Атомные радиусы и длины связей

Типы химической связи. Ковалентные и ионные связи. Энергия связи, длина связи и атомные радиусы. [c.385]

В ряду родственных соединений наблюдается закономерное изменение длин связей, что связано с закономерным изменением атомных (ионных) радиусов элементов в порядке их расположения в периодической системе. Так, в ряду галогеноводородов длины связи Н-Г имеют следующие значения (в пм) [c.62]

Методы, о которых будет сказано ниже, позволяют найти точные значения длин связей. Так, с помощью этих методов были найдены величины й для Нг—.0,74, N2— 1,09, 02 — 1,21 А. Закономерное изменение атомных (ионных) радиусов в периодической системе элементов связано с закономерным изменением межъядерных расстояний й. Так, для молекул НХ имеем [c.113]

Расстояние между ядрами двух связанных между собой атомов (например, в молекулах Н или Na С1 ) называется длиной связи. В молекуле водорода длина связи равна 0,74 А. Каждый ром водорода в Hj может быть охарактеризован атомным радиусом 0,37 А. На рис. 9-5 схематически представлены размеры атомов и ионов некоторых типических элементов и указаны их средние радиусы эти значения определены из экспериментально наблюдаемых длин связи во многих молекулах. Атомные радиусы в большинстве случаев сопоставлены с размером соответствующей замкнутой оболочки положительного или отрицательного иона элемента. [c.403]

Атомные радиусы и модели молекул. Было найдено, что расстояние между атомами двух видов, связанных ковалентной связью определенного типа (одинарная, двойная и т. п.), почти одинаково в различных молекулах. Расстояние между двумя атомами принято считать равным сумме атомных радиусов этих двух атомов. Так как во многих соединениях длина одинарной С—С связи 1,54 А то атомный радиус этой связи принято считать 0,77 А атомный радиус тройной углеродной связи 0,60 А, так как длина связи С=С в ацетилене 1,20 А- Изучение длин связей во многих соединениях позволяет составить таблицы атомных радиусов (табл. I), которые используются при описании структуры молекул. Однако нужно отметить, что эффективный радиус атома зависит частично от его структуры, от окружающей среды и от природы связей, которые он образует с другими атомами в молекуле. [c.526]

Связь Атомные радиусы Длина связи Разность [c.108]

Вычисленная из атомных радиусов длина ординарной связи 3 — О равна 1,70 А (см. стр. 126), а длина двойной связи 3 = 0 1,54 А. Следовательно, экспериментально найденное значение меньше вычисленного. Это доказывает наличие сопряжения между двумя предельными эквивалентными структурами (стр. 98), в которых все атомы отвечают правилу октета. [c.375]

Межъядерные расстояния в молекулах можно оценить разными методами, в первую очередь сравнением в рядах сходственных соединений. Часто длину связи оценивают как сумму так называемых ковалентных радиусов атомов гдв = Ra + Rb. Так как изолированных атомов в молекуле не существует, естественно, что понятие атомных радиусов является чисто эмпирическим. Разделив пополам межъядерное расстояние в гомонуклеарных двухатомных молекулах I2, ВГа, I2 и других или в кристаллах элементов С, Si и др., определяют радиусы атомов С1, Вг, I, С, Si и др. В эти величины вводят эмпирические поправки, как, например, в Rh или Rp, для лучшего согласия с опытными значениями где. Так получена система ковалентных радиусов Полинга (табл. 8). Для соединений с заметной по- [c.104]

Особенностями рассматриваемых молекул является то, что длины связей 81—0, 81—С1 и 81-С оказались меньше по сравнению с суммой атомных радиусов. Естественно предположить, что связи кремния с кислородом, хлором и углеродом не являются чисто ковалентными. [c.211]

Кремний. Особенности химии кремния. Второй типический элемент IV группы — кремний — является типовым аналогом углерода. Как и у углерода, у атома кремния в невозбужденном состоянии на 5-орбита/[и находят ся два спаренных электрона, а р-орбитали имеют два неспаренных электрона. Разница в том, что атом углерода располагает валентными электронами при главном квантовом числе 2, а атом кремния характеризуется тем же числом валентных электронов (4) при я = 3. В связи с увеличением числа электронных слоев по сравнению с углеродом у кремния наблюдаются рост атомного радиуса, понижение потенциала ионизации, уменьшение сродства к электрону и ОЭО. Возрастание радиуса ведет к увеличению длины и уменьшению прочности межатомных связей, особенно в гомоатомных соединениях, вследствие чего растет электрическая проводимость и сужается ширина запрещенной зоны. Поэтому углерод в виде алмаза представляет собой изолятор, а кремний — полупроводник. В целом переход от первого типического элемента ко второму свидетельствует о нарастании металличности и ослаблении неметаллических свойств. Однако вследствие наличия большого числа валентных электронов этот переход более плавный, чем в III группе от бора к алюминию. [c.369]

А короче, чем стандартная длина простой связи сера—кислород (1,70 А), получаемая суммированием атомных радиусов серы (1,04 А) и кислорода (0.66 А) (см. рис. 9-5). [c.480]

Ковалентная (атомная) связь в кристаллах осуществляется между соседними атомами в результате обобществления электронов из наружных оболочек (алмаз С, сфалерит ZnS). В первом приближении длину связи можно определить, пользуясь значениями ионных радиусов. [c.16]

I. Длины связей . Ориентировочно оценить длину связи й можно исходя из атомных или ионных радиусов или из результатов ориентировочного определения размера молекул с помощью числа Авогадро (см. стр. 9). Так, объем, приходящийся на одну молекулу воды, [c.113]

Наряду с ионными радиусами для большинства элементов известны оценки так называемых атомных радиусов и нормальных ковалентных радиусов, применяющиеся для оценки длин связей в существенно неионных соединениях. Как правило, для одного и того же элемента радиус увеличивается при уменьшении степени окисления так, радиус Те + в системе Полинга 0,056 нм, Те + — 0,081 нм нормальный ковалентный радиус Те 0,137 нм и, наконец, радиус Те - 0,221 нм. Таким образом, возникает впечатление, что [c.52]

Расчет геометрич. параметров конфигурации производится обычно на основании комбинированных данных нескольких методов с применением валентно-оптич. схемы. Суть этой схемы сводится к следующему. От ф-лы типа (8) переходят к более детализированному изображению соответствующего участка М. (звена, диады и т. п.) с учетом вандерваальсовых радиусов, длин связей, величин валентных углов и т. п. Весьма удобно использовать для этого макроскопич. атомные модели типа Стюарта — Бриглеба или чертежи, представляющие собой изображение соответствующих атомных конструкций (см., напр., рис. 4, б). Для подобной модели можно рассчитать нек-рые определяемые на опыте оптич. характеристики, напр, внутреннюю анизотропию звена. Несовпадение рассчитанных и измеренных значений указывает на неточность построения модели иногда для приведения в соответствие экспериментальных и вычисленных характеристик оказывается необходимым учесть деформацию одной или нескольких связей или углов. Так методами последовательных приближений удается достигнуть максимального соответствия между структурой модели и находимыми на опыте характеристиками. Использование валентно-оптич. схемы существенно упрощается, если М. обладают оптич. активностью. Соответственно, измерения оптич. активности (дисперсия, ИК-дихроизм, эффект Коттона) являются важными методами экспериментального изучения конфигураций нек-рых классов М. [c.53]

При расчете Брюстер пользуется следующими приводимыми ниже длинами связей (эти длины связей рассчитаны на основе атомных радиусов по Полингу и несколько отличаются от приводившихся нами ранее в табл. 1 средних экспериментальных величин) [c.308]

Теоретические и экспериментальные исследования показали, что некоторые длины химических связей меньше суммы соответствующих атомных радиусов. Для объяснения этого укорочения были предложены две независимые точки зрения. [c.138]

Методы экспериментального определения d, о которых сказано ниже, позволяют найти точные значения длин связей. Они имеют величину порядка 100 пм. Так были найдены значения d для Н2 — 74, N2—110, О2—121 пм. Закономерное изменение атомных (ионных) радиусов элементов в порядке их расположения в периодической системе связано с закономерным изменением межъядерпых расстояний d. Так, для молекул галогенводородов НХ имеем d (пм) [c.58]

В ковалентных и металлических связях происходит сильное перекрывание внешних атомных орбиталей, поэтому атомные радиусы приближенно будут радиусами этих внешних орбиталей. Атомные радиусы [42] эмпирически получены из межатомных расстояний. Например, расстояние С—С в алмазе равно 1,54 А, расстояние Si—Si в дисилане равно 2,34A и т.д. Согласованность этого приближения показана на примере соответствия длин связей Si—С, определяемых экспериментально и рассчитываемых из соответствующих атомных радиусов. Межатомные расстояния заметно зависят от координации. Обычно с уменьшением координационного числа связи укорачиваются. Для координаций 8, 6 и 4 длины связей становятся короче на 2, 4 и 12% соответственно по сравнению с координацией 12. [c.453]

Весьма удачно с помощью этой теории могут быть объяснены люминесцентные свойства нежестких молекул. Для суждения о том, возможна или нет люминесценция такого-то рода молекул, Божевольнов предлагает строить силовую модель молекулы, используя данные по величинам атомных радиусов, длине связей и величине валентных углов. Построенная таким образом модель позволяет судить о том, является ли данная молекула копланар-ной или некопланарной и имеются ли у нее зоны перекрывания. Если модель молекулы позволяет установить отсутствие зон перекрывания, то можно утверждать, что при выполнении ряда других условий такая молекула способна флуоресцировать. В том случае, когда имеются зоны перекрывания силовых полей отдельных частей молекулы и переход из одного конформационного изомера в другой связан с преодолением взаимодействия этих зон, то вероятность люминесценции уменьшается, так как на преодоление подобного рода пространственных затруднений затрачивается часть энергии возбуждения. [c.53]

Для оценки люминесцентной активности вещества Е. А. Бо-жевольнов предложил использовать представления о конфор-мационной изомерии, основываясь на теории тушения люминесценции за счет потери молекулой поглощенной энергии при относительных поворотах ее отдельных частей, а также используя данные об оптических изменениях в молекуле при цис-транс-изомеризацни, наблюдающейся при действии ультрафиолетового света. Весьма удачно с помощью этой теории могут быть объяснены люминесцентные свойства нежестких молекул. Для того чтобы узнать, возможна ли люминесценция молекулы, Божевольнов предлагает построить ее силовую модель, применив данные о величинах атомных радиусов, длине связей и величине валентных углов. Модель позволяет судить [c.63]

Приведем примеры, показывающие точность расчета длин связей I по атомным радиусам. Длина связи С —N в триметиламине Hз)зN, нитрометане СНзЫОз и метилазиде СНзЫз равна 1,47 А, а сумма радиусов составляет 0,77-)-0,70 = 1,47 А. В пиридине углерод и азот являются ароматическими". Беря радиус углерода 0,70 и радиус азота 0,65 (среднее между значениями для одинарной и двойной связей), получим 1,30 А вместо опытного расстояния 1,36 А. В мочевине длина связи С = О равна 1,25 А сумма радиусов углерода (0,67) и кислорода (0,55) дает 1,22 А. [c.12]

В табл. 4.7 приведены значения этих типов атомных радиусов, а также вычисленная величина радиуса максимальной электронной плотности наиболее диффузной атомной орбитали, найденной по методу ССП. Последний представляет собой расстояние от ядра, на котором с максимальной вероятностью можно обнаружить электрон. Более всего согласуются между собой радиус максимальной плотности и вандерваальсов радиус. Определение как ковалентного, так и ионного радиусов сталкивается с проблемой, как представить экспериментальное межъ-ядерное расстояние в виде суммы двух атомных радиусов. Исходя из одних и тех же длин связей, можно построить разные шкалы атомных радиусов. Поскольку понятие о размерах атомов само по себе не является строгим, то не столь уж важно, на основе какого метода определены радиусы атомов. Так, недавно стало ясно что общепринятые значения ионных радиусов (приведенные в табл. 4.7) не согласуются со значениями, измеренными методом дифракции рентгеновских лучей на ионных кристаллах [5]. Такие измерения со всей очевидностью показали, что вопреки обычным предположениям радиус иона не является постоянной величиной. [c.61]

Г = 1 атомные единиць.1 (1 атомная единица длинй равна = 0,529 А), на которой вероятность обнаружения электрона всюду равна нулю. Плотность вероятности принимает максимальное значение на расстоянии 4 атомных единиц от ядра, что совпадает с радиусом боровской орбиты при и = 2. Электрон на 2 -орбитали может быть с большой вероятностью обнаружен на расстояниях от ядра ближе или дальше чем г = 2, но на поверхности сферы с радиусом г — 2 вероятность его обнаружения точно равна нулю (рис. 8-20). 3 -Орбиталь имеет две такие сферические узловые поверхности, а 4 -орбиталь-три. Однако эти особенности не играют столь важной роли при объяснении химической связи, как то обшее свойство [c.369]

В каждом периоде периодической таблицы наблюдается общая тенденция к возрастанию энергии ионизации с увеличением порядкового номера элемента. Сродство к электрону оказывается наибольшим у кислорода и галогенов. Атомы с устойчивыми орбитальными конфигурациями.(s , s p , s p ) имеют очень небольшое (часто отрицательное) сродство к электрону. Расстояние между ядрами двух связанных атомов называется длиной связи. Атомный радиус водорода Н равен половине длины связи в молекуле Hj- В каждом периоде периодической таблицы наблюдается в общем закономерное уменьшение атомного радиуса с ростом порядкового номера элемента. Электроотрицательность представляет собой меру притяжения атомом электронов, участвующих в образовании связи с другим атомом. При соединении атомов с си.пьно отличающейся электроотрицательностью происходит перенос электронов и возникает ионная связь атомы с приблизительно одинаковой электроотрицательностью обобществляют электроны, участвующие s сбразовашг. ковалентной связи. Между атомами типа Н и F с умеренной разностью электроотрицательностей образуется связь с частично ионным характером. [c.408]

На таком моделировании атомов основано построение атомных моделей, из которых можно собирать модели молекул. При этом, однако, нужно учесть, что ван-дер-ваальсовы радиусы соответствуют сближению атомов, не образующих химической связи. При образовании ковалентной связи атомы сближаются на значительно меньшее расстояние. Например, длина связи в молекуле НС1 равна 0,172 нм при сумме ван-дер-ваальсовых радиусов 0,30 нм. Оказывается, что с хорошей точностью каждому атому можно приписать ковалентный радиус, причем при образовании химической связи между атомами длина связи будет равна сумме их ковалентных радиусов. В табл. 17 приведены ковалентные и ван-дер-ваальсовы радиусы некоторых атомов. [c.115]

Гиллеспи, по нашему мнению, не имеет принципиальных преимуществ перед концепцией гибридизации в методе локализованных пар и не всегда ее предсказания верны Наконец, всегда остается возможность оценить конфигурацию молекз лы сравнительным методом, основанным на периодическом законе, и это один из наиболёе надежных способов. Тем же методом вполне удовлетворительно оцениваются и межъядерные равновесные расстояния [к-42]. Можно также переносить значения длины связи из простейших мадгекул в более сложные, если не требуется высокой точности. Часто длину связи оценивают как сумму так называемых ковалентных радиусов атомов + Так как изолированных атомов в молекуле не существует, естественно, что понятие атомных радиусов является чисто эмпирическим. Разделив пополам межъядерное расстояние в гомонуклеарных двухатомных молекулах С12, Вг2, Гд и других или в кристаллах элементов С, 81 и других, находят радиусы атомов С1, Вг, I, С, 81 и др. В эти величины вводят эмпирические поправки, как, например, в Лд или, для лучшего согласия с опытными значениями Гдв Так получена система ковалентных радиусов Полинга. Для соединений с заметной полярностью связи используют формулу Шумейкера — Стивенсона [c.203]

Сокращение длины связей 81—О и 81—С1 можно объяснить исходя из валентных возможностей атомов кремния, хлора и кислорода. Известно, что атом кремния, валентное состояние которого описывается Ззр -гибридизацией, обладает акцепторными свойствами. У него все Зй-орбитали вакантны. Атомы кислорода и хлора обладают донорными свойствами. Они имеют неподеленные пары электронов.В процессе образования ЗЮЦ, 81(ОСгН5)4 и других подобных молекул неподеленная пара электронов донора переходит на Зй-орбиталь акцептора, которая становится общей как для донора, так и для акцептора. В результате этого возникает дополнительная связь между ними. Логично считать, что в подобных молекулах ковалентные связи атома 81 с атомами О или С1 усилены донорно-акцепторным взаимодействием. При такой двоесвязности сумма атомных радиусов близка к экспериментальному значению. Таким образом, наблюдаемое укорочение связей 81—0, 51—С1 и 81—С теоретически обосновано. Эти примеры показывают, что предсказать заранее значение той или иной длины связи не всегда возможно. Следовательно, экспериментальное определение геометрических параметров молекул является задачей весьма актуальной. С другой стороны, при интерпретации опытных значений длин связей необходим учет всех валентных возможностей взаимодействующих атомов. [c.212]

На примерах молекул галогенов и галогеноводородов, а также кристаллов алмаза, кремния и германия обнаруживается зависимость прочности связи от ее длины, закономерно изменяющаяся с изменением атомных радиусов элементов. При сравнении углерод — углеродных связей обнаруживается влияние дополнительных -связей на 0-связь, проявляющееся в изменении длины и энергии кратных связей. Последние три типа связей в табл. 8 позволяют понять переход от диэлектрических свойств к полупроводниковым в ряду указанных чещестБ. [c.99]

Наблюдаемое укорочение длин связей с ростом атомного номера проявляется даже заметнее, чем изменение ионных радиусов. Разница в наклоне этих кривых может быть обусловлена различием в координационных числах. Координационное число в дигалогенидах меньше, чем в октаэдрических комплексах. Вандерваальсово отталкивание между лигандами препятствует притяжению к центральному атому в октаэдрическом окружении и может частично компенсировать неидеальное экранирование. В отличие от этого вандерваальсово отталкивание между лигандами, видимо, имеет ничтожно малое влияние на длины связей металл-галоген в дигалогенидах. [c.303]

При разл. диаметрах сфер (связывающих и неподеленных пар электронов) образуются искаженные конфигурации с валентными углами, отличающимися от нх идеальных значений. Напр., в молекулах СН , NHj и HjO в валентных оболочках атомов С, N и О находятся четыре электронные пары, ио для СН оии все связывающие, а у атомов азота и кислорода имеются соотв. одна н две неподелениые электронные пары. Поэтому идеальную тетраэдрич, конфигурацию имеет лишь молекула СН в молекулах NH3 и HjO валентные углы меньше тетраэдрического. Оценка радиусов электронных сфер и атомных остовов с использованием значений ковалентных и иоиных радиусов атомов, а также постулатов Г. т., касающихся кратных, полярных связей и др., позволяет судить и о длинах связей в молекулах. Г. т. дает результаты качеств, или полуколичеств. характера и применяется гл. обр. в химии иеорг. и координац. соединений. Теория полезна также при рассмотрении фрагментов цепных, слоистых и объемных кристаллич. структур. [c.571]

Оси. задачи К. систематика кристаллич. структур и описание наблюдающихся в них типов хим. связей интерпретация кристаллич. структур (т.е. выяснение причин, определяющих возникновение данной структуры) и предсказание структур изучение зависимости св-в кристаллич. в-в от их структ ры и характера хим. связи (см. Ионные кристаллы, Кова.чентные кристаллы, Металлические кристаллы, Моле-ку.гчрные кристаллы). В рамках стереохим. аспекта обсуждаются кратчайшие межатомные расстояния (длины связей) и валентные углы, рассматриваются координационные числа и координационные полиэдры. Кристаллоструктурный аспект включает анализ относит, расположения атомов, молекул и лр. фрагментов структуры (слоев, цепей) в пространстве кристаллич. в-ва. При интерпретации кристаллич. структур и их предсказании Широко используют понятие атомных радиксов, ионных радиусов, принцип плотной упаковки атомов и молекул. Нек-рые сравнительно простые кристаллич. структуры удается предсказать путем минимизации потенц. или своб. энергии, к-рая рассматривается как ф-ция структурных параметров. [c.536]

Перекрытие строго сферических 5-оболочек ведет к образованию ГЦК - Сфуктуры типа меди, а перекрытие слегка вытянутых или сплюснутых сфероидальных s-оболочек - плотных гексагональных сфуктур. Замещение атома в решетке растворителя, например Ni, с атомным радиусом 1,24A и электронной концентрацией 2эл/ат, большим атомом легирующего элемента, например Си (r=l,28A, 1э.л/ат), ведет к оттеснению атомов никеля от узла, занятого атомом меди, и созданию зоны сжатия. Согласно модели перекрывающихся 5-оболочек происходит совмещение максимумов элекфонной плотности 45-оболочки атома меди с максимумами 45 -оболочек атолюв никеля. Атом меди оказывается центром зоны сжатия, бысфо убывающей к периферийным атомам никеля на расстоянии 2-3 постоянных решетки. Локальный характер изменения длины и энергии межатомных связей вокруг растворенного атома объясняет реальные отклонения от правила Вегарда, постулирующего линейные изменения параметра (или атомного объема) при возрастании доли легирутощего элемента. [c.37]

Ионы Li+ (атомные остовы), имеющие электронную структуру расположены по узлам объемноцентрированной кубической решетки. Известно, что радиус иона Li+ составляет О, 68 А. Длина связи Li—Li в молекуле Lia в газе равна 2,674 А, а в кристалле лития расстояние между ближайшими соседями составляет 3,03 А. Однако увеличенную длину связи в кристалле по сравнению с молекулой нельзя рассматривать как признак более слабой связи. Энергия связи в кристалле равна 39 ккал1молъ, а в молекулярном газе эта энергия составляет 13 ккал1молъ. Металлическая связь осуществляется через электроны, образующие газ почти свободных электронов (так называемые электроны проводимости). Атом в решетке, таким образом, связан даже сильнее, чем в молекуле. [c.198]

Рассмотрим теперь некоторые результаты исследований влияния давления на химическое равновесие реакций, проте-каюш,их с участием ионов. Эвальд и Хаманн [85] нашли, что в водном растворе равновесие диссоциации комплексного иона J3 на ион J и молекулу Jg при повышении давления смещается в сторону Jg константа диссоциации этого иона при 25° и 1000 атм на 20% меньше, чем при атмосферном давлении, Это отвечает увеличению объема при реакции J3—> — J2 +J на 5,4 см /молъ. Проведенные авторами расчеты изменения объема в изученной реакции (без учета сольватационных эффектов) на основании кристаллографических данных о длине связи J — J в молекуле J2 (2,66A) и в ионе Jg (2,95A), а так же об ионном радиусе J" (2,16 A) и атомном радиусе J (1,77 A) дали величину Аг = -1-4,92 см Ыолъ. [c.56]