Модели химической связи. Ковалентная связь

Выше уже отмечалось, что модели химических связей как попарно перекрытых атомных орбиталей (электронных облаков) эквивалентны классическим представлениям о целочисленных ковалентных связях. Одиночной связи соответствует а-связь между двумя атомами, двойной связи — о-связь, дублируемая одной я-свя-зью, и тройной связи — а-связь, дублируемая двумя я-связями, расположенными в перпендикулярных плоскостях. Следовательно, эти модели окажутся недостаточными при описании молекул, характеризующихся существенными отклонениями от целочисленности ковалентных связей (когда одна электронная пара соответствует одной связи между двумя атомами). В частности, возникают уже упомянутые трудности с изображением строения молекулы бензола. Целесообразно рассмотреть эти трудности и возможные пути их преодоления на более простых модельных примерах. Для этой цели очень удобны аллильные системы, состоящие из трех атомов углерода во втором валентном состоянии, связанных в открытую цепь двумя а-связями (рис. 14). Разные модельные варианты можно получить, помещая на я-орбитали (их всего три) этой системы различное количество электронов — от двух до четырех. [c.42]

МОДЕЛИ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ. КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ [c.81]

Моделирование химической связи заключается, например, в наглядном пространственном представления того или иного рода связи в виде перекрывания соответственно направленных облаков, образующих связь электронов, и изображения возникающей при этом формы общего электронного облака молекулы. Так, простая ковалентная связь между двумя атомами водорода изображается как следствие перекрывания двух электронных облаков с антипараллельными спинами, так что в их перекрывании по прямой, соединяющей ядра атомов, электронная плотность максимальна (см. рис. 19), или например, модель двойной связи в молекуле этилена (5/7 -гибридизация) [см. рис. 20 и 21], или модель тройной связи в молекуле ацетилена ( р-гибридизация) [см. рис. 22 и 23]. [c.315]

Квантово-механическая модель молекулы получила количественное подтверждение в экспериментальной химии, что позволило использовать метод валентных связей ( С), или электронных пар, для описания строения и энергетики более сложных молекул, образованных из атомов различных элементов периодической системы. Проведя расчет энергии химической связи в молекуле Н , Гейтлер и Лондон сделали попытку вычислить энергию присоединения к ней третьего атома водорода (Н ) + (Н) —>(Нд). Расчет показал, что этот процесс невозможен. Отсюда был сделан вывод о том, что химическая связь, возникающая в молекулах за счет появления общей пары электронов, имеет предел насыщения. Двухэлектронная химическая связь получила название ковалентной. [c.241]

Ковалентные вещества с более высоким молекулярным весом, как, например, углеводородные компоненты бензина и парафина, также обладают такими свойствами, которые согласуются с ковалентной моделью химической связи. Парафин обладает большой мягкостью, плохой электропроводностью и плавится при довольно низкой температуре, если учесть его молекулярный вес. [c.130]

Виды химической связи ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая, водородная. Механизмы образования ковалентной связи обменный и донорно-акцепторный. Энергия связи. Электроотрицательность. Полярность связи, индуктивный эффект. Кратные связи. Модель гибридизации орбиталей. Связь электронной структуры молекул с их геометрическим строением (на примере соединений элементов 2-го периода). Делокализация электронов в сопряженных системах, мезомерный эффект. [c.500]

Порядок связей в молекуле бензола. Ранее уже отмечалось, что модели химических связей как попарно перекрытых атомных орбиталей эквивалентны классическим представлениям о целочисленных ковалентных связях. а-Связь между атомами соответствует одинарной связи. Двойной связи соответствует <т-связь, дублируемая одной п-связью, а тройной связи — 0-связь, дублируемая двумя л-связями, расположенными в перпендикулярных плоскостях. [c.41]

Для расчета химических связей в комплексах и объяснения их свойств используют различные модели метод валентных связей теорию кристаллического поля и метод молекулярных орбиталей Метод валентных связей (ВС). Согласно этому методу (см гл. II), при образовании комплексов между комплексообразова телем и лигандами возникает ковалентная связь по донорно акцепторному механизму. Комплексообразователи имеют ва кантные орбитали, т. е. играют роль акцепторов. Как правило в образовании связей участвуют различные вакантные орбитали комплексообразователя, поэтому происходит их гибридизация (см. И.З). Лиганды имеют неподеленные пары электронов и играют роль доноров в донорно-акцепторном механизме образования ковалентной связи. Например, ион имеет электронную конфигурацию 3 " 45Чр [c.293]

Различают три основных (модельных) типа химической связи ковалентную, ионную и металлическую связи (табл. 11). Эти типы химической связи не существуют изолированно друг от друга в реальных веществах, они являются только моделями различных форм химического связывания, которые реализуются в действительности как промежуточные формы связи. [c.111]

Электростатическая модель. Электростатическая модель неизбежно и по праву связывается с именем Полинга [1590]. В книге Природа химической связи он утверждает, что свойство атома водорода вступать в связь определяется его 15-электроном. Обладая этим единственным электроном, он не может образовать более одной ковалентной связи. Отсюда делается вывод, что образование Н-связи обусловлено ионными силами. Этот аргумент, выдвинутый еще в 1928 г. [1590], основывается на принципе Паули, на валентной схеме химической связи и на классическом правиле валентности, согласно которому атом водорода может вступить в связь только через посредство 1з-электрона (см. также [1589]). Это утверждение еще и сейчас поддерживается защитниками электростатической теории и встречается в современных учебниках (например, [447], стр. 302 [1643], стр. 197). Эта аргументация эмпирически подтверждается тем, что наиболее прочная Н-связь образуется в том случае, когда А и В — ионы фтора следующая по прочности Н-связь включает атомы кислорода кислоты же, содержащие группу N — Н, обычно образуют сравнительно слабые Н-связи. В качестве дополнительного доказательства приводятся вычисления энергии Н-связи, основанные на модели точечных зарядов (см. сноску, разд. 8.3.1), диэлектрические [199, 172] и спектральные свойства [1084, 199, 1767, 1327, 407, 1849]. [c.197]

В принятой в настоящее время модели двойного слоя не учитывается частичный перенос заряда при специфической адсорбции ионов. Иначе говоря, предполагается, что специфически адсорбированные ионы сохраняют свой целочисленный заряд, характерный для объема раствора (в уравнении (VI 1.37) z — целое число). В действительности это предположение не соблюдается, когда специфическая адсорбция ионов обусловлена образованием ковалентной связи между этими ионами и поверхностью металла. Если специфическая адсорбция ионов сопровождается частичным переносом заряда, то определяемая по уравнению Липпмана (VI 1.20) величина q представляет собой не истинный (свободный) заряд поверхности металла, а характеризует так называемый полный (термодинамический) заряд электрода. Полный заряд электрода можно определить как количество электричества, которое нужно подвести к электроду при увеличении его поверхности на единицу для того, чтобы разность потенциалов на границе электрод — раствор осталась постоянной при постоянных химических потенциалах всех компонентов раствора и металлической фазы. [c.165]

Прежде всего необходимо выбрать модель, которая будет использоваться при теоретическом вычислении теплот хемосорбции. В соответствии с нашими представлениями о химических связях вообще можно ожидать, что при хемосорбции образуется три типа связей 1) чисто ионная связь, при которой адсорбат выступает в роли донора или акцептора электронов, 2) чисто ковалентная связь, к которой относится также координационная связь, и 3) связь смешанного типа. [c.27]

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 электроотрица- п тельности соединившихся атомов. В об-щ,ем, 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.131]

Как было отмечено в разд. 2.1.1, электростатическая модель химических связей в комплексах ионов металлов имеет ограниченное применение для объяснения последовательности констант устойчивости с различными ионами металлов и почти неприменима для объяснения последовательностей изменения устойчивости в зависимости от природы лиганда. Это не является неожиданным, так как сольватация, энтропия и ковалентное взаимодействие имеют большое значение. Поэтому были изучены корреляции других свойств лиганда с константами устойчивости. Одной из наиболее успешных была корреляция с основностью (рЛ о) лиганда [54]. При этом исходили из того, что и Н+, и ионы металла М + взаимодействуют как кислоты Льюиса с лигандами, представляющими основания Льюиса. В качестве меры основности лиганда (Ь ) по отношению к протону принят р/Са (т. е. —lg a) [c.104]

Химическая связь между атомами разных элементов всегда полярна. Можно считать, что она содержит ионную и ковалентную составляющие. При значительном вкладе одной из них можно говорить об ионном или ковалентном кристалле и рассматривать его строение с позиций либо ионной, либо ковалентной модели. [c.96]

Из изложенного следует, что определение дипольного момента позволяет сделать заключения о характере химической связи (ионная, полярная или ковалентная) и о геометрической структуре молекулы. Так, для определения строения вещества вычисляют (по правилу сложения векторов) для различных моделей. Правильной [c.139]

Такое моделирование атомов лежит в основе построения атомных моделей, из которых можно собирать модели молекул. При этом однако нужно учесть, что вандерваальсовы радиусы соответствуют сближению атомов, не образующих химической связи. При образовании ковалентной связи атомы сближаются на значительно мень- [c.105]

Любая теория твердого тела должна удовлетворительно объяснить наблюдающиеся огромные различия в электропроводности веществ, принадлежащих разным классам. К сожалению, ни теория ковалентной связи, рассматривающая электроны, принадлежащие лишь данной химической связи, как в ковалентных кристаллах, ни модель свободного электрона в металлах не в состоянии объяснить изменение электропроводности твердых тел больше, чем на два поряд- [c.81]

На базе уравнения (2.4) развит целый ряд моделей образования химической связи. В простейшем случае постулируется, что перенос электронов с атома на атом происходит до тех пор, пока Хм и XL не станут равными. Более сложные модели рассматривают энергию связи как сумму вкладов ковалентного связывания, энергии переноса заряда и кулоновского взаимодействия, представляя ее в виде функции от q [c.58]

Любая теория твердого тела должна удовлетворительно объяснить наблюдающиеся огромные различия в электрической проводимости веществ, принадлежащих разным классам. К сожалению, ни теория ковалентной связи, рассматривающая электроны, принадлежащие лишь данной химической связи, как в ковалентных кристаллах, ни модель свободного электрона в металлах не в состоянии объяснить изменение электрической проводимости твердых тел больше чем на два порядка. С этой точки зрения применение в теории твердого тела квантово-механических представлений может быть весьма успешным. [c.72]

В гл. 4. Вы расширите свои познания о ионной и ковалентной связях, познакомитесь с явлением поляризации ионов и электроотрицательностью. Вам станет понятно, какими достоинствами и недостатками отличаются представления об ионном и ковалентном характере связи, в какой мере эти недостатки удается устранить, применяя теорию кристаллического поля или метод валентных схем. После изучения материала гл. 4 Бы поймете стремление к созданию единой модели химического взаимодействия, учитывающей как ионный, так и ковалентный вклад в образование связи. Такую модель предлагает теория молекулярных орбиталей. [c.169]

С этой целью выберем из X одну молекулу. Назовем лигандами те атомы или многоатомные группировки, которые могут перегруппировываться при рассматриваемых условиях эксперимента (интуитивно это фрагменты, которые могут быть отделены от молекулы в результате разрыва некоторой простой или кратной ковалентной связи) оставшаяся часть после удаления множества лигандов Ь называется скелетом (или множеством скелетных центров). Такая молекула Е с выделенным набором лигандов Ь называется моделью сравнения для X относительно Ь, и, чтобы придать химическим обсуждениям широчайший диапазон, будем считать, что все различные пути размещения лигандов на центрах являются разрешенными. [c.48]

Рассмотренная выше модель химической связи для гомоядерных двухатомных молекул независимо от используемого метода - валентных схем или молекулярных орбиталей - получила название модели ковалентной связи (от лат. со - приставка, означающая совместность, и valens - имеющий силу). Как правило, ковалентная связь характеризуется увеличением электронной плотности в области между ядрами по сравнению с суммой электронных плотностей свободных атомов. Это достаточно очевидно в том примере молекулы Н2, который обсужден выше. Так, при использовании базиса из Is-функций и нормировке плотности на число частиц (так чтобы для молекулы и разделенных атомов эта нормировка была одинакова) в рамках метода валентных схем [c.464]

В хемосорбированных молекулах, образующих химическую связь с атомом поверхности, обычно до.чжно происходить некоторое изменение электронного состояния и поэтому существует вероятность больших сдвигов частот. При адсорбции на поверхности келеза СО, которая имеет в ИК-спектре газовой фазы вращательно-колебательный дублет при 2110 и 2165 см , главной особенностью спектра является широкая полоса около 1970 см . Этот сильный сдвиг частоты приписан уменьшению порядка связи углерод — кислород, вызванному электронной перегруппировкой в результате образования ковалентной связи атома углерода с атомов поверхпости. Эйшенс и Плискин [8] нашли, что хемосорбция Ог после СО вызывает сдвиг частоты валентного колебания С — О к более высоким значениям. На основе молеку.чярноорби-тальной модели связи металл — углерод — кислород Б.тайхолдер [c.329]

В предыдущих разд. 3 и 4 простые модели химической связи— электростатическая для ионных соединений и ковалентная для молекулярных соединений — применялись для объяснения физических и химических свойств соединений. В этом разделе рассмотрена связь между структурой и свойствами твердых веществ, как ионных, так и ковалентных. Кристаллические вещества с преимущественно ионными связями, например оксид магния, имеющий структуру Na l, и кристаллические вещества с чисто ковалентными связями, например алмаз с sp -гибридизацией каждого атома углерода (рис. 5.1), оказываются похожими по своим физическим свойствам. Эти кристаллические вещества — плотные, механически прочные, не проводят электрический ток, имеют весьма высокие температуры плавления (для MgO 2852 °С, для алмаза 3550 °С) и нерастворимы в большинстве растворителей. Заметное различие между твердыми веществами этих двух типов состоит в том, что ионные соединения могут растворяться в жидкостях с высокой диэлектрической проницаемостью, например в воде, а полученные растворы, как и расплавы ионных соединений, проводят электрический ток, что не присуще самим твердым веществам с ионной структурой. [c.132]

Конкретно формальная модель химической связи может быть построена на постулате Паулинга [2], согласно которому энергия ковалентной связи А—В представляет собой сумму эмпирических инкрементов полусвязей А— и В— (правило арифметического среднего). Если энергия системы отклоняется от указанной аддитивности, то это результат взаимодействия, отличного по своей природе от ковалентного (дополнительный постулат). Подобное взаимодействие можно, в свою очередь рассматривать в рамках той или иной физической или формальной модели. [c.10]

Ковалентные и ван-дер-ваальсовы радиусы атомов. Стереохимиче-ские модели. При сближении двух молекул без образования между ними химической связи начинают действовать небольшие силы притяжения, происхождение которых обязано взаимной деформации электронных облаков обеих молекул. Эти силы называются силами Ван-дер-Ваальса , или дисперсионными силами. Для газообразного состояния эти силы имеют небольшое значение в связи с относительно значительным удалением молекул друг от друга. Однако силами Ван-дер-Ваальса удерживаются вместе молекулы жидкости, а в кристаллическом состоянии этими же силами удерживаются молекулы на своих местах в кристаллической решетке. У многих полярных веществ ван-дер-ваальсово взаимодействие возрастает за счет диполь-дипольного притяжения. Однако даже в этом случае молекулы не могут сблизиться более чем на определенное минимальное расстояние вследствие возрастающего при дальнейшем сближении отталкивания электронных облаков. [c.66]

Эффекты ковалентности, С помощью ионной модели химической связи мол<но достичь значительных успехов в ониса- [c.153]

НИИ химических свойств минералов. Однако в ряде случаев (в особенности это касается сульфидных минералов) эта модель оказывается неприменимой и возникает необходимость принимать во внимание ковалентный характер связи между элементами. В основе ковалентной модели химической связи лелсит понятие о перекрытии электронных орбиталей вступающих в связь атомов. Эту модель молено описывать либо в рамках теории валентной связи с точки зрения локализации электронных пар между связывающимися атомными ядрами, либо с позиций теории орбиталей, рассматривая образование орбиталей путем добавления электронов к мультиядерной системе. Последняя теория трактует орбитали в молекулах во многом так, как если бы они располагались в единичном атоме. [c.154]

Обсуждение моделей химической связи не входит в круг задач данной книги. Изложение теории валентной связи, включающей концепцию гибррщизации орбиталей, и теории молекулярных орбиталей молено найти во многих учебниках химии. В этом разделе кратко рассмотрено прилолеение теории молекулярных орбиталей к связям между элементами в сульфидных минералах. Далее следует краткое изложение понятий электро отрицательности и ковалентных радиусов. [c.154]

Синтез схем химического превращения на основе концепции изомеризма. В основе метода лежит использование закона сохранения вещества в процессе химического превращения и предположение о том, что атомы, составляющие молекулярную структуру, можно рассматривать состоящими из ядер со стабильными внутренними электронами и валентных электронов, способных образовывать химические связи типа ионной, ковалентной и мпо-гоцентровой [12, 13]. Исходя из этих положений разработана математическая модель химических соединений и реакций, заключающаяся в следующем. [c.444]

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]

Представим себе атомы в виде шаров, размер которых в определенном масштабе соответствует размеру атомов, точнее говоря, их ван-дер-ваальсовым радиусам, или так называемым радиусам действия. Эти радиусы ограничивают сферу, внутрь которой не может проникнуть другой атом, химически не связанный с данным. Если два атома вступают друг с другом в химическую связь, то они подходят друг к другу блиоке, чем это позволяют их ван-дер-вааль-совы радиусы в этом случае центры обоих связанных атомов будут находиться друг от друга на расстоянии, отвечающем сумме так называемых ковалентных радиусов обоих связанных атомов. Для того чтобы передать это на модели, придется срезать часть шара (как срезают дольку лимона или яблока), рассчитав срез так, чтобы расстояние от него до центра соответствовало ковалентному радиусу данного атома. [c.67]

Существует много соединений, в которых нельзя объяснить природу возникновения и особенности связи исходя из ионной или ковалентной модели. Стремление к созданию уни-версзльной модели, учитывающей как. .., так и. .. вклад в образование химической связи, привело к развитию теории молекулярных орбиталей (ТМО). [c.206]

Последняя характеристика является прямым следствием того, что в молекуле имеется налицо крайняя степень локализации плотности валентного заряда на одном из ядер, а именно на фторе. Избыточные плотности около ядра Ы поляризуются, отталкиваясь от избыточного отрицательного заряда в области Р, и уходят на заядерную сторону ядра Ы. Внутренние части электронного облака Р имеют избытки плотности, поляризованные в сторону ядра лития, положительный заряд которого оголен, т. е. сильно деэкранирован со стороны ядра фтора. Эта последняя поляризация добавочно экранирует ядро Р и уменьшает взаимное отталкивание ядер. Профильные разрезы контурных диаграмм вдоль межъядерных осей приведены как для Ь1Р, так и для N2 и иллюстрируют две возможные крайности в перераспределении исходных электронных зарядовых плотностей, требуемых для образования химической связи. Эти две модели дают как бы определение крайним случаям ионной и ковалентной связи. [c.259]

Косселя химическая связь объяснена ионным взаимодействием. В эту модель Льюис внес уточнение, полагая, что образующие связь электронные пары могут не только полностью переходить на орбиталь одного из атомов в соединении (ионная или электроаалентная связь), по и оставаться в промежуточном положении, т. е. принадлежать сразу обоим взаимодействующим атомам (ковалентная или гомеопо-лярная связь). [c.235]