Формальные правила образования ковалентной связи

В следующих разделах этой главы, после вводного обзора типов химической связи, будет дано изложение идеи резонанса, рассмотрена природа одно- и двухэлектронной связи и обсуждены формальные правила образования ковалентных связей, вытекающие из квантовой механики. [c.14]

ФОРМАЛЬНЫЕ ПРАВИЛА ОБРАЗОВАНИЯ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ [c.33]

Вычисленные значения составляют 1,24 и 1,12А. Факт элиминирования структуры С в ковалентных азидах, но не в ионе азида отчетливо демонстрирует значение правила соседних зарядов. Он обусловлен появлением формального положительного заряда у атома азота при образовании ковалентной связи. [c.200]

Первый член выражает только электростатическое взаимодействие между двумя атомами, несущими формальный заряд и г. Второй и третий члены выражают частичный перенос электронов соответственно от орбитали ткпяотт кпи являются мерой стабилизации, которой сопровождается результирующее образование ковалентной связи. Важным требованием для ковалентных членов является обеспечение некоего канала для перемещения электронов (хотя бы частичного) от системы 5 к Т. Это достигается в том случае, если Р не равно нулю, что может быть только в случае адекватного перекрывания между атомными орбиталями атомов 5 или 5 и или 1. что в свою очередь, очевидно, будет зависеть от способности реакционного интермедиата принять подходящую геометрию. Если молекула может достичь требуемого положения, то между взаимодействующими орбиталями будет наблюдаться расщепление, что, как правило, приводит к стабилизации промежуточного продукта (рис. 4-7). [c.68]

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]

Бинарные соединения, оба компонента которых расположены справа от границы Цинтля, как отмечено выше, характеризуются преимущественно ковалентным типом взаимодействия в силу незначительной разности ОЭО. Правило октета здесь соблюдается, поскольку число валентных электронов у обоих компонентов достаточно для реализации ковалентного взаимодействия. Для соединений, подчиняющихся правилу формальной валентности, у катионообразователя необходимо учитывать лишь число электронов, участвующих в образовании связи. Так, в оксидах мышьяка АзгОз и АззОз у кислорода в обоих случаях учитывается шесть электронов, а у мышьяка в первом случае три, а втором — пять электронов. Тогда для АзгОз получим (3-2 + 6-3)/3 = 8, а для АзгОб — (5-2 + 6-5)/5 = 8. Если соединения не подчиняются правилу формальной валентности, то применимо правило Музера — Пирсона. Особенности кристаллохимического строения бинарных соединений с компонентами, расположенными справа от границы Цинтля, состоят в том, что в их структуре присутствуют группировки атомов в виде цепочек, сеток и молекул. Следовательно, кроме ковалентной связи здесь реализуется и межмолекулярное взаимодействие. [c.261]

Конфигурация внешней электронной оболочки атома У. 28 р . Энергии ионизации (в ав) С°- С + - - С + ->-С С + соответственно равны 11,256 24,376 47,871 и 64,19. Несмотря на то, что атом У. в основном состоянии имеет 2 неспаренных электрона, для У. характерно образование 4 ковалентных связей. Этот факт объясняется предположением о возбуждении атома У. при взаимодействии до состояния 2 р с 4 неспаренными электронами, что является энергетически выгодным вследствие образования двух дополнительных связей (см. Валентность). Соединения, в к-рых число связей У. равно 3 (см. Радикалы свободные) или 2 (см. Карбены), как правило, неустойчивы в обычных условиях и обладают повышенной химич. активностью, что связано с наличием неспаренных электронов у атома У. Относительная стабильность углерода окиси СО и изонитрилов, в к-рых У. формально 2-валентен, объясняется 3-ковалентной [c.153]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология