Общее понятие о ковалентной связи

В последнее время представление о валентности очень усложнилось и сегодня нет единого подхода для количественной оценки способности атомов к образованию химической связи. Для характеристики способности атомов соединяться друг с другом чаще всего используются три понятия валентность (ковалентность), степень (состояние) окисления и координационное число атома. Между численными значениями степени окисления, координационного числа и валентности (число связей) в общем случае прямой связи нет. [c.79]

В. это способность атомов отдавать или присоединять определенное число электронов. В соединениях, образованных при помощи ионных связей, В. атомов определяется числом присоединенных или отданных электронов. В соединениях с ковалентными связями В. атомов определяется числом образовавшихся общих электронных пар. Однако в настоящее время весьма затруднительно найти меру для характеристики способности атома к образованию химической связи. Существуют количественные характеристики способности атомов соединяться друг с другом понятие валентности (ковалентности), понятие степени (состояния) окисления и понятие координационного числа. [c.29]

При образовании соединений с ковалентной связью часто нужно ставить также знак валентности. Хотя определение знака валентности в таких случаях сугубо условное, оно очень удобно при подборе коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. В соединениях с ковалентной связью определяют не валентность, а степень окисления, которая является более общим понятием, чем электровалентность. Так, в молекулах HjO, Oj, N. ионов нет, поэтому здесь можно говорить не об электровалентности, а о степени окисления элементов. [c.18]

Такой подход позволяет включить в общее понятие ковалентной связи некоторые особые случаи, которые ранее называли координационной и семиполярной связью. В соответствии с пунктом б можно для этих случаев произвести подсчет ионных зарядов [c.12]

Общие понятия. Химическая связь, образованная путем обобществления пары электронов двумя атомами, называется ковалентной связью. [c.38]

Близким к понятию валентность , но более общим по смыслу является понятие ковалентность . Ковалентностью называется общее число валентных орбиталей элемента, принимающих участие в образовании связей. Как видно, понятие ковалентность , в отличие от валентности, акцентирует внимание на количестве и природе орбиталей, а не на числе пар электронов, образующих связи. [c.29]

Каков же физический смысл этого понятия в случае шлаков, которые практически не содержат указанных ионов Ответ на этот вопрос дает теория обобщенных кислот Льюиса, которая не связывает понятие кислоты или основания с какими-либо определенными соединениями, а исходит из особенностей электронного строения данного вещества. По Льюису кислота —это молекула, атом или ион, способные присоединить пару электронов и таким путем образовать ковалентную связь с основанием. Последнее является также атомом, ионом или молекулой, которые могут предоставить такую общую пару электронов. Приведенное определение включает в себя и обычные представления [c.253]

Основная задача темы — подготовить учащихся к пониманию вопросов гибридизации и механизмов химических реакций. Большинство вопросов, освещаемых в теме, известно учащимся, за исключением способов разрыва ковалентной связи. Однако запас знаний учащихся дает возможность им усвоить не изучавшееся понятие. К этому следует добавить и то, что в данной теме учащиеся получают лишь самое общее, первоначальное представление о способах разрыва ковалентной связи, в дальнейшем, при изучении отдельных механизмов химических [c.158]

ОБЩЕЕ ПОНЯТИЕ О КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ [c.111]

Ковалентная связь осуществляется за счет образования общей электронной пары. В самом начале изучения химии Вы познакомились с понятием валентности. Туманное определение представляло валентность как свойство атома химического элемента присоединять определенное количество атомов другого элемента. Теперь мы владеем достаточным запасом знаний, чтобы прояснить физический смысл этого поиятия и научиться определять численное значение валентности. В конце главы мы гшдробно остановимся на ограничениях применимости этого понятия. [c.71]

Таким образом, основные методологические принципы теории химического строения Бутлерова сохранили всю свою актуальность и в наши дни. Разумеется, за 90 лет существования теории химического строения многие ее понятия должны были порой изменять свое содержание под влиянием новых опытных данных. Если Бутлеров полагал нужным разграничивать понятия о пространственном расположении атомов и о химическом строении, считая, впрочем, такое разграничение временным, то для современной теории оно потеряло смысл, и современный органик, используя данные физического исследования молекул, говорит об их строении в буквальном смысле этого слова, т. е. имеет в виду пространственное, плоскостное или линейное расположение атомов в них, характеризуемое экспериментально определенными расстояниями между ними, валентными углами. Если Бутлеров в 1861 г. говорил о порядке химической связи в сложных молекулах, то современный химик имеет возможность судить о природе отдельных связей между отдельными атомами, о физическом различии между однократными и многократными ковалентными связями и т. д. Если Бутлеров говорил в довольно общей форме о взаимном влиянии атомов, непосредственно друг с другом не соединенных, то современный химик имеет возможность в ряде случаев судить о природе и характере этого влияния. [c.75]

Представление о квантово-механическом резонансе в изолированной ковалентной связи молекулы водорода в начале тридцатых годов было перенесено Паулингом и другими авторами на сложные органические и неорганические соединения, содержащие двойные и тройные связи, необобщенные электронные пары и ионные заряды. Используя понятие о резонансе в сложных молекулах и о его стабилизирующем действии, удалось, по крайней мере качественно, объяснить непонятные ранее свойства непредельных й ароматических соединений. Теория квантово-механического резонанса в сложных молекулах имеет много общего с представлениями [c.24]

Современная теория валентности не проводит резкой границы между ионной и ковалентной связью. Та и другая рассматриваются как результат образования общей электронной пары из электронов, принадлежащих атомам обоих элементов. Разница заключается лишь в том, что в случае ионной связи электронная пара переходит полностью к одному из атомов. Поэтому понятие о положительной и отрицательной валентности заменяется общим понятием об окислительном числе атома. Это число положительное, если при образовании молекулы электроны сместились от данного атома, й отрицательное, если они сместились к данному атому. [c.59]

Условимся число электронов, расходуемое атомом на образование общих электронных пар по одному на каждую пару, т. е. на образование описанных выше ковалентных связей, называть не валентностью его, а ковалентностью. При образовании атомом только таких связей ковалентность его (число расходуемых атомом электронов на образование общих пар) и валентность (число окружающих атом общих пар) равны. Дальше будет показано, что часты случаи, когда эти понятия различаются. [c.129]

Определение ковалентной связи, данное Льюисом для идентичных атомов элементов, следует распространять на соединения весьма осторожно. В то же время считается, что чистой ионной связи не существует, а наиболее к ней приближающимся соединением является фтористый литий. Итак, в общем случае неорганического соединения MX, где X обозначает атом Цинтля, имеем химическую связь промежуточного характера, о которой в настоящий момент нет ни полных сведений, ни связной теории. Мы говорили (см. гл. 1,5) о понятии резонанса, которым заменяют прямое представление об ансамбле внутриатомных сил при помощи разложения его на две простые фиктивные конфигурации. Комбинация конфигураций как бы восстанавливает изучаемый ансамбль. Для этого случая подходит подобный прием и, как Сыркин и Дяткина [38], можно допустить, что для молекул, подобных НС1, волновая функция валентного электрона может быть выражена в виде [c.50]

Расширение области неплотной ОЦК р-структуры титана и циркония с повышением давления за счет плотной гексагональной а-фазы не может быть понято из общих термодинамических соображений без допущения вклада направленных связей оно объясняется появлением перекрывания р-орбиталей ионов Ti и Zr и возникновением направленных ковалентных связей при их сближении. Это характерно для всех металлов с плотной низкотемпературной модификацией и ОЦК высокотемпературной (Т1, Ве, Са, Sr, Ва, Yb, S , Y, La, лантаноиды, Hf, Мп и др.). Аналогичный переход с возрастанием давления должен наблюдаться у скандия и иттербия. Переход высоковалентных металлов V и VI групп к более плотным упаковкам происходит, по-видимому, при гораздо более высоких давлениях ввиду того, что эти металлы имеют высокую концентрацию коллективизированных электронов, сильно взаимодействующих с положительно заряженными ионами решетки, что обусловливает сильную компрессию металла уже при нормальном внешнем давлении. При дальнейшем возрастании давления у титана, циркония и гафния должен быть переход к плотной ГЦК фазе. Хром сохраняет ОЦК структуру до 1800° и при давлении до 50 кбар. [c.275]

Многоатомные молекулы, образованные атомами металлоидов, очень разнообразны, но для сравнения мы рассмотрим в этом разделе общие для многих элементов гидриды, оксиды и галогениды. Большинство многоатомных групп, образованных металлоидами, являются ионами, но по геометрическому строению можно выделить ряды многоатомных молекул и классифицировать их по небольшому числу типов. Связь между атомами в принципе всегда ковалентная, но точнее ее можно описать, вводя понятие степени ионности. За исключением небольшого числа случаев типа углерода, между одинаковыми атомами редко образуется большое число связей, и в группе бывает не более двух-трех таких атомов. [c.151]

Формальный заряд атома. Для уточнения предельных значений эффективного заряда на атомах в молекулах (см. 6.7) введено понятие о формальном заряде атома. Для оценки формального заряда принимают, что все связи в молекуле чисто ковалентные, общие электронные пары делят между связанными атомами и сравнивают число электронов связанного и свободного нейтрального атома. [c.162]

В настоящее время валентность целиком связывают с перераспределением электронов. Такое перераспределение занимает центральное место в понятии валентность. В этом случае понятие валентности связывается с основными типами химической связи. И под валентностью понимают способность атомов, вступая в химическое соединение, отдавать или принимать определенное число электронов (электровалентность) или объединять их для образования электронных пар общих для двух атомов (ковалентность). Число валентности представляет собой число электронов атома элемента, участвующих в образовании соединения. [c.25]

До развития электронных представлений о строении в-ва В. трактовалась формально. В рамках электронной теории хим. связи (см. Ковалентная связь) В. атома определяется числом его неспаренпых электроиов в основном или возбужденном состояниях, участвующих в обра )ванин общих электронных пар с электронами др. атомои. Поскольку электроны внутр. оболочек атома не участвуют н образовании хим. связей, макси.мальную В. элемента считают равной числу электроноп по внеш. злектронной оболочке атома. Максимальная В. элементов одной и той же групиы периодич. системы обычно соответствует ее порядковому номеру. Напр., максимальная В. атома С должна быть равной 4, С1 — 7. Электростатич. теория хим. связи (см. Ионная связь) привела к формулировке близкого к В. и дополняющего ее понятия степени окисления (окислит, числа). Степень окисл. соответствует заряду, к-рый приобрел бы атом, если бы все электронные пары его хим. связей сместились в сторону более электроотрицат. атомов. ll[in том электронные пары, обобщенные одинаковыми атомами, делятся пополам. По знаку степень окисл., как правило, совпадает с экспериментально определяемым эффективным зарядом атома, но численно намного превышает его. Нанр., степень окисл. серы в SO3 равна -f-6, а ее эффективный заряд — ок. 4-2. [c.91]

Само понятие химической связи было сформулировано уже в работах А М Бутлерова и оказалось чрезвычайно плодотворным для химии, хотя природа химической связи и оставалась неясной до появления квантовой механики и ее применения к изучению молекулярных систем Позднейшие исследования — как экспериментальные, так и теоретические — позволили понять некоторые особенности образования химической связи в различных рядах соединений и привели к введению в химию терминов ионная, ковалентная, полярная, координационная, донорно-акцепторная, многоцентровая связи и другие, с помощью которых принято характеризовать различные типы химической связи Число таких терминов довольно велико, и есть все основания ожидать, что дальнейший прогресс в химии приведет к необходимости ввести еще более обширную классификацию При этом большинство таких терминов являются по сути классификационными и не отражают ни общей для всех рядов соединений природы химической связи, ни конкретных особенностей химической связи в соединениях определенных классов В наибольшей степени сказанное относится к термину координационная связь В самом деле, совершенно разные по характеру связи в хелатах металлов, полисоединениях, ме-таллоценах итд называются координационными, в то же время в ионе [c.107]

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ, центральное понятие теории хим. связи, сформировавшееся еще в рамках теории валентности. К. с. образуют атомы (или группы атомов), на валентных ор-бнта. 1ях к-рых имеются неспаренные электроны. Обобществление последних ведет к формированию общей для связывающихся атомов электронной пары. В зависимости от числа возникающих т. о. электронных пар различают простые связи (одна электронная пара) и кратные связи. Природа К. с. раскрывается полностью лишь при квантовомех. рассмотрении (см. Химическая связь), к-рое выявляет общность сил, ответственных за возникновение как К. с., так и др. типов хим. связи. При образовании К. с. из одинаковых атомов или групп распределение электронной плотности в орбиталях связывающих электронных пар строго симметрично по отношению к обоим атомным центрам (неполярные связи). Если К. с. образованы атомами с разл. электроогри-цател ностью, то электронное облако связи смещено в сторону более электроотрицат. атома (полярные связи). [c.264]

Какие же химически несходные вещества, обладающие однотипной химической формулой, могут удовлетворять условиям изоморфизма Два элемента могут быть химически несходными как в том случае, когда они обладают одинаковой валентностью и их ионы имеют одинаковый заряд, но различную структуру внешней электронной оболочки, так и в том случае, когда их валентность различна и их ионы имеют различные заряды. Расширение понятия изоморфизма в узком смысле слова и распространение его на соединения элементов, не совсем химически сходных, не имеющих одинаковую валентность, в конце концов не сильно отличалось бы от представлений Митчерлиха, поскольку аналогия химической формулы здесь не является формальной. В этом случае в узлах кристаллической решетки должны замещать друг друга ионы с одинаковым зарядом. Однако у ионов с различной структурой внешней электронной оболочки должны заметно отличаться поляризационные свойства и способность к образованию того или иного типа связи. Поэтому, если бы даже радиусы ионов этих элементов были бы одинаковы, они не были бы изоморфны во многих своих соединениях. Действительно, радиусы ионов кальция и кадмия отличаются еще меньше, чем радиусы ионов бария и радия. Первый имеет значение 1.06А, а второй 1.03A. Карбонаты, окислы и некоторые другие соединения кальция и кадмия образуют смешанные кристаллы. Однако уже сернистый кадмий имеет структуру типа ZnS, тогда как сернистый кальций, так же как и окислы обоих металлов, имеет структуру типа Na l. В соединениях dS, dSe и dTe связь между атомами является уже ковалентной, тогда как в аналогичных соединениях кальция сохраняется ионная связь. Эти соединения не являются изоморфными ни в широком, ни в узком смысле слова. Способность к образованию смешанных кристаллов у веществ, построенных из ионов с одинаковым зарядом, но с различной структурой внешней электронной оболочки, является довольно распространенной, но в общем она заметно меньше, чем у веществ, ионы которых построены аналогично. Так, многие, но далеко не все соединения натрия и серебра, стронция и свинца, кальция и марганца оказываются изоморфными в узком смысле слова. [c.88]

Первая попытка вывести зависимость скорости реакции от электронного строения органических соединений принадлежит Кларке (1910), который изучал взаимодействие с пиридином галогенопроизводных углеводородов общей формулы КСНаХ. Кларке трактовал строение органических соединений с точки зрения электронных теорий, основанных на понятии ионной связи. Теория ковалентной связи при изучении названной зависимости была применена впервые Штарком (1915). Механизм химических реакций, предложенный [c.155]

Из экспериментальных данных следует, что суш ествуют два основных типа химической связи — ионная и ковалентная. Молекулы, обладающие ионными связями, диссоциируют на ионы в полярных растворах молекулы же с ковалентными связями такой диссоциации не обнаруживают. Согласно теории валентности Льюиса, атомы в случае ионной связи удерживаются кулоновскимисилами, в случае же ковалентной связи — общей парой электронов, так что приходится вводить в рассмотрение какие-то новые си.лы (это определение включает и так называемую координационную связь). Как будет видно в дальнейшем, нроисхождение этих сил можно объяснить квантовомеханически, а понятия 1ЮНН0Й и ковалентной связей относятся лишь к предельным случаям реальные же связи носят промежуточный характер. [c.58]

Вец, 3 представляет чисто ионную структуру. Последняя Получается непосредственно из а путем переноса всех электронов общего пользования к С1. В зависимости от вида компонентов может преобладать тот или иной вид связи. В среднем получаются вышеуказанные переходы от ковалентной связи к ионно-гетерополярной. Неправильными поэтому являются предложения подразумевать под связью только ковалентную связь, а не силы притяжения,, наблю-даюпц1еся между неодинаковыми ионами. То же верно и для понятия число связи (ЧС). Последняя величина, вычисляемая из валентностей, показывает, сколько атомов данного вида может связать атом другого вида д образованием электронейтральной конфигурации частиц. Для того чтобы из валентностей можно было непосредственно вычислить ЧС, требуется, чтобы [c.192]

Понятия гидрофобная связь , аиолярная связь , неполярная связь могут ввести в заблуя дение, потому что они не относятся к действительно существующей химической связи в обычном смысле между взаимодействующими молекулами. Более того, большинство взаимодействий, к которым применялись эти понятия, осуществляется менаду молекулами, обладающими существенной растворимостью в воде и содержащими сильнополярные группы. Однако другие термины еще менее удовлетворительны, так как они предполагают какой-то конкретный механизм взаимодействия. С феноменологической точки зрения гидрофобное связывание в общем можно определить как такое взаимодействие между молекулами, которое является более сильным, чем взаимодействие этих молекул с водой, и которое не может быть обусловлено ковалентной или водородной связью, электростатическим притяжением или переносом заряда. Это определение не подразумевает никакого конкретного механизма взаимодействия. [c.303]

Прежде чем обсуждать некоторые теории координационной связи следует отметить, что теория — не более чем приближение к дей ствительности. И если бывают из нее исключения, этого еще не достаточно, чтобы обесценить всю теорию. Более вероятно, что исключения указывают на наше неумение давать им удовлетворительные объяснения. Обычно нужно только видоизменять тео-шю таким образом, чтобы эти исключения были ею охвачены Лримером может служить современное состояние метода валент ных связей. Часто одни и те же явления могут быть объяснены двумя или даже более теориями, и тогда мы должны искать более фундаментальную концепцию, общую для обеих теорий, которая будет по всей вероятности лучшим приближением к действительности. Такое положение существует сейчас и с теориями кристаллического поля, и молекулярных орбиталей в их применении к комплексам. На их основе вырос в настоящее время более универ сальный метод, известный как теория поля лигандов. Электронная теория валентности, сформулированная Льюисом в 1916 г. и распространенная на многие системы Лэнгмюром е 1919 г. и другими авторами в течение последующего десятилетия дала химикам возможность выразить вернеровское понятие валентности с помощью электронных представлений. Основная за слуга в использовании новой теории валентности принадлежит Сиджвику и Лаури . Главные валентности Вернера были интерпретированы как результат электровалентности, или пере коса электрона, а побочные рассматривали как проявление ковалентности, или обобщения электронных пар. Главная валент ность может быть, а может и не быть ионной. Так, если во внутрен пей координационной сфере находится отрицательный ион, на пример ион хлора в нитрате хлорпентаамминохрома (И1) Сг(ЫНз)цС1](ЫОз)з, он может быть связан с атомом металла как главной, так и побочной валентностями. В данном случае ион хлора потерял свой ионный характер. Только нитрат-ионы насы щают главную валентность и поэтому сохраняют свой ионный рактер. [c.245]

Со временем понятие валентности расширилось — валентность стала ука. ывать и природу химических связей между атомами и их соедииенни. В соединениях с ионной (или электровалентной) связ1>ю валентность равна числу электронов, отданных или присоединенных атомом при превращении его в иои. В соединениях с ковалентной связв.ю валентность определяется числом электронов, которые атом отдает для образования общих электронных пар. [c.52]

Различия между простыми и переходными металлами проявляются и в отношении электронной концентрации. Электронная концентрация представляет собой общее количество валентных электронов на один атом. Причем часть этих электронов обобществляется с образованием металлической связи, а некоторая их доля может участвовать в образовании ковалентной. Поэтому понятия электронной концентрации и концентрации электронов проводимости не всегда совпадают. У щелочных и щелочноземельных металлов валентные электроны полностью отданы в коллективное пользование. Поэтому ковалентная составляющая связи как в твердых, так и в л<идких металлах практически отс утствует. У переходных элементов общее число валентных электронов возрастает, но количество электронов, участвующих в образовании металлической связи, колеблется в тех же пределах (в среднем 1—2 электрона на атом). Это и определяет подобие кристаллических структур зр-металлов и -элементов (характерные для металлов плотные упаковки). Однако прочность связи в кристаллах -элементов значительно выше за счет усиления ковалентного взаимодействия, обусловленного возникновением — -связей. Возможность образования этих локализованных связей определяется дефектностью электронной оболочки, наличием вакантных -состояний у переходных [c.371]

У слабых электролитов связь водорода или гидроксил1а с остальной частью молекулы является в значительной степени не ионной, а ковалентной, и потому при растворении слабых электролитов в растворителях даже с большой диэлектрической про--ницаемостью подавляющая часть молекул не распадается на ионы. В связи с этим введено понятие степени диссо,-циации слабых электролитов а, представляющей собой отношение числа распавшихся молекул к общему числу ра воренных молекул. Величина а, особенно в концентрированных растворах, весьма мала. В таких растворах концентрация ионов = ас незначительна, а потому ионные атмосферы практически отсутствуют (как у сильных электролитов при бесконечном разведении). При сильном разбавлении, приближающемся к бесконечному, степень диссоциации слабых электролитов заметно возрастает и доходит до единицы. Но при этом межионные расстояния так целики, что образование ионных атмосфер исключается. Таким образом, можно принять, что в растворах слабых электролитов при любых разведениях ионы движутся независимо друг от друга и их электропроводности имеют предельное значение Хо,+ и Хо.— [c.145]

Нашей целью давно уже является использование структур Б качестве руководства для синтезов, и в какой-то небольшой мере это оказывается возможным. Однако иногда применение сведений о структурах приводит к неожиданным результатам, которые ясно указывают на ограниченность этих сведений. Например, катионы диалкилолова только что обсужденного типа должны были бы осаждаться с силикатными анионами высокомолекулярного веса, образуя полимерные оловоорганические силикаты. При добавлении водного раствора хлорида диметилолова к силикату натрия действительно выпадает белый осадок [10], но детальное изучение показало, что он представляет сооса-жденную гидроокись кремния и полимерную окись диметилолова. Особенности кремний-кислородной связи обусловливают исключение больших катионов диметилолова в общем следует сказать, что существует очень малая или совсем не существует совместимость кремния и силикатов с металлоорганическими окисями, даже если соответствующие окислы металлов легко растворяются в этих силикатах. Более того, кремний и неорганические силикаты оказываются полностью нерастворимыми в полимерных силиконах, а это показывает, что связь кремний — кислород может принимать несколько в корне различных форм, которые невозможно объяснить, исходя из старых понятий ионно-ковалентного дуализма. Одна из наиболее насущных задач — это элементарное понимание различия в связях кремний — кислород в представлениях молекулярно-орбитальной теории, так что мы должны сделать соответствующие подразделения в этой важной области. [c.68]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология