Связь в двухатомных молекула

Рассмотрите, как меняется порядок связи в двухатомных молекулах элементов второго периода, находящихся в газовой фазе. Как меняется при этом прочность связей [c.35]

Как изменяется прочность связи в двухатомных молекулах простых веществ, образованных элементами одной подгруппы сверху вниз [c.99]

Напишите формулу для расчета энергии химической связи в двухатомной молекуле, если известны ве личины 0)е и Хе. [c.8]

Разработанный для молекулы водорода механизм образования химической связи позднее был распространен и на другие молекулы. Рассмотрим образование химической связи в двухатомных молекулах элементов первого и второго периодов периодической таблицы [c.43]

Энергия связи в двухатомных молекулах. Кулоновскую энергию 11) взаимодействия катиона К+ и аниона А- с зарядами 2к и 2а можно ВЫЧИСЛИТЬ ПО формуле [c.74]

Наиболее прост случай возникновения связи в двухатомных молекулах, когда оба атома одновалентны. При этом возможно перекрывание s-электронных облаков по одному от каждого атома (Н2, - а — рис. 26-а), S- и р-электронных облаков (НС1, HI — рис. 26-в) или двух [c.92]

Что касается длины самой ковалентной связи в двухатомной молекуле, она не может находиться в простой зависимости от радиусов свободных атомов, и это видно уже из того, что последние от В к Р монотонно уменьшаются, а межъядерные расстояния проходят через минимум в случае N 2, с его тройной ковалентной связью. [c.251]

Покажем, каким образом теория молекулярных орбита-лей позволяет предсказывать характер химической связи в двухатомных молекулах, состоящих из элементов второго периода. Для этого необходимо знать последовательность заполнения электронами молекулярных энергетических уровней, точно так же как это было необходимо в отношении энергетических подуровней атомов тогда можно будет выяснить электронное строение молекул в их основном состоянии. Эту последовательность не удается установить, исходя из чисто теоретических соображений, и ее определяют по экспериментальным данным (молекулярной спектроскопии), ко- [c.121]

Более сложные связи в двухатомных молекулах [c.273]

Рассмотрим механизм образования химических связей в двухатомных молекулах этих элементов. Два атома лития соединяются в молекулу по схеме, представленной на рис. 21.2. Поскольку атомы лития имеют по одному неспаренному электрону, при их взаимодействии возникает общая пара электронов. Электронные орбитали атомов лития перекрываются так, что в промежутке между их ядрами возрастает плотность электронного облака и образуется единичная (ординарная) химическая ст-связь [c.242]

Галогены образуют ковалентные связи в двухатомных молекулах Ха и в соединениях с другими неметаллическими элементами (табл. 20.3). Отличие фтора от других членов группы — возможность использования для связывания только -оболочки. Другие элементы имеют свободные d-орбитали, до- [c.418]

Образование связи в двухатомных молекулах с точки зрения теории молекулярных орбиталей [c.121]

Энергии разрыва связей в двухатомных молекулах и радикалах при 25° С (в ккал/моль) [13] [c.41]

Что такое электрический диполь В каком соотношении находятся длина диполя и длина связи в двухатомной молекуле [c.84]

Указанные тенденции хорошо иллюстрируются изменением энергии и длины связей в двухатомных молекулах 2-го периода [c.253]

Квантовохимическое описание связи в двухатомной молекуле. [c.89]

Осн. характеристики X. с.— прочность, длина,, полярность. Прочность X. с. определяется энергией связи. В двухатомной молекуле она равна теплоте диссоциации молекулы на отд. атомы. Энергии X. с. в многоатомной молекуле соответствует эиергия атомизации — разность между полной энергией молекулы и суммой энергий изолированных атомов и энергии нулевых колебаний молекулы. В расчете на одну связь энергии X. с. составляют от 10—20 кДж/моль [c.646]

В главе VII было указано, что полярный эффект можно связать с поляризацией переходного состояния. По аналогии с известным фактом упрочнения связи в двухатомных молекулах А—В при различной электроотрицательности атомов А и В (Полинг [21]) можно думать, что поляризация переходного состояния является фактором, снижающим уровень переходного состояния и уменьшающим энергию активации. Основываясь на указанной аналогии со свойствами двухатомных молекул, энергетический эффект в переходном состоянии, вызванный различием акцепторно-донорных свойств заместителей и Кз в радикале и молекуле, можно представить в форме, предложенной Полингом для двухатомных молекул (жх — х ) , где Жх и 2 — акцепторно-донорные инкременты групп и Кз- Таким образом, мы приходим к более общему уравнению для энер- [c.274]

Мы видели, что в металлическом литии один валентный электрон на каждый атом должен связывать с этим атомом восемь ближайших соседей и еще шесть несколько более удаленных. Среднее число электронов на связь должно быть гораздо меньше, чем для простой связи в двухатомной молекуле, где оно равно двум. Введем число п, называемое дробным индексом связи при этом 2п равняется эффективному числу валентных электронов на данную связь. В металлическом литии [c.356]

Форма потенциальных кривых и природа химической связи в двухатомных молекулах 18 [c.10]

ФОРМА ПОТЕНЦИАЛЬНЫХ КРИВЫХ И ПРИРОДА ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ В ДВУХАТОМНЫХ МОЛЕКУЛАХ [c.18]

В оригинальной трактовке Полинга различия в электроотрицательностях рассматриваются в качестве единственной причины отклонения энергии химической связи в двухатомной молекуле типа А—В от среднеарифметического значения для симметричных молекул типа А—А и В—В. Принимается, что квадратный корень этого отклонения пропорционален разности электроотрицательностей атомов А и В. Вводя условия стандартизации, из таких разностей можно вычислить численные значения электроотрицательностей х для различных атомов. [c.167]

Теория молекулярных орбит. — У бутадиена свойства этилена усугубляются, но имеются и дополнительные особенности. В многоатомной молекуле, например метане, все связи локализованы, т. е. каждая из них в отдельности напоминает связь в двухатомной молекуле водорода. Это обусловлено тетраэдрическим расположением связей, при котором данная орбита изолирована от других и [c.234]

Этим видом связи объясняется значительно большая энергия связи в двухатомных молекулах элементов группы меди (Сиг, Ag2, Аиа), чем в аналогичных молекулах щелочных металлов (Кг, Сз ). [c.129]

Полярность молекул. Полярность молекул, как и полярность связи, характеризуется величиной дипольного момента. Суммарный дипольный момент молекулы зависит как от характера связи составляющих ее атомов, так и от расположения этих атомов в молекуле. Дипольный момент двухатомных молекул совпадает по направлению и величине с дипольным моментом связи . В двухатомных молекулах простых веществ, т. е. состоящих из одинаковых атомов, дипольный момент равен нулю. Молекулы, дипольный момент которых равен пулю, а также вещества с такими молекулами называются неполярными. [c.63]

Не следует забывать, что энергия связей в двухатомной молекуле является суммой кинетической энергии и нескольких слагаемых (притом разного знака) для потенциальной энергии. В многоатомной молекуле общая сумма числа слагаемых значительно больше и вряд ли может быть в принципе разбита на аддитивные члены (ядра, например, все взаимно отталкиваются друг от друга, а не только попарно и т. д.). [c.264]

Из приведенных кратких сведений видно, что существенным моментом, определяющим энергию связи в двухатомной молекуле, оказывается как суммарное число внешних электронов, т. е., иначе говоря, набор занятых связевых и антисвязевых орбиталов, так и энергии возбуждения и гибридизации, особенно в сл чае соединений Ве, В, Ы и С. [c.417]

Ионный характер (степень ионности) связи в двухатомной молекуле (в процентах) может быть оценен по отношению экспериментально наблю-даем ого дипольного момента (щ сп) к рассчитанному дипольному моменту (йрассч)> соответствующему идеально ионной структуре [c.545]

Для галогенов и водорода образование простой двухэлектронной связи в двухатомных молекулах приводит к завершению октета. Простые двухатомные молекулы азота 2з 2р и кислорода 2з 2р могут возникать за счет образования кратных связей (см. разд. 3.4). При повышенных температурах (но не при 25°С) устойчивы также молекулы Рг и 8г. [c.218]

Осн, характеристики X. с.— прочность, длина, полярность. Прочность X. с. определяется энергией связи. В двухатомной молекуле опа равна теплоте диссоциации молекулы на отд. атомы. Энергии X. с. в многоатомной молекуле соответствует энергия атомизации — разность между полпой энергией молекулы и суммой энергий изолированных атомов и энергии нулевых колебаний молекулы. В расчете на одну связь энергии X. с. составляют от 10—20 кДж/моль (связи в молекулах и ионах dj, Н , связь С—С1 в радикале O I, слабые водородные связи) до > 1000 кДж/моль (тройные связи в молекулах N2, СО). Для многоатомных молекул с хорошо локализованными двухцентровыми связями полная энергия X. с. достаточно точно оценивается как сумма энергий отд. связей. [c.646]

Чтобы закончить этот раздел, сравним результаты, получаемые методами ВС и МО, при рассмотрении порядка связей в двухатомных молекулах от а до Мег- Как следует из табл. 3.1, теория МО в этой области вообще лучше, чем приближение ВС. [c.113]

Вещества с полярными молекулами. В двухатомной молекуле центры тяжести положительного и отрицательного зарядов могут не совпадать, тогда в одном месте сосредоточивается кажущийся положительный заряд, а в другом — отрицательный. Молекулы, у которых не совпадают центры положительных и отрицательных зарядов, называют диполями. Если связи в двухатомных молекулах нескольких веществ осуществляются одинаковым числом электрон-ных пар, то расстояние между центрами тяжести положительного и отрицательного зарядов — длина диполя — характеризует нх о-лярность. [c.91]

Эмпирические значения энергий связей в двухатомных молекулах равны энергиям диссоциации, а поэтому могут быть определены непосредственным измерением последних термохимическим (или спектроскопическим) путем. В случае многоатомной молекулы термохимическим путем непосредственно определяют сумму энергий всех связей в молекуле как теплоту полной диссоциации молекулы на атомы. Определение энергии отдельных связей в этих случаях можно проиллюстрировать на примере определения энергии связи О—Н. [c.29]

Выражение для расчета длины связи в двухатомной молекуле ныведено на основе модели жесткого ротатора, оно связывает частоту мере.хода (Лу) с моментом инерции (/) [c.275]

Наиболее непосредственно полярность связи в двухатомных молекулах характеризуется электрическим дипольным моментом. У чисто ковалентных молекул с одинаковыми ядрами > ц = 0, у молекул галогенидов щелочных металлов ( ионных молекул ) дипольные моменты достигают 30—40 10 ° Кл м (10—12 Д ), дипольные моменты 1,5— —3,010 ° Кл м (0,5—1 Д) указьгаают на умеренную полярность связи. Однако сама по себе величина ц еще не говорит о величине зарядов, возникающих на атомах, и, следовательно, о степени ионности связи, так как ц зависит и от заряда связи, и от межъядерного расстояния. Более удобной мерой полярности связи может служить так называемый критерий Полинга [c.133]

Особенно характерно образование соединений между молекулами, одна из которых имеет низко лежащую свободную МО, а другая — 1есвязывающую орбиталь атомного типа, заполненную двумя электронами.. Перекрывание этих дв>т( МО приводит к образованию новых двух МО, общих для всей системы, и возникновению прочного химического соединения (рис. 53). Возникающая таким образом связь по своему происхождению называется донорно-акцепторной связью. Молекула с низколежащей свободной орбиталью называется акцептором электронов, а имеющая пару электронов на несвязывающей МО — донором. Примером донорно-акцепторного механизма образования химической связи в двухатомных молекулах может служить образование молекулярного иона НеН из атома Не и иона Н . Атом гелия имеет два электрона ка ] -орбитали с энергией —24,6 эВ (ПИ = = 24,6 эВ). Его рассматривают как типичный инертный атом с заполненной оболочкой. У иона имеется свободная 15-орбиталь с энергией —13,6 эВ. При контакте Не и Н возникает НеН -ион, а-МО которого можно представить как линейную комбинацию 15-орбиталей атома Не и иона Н [c.140]

В соответствии с расчетными и опытными данными различают слабые и сильные водородные связи. В слабых связях (А...В) колеблется от 2,7 до 310 ° м, энергия связи — от 8 до 21—29 кДж/моль. Такие связи образуются в димерах (НзОЗз, (НР)2 и др. При слабой связи изменения в геометрии обеих молекул пренебрежимо малы. Сильные связи характеризуют более короткие расстояния / ав (2,3—2,6 10 ° м) и высокие значения энергии связи, близкие к энергиям связи в двухатомных молекулах (120— 250 кДж). Такая связь реализуется в ионе (РНР) , в ионах Нз02" и НдО . Если в слабой Н-связи расстояние г<Кнв,то в сильной связи оба расстояния сравнимы, в ионе (РНР) они одинаковы и равны [c.272]

Наиболее просто возникновение связи в двухатомных молекулах, когда оба атома одноковалентны. При этом возможно перекрывание 5-э.яектронных обларлв по одному от каждого атома (Нг, Lis — рис. 26, а), s- и р-элек-тронных облаков (НС1, HI — рис. 26, в) или двух р-обла ков (Вг2, С1г, 1F — рис. 26, б). Такого рода молекулы об-i разуются элементами подгрупп IA, VHA и являются ли нейными. [c.114]

Из квантовомеханического рассмотрения молекулярного иона во дорода и молекулы водорода мы пришли к выводу, что химическая связь образуется, если происходит перекрывание атомных орбиталей. Чтобы рассмотреть образование связи в двухатомных молекулах с большим числом электронов, мы должны обсудить возможность обра- [c.436]

Концепция гибридизации и гибридные состояния валентной электронной оболочки связанных атомов является основой классической теории химической связи, называемой теорией локализованных пар или теорией валентных связей. Эта теория использует описание электронного строения молекул с помощью двухэлектронной химической связи. В двухатомной молекуле такая связь образуется за счет спаривания двух электронов с антипарал-лельными спинами, по одному электрону от каждого из атомов [c.53]

Очевидно, что те основные идеи, которые мы с успехом использовали при описании химических связей в двухатомных молекулах (делокализация электронов, полярность связей, зависящая от электроотрицательностей партнеров, образование кратных связей), мы вполне можем применить и к многоатомным молекулам. Принципиально новым моментом здесь оказывается взаимное расположение связей, определяющее форму молекул. Нам необходимо понять, почему, например, молекула Be lj линейная, Sn lj или HjO - изогнутая, уголковая и почему молекула BFg имеет форму плоского треугольника, а NHj представляет собой пирамиду (рис. 3.9). [c.57]

В первом издании настоящего Справочника частоты ВеРг (vi = 750, V2 = 600 и з = 1550 см ) вычислялись по уравнениям (П4.29) в предположении, что силовая постоянная равна силовой постоянной связи в двухатомной молекуле BeF = 5,77-10 дин-см.- ), а [м = 0,1[а. Деформационная постоянная / / 2 оценивалась весьма грубо, аналогично оценке Степановым [393] деформационной постоянной Mgp2, и была принята равной 0,40 10 > дин-см . Однако уже результаты исследования спектра Be lu [1001] показали, что подобная оценка деформационной силовой постоянной дает заниженное значение. [c.792]

Ответ на вопрос, существуют ли чисто ковалентные связи, зависит от определения. Если условиться ковалентной связью называть связь, не имеющую полярности (как, например, связи в двухатомных молекулах с одина-J oвыми ядрами), то, естественно, ответ будет положительным. Если же определение основывать на каком-либо методе расчета, то ответ может быть как положительным, так и отрицательным. Последний получается, например, при шрименении волновой функции вида (5.21). — Прим. ре< [c.152]

Известен ряд химических связей, оба участка которых одина-(овы. Таковы связи в двухатомных молекулах Нг, Ог, СЬ и т. п., -остоящих из двух одинаковых атомов, а также связи углерод— угле-юд в органических соединениях и т. д. [c.163]

Практически все ковалентные связи являются более или менее полярными. Неполярны лишь ковалентные связи в двухатомных молекулах, состоящих из одинаковых атомов С1—С1, Н—Н и в совершенно симметричных более сложных молекулах, в которых при этом центр симметрии совпадает с серединой рассматриваемой связи такова, например, С—С-связь в СНд—СНд, СС1д—СС1д. [c.85]

С помощью вышевведенных понятий можно дать интересную интерпретацию характера химической связи в двухатомных молекулах. Если при переходе от разъединенных атомов к объединенному атому главное квантовое число остается неизменным, то соответствующая орбита называется связывающей орбитой . Если же при таком переходе главное квантовое число увеличивается, то орбита называется разрыхляющей орбитой . Как можно видеть на фиг. 15, занятые связывающие орбиты стремятся образовать устойчивые состояния занятые разрыхляющие орбиты служат поводом неустойчивости состояния. Разность между числом пар электронов на связывающих орбитах и числом пар на разрыхляющих орбитдх можно рассматривать как эффективное число двухэлектронных связей. Для Ыд, и N3 эта разность, как это видно, составляет соответственно 1, 2 и 3, что отвечает обычному обозначению связей в этих молекулах, как одинарной, двойной и тройной. [c.276]

Метод Гейтлера-Лондонз, разумеется, не ограничен рассмотрением образования связей в двухатомных молекулах. Так, если для СН мы положим, что фс1, фс2> фс4 означают орбиты, занятые четырьмя электронами атома углерода, а фн , фн2, фнз, фн4 являются и-орбитами четырех водородных атомов, то функции [c.290]