим число валентных электронов. В стуктурах металлов имеются дробные связи, кратность которых меньше единицы. Валентные электроны в металлическом кристалле полностью обобществлены и могут перемещаться в объеме всего кристалла. [c.21]

Поскольку радиусы взаимодействия определимы из уже известных структур, можно составить таблицы стандартных радиусов элементов, за которые принимают половину кратчайшего расстояния между узлами его решетки. Для металлов этот радиус элемента будет радиусом металлической связи для элемента, построенного ковалентной связью, — радиусом ковалентной связи. Радиус элемента определяется атомным номером элемента, его координационным числом в присущей ему решетке и ее кратностью (нри ковалентной связи). Радиусы элементов в ионизированном состоянии подобным образом получены быть не могут. Для их расчета из решетки ионной связи необходимо, чтобы радиус какого-то иона, формирующего большое число однотипных соединений, был известен из посторонних структурному анализу экспериментов. Такими ионами являются или радиусы которых могут быть получены измерением молярной рефракции. Располагая радиусом иона 0 , можно получить радиусы катионов из структур окислов, а располагая радиусами катионов, получить радиусы других анионов, образующих кристаллы ионной связи. По окончании расчетов возникнет система ионных радиусов, оп-пределяемая радиусом того аниона, который положен в основу расчета. Поэтому следует всегда пользоваться значениями ионных радиусов из одной системы во избежание грубых искажений величин радиусов катионов, поскольку для иона 0 - разных системах ионных ради- [c.93]

Ато.м азота имеет на внешнем слое трн неспаренных электрона (15 25 2р ) поэтому атомы азота образуют двухатомную мо-, 1екулу N2 с тремя ковалентными связями. По методу МО ЛКАО кратность связи в молекуле равна трем N0 [/С/С(а,) (о ) (л,) (л,,) (о,.), что объясняет ее химическую инертность. При комнатной температуре азот не реагирует нн с металла.мн, ин с неметаллами, за исключением лития, который медленно соединяется с азотом с образованием нитрида. При [ агреваннн азот реагирует со многими металлами, например с магнием, титаном, алюминием, а также с неметаллами водородом, кремнием и бором, < )бра (уя нитриды. [c.160]

Таким образом, ковалентная связь осуществляется электронной парой, находящейся в общем владении двух атомов, образующих химическую связь. Кратность связи (одинарная, двойная и тройная) соответствует числу пар электронов, ответственных за ковалентную связь. Ковалентную связь между одинаковыми атомами (например, в Нг и N2) называют также атомной или гомеополяр-ной Молекулы или соединения, образованные на основе этих связей, называются нeлoля DH6iЛi или г0iie0rt0ляpнbiлtu. Их электрический момент диполя равен нулю. Ковалентная связь возникает и при химическом взаимодействии атомов разных химических элементов. Тогда обобществленная электронная пара (или электронные пары) несколько смещается в сторону более электроотрицательного партнера. Несмотря на такое смещение, электронная пара продолжает быть коллективной собственностью обоих взаимодействующих атомов. Такая ковалентная связь называется полярной и показана на примере образования молекулы НР [c.87]

По Музеру и Пирсону, полупроводимость является результатом наличия в твердом теле преобладающей ковалентной связи. Это ведет к образованию полностью заполненных групп s- и р-орбит в валентных оболочках всех атомов у элементарных полупроводников, тогда как в полупроводниковых соединениях необходимо, чтобы только один и притом любой атом из двух, связанных вместе, обладал заполненными S- и р-орбитами. Присутствие пустых металлических орбит у некоторых атомов, входящих в состав соединения, не уничтожают полупроводимости, если эти атомы не связаны друг с другом 152, стр. 135]. Однако из-за этого обстоятельства могут возникнуть связи дробной кратности (нелокализованные связи), тогда к. ч. атомов превышает их валентность. Например, халькогениды свинца имеют решетки типа Na I с к. ч. 6. [c.255]

По представлениям волновой механики ( 4 доп. 5) валентная связь осуществляется электронным облаком, характер распределения плотности которого между атомами и определяет природу связи. Общая плотность валентного электронного облака не обязательно должна точно соответствовать двум, четырем пли шести электронам, т.е. действительный порядок (р) ковалентной связи может более или менее отклоняться от ее целочисловой кратности (1, 2 или 3). [c.79]

Кратность химической связи. Кратные связи — ковалентные связи, осуществляемые более чем одной парой электронов. В молекуле этилена С2Н4 каждый из возбужденных атомов углерода подвержен р2 гцбридизации. Две гибридные орбитали используются на образование связи с двумя атомами водорода, а третья гибридная орбиталь — для связи с другим атомом углерода. Таким образом, у каждого атома углерода в запасе остается еще по одному неспаренному 2р-электрону. При 5р2 1-ибридизации электронные облака располагаются в одной плоскости под углами 120° друг относительно друга. Из экспериментальных данных действительно следует, что молекула этилена имеет плоское строение (рис. 44). [c.84]

Полинг [1] придерживается точки зрения, согласно которой между металлическими и обычными ковалентными связя.ми пет существенного различия (впервые эту мысль высказал Го,)ьд-шмидт в 1928 г.). Однако в металлических кристаллах и отличие от обычных кристаллов с ковалентными связями, а1С правило, реализуются очень высокие координационные числа. Более того, в таких металлах, как натрий, для образования 8+6 связей в ОЦК-структуре доступны только четыре орбитали (одна 5 и три р). Полинг предположил, что в образовании связей участвуют все или большинство внешних электронов атома, включая -электроны в с/гучае переходных металлов, п что существует особый тип резонанса (см. ниже). Из этнх положений следует, что кратность связи и валентность могут б ,иь дробными величинами. Уменьшение размеров атомов в ряду К, Са, 5с, Т1, V (аналогично от КЬ к МЬ и от Сз к Та) и примерное постоянство размеров атомов для элемента V— ТИ групп в каждом ряду переходных металлов объясняется следующим образом. При переходе от К к V происходят увеличение числа связывающих электронов от 1 до 5 и постепенный рост числа ковалентных связей, участвующих в резонансе, и, следовательно, монотонное уменьшение межатомных расстояний. Далее предполагается, что у атомов элементов от Сг до N1 в связывании участвуют не все девять имеющихся орбиталей (одна а, три р и пять с1), а лишь 5,78 из них являются устойчивыми сиязываюнти.ми 5р -орбпталями, еще имеются 2,44 атомной несвязывающей ( /-орбиталн, а оставшиеся 0,78 металлической орбитали обеспечивают несинхронный резонанс между отдельными валентными связями. Эти значения былн вычислены из магнитной восприимчивости (при насыщении) ферромагнит1н. железа, кобальта и никеля. Электронные структуры Полинга для ряда металлов приведены в табл. 29.6. У атомов Сг, А л и Ре число -электронов меньше, чем число орбиталей, так что спаривания спинов не происходит. Одиако у атома Со на 3,12 [c.459]

Ковалентный радиус атома X считают разным гозловине длины ординарной связи X—X, где X — элемент-неметалл. Повышение кратности связи (напр., в молекулах бензола, этилена) приводит к уменьшению ее длины. Аддитивность ковалентных А. р. позволяет вычислить их значения и для металлов (из длин ковалентных связей М—X, где М — металл). Универсальность ковалентных А. р. ограничена тем, что межатомные расстояния X—X и М—X заметно зависят от валентного состояния атомов. [c.59]

Для понимания основных химич. свойств Н. п. уместно сравнить их с полимерами углерода. Как известно, в таблице Д. И. Менделеева углерод занимает особое положение, состоящее в способности к образованию только чисто ковалентных связей (за счет неспаренных электронов). Элементы слева от IV группы образуют. донорпо-акцопторные связи М < - L (за счет вакантных орбиталей атома М), а справа от IV группы — дативные связи М —> L (за счет неподеленных пар атома М). При образовапии таких гетеро-атомных связей возникают соответствующие смещения электронной плотности (между донором н акцептором электронов), связанные иногда с возникновением заметной полярности. Такие частично ионные связи обычно прочнее чисто ковалентных. Кроме того, если атом М принадлежит к элементам второго периода (В, N, О), а атом L — к элементам третьего или последующих периодов, т. е. имеет валентные d-орби-тали, то кратность и реальная прочность связи типа М — L м. б. выше, чем в цепях органич. полимеров. Поэтому среди линейных Н. п. такого типа должны встречаться весьма термостойкие вещества. [c.182]

Дяткина и др. [319] и одновременно Мак-Глинн и Смит [317] высказали хорошо аргументированное предположение, что помимо образования четырех обычных ковалентных связей за счет неспаренных электронов атомов кислорода и урана возможно взаимодействие неподеленных электронных пар атомов кислорода со свободными орбитами атома урана, в результате чего кратность каждой связи и—О оказывается выше двух [c.171]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология