Электроотрицательность и эффективные заряды атомов

Электронная пара неполярной связи в равной степени принадлежит связываемым атомам. Электроны полярной связи большую часть времени проводят ближе к более электроотрицательному атому. Если его эффективный заряд равен -0,5, это значит, что 75% времени электроны принадлежат этому атому. Как следует из графика, это происходит при ДЭО = 1,9. Поэтому при АЭО > 1,9, когда q становится больше 0,5, вполне допустимо рассматривать атомы как ионы с целочисленными зарядами, а связь между ними считать ионной. [c.80]

Атом хлора, имеющий электроотрицательность 3,0, и атом водорода с электроотрицательностью 2,1 образуют молекулу хлороводорода, электронная пара в которой смещена к атому хлора. Вследствие этого на атоме хлора появляется отрицательный эффективный заряд, а на атоме водорода — положительный. Из сравнения электроотрицательностей атомов натрия и водорода вытекает, что в гидриде натрия атом водорода заряжен отрицательно. [c.103]

Связь между атомами разных элементов всегда более или менее полярна, что обусловлено различием электроотрицательностей атомов. Например, в молекуле хлорида водорода НС1 связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома хлора. Вследствие этого заряд ядра водорода не компенсируется, а в атоме хлора электронная плотность становится избыточной по сравнению с зарядом ядра. Иными словами, атом водорода в НС1 поляризован положительно, а атом хлора отрицательно. На атоме водорода возникает положительный заряд, на атоме хлора — отрицательный. Этот заряд 6, называемый эффективным, можно установить экспериментально. Согласно имеющимся данным эффективный заряд на атоме водорода [c.94]

Моногалогенпроизводные имеют значительные дипольные моменты (табл. 22), что свидетельствует о полярности связи углерод — галоген. Атом галогена имеет большую электроотрицательность, чем углеродный атом, поэтому плотность электронов сдвигается в сторону галогена и на атомах появляются эффективные заряды [c.225]

По этой причине распределение электронной плотности вдоль связи асимметрично, а следовательно, атом более электроотрицательного элемента приобретает отрицательный эффективный заряд (обозначение б—), а атом-партнер— положительный эффективный заряд (обозначение б+). Численно эффективные заряды, реально существующие на связанных атомах, всегда меньше, чем их степени окисления (см. 6.13). [c.132]

К заместителям с вакантной орбиталью на первом атоме одной из менее стабильных предельных структур относятся все группы, в которых первый атом связан я-связью с более электроотрицательным, чем он сам, атомом. Здесь электроотрицательность — качественное представление, которое можно связать с понятием об эффективном заряде ядра, действующем на валентные электроны [c.53]

Энергия водородной связи тем больше, чем больше электроотрицательность атома, с которым устанавливается связь, но она также зависит и от окружения этого атома. Оттягивание связующей пары электронов к электроотрицательному атому создает эффективный заряд атомов водорода и если он достаточно [c.11]

Атом хлора, электроотрицательность которого 3,0 и атом водорода с электроотрицательностью 2,1 образуют молекулу хлористого водорода, электронная пара в которой смещена к атому хлора, и вследствие этого на нем появляется отрицательный эффективный заряд, а на атоме водорода — положительный. Из сравнения [c.95]

Если В ряду НгТе — НгЗе — НгЗ температура кипения закономерно уменьшается, то при переходе от НзЗ к НгО наблюдается резкий скачок к увеличению этой температуры. Такая же картина наблюдается и в ряду галогенводородных кислот. Это свидетельствует о наличии специфического взаимодействия между молекулами НгО и молекулами НГ. Такое взаимодействие должно затруднять отрыв молекул друг от друга, т. е. уменьшать их летучесть, а следовательно, повышать температуру кипения соответствующих веществ. Вследствие большой разницы в электроотрицательностях химические связи Н—Р, Н—О, Н—N сильно поляризованы. Поэтому атом водорода имеет положительный эффективный заряд +б, а на атомах Р, О и N находится избыток электронной плотности, и они заряжены отрицательно. Вследствие кулоновского взаимодействия происходит притяжение положительно заряженного атома водорода одной молекулы к электроотрицательному атому другой молекулы. Благодаря этому молекулы притягиваются друг к другу (пунктирные линии — водородные связи) [c.109]

Химические соединения с чисто ионной, или ковалентной, связью встречаются, однако, сравнительно редко. В большинстве случаев область максимальной электронной плотности в общем электронном облаке молекулы в силу различной электроотрицательности образующих ее атомов и их взаимного влияния бывает несколько смещена в сторону одного из них, в сторону более электроотрицательного атома. Такое смещение электронной плотности вызывает появление в молекуле двух полюсов с эффективным отрицательным и эффективным положительным зарядами. Например, при образовании молекулы НС1 общее электронное облако, связывающее атом водорода с атомом хлора, несколько смещено в сторону хлора, как обладающего большей электроотрицательностью. В результате атом водорода, обедненный электронной плотностью, приобретает положительный эффективный заряд, а атом хлора — отрицательный. [c.151]

Смещение общего электронного облака при образовании полярной ковалентной связи приводит к тому, что средняя плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже — вблизи менее электроотрицательного. В результате первый атом приобретает избыточный отрицательный, а второй — избыточный положительный заряд эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле. [c.125]

Для (СНз)1 им является атом углерода (x атом иода, поскольку фтор индуцирует положительный заряд на атоме углерода и тем самым повышает его электроотрицательность до значения большего, чем у иода (x >xi)-Ниже приведено уравнение для оценки эффективных зарядов на атомах расчет показывает, что в (СРз)1 заряды имеют следующие значения 6i =-1-0,21 бс = +0,15 и бр = —0,12. Возможно, что реальные заряды не совсем точно равны этим значениям, но по знаку они именно такие, о чем свидетельствуют приведенные выше реакции. [c.118]

Исходя из приведенных выше схем формирования связей в комплексах, можно сделать вывод о передаче отрицательного заряда от лигандов на атом М. Например, в комплексе [МЬб] центральный атом М", имея вокруг себя шесть общих с лигандами пар электронов, должен как будто бы получить отрицательный заряд М . Однако по Полингу возникновение такого заряда невозможно по двум причинам. Первая из них — высокая электроотрицательность донорных атомов лигандов, из-за чего не может быть равномерной электронной плотности вдоль связи М +—Вторая причина — это повышение устойчивости связи при нулевых зарядах (М —Ь°). Последнее утверждение называют принципом электронейтральности. Полуколичествен-ные расчеты, выполненные в работах [7,8], позволяют сопоставить наличие избыточного отрицательного заряда на атоме М с устойчивостью комплекса. Например, из данных по эффективным зарядам на атомах в комплексах [c.251]

Расчеты эффективных зарядов ядер атомов, проведенные в 1.1, показали, что у нейтральных атомов г >0 (см. табл. 6). Отсюда следует, что отношение 2 /г, где г-ковалентный радиус, должно характеризовать притяжение валентных электронов к атому в химической связи, т. е. электроотрицательность элемента. [c.133]

Эффективные заряды. При образовании химической связи электронная плотность у атомов меняется. Так, при связывании двух атомов элементов, имеющих различные электроотрицательности, атом более электроотрицательного элемента притягивает электроны сильнее, чем атом менее электроотрицательного элемента. В результате электронная плотность в молекуле распределяется вдоль химической связи асимметрично. Изменение электронной плотности у атома, связанного в молекуле, можно учесть, приписав атому некоторый эффективный заряд 5 (в единицах заряда электрона). Эффективные заряды, характеризующие асимметрию электронного облака, условны, так как электронное облако делокализовано и его нельзя разделить между ядрами. [c.77]

Связь между атомами разных элементов всегда более или менее н о л я р н а. Это обусловливается различием размеров и электроотрицательностей атомов. Например, в молекуле НС связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома хлора. Поэтому атом водорода в НС поляризован положительно, а атом хлора отрицательно. Согласно имеющимся данным, эффективный заряд 8 на атоме водорода составляет 8 = = +0,2, на атоме хлора Sei = —0,2 заряда электрона. Иными словами, связь в молекуле НС имеет на 20% ионный характер. [c.73]

Связь между атомами разных элементов всегда более или менее полярна, что обусловлено различием размеров и электроотрицательностей атомов. Например, в молекуле хлорида водорода НС1 связующее электронное облако смещено в сторону более электроотрицательного атома хлора. Вследствие этого заряд ядра водорода уже не компенсируется, а на атоме хлора электронная плотность становится избыточной по сравнению с зарядом ядра. Иными словами, атом водорода в НС1 поляризован положительно, а атом хлора отрицательно на атоме водорода возникает положительный заряд, на атоме хлора — отрицательный. Этот заряд б, называемый эффективным, можно установить экспериментально. Согласно имеющимся данным эффективный заряд на атоме водорода молекулы H l составляет бн =+0,18, а на атоме хлора Oq =—0,18 абсолютного заряда электрона. Можно сказать, что связь в молекуле НС1 имеет на 18% ионный характер, т. е. полярна. Ниже приведены значения эффективных зарядов на атомах кислорода в оксидах элементов 3-го периода [c.80]

Из приведенных выше значений эффективных зарядов в молекулах галогеноводородов следует, что по мере выравнивания электроотрицательностей галогена и водорода связь становится все менее полярной, и в молекуле Н1 ее можно считать чисто ковалентной. В молекуле НР атом фтора полностью не отрывает электрон от атома водорода, обобществленная электронная пара оказывается лишь частично смещенной к наиболее электроотрицательному элементу. [c.80]

Иными словами, атом хлора в большей степени перетягивает к себе валентные электроны, чем атом водорода атом хлора имеет большую склонность заряжаться отрицательно, большую электроотрицательность , чем аюм водорода. Причина большей электроотрица-тельности атома хлора — в большем эффективном заряде ядра. Говоря так, подразумевают, что, несмотря на экранирование положительного ядра отрицательными электронными облаками внутренних оболочек, все же остается большая сила, притягивающая валентные электроны. [c.29]

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 очень большом различии электроотрицательно стей атомов, образующих молекулу, электронная пара почти целиком смещается к более электроотрицательному атому. Такая связь приближается к ионной. Однако молекул, состоящих из чистых ионов, не существует. Эффективный заряд хлора в молекуле Na l равен —0,83, а эффективный заряд натрия составляет +0,83. Молекулы Na l существуют только в парообразном состоянии. [c.103]

Если в ряду НгТе—НгЗе—НгЗ температура кипения закономерно уменьшается, то при переходе от На5 к И2О она резко увеличивается. Такая же картина наблюдается и в ряду галогеиводородных кислот. Это свидетельствует о наличии специфического взаимодействия М жду молекула,ми Н2О и молекулами НР. Такое взаимодействие должно затруднять отрыв молекул друг от друга, т. е. уменьшать их летучесть, а следовательно,-повышать температуру кипения соответствующих веществ. Вследствие большой разницы в электроотрицательностях атомов химические связи Н—Р, Н—О, Н—N сильно поляризованы. Поэтому атом водорода имеет положительный эффективный заряд +а, а на атомах Р, [c.116]

Если в непосредственной близости от нуклеофильного атома находится электроотрицательный атом, содержащий одну или несколько неподеленных электронных пар, то это приводит к существенному изменению нуклеофильности катализатора. Примерами таких нуклеофилов являются гидроксил амин, гидразин,, а также гидропероксид-, гипохлорит-, оксимат- и гидроксамат-ион. Высокую нуклеофильность этих соединений нельзя объяснить с точки зрения их поляризуемости и основности. Реакционная способность данных нуклеофилов повышается вследствие стабилизации переходного состояния нуклеофильной реакции электронами неподеленной пары соседнего атома. Например, в реакции аниона гипохлорита с электрофилами происходит уменьшение эффективного заряда на атоме кислорода. Ато г хлора стабилизирует такое перераспределение электронной плотности, предоставляя электронные пары с несвязывающик орбиталей. Это явление называется альфа-эффектом [5]. [c.156]

Уравнение (4.11) позволяет находить энергию ионизации Et атомов за счет глубинных электронов, которая зависит от природы химических связей атома (Н, О, Р, металлов и т. д.) в мрлекуле. Энергия , зависит от электроотрицательности атомов, окружающих данный атом, т. е. от значения эффективного заряда на нем. [c.132]

Имеется много эмпирических правил, в которых делаются попытки связать силовую постоянную связи между атомами с двумя параметрами, одним из которых является длина связи, а другим — та или иная функция, представляющая собой меру полярности рассматриваемых атомов. Так, в правиле Горди используются значения электроотрицательности, а у Бэджера — константы, которые изменяются в зависимости от положения атомов в периодической системе и, таким образом, связаны с эффективным зарядом ядра. Сравнительно недавно с больщим успехом была применена модель дельта-функции Липпинкота — Шредера [3], которая объединяет функции, связывающие значения -ХН с радиусом, величиной электроотрицательности, уточненной с учетом валентного состояния X, и энергией диссоциации. К сожалению, ни один из этих факторов не может быть должным образом исследован независимо от других факторов. Невозможно изменить атом X в связи ХН без одновременного изменения г, к я 0 почти всегда [c.95]

Несколько авторов рассмотрело проблему — д-связи теоретически. По-видимому, они согласны в основном, что л-связь на основе 2р- и З -орбиталей осуществима. Однако они расходятся в объяснении того, каким образом используются вакантные -орбитали. Джаффе [30], а также Крейг с сотр. [31] согласны с тем, что кратная связь за счет перекрывания - и р-орбиталей может эффективно стабилизовать систему. Более того, они предполагают, что такая связь более эффективна, если атом, предоставляющий вакантные -орбитали, несет или формальный положительный заряд, или весьма электроотрицательные лиганды. При этом -орбитали, диффузные в свободном атоме, сжимаются. Это приводит к значительному интегралу перекрывания и эффективному связыванию. Крейг [32] ссылался на неопубликованные расчеты Букингема и Картера на гипотетической модели РН5. Эти расчеты указывают на то, что 3 -opбитaли свободного атома фосфора сжимались бы в 2— 3 раза, при переходе к связанному состоянию с лигандами — протонами. Химия фосфорных илидов как раз соответствует этим положениям, поскольку (как будет показано в последующих главах) карбанионы значительно легче получить, когда они привязаны к положительно заряженному атому, который способен расширять свою валентную оболочку, но их трудно получить, если этот атом не несет положительного заряда. [c.19]

В самом деле, для вычисления электроотрицательностей атомов в радикалах Уилмшэрст определяет с помощью стандартных значений X долю электронного облака связи перешедшего на данный атом от его партнера, и затем подставляет эффективное число внешних электронов п в формулу Горди. Электроотрицательность в результате этой операции растет, и тем больше, чем больше различие в электроотрицательностях партнеров химической связи. Если учесть, что число электронов в формуле Горди означает по существу эффективный заряд ядра (см. выше), то станет ясно, что смещение электронного облака в сторону какого-либо атома должно уменьшать эффективный заряд его ядра и, следовательно, электроотрицательность. Таким образом, Уилмшэрст приходит к неверному результату. [c.28]

Рассмотрение табл. 29 весьма интересно с точки зрения совместного влияния эффективных зарядов атомов и кратностей их связей. В самом деле, в случае углеводородных радикалов кратность связи С — Н ничтожно отличается от ординарной, и эффективный заряд углерода отрицательный. В результате электроотрицательность радикалов несколько меньше стандартного значения с-В случае галогеноуглеродных радикалов атом С несет на себе положительный заряд и электроотрицательностн СРз> с. В окси- и аминогруппах отрицательный полюс связи находится на азоте и кислороде, но из-за большей кратности связей этих элементов с водородом Хон и Хкнг соответственно равны или больше стандартных значений электроотрицательностей атомов кислорода и азота. Наконец, повышенное значение электроотрицательностей родано-, циано- и азидогрупп обусловлено наличием кратных связей в структуре этих радикалов. [c.66]

В первом соединении связь Ва—О почти ионная и сродство атома кислорода к электрону практически уже насьшдено, что уменьшает тенденцию к отрыву электронов от атома 51 кислородом (см. стр. 64) и обусловливает существенно ковалентную связь 81—О. Во втором случае атом кислорода уже не может насытить свое сродство к электрону с одной стороны в той мере, как в ортосиликате бария, и поэтому связь 51—О будет более ионная, чем в первом примере. Большая полярность связи вызывает больший эффективный заряд на атоме 51, а следовательно, и повышение его электроотрицательности. Таким образом, по мере полимеризации силикатов электроотрицательность кремния будет непрерывно увеличиваться, что в свою очередь делает энергетически выгодной замену Ре на (А ре 1,7, Л"мg=Ъ2]. [c.145]

В отличие от решетки алмаза, где атомы имеют четыре валентных электрона и, разделяя их с четырьмя своими соседями, не обладают поэтому эффективным зарядом, в решетке 1п8Ь и других соединений А В каждый атом индия владеет четырьмя электронами вместо трех в свободном атоме, а атом сурьмы владеет четырьмя электронами вместо пяти, и оба атома преобретают эффективные заряды. Однако вследствие различной электроотрицательности атомов индия и сурьмы и эффекта поляризации двухэлектронное облако смещается от атома индия к атому сурьмы, и эффективный заряд сурьмы оказывается меньше плюс 1, а эффективный заряд индия меньше минус 1 . В этих соединениях, кроме ковалентной связи, действуют и силы ионного притяжения. Решетку сфалерита можно рассматривать поэтому как алмазоподобную решетку, составленную из равного числа ионов разного заряда. [c.170]

Качественно эти выводы согласуются с данными, полученными [42] на основании сопоставления электроотрицательно-стей Fe, S и О эффективный заряд ионов у FeO равен 1,4 е (вместо 2е), а у FeS — 0,4 е (вместо 2е). Однако следует подчеркнуть крайнюю приботженность такого рода вычислений. В частности, это видно из того, что выбранный И. С. Куликовым метод расчета не может быть согласован с термохимическими данными ни при каких эффективных зарядах Fe и S и даже при образовании чисто ковалентных связей. Действительно, согласно термохимическим данным, переход Sraa 3(ре)Сопровождается выделением примерно 82 ккал/г-атом. Если же оценить по И. С. Куликову работу образования вакансии для атома S в Fe, то она окажется равной [c.363]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология