Ковалентные числа

Б этом состоянии атом бора может, следовательно, быть акцептором электронной пары. Действительно, BF3 соединяется по донорно-акцепторному способу с водой, аммиаком и другими веществами известен также комплексный анион BF4. Во всех подобных соединениях ковалентность и координационное число бора равны четырем, а атом бора находится в состоянии гибридизации sp и образует тетраэдрические структуры. [c.631]

Координационные структуры. Координационными называются решетки, Б которых каждый атом (нон) окружен определенным числом соседей, находящихся на равных расстояниях и удерживаемых одинаковым типом химической связи (ионной, ковалентной, металлической). К координационным относятся ранее рассмотренные решетки хлорида натрия и хлорида цезия (см. рис. 58), алмаза (см. рис. 64) и металлов (см. рис. 65). [c.106]

Сходство между элементами одной группы становится еще менее очевидным в группе 1УА. Углерод представляет собой неметалл, который почти всегда образует четыре ковалентные связи с другими элементами. Его атомы полимеризуются в цепи, давая так называемые органические соединения, и могут образовывать друг с другом не только простые, но и кратные ковалентные связи. Кремний-неметалл, обладающий некоторыми металлическими свойствами, включая серебристый блеск. Он образует ограниченное число гидридов, называемых силанами, которые являются аналогами углеводородов и имеют общую формулу 51 Н2 + 2- Но такие цепи ограничены предельным значением х = 6, и даже силаны с низкой молекулярной массой реагируют с галогенами и кислородом со взрывом. Кремний образует еще один класс полимеров-силоксаны, в которых атомы 81 связаны через мостиковые атомы кислорода [c.454]

Атомы серы связаны друг с другом общими парами электронов 5 8 . Следовательно, ковалентное число серы равно 2, 284 [c.284]

Ковалентность — число электронных пар, связывающих атом данного элемента в данном соединении с другими атомами. [c.90]

В противоположность электровалентностям ковалентные числа не имеют алгебраических знаков, так как здесь нет электрически заряженных ионов.) [c.57]

Ковалентные числа того или иного атома также совпадают с числом прямых линий (каждая из которых представляет общую пару электронов), отходящих отданного атома в структурной формуле. (Так, на фиг. 15 азот с ковалентностью, равной трем, имеет три линии в структурной формуле молекулы азота.) [c.57]

Пространственная структура комплексных частиц может быть объяснена с позиций метода валентных связей (метод ВС). Этот метод предполагает, что комплексная частица возникает в результате образования ковалентных связей между комплексообразователем и лигандами. При этом ковалентная а-связь образуется в результате перекрывания вакантной орбитали атома (или иона) комплексообразователя (акцептора) с заполненными, т. е. содержащими не-поделенные пары электронов, орбиталями лигандов (доноров). Максимальное возможное число с-связей определяет координационное число комплексообразователя. [c.209]

Использование правил ковалентности. Любая структурная формула органического соединения должна показывать связанные друг с другом ядра атомов таким образом, чтобы были соблюдены правила ковалентности. Ковалентные числа обычных элементов сведены в табл. 10. Эти правила выполняются, конечно, даже в том случае, когда прямые линии (связи) опущены. Подразумевается, что они существуют. Точность или по крайней мере правильность формулы можно легко и быстра проверить. Если атом имеет ковалентное число, равное двум (например, кислород), значит, он образует две ковалентные связи. Они могут распространяться на такой же атом или два других атома, но их должно быть две. Проверьте, соответствует ли формула, изображенная на фиг. 53, данным правилам ковалентности. [c.166]

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]

Максимальная ковалентность атомов определяется числом валентных одноэлектронных облаков (для образования связей по обменному механизму), а также числом свободных валентных орбиталей и двухэлектронных облаков (для образования связей по донорно-акцепторному механизму). Атомы элементов одного периода обладают одинаковой максимальной ковалентностью. Число неспаренных электронов в атоме в процессе образования связей может увеличиваться в результате возбуждения атома, при котором двухэлектронные облака распадаются на одноэлектронные. [c.82]

Атомы серы связаны друг с другом двумя общими парами электронов 8 . Следовательно, ковалентное число серы равно 2, поэтому появляются различные возможности взаимного сочетания атомов. [c.249]

Валентность. Как известно, под валентностью подразумевается свойство атома данного элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента. Мерой валентности поэтому является число химических связей, образуемых данным атомом с другими атомами. Таким образом, в настоящее время под валентностью химического элемента обычно понимается его способность (в более узком смысле — мера его способности) к образованию химических связей. В представлении метода валентных связей численное значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образуют атом. [c.66]

В соответствии с числом непарных электронов атомы В, С и N могут образовать соответственно три, четыре и три ковалентные связи, например с атомами водорода [c.68]

В отличие от ковалентных соединений координационное число в чисто ионных соединениях не зависит от специфики электронной структуры элементов, а определяется соотношением размеров ионов. Так. при соотношении ионных радиусов в пределах 0,41 — 0,73 [c.87]

Это сходство с металлами указывает, что валентные электроны в германии не связаны с атомами столь прочно, как можно было бы ожидать для настоящего ковалентного каркасного кристалла. Мыщьяк, сурьма и селен существуют в одних модификациях в виде молекулярных кристаллов, а в других модификациях - в виде металлических кристаллов, хотя атомы в их металлических структурах имеют относительно низкие координационные числа. Известно, что теллур кристаллизуется в металлическую структуру, но довольно вероятно, что он может также существовать в виде молекулярного кристалла. Положение астата в периодической таблице заставляет предположить наличие у него промежуточных свойств, однако этот элемент еще не исследован подробно. [c.607]

Аналогичные идеи в том же 1916 г. высказал Льюис, который рассматривал атом состоящим из положительно заряженного остова, включающего ядро атома и внутренние электроны, и внешней оболочки. Он предполагал, что внешние электроны располагаются по углам куба, окружающего атомный остов. Если не все углы куба заняты электронами, то такая оболочка неустойчива, и атом стремится отдать или присоединить электроны, чтобы образовать устойчивый октет (оболочку из восьми электронов). Кроме идеи об устойчивых октетах, Льюис применительно к неионньш соединениям выдвинул также положение об образовании химической связи между атомами за счет электронных пар. Каждый атом в этом случае предоставляет для образования пары по одному электрону, причем электронная пара находится в общем пользовании. Позже Лэнгмюр назвал химическую связь, возникающую при спаривании электронов, ковалентной. Число пар электронов, которые образует один атом с другими атомами, приравнивается валентности элемента. Например, образование молекулы воды, согласно точке зрения Льюиса — Лэнгмюра, представляется следующим образом [c.72]

Магний заметно отличается от бериллия размерами атома и нона (радиусы ионов Ве + и Mg + соответственрю равны 0,034 и 0,078 нм). От своего соседа по периоду — алюминия — магний отличается меньшим числом валентных электронов и относительно большим размером атома. Таким образом, у магния металлические признаки проявляются сильнее, чем у бериллия и алюминия. В частности, для магния менее характерно образование ковалентной связи, чем для бериллия и алюминия, и более характерно образование ионной связи. В этом отношении он ближе к типичным металлическим элементам — элементам подгруппы кальция. [c.476]

Обратимся снова к молекуле метана. Метан - это первый представитель ряда углеводородов, известных под названием алканы,. которые мы сейчас рассматриваем. В алканах каждый углеродный атом образует ковалентную связь с четырьмя другими атомами. Алканы еще называют насыщенными углеводородами, потому что каждый атом углерода связан с максимальным числом других атомов (четыре). [c.188]

С элементами правой части второго и третьего периодов водород образует соединения, состоящие из небольших молекул в этих молекулах число атомов водорода определяется числом ковалентных связей, которые может образовывать атом данного элемента. Молекулы таких соединений удерживаются в кристаллах только слабыми силами межмолекулярного взаимодействия поэтому температуры плавления и кипения описываемых соединений очень низки (см. рис. 7-6). [c.319]

Для вычисления формальных зарядов на атомах в молекуле каждому атому приписывают по одному электрону от каждой ковалентной связи, образуемой парой электронов с участием данного атома, плюс все его неподеленные электронные пары. Тогда формальный заряд на атоме совпадает с зарядом, который он имел бы, если бы стал изолированным ионом с таким же числом валентных электронов [c.469]

Здесь 2-порядковый номер элемента, число ковалентных связей, [c.469]

Углерод. Два новых электрона в молекуле углерода, С2,. окончательно заполняют связывающие молекулярные орбитали и л . Таким образом, в молекуле С2 эффективное число связывающих электронов равно четырем, и, согласно терминологии Льюиса, в ней образуются две ковалентные связи. В основном электронном состоянии эта молекула не должна содержать неспаренных спинов. В согласии с предсказаниями, энергия связи 2 приблизительно вдвое больше, чем для В2 (603 кДж моль против 274 кДж-моль ), а длина связи меньше (1,24 А против 1,59 А). У молекулы С2 не обнаруживается парамагнитных свойств. [c.526]

В простейших ковалентных соединениях значение положительной степени окисления элемента - соответствует числу оттянутых от атома связывающих электронных пар, а величина отрицательной степени окисления — числом притянутых электронных пар. Например, в молекуле H I хлор и водород одновалентны степень окисления более электроотрицательного хлора (3,0) принимается равной —1, а менее электроотрицательного водорода (2,1) +1. В молекулах аммиака H3N и трифторида азота NF, азот образует три связи, т. е. трехвалентен. В ooTBeT TBHii же с рг зличием в электроотрицательностях азота (3,0), водорода /2,1) и фтора (4,0) азоту в HgN приписывается отрицательная степень окисления —3, а в NFg — положительная степень окисления --1-3, [c.82]

Таким образом, в отличие от ковалентных и ионных соединений в металлах небольшое число электронов одновременно связывает больиюе число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться в метялле. Иначе говоря, в металлах имеет место сильно нелокали-зованная химическая связь. Согласно одной из теорий металл можно ра сматривать как плотно упакованную структуру из катионов, связанных друг с другом коллективизированными электронами (электронным газом). [c.89]

Ионные фториды — кристаллические вещества с высокой температурой плавления. Координационное число иона фтора 6 (NaF) или 4 ( aFj). Ковалентные фториды — газы или жидкости. [c.282]

Таким образом, еслн устойчивость иона 5Ю в основном определяют а-связи, то устойчивость иона СЮ4 в существенной степени зависит и от л-связей. Так, в ионном КСЮ4 и ковалентном НСЮ число а-связей в хлорокнслородном тетраэдре одинаково. Но в НСЮ вследствие наличия связи О — Н доля участия электронов в л-связы-вании меньше [c.433]

Для лития наиболее характерно обра.зование ионной связи. Поэтому координационное число L в соединениях в отличие от остальных элементов 2-го периода больше 4. Вместе с тем вследствие небольшого размера ион лития характеризуется высокой энергией сольватации, а в литийорпанических соединениях литий образует ковалентную связь. [c.485]

Наибольшей специфичностью в отношении образования 1,4-звеньев (и с-1,4-звеньев) обладает литий и его органические производные. Б углеводородных средах связь углерод — литий является в значительной степени ковалентной. Электронодефицит-ность лития, с одной стороны, открывает возможность образования координационных комплексов с молекулами, имеющими повышенную электронную плотность (в том числе, с молекулами бутадиена), а с другой стороны, приводит к тому, что литийорганические соединения в растворе сильно ассоциированы. Экспериментально установлено, что при полимеризации диенов скорость инициирования пропорциональна концентрации литийалкила в степени а скорость роста цепи — в степени Это [c.179]

Кроме валеитиости ио водороду и по кислороду, способность атомов данного элемента соединяться друг с другом или с атомами других элементов можно выразить иными снособами например, числом химических связей, образуемых атомом данного элемента (ковалентность, см. 39), или числом атомов, непосредственно ок-ружаюи ,пх данный атом координационное число, см. стр. 162 и 5йЗ). С этими и близкими к ним понятиями будем знакомит .ся после изучения теории строения атома. [c.36]

Представления о механизме образования химической связи, развитые Гейтлером и Лондоном на примере молекулы водорода, были распространены и на более сложные молекулы. Ра нработаи-ная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (метод ВС). Метод ВС дал теоретическое объяснение важнейших свойств ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул Хотя, как мы увидим ниже, этот метод не оказался универсальным и в ряде случаев не в состоянии правильно описать структуру и свойства молекул (см. 45), — все же он сыграл большую роль в разработке квантово-механической теории химическон связи и не потерял своего значения до настоящего времени. [c.121]

Число таких общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью элемента в соответствующем соединении. Так, ковалентность азота в молекз лах N2 и К Нз равна трем, ковалентность кислорода в молекулах Н2О и СОо — двум, ковалентность угле-ро,аа в молекулах СН4 и СО2 — четырем. [c.123]

Теперь во пнещнем электронном слое атома углерода иаход. тся четыре неспаренных эле1Строна следовательно, возбужденный атом углерода может участвовать в образовании четы( ех козалент п.1х связей. При этом увеличение числа создаваемых ковалентных свя- [c.128]

Здесь возрастание числа иеспарепных электронов возможно только путем перевода одно1о из электронов иа следующий энергетический уровень, т. е. в состояние Зх. Однако такой переход сопряжен с очень большой затратой энергии, которая ие покрывается энергией, выделяющейся при возникновении новых связей. Поэтому за счет неспаре[[ных электронов атом кислорода может образовать ие больше двух ковалентных связей, а атом фтора — только одну. Действительно, для этих элементов характерна постоянная ковалентность, равная двум для кислорода и единице —для фтора. [c.129]

Способность атомов участвовать в образовапин ограниченного числа ковалентных связей получила названне насыщаемости ковалентной связи. [c.132]

Метод молекулярных орбиталей. Как было показано в предыдущих параграфах, метод ВС позволяет понять способность атомов к образованию 01]ределенного числа ковалентных связей, объясняет направленность 1 овалентной связи, дает удовлетворительное описание структуры и свойств большого числа молекул. Однако в ряде случаев метод ВС пе может объяснить природу образующихся химических связей или приводит к неверным заключениям о свойствах молекул. [c.141]

В отличие от ковалентной связи, ионная связь не обладает направленностью. Это объясняется тем, что электрическое поле иона обладает сферической симметрией, т. е. убывает с расстоянием по одному и тому же закону в любом направлении. Поэтому взап-модействие между ионами осуществляется одинаково независимо от направления. Как уже отмечалось выше (см. рис. 29 на стр. 125), система из двух зарядов, одинаковых по абсолютной величине, но противоположных по знаку, создает в окружающем пространстве электрическое поле. Это означает, что два разноименных иона, притянувшиеся друг к другу, сохраняют способность электростатически взаимодействовать с другими ионами. В этом состоит еще одно различие между ионным и ковалентным типами связи ион-нал связь не обладает насыщаемостью. Поэтому к данному иону может присоединиться различное число ионов противоположного [c.150]

За исключением некоторых оксидов, которые будут рассмотрены ннже, все соединения галогенов соответствуют нечетным степеням окислеииости. Такая закономерность обуслоБлена] воз-можностью последовательного возбуждения спаренных электронов в атомах С1, Вг, I и At на d-подуровень, что приводит к увеличению числа электронов, принимающих участие в образовании ковалентных связей, д. 3, 5 или 7 (ем. схему на стр. 129). [c.351]

Следующие два процесса приводят к образованию высокомолекулярных соединений а) реакция п о л и м е р и з а ц и и — процесс, в результате которого молекулы низкомоле1 улярного соединения (мономера) соединяются друг с другом прн помощи ковалентных связей, образуя новое вещество (полимер), молекулярная масса которого в целое число раз больше, чем у мономера полимеризация характерна, главным образом, для соединений с кратными (двойными или тройными) связями б) реакция п о л и ко н д е н с а ц и и — процесс образования полимера из низкомолекулярных соединений, содержащих две или несколько функциональных групп, сопровождающийся выделением за счет этих групп таких веществ как вода, аммиак, галогеноводород и т. п. состав элементарного звена полимера в этом случае отличается от состава исходного мономера. [c.499]

Видно, что ковалентность и координационное число бериллия в 1 вердом Be Ii 1)авны четырем. [c.611]

Эю значение ковалентности и координационного числа характерно для многих устойчивых соединений бериллия. Так, при взаимодействии BeFj с фторидами щелочных металлов образуются комплексные ф т о р о б е р и л л а т ы, содержащие ион ВеГГ, иапример [c.611]

Неообходимо отметить, что образование чисто ионных связей осуществляется в сравнительно ограниченном числе случаен. Подавляющее большинство молекул химических соединений содержит связи, имеющие промежуточный характер и называемые ковалентно-полярными или просто полярными. [c.48]

В периодической таблице, показанной на рис. 14-8, кристаллы элементарных веществ подразделяются на металлические, ковалентные каркасные и молекулярные. В табл. 14-1 устанавливается зависимость между координационным числом атомов в кристалле и структурой элементарных твердых веществ. Большинство элементов кристаллизуются с образованием какой-либо металлической структуры, в которой каждый атом имеет высокое координационное число. К металлам отнесены и такие элементы, как олово и висмут, кристаллизующиеся в структуры со сравнительно низким атомным координационным числом, но все же обладающие ярко выраженными металлическими свойствами. Светлоокрашенная область периодической таблицы включает элементы со свойствами, промежуточными между металлами и неметаллами. Хотя германий кристаллизуется в алмазоподобную структуру, в которой координационное число каждого атома равно только 4, по некоторым из своих свойстг он напоминает металлы. [c.605]