Ковалентная связь в к полярной связи с точки

На электронных схемах пару точек, изображающих электроны, при помощи которых осуществляется химическая связь, принято располагать либо посередине между символами атомов, либо ближе к одному из них, в зависимости от того, идет ли речь о ковалентной неполярной или полярной связи или о ионной связи. [c.12]

Заместители, имеющие —I- и —М-э ф ф е к т ы. Ординарная ковалентная связь между атомами различной химической природы в большей или меньшей степени полярна, причем отрицательный конец диполя находится на атоме более электроотрицательного элемента, стоящего в Периодической системе правее углерода. Если же в органическом соединении атом углерода связан с атомами этих же элементов не ординарной, а кратной связью, то вследствие большей поляризуемости кратной связи дипольные моменты значительно выше, например [c.341]

Неполярная и полярная ковалентная связь. Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента как, например, молекулы Н2, N2, С12 и т. п., то каждое электронное облако, образованное общей парой электронов и осуществляющее ковалентную [c.123]

Поляризуемость рассматривают на основе представлений о том, что ковалентная связь может быть неполярной (чисто ковалентной) или полярной. В первом случае связь образуется между одинаковыми атомами, и симметричное распределение электронной плотности в межъядерном пространстве приводит к совпадению центров тяжести положительных и отрицательных зарядов. Полярная связь образуется в тех случаях, когда межъядерная электронная плотность смещается к атому с большей электроотрицательностью. Тогда центры тяжести (+)и (—) зарядов не совпадают и возникает система (электрический диполь) из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов (б- - и б—), расстояние между которыми называют длиной диполя I. Степень полярности такой связи оценивается значением электрического момента диполя равного произведению абсолютного заряда электрона (9=1,60-10 1 Кл) на длину диполя х.=д1. Так, если /(Я—С1) = 0,022 нм или 22-10 1 м, то р(Н—С1) = 1,60х х10- -22-10-1 =3,52-10-2 Кл-м. [c.119]

Переход от ковалентной к полярной связи с точки зрения волновой механики. Предположим, что имеются два атома, А и В, расположенные на постоянном расстоянии друг от друга. Допустим далее, что эти два атома связаны друг с другом ординарной связью, состоящей из пары электронов, и что движение этих электронов может рассчитываться, как рассчитывается движение [c.178]

Следует помнить, что нет отдельной ионной или ковалентной связи, есть ионная составляющая химической связи. Степень ион-ности межатомной связи определяет возможность образования молекул в данных условиях, а также то, ограничится ли их взаимодействие при отвердевании вещества только установлением ван-дер-ваальсовских связей между ними, или же молекулы перестанут существовать как самостоятельные структурные единицы. Действительно, появление даже слабой ионной составляющей межатомной связи часто увеличивает ее прочность как раз настолько, насколько это необходимо, чтобы образующаяся молекула могла выстоять под ударами теплового движения, разбрасывающего атомы в разные стороны, и чтобы они не соединились друг с другом в каком-нибудь другом порядке. Полярные молекулы, в которых преобладает ковалентная составляющая межатомной связи (такие, как молекулы воды, толуола), при переходе вещества в твердое состояние сохраняют свою целостность и служат структурными единицами, из которых строятся молекулярные кристаллы. При этом они вступают в межмолекулярное электростатическое взаимодействие друг с другом, от которого в значительной мере зависят строение и многие свойства соответствующего твердого вещества, в частности температура плавления, растворимость. [c.83]

Очень важным понятием в химии для оценки характера связи в молекуле является понятие электроотрицательности, введенное Полингом. Электроотрицательность (ЭО) есть мера относительного притяжения атомом электронной пары в ковалентной связи. Если молекула образуется из двух атомов с одинаковой ЭО, то молекула будет типично атомной. При образовании молекулы из атомов с различной ЭО, наиболее электроотрицательный атом сильнее притягивает связующую пару электронов, и возникает полярная молекула. [c.97]

Индуктивный эффект. Только в молекулах, состоящих из тождественных атомов, например в Н—Н или в симметричных молекулах СНд—СНд, электронная пара ковалентной связи (Н—Н или С—С) равномерно распределена между двумя атомами Когда же связанные ковалентно атомы разнородны, как, например, в молекулах СНд—С1, СНд—ОН, или молекулы несимметричны (СНд—СН=СН2), то электроны, образующие связь, смещены в сторону одного из атомов В первом случае связь называется неполярной, а во втором — полярной Эффект смещения (сдвига) электронной пары вдоль а-связи называется индуктивным эффектом. [c.68]

Если степень ковалентности связи достаточно высока, то такая химическая связь является полярной ковалентной связью с той или иной степенью [c.139]

Переход одной формы валентной связи в другую разработан Фаянсом [7, 8], который предполагал, что ионы не принадлежат к жестким неизменяемым структурам, напротив, они оказывают определенное деформирующее действие друг на друга в кристаллических решетках электровалентных молекул. По мнению Фаянса, если приближать друг к другу два противоположно заряженных иона, то деформация орбит, производимая ими друг у друга в определенной точке, заставляет валентные электроны отклониться на новую орбиту, охватывающую оба атома, вследствие чего образуется ковалентная связь. Фаянс отмечает, что склонность к таким превращениям зависит от притяжения катиона к валентным электронам и от прочности, с которой анион удерживает электроны. Когда катион небольшой, а анион большой, и его валентность или заряд велики, то создаются благоприятные условия для деформации, ведущей к превращению электровалентности в ковалентность. Наоборот, большой катион, маленький анион и низкий заряд способствуют деформации, ведущей к образованию полярных, электровалентных соединений. [c.551]

Позднее Коста и Конте [26], используя несколько иную модель электронных состояний кубических карбидов и нитридов, изучили электронные энергетические спектры монокарбида и мононитрида титана, основываясь на методе сильной связи. При этом, учитывая близость электронных характеристик этих соединений друг с другом и исходного металла (в данном случае титана), они предположили, что атомы неметалла лишь слабо возмущают электронную структуру тугоплавких соединений, основные черты которых определяются атомами металла. В связи с этим в расчете акцент сделан лишь на влияние d-состояний атомов титана, в то время как перекрывание волновых функций атомов неметаллов и их гибридизация с волновыми функциями металла не учитывались. При проведении расчетов авторы исходили из ионно-ковалентной модели, согласно которой 1,5 электрона атома углерода (и 2 электрона атома азота) переходят в d-полосу металла. В этом отношении указанная модель аналогична предложенной ранее Уманским [29], по мнению которого в фазах внедрения атомы неметалла частично (или полностью) отдают свои валентные электроны в s —d-полосу кристалла. Однако в работе Коста и Конте предполагалось также, что электроны несколько оттягиваются к атомам углерода, обусловливая существенную полярность связей. При этом выяснилось, что в рамках использованной модели полосы проводимости Ti и TiN состоят из двух подполос, образованных соответственно из dy- и de-волновых функций атомов металла. [c.270]

При попытках построения упрощенных, по замыслу, физических моделей внутримолекулярных взаимодействий наряду с такими понятиями как полярность и поляризуемость ковалентных связей, а так же атомные заряды, часто привлекают еще понятие электроотрицательности элементов [2, с. 65 13—15] или орбиталей и связей [16—26]. Тем не менее, до самого последнего времени ни одно из этих понятий не получило достаточно строгой формулировки. Несомненно, например, что каждому из элементов не может быть приписано какое-то одно значение электроотрицательности по Паулингу [2] или но Малликену [27] (см. [13, 14, 16—19]). То же самое относится и к каждой определенной орбитали любого конкретного спектроскопического или валентного состояния того или иного атома. Высказана [16—19] идея (см. также [20—26]), согласно которой орбитальная электроотрицательность есть параболическая функция от электронной заселенности рассматриваемой орбитали. К сожалению, в указанных работах подход к проблеме слишком формален, поскольку авторы не ставили в явном виде вопроса о причине зависимости орбитальной электроотрицательности от электронной заселенности. В рамках физической модели важно учитывать, как создана эта заселенность одним или двумя [c.21]

Следует отметить, что если два атома хлора отталкиваются сколько-нибудь сильно один от другого, когда они находятся в непосредственном соседстве, то трудно ожидать, что эффект поля будет заметным, когда атомы хлора находятся в более удаленных частях молекулы. Это подтверждается измерениями дипольного момента г/г/с-2,3-дихлор-2-бутена, которые приводят к заключению, что тетраэдрическое расположение углеродных связей здесь не дефор--мировано [31]. Джонстон и Деннисон [32] на основании измерения моментов инерции также пришли к выводу, что метильные группы в метане и в галоидных метилах имеют одинаковую величину. Хотя эти немногие примеры не исчерпывают всей литературы по данному вопросу, но они достаточно ясно показывают, что эффект поля атомов хлора не настолько силен, чтобы вызывать большие изл енения углов мел<ду связями. Так как поперечная поляризуемость электронов в С—С1 связи составляет лишь около 57% от продольной поляризуемости [33], то можно полагать что этот эффект поля действительно очень невелик. Вместе с тем, так как связь С—С1 является в очень сильной степени полярной связью, то этот вывод можно, повидимому, распространить и на другие атомы, связанны е с углеродом ковалентными связями. Однако данные, приведенные ниже, показывают, что совершенно иное имеет место в тех случаях, когда атомы являются свободными полюсами. [c.95]

Если ковалентно связаны одинаковые атомы, то значение ковалентного радиуса атома приравнивается к половине значения длины связи если ковалентно связаны различные атомы и связь между ними полярна, то оценить долю, вносимую каждым атомом, сложнее. [c.23]

Полярная связь и электроотрицательность. Связи в молекулах А2 и Вг, содержащих одинаковые атомы, ковалентны. Если бы в молекуле АВ связь также была ковалентной, то, по предположению Полинга, соблюдалось бы равенство [c.115]

N или О) имеет несколько р-электронов, то их вытянутые облака располагаются под прямыми углами друг к другу. (Это обеспечивает наибольшую прочность общего электронного облака.) Под такими же углами ориентируются (располагаются) по отношению друг к другу и образуемые ими а-связи с другими электронами. Таким образом, ковалентные связи, в отличие от электровалентных, характеризуются своей геометрической направленностью. Однако зачастую наблюдается отклонение от прямоугольности, вызываемое либо полярностью связей, либо явлением гибридизации (выравнивания валентных углов) Из рисунка 73 видно, что атомы Те и О, имеющие по 2 /7-электрона, образующих с s-электронами двух атомов Н две а-связи, располагают их атом Те — под прямым углом (Н и Те равны по значению их Э. О. и связь между ними неполярная), атом О — под углом 105° (отклонение от прямого угла вызывается полярностью связи Н—О, то есть отталкиванием друг от друга намечающихся ионов Н, так как Н и О не равны по значению их электроотрицательности). [c.259]

Если связанные ковалентной связью атомы обладают одинаковой электроотрицательностью, то связь будет неполярной (Нг, I2, N2 и др.). Если же один из атомов обладает большей электроотрицательностью и в результате этого электронная плотность смещена в его сторону, то такая связь называется полярной (НС1, СО, N N и др.). [c.29]

При полярной связи электронное облако связывающей электронной пары не располагается симметрично по отношению к обоим связываемым атомам, как при чисто ковалентной, и не концентрируется полностью при одном из них, как в случае чисто ионной связи. Связывая оба атома, оно обнаруживает более высокую плотность у одного из них, т. е. смещается в той или другой степени в сторону одного атома. Так, в молекуле НС1 электронная пара в большей степени смещена к атому хлора, поэтому он приобретает некоторый отрицательный заряд, а атом водорода, наоборот, — положительный заряд. [c.71]

Следует, однако, обратить внимание на то, что только молекулы первых трех соединений не содержат полярных связей. Молекулы же последних двух соединений содержат полярные ковалентные [c.63]

Однако анализ температур кипения водородных соединений элементов IV—VI групп указывает на аномальное поведение аммиака ЫНз, воды Н2О и фтороводорода НР(в) по сравнению с водородными аналогами азота, кислорода и фтора соответственно, что обусловлено действием более эффективных межмолекулярных сил, которые носят название водородной связи. Единственный электрон атома водорода обусловливает возможность образования им только одной ковалентной связи. Однако если эта связь сильно полярна, например в соединениях водорода с наиболее электроотрицательными элементами (Г, О, Ы), то атом водорода приобретает некоторый положительный заряд. Это позволяет электронам другого атома приблизиться [c.38]

Поляризация ионов, представляющая собой ту или иную степень смещения электронов, имеет очень большое значение, так как она, приводя к сокращению межатомных расстояний и, как следствие, к уменьшению дипольиого момента, превращает ионную связь в полярную ковалентную. С увеличением деформируемости аннона может произойти полный переход электронов от него к катиону, т. е. образуется ковалентная связь. Наоборот, чем меньше поляризация иона (например, аниона), тем ближе соединение к ионному типу. Так как поляризация резко увеличивается с ростом заряда ионов, то становится очевидным, что среди соединений Типа А В " или АгВ и тем более А " В (или Аз В ) ие может быть веществ с чисто ионным типом связи. [c.113]

При образовании гомоатомных соединений (простых веществ) все эффекты, связанные с разностью электроотрицательностей взаимодействующих атомов, исключаются. Поэтому в простых веществах не реализуются полярные, а тем более преимущественно ионные связи. Следовательно, в простых веществах осуществляется лишь металлическая и ковалентная связь. Следует при этом учесть и возможность возникновения дополнительного ван-дер-ваальсов-ского взаимодействия. Преобладание вклада металлической связи приводит к металлическим свойствам простого вещества, а неметаллические свойства обусловлены преимущественно ковалентным взаимодействием. Для образования ковалентной связи взаимодействующие атомы должны обладать достаточным количеством валентных электронов. При дефиците валентных электронов осуществляется коллективное электронно-атомное взаимодействие, приводящее к возникновению металлической связи. На этой основе в периодической системе можно провести вертикальную границу между элементами П1А- и 1УА-групп, слева от которой располагаются элементы с дефицитом валентных электронов, а справа — с избытком. Эта вертикаль называется границей Цинтля Ее положение в периодической системе обусловлено тем, что в соответствии с современными представлениями о механизме образования ковалентной связи особой устойчивостью обладает полностью завершенная октетная электронная 5 /гр -конфигурация, свойственная благородным газам. Поэтому для реализации ковалентного взаимодействия при образовании простых веществ необходимо, чтобы каждый атом пмел не менее четырех электронов. В этом случае возможно возникгювение четырех ковалентных связей (5/) -гибридизация ), что и реализуется у элементов 1УА-группы (решетка типа алмаза у углерода, кремния, германия и а-олова с координационным числом 4). Если атом имеет 5 валентных электронов (УА-группа), то до завершения октета ему необходимо 3 электрона. Поэтому он может иметь лишь три ковалентные связи с партнерами (к. ч. 3). В этом случае кристалл образован гофрированными сетками, которые связаны между собой более слабыми силами. Получается слоистая структура, в которой расстояние между атомами, принадлежащими одному слою, намного меньше, чем между атомами различных слоев (черный фосфор, мышьяк, сурьма) [c.29]

Обычно полярная ковалентная связь трактуется исходя из представлений об электроотрицательности. Чем больше ОЭО второго компонента, тем большей поляризации подвергается ковалентная связь, а следовательно, растет доля ионности связи. В то же время к проблеме степени ионности или полярности связи в соединениях можно подойти с диаметрально противоположных позиций, а именно с точки зрения поляризации ионов. Постулируется при этом, что молекулы соединения образуются путем полной передачи электронов и состоят из обособленных и самостоятельных ионов. Затем происходит смещение электронов под дейст вием электрического поля, создаваемого ионами —поляризация ионов. [c.78]

Только в молекулах, состоящих из тождественных атомов, например в Н—Н или в симметричных молекулах (СНз— СНз), электронная пара ковалентной связи (Н—Н или С—С) равномерно распределена между двумя атомами. Когда же связанные ковалентно атомы разнородны, как, например, в молекулах СНдС , СНз—ОН, или молекулы несимметричны (СНз—СН=СН2), то электроны, образующие связь, смещены в сторону одного из атомов. В первом случае связь называется неполярной, а во втором — полярной. Эффект смещения (сдвига) электронной пары вдоль о-связи называется индуктивным аффектом. Смещение электронов, т. е. полярность связей, определяется разностью электроотрицательности атомов, входящих в соединения, Если атом или группа атомов оттягивают электроны а-связи от атомов углерода в свою сторону, то на этом атоме или группе атомов появляется дробный отрицательный заряд б (равный части заряда [c.41]

Полярность и поляризуемость во многом определяются электронными эффектами их активных групп [216]. Так, если ковалентной связью объединены в молекулу разные атомы, то электроны смещаются в сторону более электроотрицательных атомов или групп, и молекула становится полярной. Этот эффект именуют статическим индукционным эффектом ( Л). Из сказанного с.чедует, что эффект Д представляет собой разность электроотрнца-тельностей атомов или атомных групп молекулы ПАВ. Эффект передается по связи С—С, но не далее третьего-четвертого атома углерода. Знак I, эффекта зависит от того, сильнее притягиваются или сильнее отталкиваются (по сравнению с атомами водо1рода) электроны активными атомами или группами атомов. Для примера можно указать, что очень сильным отрицательным /а-эффектом обладают четвертичный аммониевые соединения, а по- [c.199]

Еще одно важное свойство характеризует ковалентную связь. Мы говорим, что ее возникновение связано с увеличением электронной плотности между атомами, но симметрия электронного облака, конечно, зависит от того, какие атомы и в какой молекуле оно соединяет. Если молекула симметрична и в ней ковалентно связаны два одинаковых атома, как, например, в молекулах Нг или СНз—СНз, то электронное облако симметрично центру связи. Оба электрона, участвующие в образовании связи, с одинаковой вероятностью находятся около каждого из соединенных атомов. Но если связанные атомы неодинаковы или молекула не симметрична, то электронная плотность сдвинется к одному из атомов и вероятность пребывания связывающих электронов в поле этого атома возрастет. Таким атомом обычно бывает более электроотрицательный, так как электроотрицательность — это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. - Следствием такого сдвига будет появление частичных, очень маленьких зарядов (доля заряда электрона) на связанных ковалентной связью атомах, в результате чего связь приобретет частично ионный характер. Примером может служить молекула НС1, где электронная плотность сдвинута к атому хлора. Такую ковалентную связь называют полярной. Молекула, содержащая полярную ковалентную связь, обладает дипольным моментом, равным произведению зарядов атомов на расстояние между ними. Ионный характер ковалентной связи зависит от разницы в величинах электроотрицательности соединенных атомов, В ряду HJ-vHBr- H I-vHF ионная составляющая связи соответствует 5, 11, 17 и 45%, т. е. молекула фтористого водорода почти наполовину носит ионный характер. Предельным случаем полярной ковалентной связи будет полностью ионная связь. В основе такой связи лежит электростатическое взаимодействие между разноименно заряженными ионами — катионом и анионом. Примером веществ с преимущественно ионной связью могут служить соли Na l, NaF, sF и др. [c.30]

Постепенность перехода атомной связи в ионную можно, например, представить так, что пара электронов, осуществляющая одну ковалентную связь, не в равной мере принадлежит двум атомам, но в большей степени перетягивается одним из них. В зависимости от степени этого перетягивания, начинают возникать различия заряженности соседних атомов и, следовательно, проявляется ионная связь. Например, если в молекулах Нг, СЬ и других подобных существует чисто атомная, неполярная связь, в молекулах Na l, NaF — почти чисто ионная связь, то уже для молекулы HF и НС1 характерна смешанная связь. Можно количественно определить степень полярности связи. Для молекулы НС1 она оказалась равной 0,17 (считая для полностью ионной связи значение степени полярности равным единице, а для чисто атомной связи —нулю). Подобная смешанная связь носит название полярной связи. [c.22]

С галогенами водород связывает гораздо большее число признаков газообразное состояние (при обычных условиях), двух-атомность, ковалентность связи в молекуле Нг, наличие в большинстве соединений полярных связей, например в НС1 в отличие от Na l, неэлектропроводность (как в газообразном, так и в жидком и твердом состояниях), близость энергий ионизации /н и /г. в то время как /м С/н. К перечисленным признакам можно прибавить и другие, в частности сходство гидридов с галогенидами, закономерное изменение свойств в ряду Н — At (рис. 3.77). Можно привести много других примеров линейной взаимосвязи свойств в ряду Нг —Гг, аналогичной показанной на рис. 3.77. В ряду водород — щелочные металлы подобные зависимости обычно не наблюдаются. [c.463]

Таким образом, донорно-акцепторная связь по своей природе является ковалентной связью с той или иной степенью полярности. Название же донорно-акцепторная связь указывает лишь на механизм образования связи. Примером такой связи служит связь в комплексе ВРз N1-13, где общая связывающая МО образуется за счет комбинации МО неподеленной пары молекулы NHз (донор) и низколежащей свободной МО молекулы ЕРд (акцептор). К допорно-акцепторным соединениям относятся соли тетрацианопарахинодиметана и тетратиофуль-валена, так называемые органические металлы , обладающие очень высокой металлической проводимостью. [c.89]

Атомы элементов 111—IV групп — бор, алюминий, углерод, кремний — образуют с атомами водорода ковалентные, слабо полярные связи, не склонные к диссоциации. Однако с ростом заряда атома в пределах периода, т. е. для элементов V—VJ1 групп, полярность связи элемент — водород вновь увеличивается, но характер распределения зарядов в возникающем диполе иной, чем для элементов, склонных к потере электронов. Атомы неметаллов, у которых для завершения электронной оболочки необходимо несколько электронов, оттягивают (поляризуют) к себе пару электронов связи тем сильнее, чем больше заряд ядра. Поэтому в рядах H4-NH3-H2O-HF или SiHi-PHa-HzS-H I связи атомов водорода, оставаясь ковалентными, приобретают более полярный характер, а атом водорода в диполе связи элемент — водород становится более электроположительным. Если полярные молекулы оказываются в растворе, причем растворитель тоже- полярный, способный вызвать ионизацию (диссоциацию) связей, то может происходить процесс электролитической диссоциации (подробно см. гл. VII). [c.233]

Ключевой характеристикой силоксановой (SiOSi) поверхности SiOa является то, что так называемые остаточные валентности реагируют с водой, так что при обычной температуре поверхность становится покрытой силанольными (SiOH) группами. В настоящей главе рассматривается хемосорбция молекул на силоксановой или силанольной поверхностях кремнезема, когда адсорбируется одиночный слой молекул с образованием ковалентных или ионных связей с атомами на поверхности. Кроме того, образуются водородные связи между полярными атомами, такими, например, как атом кислорода простого эфира и атом водорода силанольной группы на поверхности. Во всех случаях существует сила связи между специфическим атомом адсорбированного вещества и атомом на поверхности, так что поверхность кремнезема покрывается только одним слоем, тогда как второй слой не адсорбируется. [c.857]

Истинное различие между неорганическими и органическими веществами — в характере химических связей. Если для многих неорганических соединений характерно наличие полярных ковалентных и ионных связей, то в органической химии господствует ковалентная связь. Важна также способность углерода образовывать длинные цепи и кольца из атомов, свя-заннььх ковалентными связями. [c.268]

Ковалентная связь. Ковалентная связь может быть неполярной и полярной. Если дублетное взаимодействие происходит между одинаковыми атомами (гомеополярными), например НпН С1 С1 или в общем виде А А, то такая связь называется неполярной ковалентной связью. Следует указать, что с увеличением числа связующих электронов связь становится прочнее. Так, для связи Н Н энергия химической связи равна 102,6 ккал1моль, для 0 0—117,2 ккал1моль. В неполярных молекулах электрические центры тяжести положительных и отрицательных зарядов совпадают. [c.9]

Если атомы связаны координационной связью, то ковалентные радиусы соответствуют полярной ординарной связи в окиси три-метиламнна (СНз)зМ->0 расстояние между ядрами N и О равно 0,136 нм, т. е. равно сумме гм и го. Длина одноэлектронной связи больше, чем ординарной, трехэлектронной меньше, чем простой, но больше, чем двойной. [c.24]

Различают два типа ковалентной связи полярную и неполярную. Если двухатомная молекула состоит из двух одинаковых элементов, например Нг, О2, N2 и др., то каждая общая пара электронов распределяется симметрично относительно ядер общих атомов. Такая связь называется неполярной (атомной). Если же двухатомная молекула состоит из атомов различных элементов, то общая электронная пара смещена в сторону одного из атомов. В таких случаях ковалентная связь называется полярной. Примером полярной связи может служить молекула хлористого водорода НС1. При образовании этой молекулы электронная пара смещается в сторону хлора, так как хлор более электроотрицателен, чем водород. Полярную связь можно рассматривать как промежуточную между ионной и ковалентной. В определенных условиях полярная связь может перейти в ионную, т. е. пара электронов настолько будет смещена к одцому из атомов, что в итоге перейдет к нему полностью. В самом деле, хлористый водород, будучи растворенным в воде, диссоциирует на ионы Н+ и I . Электронные пары полностью переходят к атому хлора. [c.16]

Ионная связь в чистом виде может образоваться только между атомами элементов, сильно различающихся по своей электроотрицательности, а неполярная ковалентная связь образуется, когда взаимодействующие атомы принадлежат элементам одинаковым или почти одинаковым в этом отношении. В остальных случаях электронная пара, связывающая атомы, будет принадлежать им не в одинаковой степени. Она будет в той или иной степени как бы смещенной к одному из них или, точнее говоря, электроны этой пары в среднем во вр,смени будут больше принадлт жать одному, из атомов, чем другому, т. е. больше времени находиться вблизи одного из них. Такая связь является полярной. [c.57]

Электрическая полярность молекул. Выше ( 7) уже было указано, что при образовании чисто ковалентной связи электронное облако молекулы, возникающее в результате перекрывания электронны.х облаков одинаковых ато мов, занимает симметричное положение между остовами соединяющих атомов, В этих случаях и сами молекулы электросимметричны, т. е. центры ироявлення положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов совпадают в одной точке поэтому эти молекулы называют [c.61]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология