Электроотрицательность . 4.4.2. Ионность связи Ковалентная связь

Ионность связи. Ионность связи обозначают буквой г и выражают либо в долях единицы, либо в процентах. Она может быть найдена обработкой экспериментальных данных, вычислена методами квантовой химии или по эмпирическому выражению Полинга через электроотрицательности атомов, образующих ковалентную связь [c.117]

Таблица 13. Степень ионноста ковалентной связи в зависимости от разности электроотрицательности элементов по Полингу

Чем дальше отстоят два элемента один от другого по шкале электроотрицательности (по горизонтали яа рис. 6.22), тем больше степень ионности связи между ними. При расстоянии по шкале 1,7 ионность связи достигает примерно 50%. При большем расстоянии между элементами правильнее использовать ионную структуру для данного соединения, а если расстояние меньше 1,7, правильнее принимать ковалентную структуру. Однако строго придерживаться этого правила не обязательно. [c.158]

Степень легкости, с которой молекула какой-либо протонной кислоты отдает свой протон, определяется двумя факторами. Одним из них является степень ионности связи Н — А, а другим—размер атома А, точнее, его ковалентный радиус. Размер атома А играет важную роль потому, что прочность связи Н — А возрастает по мере уменьшения ее длины, в результате чего затрудняется отрыв протона. Судить о длине, и следовательно прочности, связи Н — А следует по ковалентному, а не ионному радиусу атома А, так как молекула Н А является ковалентно связанной частицей (данные о ковалентных радиусах неметаллических элементов, образующих рассматриваемые анионы, приведены в табл. 18.3). Если бы на кислотность гидридов Н А неметаллических элементов влиял только ковалентный радиус этих элементов, наиболее слабой кислотой среди указанных соединений должен был оказаться НР. Однако, как было указано выше, на кислотность соединений этого типа влияет еще степень ионности связи Н — А, а следовательно, электроотрицательность элемента А и поскольку фтор является самым электроотрицательным из всех элементов, НР обладает наиболее ионным характером среди всех гидридов простых анионов. [c.329]

В гл. 5 за металлический радиус была принята половина межатомного расстояния в кристалле. Несколько сложнее обстоит дело в случае соединений с ионными и ковалентными связями. Прежде всего, такие соединения построены из атомов различных элементов. Размеры, а следовательно, и вклад этих атомов в межатомные расстояния, также различны. Есть и другие факторы, влияющие на межатомные расстояния. К их числу относятся заряд иона, окислительное число каждого атома, тип кристалла и координационные числа каждого атома, относительные электроотрицательности атомов и степень ионности или ковалентности связи. В случае ковалентных соединений следует учитывать также кратность связи. [c.77]

Шкала Полинга — экспериментальная шкала, она построена при предположении, что ионность в ковалентной связи делает связь более прочной. Так, мало и одинаково электроотрицательные Н и Г образуют почти чисто ковалентную связь. Для них разница в теплоте образования Н1 связи и полусуммы теплот образования Нг и Ь связей ничтожно мала [c.83]

Для оценки способности атома данного элемента оттягивать к себе электроны, осуществляющие связь, пользуются значением относительной электроотрицательности (х). Чем больше электроотрицательность атома, тем сильнее притягивает он обобществленные алектроны. Иными словами, при образовании ковалентной связи между двумя атомами разных элементов общее электронное облако смещается к более электроотрицательному атому, и в тем большей степени, чем больше разность электроотрицательностей (Дх) взаимодействующих атомов. Поэтому с ростом Лх степень ионности связи возрастает. Значения электроотрицательности атомов некоторых элементов по отношению к [c.52]

Кристаллы могут быть построены не только за счет чисто ионных, чисто ковалентных или металлических связей, но и при помощи связей, имеющих промежуточный характер. Степень ионности или ковалентности связи можно качественно оценить шкалой электроотрицательностей Полинга. [c.58]

Исследования химической связи в твердых телах современными физическими и физико-химическими методами приводят к выводу о том, что межатомная связь в твердых неорганических веществах неоднозначна. Как и для молекул, межатомная связь в координационных кристаллах, за исключением металлов и металлидов, имеет ковалентный характер. Однако вследствие различных значений ОЭО партнеров ковалентная связь подвергается поляризации, т.е. электронное облако смещается в сторону более электроотрицательного атома. В результате на ковалентность накладывается определенная доля ионности. Поляризация приводит к полярной ковалентной связи. Кроме того, уже при температуре, немного отличной от абсолютного нуля, существует вероятность распада электронной пары, ответственной за ковалентную связь. Эта вероятность растет пропорционально температуре. А распад электронной пары означает начало металлизации связи, [c.97]

Пользуясь таблицей электроотрицательностей, можно объяснить и даже предсказать многие свойства ковалентных связей. Например, связь С—81, где Хд — Хв = 0,7, является ковалентной с небольшим процентом ионности и поэтому содержащие эту связь соединения летучи и растворимы в углеводородах. Наоборот, связь Сз—С, где Ха — Хв = 1,8, обладает ионным характером, так как ее ионность близка к 50%. Такие соединения нелетучие твердые вещества, очень плохо растворяющиеся в углеводородах [17]. Связь 81—С1 также более ионная, чем связь С—С1, что выражается в большей реакционноспособности галогенидов кремния при действии нуклеофильных реагентов. [c.14]

Кристаллические решетки окислов металлов построены из ионов металлов Ме " и кислорода О , однако химическая связь между этими ионами не чисто ионная, а в значительной мере ковалентная. Степень ионности связи тем выше, чем больше разность электроотрицательностей кислорода и металла, т. е. чем меньше электроотрицательность Ме"" [1 11- [c.6]

Электроотрицательность является мерой способности атома притягивать к себе электроны, обобществляемые при образовании связи с другим атомом. Пользуясь данными, приведенными в табл. 9-1, можно предсказать, что связь в молекуле СзР будет ионной, а в молекуле СН -ковалентной. Характер связи в молекуле НР должен быть промежуточным между предельными случаями СзР и СН . Связывающие электроны в молекуле НР оттягиваются по направлению к атому Р, вследствие того что его электроотрицательность больше. Связь в НР имеет частично ионный характер, что схематически отображается структурой Н Р° (где 5 и 5 — соответствуют дробным зарядам, меньшим 1). Вообще говоря, связи между атомами имеют различную степень ионного характера, или различную степень ионности, зависящую от разности их электроотрицательностей. [c.406]

При X А= Хв связь ковалентна ид =0, при х аФ хв свя ь полярна. Чем значительнее отличаются друг от друга Хд ихв, тем более полярна эта связь если ха -С хв, то связь можно считать ионной. Таким образом, с увеличением разностей электроотрицательностей растет степень ионности связи. Рис. 99 приближенно выражает зависимость между степенью ионности связи и разностью электроотрицательностей элементов. Из рис. 99 следует, что только для фторидов щелочных и щелочноземельных металлов, для которых хд — хв = 2,8 3,3, связь можно считать близкой к ионной. [c.212]

С математической точки зрения, простейшим типом химической связи будет тот, который можно считать чисто электростатическим. Хотя при этом связь можно считать частично ковалентной и частично ионной, степень ионности связи зависит от различия электроотрицательности соединившихся атомов. В общем, связь можно считать чисто ионной, если она отвечает электростатической модели. Такой подход оказался удачным для галогенидов щелочных металлов, у которых связь образуется между катионом сильно электроположительного атома и анионом электроотрицательного атома. Для них можно с достоверностью считать связи почти исключительно ионными. Однако проверка этого предположения будет зависеть от того, насколько успешно удастся количественно оценить различные свойства соответствующих соединений. [c.135]

Ионную связь можно рассматривать как предельную полярную химическую связь, для которой эффективный заряд атома близок к единице. В то же время для неполярной ковалентной связи эффективный заряд атомов равен нулю. Химическая связь большинства соединений является полярной, т. е. имеет промежуточный характер между неполярной ковалентной и ионной связями. Можно сказать, что такая ковалентная связь имеет частично ионный характер. Долю ионного характера связи называют степенью ионности, которая количественно характеризуется эффективными зарядами атомов в молекуле. Например, степень ионности молекул H I и LiF равна 0,17 и 0,9 соответственно. Поэтому указанным соединениям присущи и ковалентная и ионная связи. Степень ионности связи возрастает с увеличением разности электроотрицательности образующих ее атомов (рис. II.2). [c.35]

Под частичной ионностью ковалентной связи понимают полярность связи по сравнению с истинной ковалентной (совершенно не полярной) и истинной ионной связями (с полным переходом электрона). Значение ионности связи удобно вычисляется на основании величин относительной электроотрицательности Полинга по уравнению [2] [c.29]

Л. Полинг внес понятие электроотрицательности (ЭО) для количественного выражения степени ионности связи. Электроотрицательность—это число, характеризующее силу притяжения электронов в ковалентной связи . [c.87]

При полном смещении межъядерной электронной плотности к атому с большей электроотрицательностью длина диполя становится равной длине связи l=d), и атомы превращаются в положительно и отрицательно заряженные ионы, между которыми действуют силы электростатического притяжения. Такую связь называют ионной. Степень полярности или ионности связи t определяется отношением Hd, крайние значения которого О и 1 соответствуют чисто ковалентной и чисто ионной связям. В остальных случаях эта величина имеет промежуточные значения, например, для молекулы НС1 d=0,128 нм и /=0,0225 нм, откуда r=//d=0,0225/0,1280=0,18 или точнее 0,20 (при учете влия- [c.120]

Обычно полярная ковалентная связь трактуется исходя из представлений об электроотрицательности. Чем больше ОЭО второго компонента, тем большей поляризации подвергается ковалентная связь, а следовател[ьно, 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 действием электрического поля, создаваемого ионами — поляризгщия ионов. [c.78]

Атомы металлов, входящие в состав силикатов, связаны с атомами кислорода ионно-ковалентными связями, степень ионности-ковалентности которых зависит от природы металла (его электроотрицательности). Атомы металлов I и II групп периодической системы элементов образуют с кислородом связи с высокой степенью ионности, а элементы главных подгрупп III—VI групп —связи более ковалентного характера. По сравнению с большинством металлов, входящих в силикаты, кремний имеет наибольшую электроотрицательность, поэтому, как правило, степень ионности связи [c.11]

Для количественной характеристики степени ионности связи обычно вводится понятие электроотрицательности (Л. Полинг, 1932 г.). Под этим термином понимается относительная способность атома в молекуле к притяжению валентных электронов. Из относительности этого понятия определение его абсолютной величины очень условно. Поэтому для количественных определений исходным является определение разности энергии связи двух разных рассматриваемых атомов и полусуммы энергий связей между соответствующими одинаковыми атомами, образующими чисто ковалентную связь [c.212]

Связь между центральным ионом и лигандами считается электростатической. Хотя это явное упрощение, но для невысоких степеней окисления его нельзя считать слишком грубым, так как все переходные элементы обладают небольшой электроотрицательностью (от 1,2 до 1,8). (В общем случае связи М—имеют характер полярных ковалентных связей, причем степень их ионности уменьшается с ростом степени окисления М.) [c.335]

В настоящее время используют два метода для того, чтобы разделить ионные и ковалентные соединения. Первый основан на анализе спектральных данных, полученных с помощью дифракции рентгеновских лучей, электронов и нейтронов, спектров поглощения, мессбауэровской спектроскопии, путем измерения физических свойств (электропроводность, диэлектрическая проницаемость) и химических свойств (термодинамические данные по энергиям связей, растворимость в полярных растворителях и др.). В некоторых случаях остаются сомнения, но достоверность результатов, полученных этим методом, высокая. В другом способе, предложенном Полингом, ионными кристаллами называют кристаллы, у которых ионность связей, определенная на основе электроотрицательностей составляющих их элементов, превышает 50%-Если воспользоваться эмпирическим уравнением Хенни и для соединения МтХ взять электроотрицательности Хм и хх, то для ионных кристаллов должно выполняться условие [c.185]

Здесь Фа и фв — валентные атомные орбитали, принадлежащие атомам А и В, iV — нормировочный множитель, а Я — численный коэффициент, определяющий вклад каждой атомной орбитали и характеризующий ионность связи. Для ковалентной связи, образованной атомами с одинаковой электроотрицательностью, Л=1. Чем больше различие в электроотрицательностях А и В, тем больше А, отличается от единицы. [c.39]

Из первого уравнения, определяющего процент ионности, можно видеть, что ковалентная связь между двумя элементами будет на 50% или более ионной, если разница в электроотрицательностях (по Полингу) достигнет 1,7 или более. Обычно такие связи рассматривают как ионные (конечно, наряду с этим и как [c.30]

В чисто ковалентных связях электронная плотность распределена совершенно симметрично между атомами, и ее центр тяжести находится в середине межатомного расстояния. В чисто ионных соединениях максимум электронного облака связи совпадает с центром одного из ионов. В случае же промежуточной, полярной связи центр тяжести электронного облака смещен от середины межатомного расстояния к одному из соседних атомов. Это смещение, выраженное в процентах, иногда называют степенью ионности связи. Степень ионности полярной связи А—В долж- на быть пропорциональна разности электроотрицательностей, йь Число кристаллов, химическую связь в которых можно рассматривать как чисто ковалентную (например, алмаз) или чисто ионную (например, Ь1Р), несравненно меньше, чем число кристаллических соединений, в которых связь имеет промежуточный, характер. Однако определение степени ионности связи и ее влияние на физические и физико-химические свойства кристаллов с преимущественной ковалентной связью, каковыми являются полупроводниковые соединения, еще недостаточно изучены. Кроме-того, для изучения структуры и общих закономерностей изменения основных свойств сложных кристаллических веществ вполне достаточно знание чисто ионной или ковалентной связи. Говоря-далее о веществах с ионной или ковалентной связью, имеем в виду не идеальную связь, а преимущественно ионную или кова. лентную. [c.35]

Эту последовательность можно объяснить с позиций переменной полярности кислородсодержащих анионов, в которых ионность связи Э—О резко возрастает ири образовании достаточно ковалентной связи Н—О во внешней сфере. Последнее обстоятельство в свою очередь обусловлено постоянством электроотрицательности кислорода, в силу чего уменьшение возможности насыц ення кислорода электронами в связи О—Н по сравненпю со связью О—Са или О—К компенсируется больишй полярностью связей Р—О или S—О (подробнее см. в [131, 137]). [c.170]

Несмотря на указанные недостатки данных по электровтрица-тельности атомов, можно считать вполне логичным и естественным соображение о том, что чем ближе друг к другу значения электроотрицательности центрального атома и того атома лиганда, при посредстве которого происходит прикрепление, тем ковалентнее должна быть связь. Наоборот, чем больше разность значений электроотрицательности соединяющ,ихся атомов, тем больше вероятность ионной (гетерополярной) связи. Можно. установить зависимость (правда,- очень приблизительную) между разностью электроотрица-тельпостей и выражаемой в процентах степенью ионности (а следовательно, и ковалентности) различных связей. Без претензии на строго количественное выражение, можно во всяком случае сказать, что связи металл — фтор в основном являются ионными, а по мере перехода от фтора к иоду растет степень ковалентности связи. Если принять, что электроотрнцательность платины в единицах приведенной выше шкалы лежит между 2,0 и 2,3, то сравнение этой величины с данными для других элементов сразу же показывает, что ковалентность связи растет в ряду Е — Г. Наряду с этим можно видеть, что связи Р1 — Р н Р1 — 8 также являются преобладающе ковалентными. Однако на примере связи Р1 — N мы сталкиваемся с уже упоминавшимися выше недостатками шкалы электроотрнцательности, так как характер связи Р1 — Нд и Р1 — N02 резко различается между собой. Это означает, что электроотрнцательность азота в NHз и N0 заметно неодинакова, причем в группе N02 она очевидно должна быть значительно меньше (связь более ковалентна). [c.303]

Сульфиды металлов — кристаллические вещества с ионными, ионно-ковалентными и ковалентно-металлическими связями. По мере уменьшения разности электроотрицательности серы и металла снижается доля ионности связи. У сульфидов некоторых -элементов, например ЗпЗг, проявляются полупроводниковые свойства. [c.257]

Одним из основных современных научных направлений использования рентгеновской спектроскопии является экспериментальное изучение степени ионности ковалентной связи. Ковалентная связь между неодинаковыми атомами поляризована (см. гл. IV), в результате чего связывающее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома. Последний приобретает отрицательный эффективный заряд и функционирует как аннонообра-зователь. Отрицательный эффективный заряд уменьшает заряд атомного ядра, и все энергетические уровни, в том числе уровни внутренних электронов (которым обязаны своим происхождением рентгеновские спектры), сдвигаются в сторону меньших энергий, т. е. в длинноволновую сторону. С партнером по связи (катиоыооб-разователем) происходит все наоборот. Благодаря его положительному эффективному заряду положительный заряд ядра увеличивается, в результате чего электронные оболочки стягиваются к ядру и энергетические уровни атома сдвигаются в коротковолновую сторону, т. е. их энергии возрастают. Поведение валентных электронов, [c.182]

Разность электроотрицательностей хлора и фосфора равна 0,9, что соответствует 18% ионности. Отсюда следует, что молекулу РС1б можно описать следующим образом атом фосфора образует четыре ковалентные связи с использованием лишь четырех орбиталей внешней оболочки и одну ионную связь с С1 при этом четыре ковалентные связи резонируют между пятью позициями таким образом, что каждый атом хлора удерживается связью, имеющей а 80% ковалентный и на 20% ионный характер. [c.163]

Металлоорганические соединения находят широкое применение в органическом синтезе как источник высоконуклеофильных карбоанионов. Наиболее употребительными в синтезе металлами являются литий, магний, цинк, кадмий, медь и некоторые другие. Если сравнить разность электроотрицательностей между атомом углерода и атомом металла, то она уменьшается в ряду от лития к меди, и в ТОЙ же последовательности понижается и процент ионности связи (повышается ее ковалентность) (табл.З). С увеличением ковалентности связи углерод - металл повышается растворимость соответствующего металлоорганического соединения в органических растворителях и падает его реакционная способность (следовательно, повышается избирательность реагирования). [c.23]

Кроме чисто ионных и чисто ковалентных связей, имеются также связи, которые по своему характеру занимают промежуточное положение. Шкала электроотрицательностей Полинга позволяет полуэм-пирически оценить степень ионности или ковалентности связи в зависимости от электроотрицательностей двух атомов или, другими словами, в зависимости от их относительной способности присоединять дополнительный электрон. [c.14]

Относить увеличение угла за счет ван-дер-ваальсова отталкивания атомов галогенов просто неверно. Хотя ван-дер-ваальсовы радиусы возрастают в ряду Р — С1 — Вг—I, ковалентные радиусы и, следовательно, длины связей Р—X также увеличиваются и в том же порядке, так что увеличение угла происходить не должно. В данном случае фактором, определяющим валентный угол, является ионность связи Р—X. Более электроотрицательный атом фтора оттягивает связывающиг электронные пары от ядра фосфора и тем самым позволяет занять больший объем свободной паре электронов, что приводит к большему уменьшению валентного угла Р—Р—Р, чем углов X—Р—X в других галогенидах. Другой пример увеличения валентного угла фториды азота и кислорода имеют меньшие валентные углы, чем у их водородных соединений (НРз 102, Г МНз 107,3° ОРг 103,8° Н2О 104,45°). Как показал Гиллеспи [6], увеличение объема пространства, занимаемого неподеленными парами, легко объяснить, если предположить, что в позиции неподеленной пары находится заместитель с нулевой электроотрицательностью (рис. 6.9). [c.154]

Установлено, что элементам можно приписывать определенные числа, соответствующие силе притяжения электронов при ковалентной связи (такие числа позволяют количественно выражать степень ионности связи). Эта сила притяжения электронов в случае ковалентной связи называется электроотрицателъностъю данного элемента. На рис. 6.26 приведена шкала электроотрицательпости для всех элементов, кроме переходных и редкоземельных элементов. Величины электроотрицательности приведены также в табл. 6.4. Электроотрицательность обозначается символом X. [c.168]