Электроотрицательность атомов и частично-ионный характер связей

В гетероядерной двухатомной молекуле АВ, где В-более электроотрицательный атом, чем А, связывающая молекулярная орбиталь содержит больший вклад атомной орбитали атома В, а разрыхляющая молекулярная орбиталь больше напоминает атомную орбиталь атома А. Если разность электроотрицательностей атомов А и В очень велика, как, например, в КР, валентные электроны локализуются на более электроотрицательном атоме (в данном случае Р) и представление о ковалентной связывающей орбитали теряет свой смысл. В такой ситуации правильнее говорить об ионной структуре К Р . Большинство гетероядерных двухатомных молекул имеют промежуточный характер связи между ионными парами и ковалентно связанными атомами другими словами, они имеют частично ионный характер связи и могут описываться структурами А В . [c.544]

Электронное строение атома бериллия в газообразном состоянии — 15 25% Увеличение заряда ядра атома бериллия по сравнению с зарядом ядра атома лития наряду с тем, что 25-электроны только частично экранируют друг друга, приводит к двум эффектам 1) атом Ве имеет металлический радиус только 0,89 А, значительно меньше, чем в случае лития (1,22 А) 2) потенциалы ионизации Ве, 9,32 и 18,21 эв, гораздо большие, чем у Ы (5,39 эе), делают Ве значительно менее электроположительным, если рассматривать его хилшческие свойства в сравнении со свойствами Действительно, не существует никаких кристаллических соединений или растворов, в которых ионы Ве + существовали бы как таковые. Все соединения, строение которых было определено, даже соединения с наиболее электроотрицательными элементами, такие, как ВеО и ВеР.,, по крайней мере частично обладают ковалентным характером связи. Электронное строение атомов других элементов II группы (Mg, Са, 5г, Ва и Ка) подобно строению атома Ве. Однако больший размер этих ато.мов уменьшает влияние заряда ядра на валентные электроны. Так, их потенциалы ионизации ниже, чем у Ве они в основном более электроположительны, а ионная природа их соединений законо-.мерно возрастает в группе сверху вниз. [c.67]

Электроотрицательность является мерой способности атома притягивать к себе электроны, обобществляемые при образовании связи с другим атомом. Пользуясь данными, приведенными в табл. 9-1, можно предсказать, что связь в молекуле СзР будет ионной, а в молекуле СН -ковалентной. Характер связи в молекуле НР должен быть промежуточным между предельными случаями СзР и СН . Связывающие электроны в молекуле НР оттягиваются по направлению к атому Р, вследствие того что его электроотрицательность больше. Связь в НР имеет частично ионный характер, что схематически отображается структурой Н Р° (где 5 и 5 — соответствуют дробным зарядам, меньшим 1). Вообще говоря, связи между атомами имеют различную степень ионного характера, или различную степень ионности, зависящую от разности их электроотрицательностей. [c.406]

Проведенное выше обсуждение применимо не только к двухатомным молекулам, но и к любой связи в молекуле, включающей более двух атомов. Вследствие частично ионного характера или неравного обобществления более электроотрицательный атом приобретает частичный отрицательный заряд, а менее электроположительный — частичный положительный заряд. Если учесть это обстоятельство, легко заметить, что образование дативной ко- [c.138]

Простая атомная связь с частично ионным характером не может быть достаточно хорошо передана обычными -формулами. Чаще всего поэтому применяют обычную валентную черточку или выражают особый характер связи дополнительными знаками f> и д (не элементарные заряды, а их доли, поляризация в направлении соответствующих граничных состояний) или, наконец, используют клинья, широкая сторона которых обращена к электроотрицательному атому-партнеру. [c.33]

Имеются и другие основания для введения поправки на секстет. Согласно нашему прежнему описанию, молекулы включали только о-связи. На центральном атоме оставались вакантные я-орбитали. Если внешними атомами являются атомы галоидов, то на каждом из них находятся по два я-электрона, которые могут переходить к центральному атому. Этому будет благоприятствовать то, что молекула плоская и что три а-связи стремятся оттянуть заряд с атома груп-пы III, повышая тем самым его эффективную электроотрицательность. В терминах метода ВС можно сказать, что имеется резонанс между ковалентными структурами типа (I) и ионными типа (II). В результате связи частично приобретают характер двойных связей. Эти рассуждения помогают нам понять, почему молекула ВНа не существует (атомы Н не имеют я-электронов, см, следующий раздел), в то время как молекула В(СНз)з получена и имеет р р в—Р в+=р+ рХ р/ [c.391]

Реакция нитрит-иона ( амбидентного аниона, способного реагировать либо по азоту, либо по кислороду) с алкилгалогенидами протекает через промежуточные стадии, причем переходное состояние может иметь или Sj l-, или 8 2-характер (или оба). В присутствии иона серебра, который облегчает уход галогена в виде аниона, имеется тенденция к разрыву связи С—X перед образованием связи С - - NOa. В результате в переходном состоянии атом углерода имеет характер карбониевого иона, т. е. частичный положительный заряд. Чем больше этот заряд, тем больше тенденция для ориентации приближающегося нитрит-иона силами электростатического притяжения между положительно заряженным атомом углерода и наиболее отрицательно заряженным атомом входящей группы (обычно это наиболее электроотрицательный атом в сопряженной системе, имеющей заряды). В данном случае такая ориентация должна приводить к образованию эфира азотистой кислоты при атаке атома углерода атомом кислорода нитрит-иона. [c.84]

Кроме связей, образующихся путем обобщения электронов или за счет ионных зарядов, существует еще один вид связи, открытый в двадцатых годах текущего столетия и привлекающий к себе теперь все большее внимание. Это так называемая водородная связь. Она возникает между двумя атомами электроотрицательного характера О, Н, Р, реже С1 и 5, из которых по крайней мере один имеет необобщенную электронную пару. Связующим звеном является атом водорода. В отличие от ионной и ковалентной связей, энергия которых измеряется десятками кг-кал, водородная связь представляет собой связь относительно слабую с энергией порядка 5 кг-кал на моль. Соединения, образующиеся за счет водородной связи, непрочны и частично диссоциируют уже при обычной температуре. [c.58]

Необходимо отметить, что между типичными гетерополярными (ионными) и гомеополярными (ковалентными) связями имеются и промежуточные формы. Так, например, если атомы, входящие в состав молекулы, разнородны, то общие пары электронов могут располагаться ближе к одному атому, чем к другому. В этом случае молекула имеет как бы два полюса. Ковалентная связь приобретает полярный характер. Например, в соединении Н С1 общие электроны смещены в сторону более электроотрицательного хлора, вследствие чего атомы хлора частично заряжены отрицательно, а атомы водорода положительно. [c.40]

Если молекула симметрична и в ней ковалентно связаны два одинаковых атома, как в молекулах На, I2 или СН3—СНз, то электронное облако симметрично центру связи, дипольный момент молекулы равен нулю. Оба электрона, участвующие в образовании связи, с одинаковой вероятностью находятся около каждого из соединенных атомов. Но если связанные атомы неодинаковы или молекула не симметрична, то электронная плотность сдвинется к одному из атомов и вероятность пребывания связывающих электронов в поле этого атома возрастет. Таким образом, один атом обычно бывает более электроотрицательный (электроотрицательность — это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны). Мерой способности к такому присоединению служит так называемое сродство к электрону, характеризующее энергию, выделяющуюся при присоединении электрона к нейтральному атому. Следствием вышеуказанного сдвига будет появление частичных, очень маленьких зарядов (доля заряда электрона) на связанных ковалентной связью атомах, в результате чего связь приобретает частично ионный характер. Примером может служить молекула НС1, где электронная плотность сдвинута (за счет гибpидизaции ) к атому хлора. Такую ковалентную связь называют полярной. Молекула, содержащая полярную ковалентную связь, обладает дипольным моментом, равным произведению [c.46]

Еще одно важное свойство характеризует ковалентную связь. Мы говорим, что ее возникновение связано с увеличением электронной плотности между атомами, но симметрия электронного облака, конечно, зависит от того, какие атомы и в какой молекуле оно соединяет. Если молекула симметрична и в ней ковалентно связаны два одинаковых атома, как, например, в молекулах Нг или СНз—СНз, то электронное облако симметрично центру связи. Оба электрона, участвующие в образовании связи, с одинаковой вероятностью находятся около каждого из соединенных атомов. Но если связанные атомы неодинаковы или молекула не симметрична, то электронная плотность сдвинется к одному из атомов и вероятность пребывания связывающих электронов в поле этого атома возрастет. Таким атомом обычно бывает более электроотрицательный, так как электроотрицательность — это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. - Следствием такого сдвига будет появление частичных, очень маленьких зарядов (доля заряда электрона) на связанных ковалентной связью атомах, в результате чего связь приобретет частично ионный характер. Примером может служить молекула НС1, где электронная плотность сдвинута к атому хлора. Такую ковалентную связь называют полярной. Молекула, содержащая полярную ковалентную связь, обладает дипольным моментом, равным произведению зарядов атомов на расстояние между ними. Ионный характер ковалентной связи зависит от разницы в величинах электроотрицательности соединенных атомов, В ряду HJ-vHBr- H I-vHF ионная составляющая связи соответствует 5, 11, 17 и 45%, т. е. молекула фтористого водорода почти наполовину носит ионный характер. Предельным случаем полярной ковалентной связи будет полностью ионная связь. В основе такой связи лежит электростатическое взаимодействие между разноименно заряженными ионами — катионом и анионом. Примером веществ с преимущественно ионной связью могут служить соли Na l, NaF, sF и др. [c.30]

Кислород и водород обладают значениями электроотрицательности соот- ветственно 3,5 и 2,1. Согласно Полингу , разница в 1,4 означает, что связь между ними на 39 /4 носит ионный характер. Поэтому в молекуле воды кислород несет частично отрицательный заряд, эквивалентный 0,78 заряда электрона, а каждый атом водорода имеет вдвое меньший положительный заряд. При сближении двух молекул воды между атомом водорода одной из них и атомом кислорода—другой возникает притяжение, энергия которого достаточно велика, для возни кновения водородной связи, а энергия составляет 5—10 ккал1мол1г [c.106]

Монокристаллы окиси бериллия могут быть выращены из расплава LI2M0O4 [27] или из паров Ве(ОН)2 [28], образующихся при взаимодействии окиси бериллия с водой (см. стр. 23). В кристаллах (типа вюрцита) атом бериллия тетраэдрически окружен атомами кислорода. Этим окись бериллия отличается от окислов щелочноземельных металлов, имеющих структуру Na l. Однако кристаллическая структура окиси бериллия еще не является доказательством того, что связи Ве—О имеют ковалентный характер. В самом деле, трудно разместить шесть атомов кислорода вокруг атома бериллия или нона Ве2+. Очевидно, можно считать, что окись бериллия содержит ионы Ве + и 0 , но связи Ве—О носят частично ковалентный характер из-за высокой поляризующей способности иона Be + и высокой поляризуемости ионов О ". Согласно более сложному толкованию, окись бериллия имеет структуру типа с двойными связями, подобными связям в этилене, но в отличие от последних полярность вызвана различием в электроотрицательности двух взаимодействующих атомов [29]. Более подробно эта проблема обсуждается в работе [30]. [c.100]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология