Полярность связи и разность электроотрицательностей атомов

Смещение электронов, т е полярность связей, определяется разностью электроотрицательностей атомов, входящих в соединения Если атом или группа оттягивают электроны а-связи от атомов углерода в свою сторону, то на этом атоме или группе [c.68]

Таким образом, существует целый ряд видов связи от неполярной до полностью ионной. Направление и величина полярности двухэлектронной связи имеют очень большое значение. При химических реакциях связи часто разрываются таким образом, что электронная пара остается у того атома, к которому она была ближе, т. е. первоначальная полярность усиливается в промежуточном реакционном комплексе до ионного состояния. С помощью шкалы электроотрицательности атомов (Полинг, Мулликен) можно определить направление и приблизительно оценить величину полярности (дипольный момент) связи. Чем больше разность электроотрицательности двух связанных атомов, тем больше дипольный момент связи, но зависимость между этими величинами не является линейной. Атом с меньшей электроотрицательностью образует положительный конец диполя. Ниже приводятся электроотрицательности некоторых атомов, наиболее важных для органической химии [c.52]

В молекуле воды атом кислорода имеет неподеленные электронные пары, которые несут избыточный отрицательный заряд. Связи же атомов водорода с кислородом сильно полярные, так как разность электроотрицательностей кислорода и водорода велика и кислород оттягивает на себя электронную пару. Вследствие этого на атомах водорода возникают избыточные положительные заряды. Кроме того, 15-орбитали атомов водорода у молекул воды за счет оттягивания электронных пар на атом кислорода оказываются почти пустыми (вакантными). Если молекулы воды окажутся расположенными достаточно близко, то под влиянием имеющихся на атомах кислорода и водорода разноименных зарядов они будут строго определенным образом ориентироваться по отношению друг к другу. Схематически это можно изобразить следующим образом [c.86]

Атомы углерода в алканолах находятся в состоянии 5р -гибридизации. Молекулы алканолов представляют собой диполи. Они содержат полярные связи С—Н, С—0,0-Н. Дипольные моменты связей С - О и О <— Н направлены в сторону атома кислорода, поэтому атом О имеет частичный отрицательный заряд 5 , а атомы С и Н — частичные положительные заряды Полярность связи 0-Н больше полярности связи С—О вследствие большей разности электроотрицательностей кислорода и водорода. Однако полярность и этой связи недостаточна для диссоциации ее с образованием ионов Н . Поэтому спирты являются неэлектролитами. [c.571]

В замещенном алкане связи формально локализованы и влияние заместителя называют индуктивным эффектом. Индуктивный эффект есть название, данное смещению электронов, обусловленному разностью электроотрицательностей между заместителем и остатком молекулы. Так, связь, к которой присоединен электроотрицательный заместитель типа атома фтора, будет полярной, причем большая электронная плотность будет на том конце связи, где присоединен атом фтора. Эта полярность обязательно окажет определенное влияние на соседние связи, как через связи, так и через пространство (т. е. чисто электростатическим образом). Удобно разделить заместители на более электроотрицательные, чем углерод, — их называют притягиваю-щими электроны группами, и на менее электроотрицательные, их называют отталкивающими электроны группами. Эти тер-мины носят лишь относительный характер. Например, метиль-ная группа — отталкиватель электронов, когда она связана с бензольным кольцом. В производных насыщенных алканов индуктивный эффект спадает очень быстро и становится почти пре-небрежимым на расстоянии двух атомов углерода, [c.340]

Мы уже обсуждали в других местах учебника электронное и геометрическое строение молекул галогенидов фосфора (см. разд. 7.5 и 7.6, ч. 1). Дипольные моменты (см. разд. 8.2, ч. 1) этих соединений, указанные в табл. 21.10, находятся в соответствии с их геометрическим строением. Соединения РХ3 обладают пирамидальной формой (см. рис. 21.4), и полный дипольный момент этих молекул зависит от полярности связей Р—X. Можно заключить, что полярность связей Р—X уменьщается в ряду Р—Р > > Р—С1 > Р—Вг > Р—I. Этот ряд согласуется с разностью электроотрицательностей между фосфором и галогенами. Молекулы рр5 обладают тригонально-бипира-мидальной структурой (см. рис. 21.4), причем центральный атом фосфора обобществляет пять электронных пар с пятью атомами X. Дипольные моменты пяти связей Р—X взаимно компенсируются, и полный молекулярный дипольный момент во всех случаях оказывается равным нулю. [c.322]

Известно, что полярность связи между двумя атомами обусловливается не только электроотрицательностью этих атомов и разностью их электроотрицательностей, но и поведением атомов, расположенных по соседству с этой связью. У некоторых несимметричных молекул существует постоянная поляризация, при которой электронная пара остается внутри сферы валентных сил обоих атомов. Это явление называется индуктивным эффектом. Различают отрицательный эффект (— /), если заместитель притягивает электронную пару сильнее, чем атом водорода, и противоположный случай- положительный эффект (-1-/). Атом кремния оказывает [c.207]

В—В)]. Величина с зависит, очевидно, от различия в электрохимическом характере А и В, и, следовательно, и полярность связи и А также зависят от этого различия. Если каждому атому приписать коэффициент электроотрицательности х как меру его электроотрицательности, то тогда разность (хд — Хв должна быть связана с с и, следовательно, с А. Полинг предложил соотношение [c.89]

Только в молекулах, состоящих из тождественных атомов, например в Н—Н или в симметричных молекулах СНд—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 СНд—С1, СНд—ОН, или молекулы не симметричны (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. Смещение электронов, т. е. полярность связей, определяется разностью электроотрицательностей 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 частичный отрицательный заряд б — (равный части заряда электрона), а на углеродном атоме— равный по величине положительный частич-б+ б — [c.57]

Чем больше разность ЭО связанных атомов, тем сильнее смешается электронная плотность к атому более электроотрицательного элемента, тем больше дипольный момент молекулы. Например, в ряду молекул HI - НВг -> НС1 разность ЭО и полярность связей и молекул увеличиваются [c.122]

Молекула тем более полярна, чем больше смещена обы1ая электронная пара к одному из атомов, т. е. чем выше эффективные заряды ато.мов и чем больше длина диполя 1. Поэтому в ряду сходно построенных молекул дипольный момент возрастает по мере увеличения разности электроотрицательностей ai OMOs, образующих молекулу. Например, дипольные моменты НС1, НВг и HI равны соответственно 1,04 0,79 и 0,38 D, что связано с уменьшением разности электроотрицательностей атомов при переходе от НС1 к НВг и HI (см. табл. 4.2). [c.139]

При предельной поляризации (у соединяющихся атомов очень большая разность относительных электроотрицательностей) связующее электронное облако переходит полностью к атому с наибольшей относительной электроотрнцательностью и полярная ковалентная связь становится ионной ( 8). [c.90]

ДОВ и оксидов металлов межатомная связь наиболее полярна. Действительно, галогены и кислород имеют высокие значения ОЭО, Разность ОЭО для NaF 4,3 MgO 3,0 AIN 1,9 Si 0,6. Из данных видно, что полярность соединений резко снижается от NaF к Si . Смещение связующего электронного облака при образовании полярной ковалентной связи приводит к тому, что средняя плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже — около менее отрицательного. Первый атом получает избыточный отрицательный заряд, а второй — избыточный положительный заряд. [c.59]

Е в + - в>-Ё а + аи Ев — - А> Еа — 1в-Следовательно, будет происходить переход от атома Л к В, так как в этом случае, согласно полученному неравенству, выделенная энергия при таком переходе, равная разности между затраченной энергией на отделение электрона от атома А (/д) и выделенной энергией при присоединении электрона к атому В (Ев), будет больше, чем в обратном переходе. Величина смещения электронной пары при образовании полярной атомной связи зависит от разницы между электроотрицательностью атомов партнеров. [c.30]

При очень большом различии в электроотрицательности элементов связь между атомами носит ионный характер, при отсутствии различия — неполярный, и в промежуточном случае связь, будет полярной. Обычно тем или другим способом определяют условные значения этой величины, причем результаты применения различных способов согласуются между собой в общем довольно хорошо. Рассмотрим пример. Пусть взаимодействуют атомы А и В и требуется определить, в каком направлении происходит перемещение электрона при этом взаимодействии. Энергия, выделяющаяся при переходе электрона от атома А к атому В, как легко видеть, равна разности между сродством к электрону Е атома В и ионизационным потенциалом /д атома А. При переходе электрона в противоположном направлении выделяющаяся энергия равна разности между сродством к электрону Еа атома А и ионизационным потенциалом /в атома В. Так как взаимодействие происходит в направлении выделения энергии, то электрон перейдет от атома А к атому В, если [c.57]

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]

Известно, что в полярной молекуле НС1 заряд сдвигается от Н к С1. Этот сдвиг можно было бы связать с большей электроотрицательностью (т. е. большей способностью притягивать электрон) хлора по сравнению с водородом, В самом деле, если любому атому А можно приписать число ха (назовем его электроотрицательностью), которое не зависит от окружения атома А, то естественной мерой ионного характера связи АВ будет абсолютная величина разности ха — Хв электроотрицательностей атомов А VI В. Наша задача, таким образом, состоит в применении экспериментальных данных, которые можно связать с электроотрицательностью. Наиболее естественную величину такого типа представляет собой энергия (А) ионно-ковалентного резонанса (раздел 5.7), поскольку, по определению, А = 0 для чисто ковалентной связи (когда Хл=Хв) и увеличивается при увеличении полярности связи. Полинг (283] на чисто эмпирической основе предложил считать мерой разности ха — Хв величину V AB- Однако, согласно Малликену [259], а также [243а], более подходящей мерой электроотрицательности Ха является величина М=( /2) (/а+ а), где /д —потенциал ионизации, а Еа — электронное сродство атома Л. Удачно, что величина У Аав почти пропорциональна разности величин М для атомов Л и и удовлетворяет соотношению [c.153]

Термин силоксановая связь обычно применяют для обозначения дисилоксацовой группировки =81—О—81=, отличающейся особой устойчивостью по сравнению с группировками типа =81—О—Э, где Э — атом любого элемента, кроме кремния. Природа и реакции силоксановой связи подробно рассмотрены в работах [1—3]. Связь 81—О является одной из наиболее прочных связей, которые образует кремний. Ее энергия оценивается величинами 104— 118 ккал/моль [1, 2, 4, 5]. Длина связи 1,63 А [6—9] — значительно меньше суммы ковалентных радиусов атомов кремния и кислорода, равной 1,76—1,83 А [2, 3]. Несмотря на большую разность электроотрицательностей (по Полингу [10]) кремния (1, 8) и кислорода (3, 5), полярность связи 81—О сравнительно невелика, о чем свидетельствуют низкий дипольпый момент гексаметилдисилоксана (0,7—0,8)/) [11—13], данные протонного магнитного резонанса [14] и результаты физико-химического исследования бинарных систем, содержащих силоксаны и электронодоноры или электроноакцепторы [15]. [c.10]