Электроотрицательность и ионный характер

Электроотрицательность. Ионный характер связи. [c.385]

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]

При разности электроотрицательностей больше 2,0 связь может считаться ионной при разности 0,4-2,0 возникает ковалентная связь с частично ионным характером, и при разности меньше 0,4 связь считается чисто ковалентной. [c.406]

Пользуясь значениями электроотрицательности, предскажите, имеет ли связь в а) СаО, б) HI. в1 SiH, г) Вг и д) I I чисто ковалентный, чисто ионный или частично ионный характер. В случае чисто ионной и частично ионной связей укажите ожидаемое распределение зарядов. [c.407]

Проведенное выше рассмотрение характера связи в HF показывает, что не сушествует чисто ионных, как и чисто ковалентных связей. Не существует и принципиального различия между этими двумя типами связи-они лишь являются предельными случаями непрерывного ряда связей с различной полярностью. В рамках теории молекулярных орбиталей гораздо большее значение, чем оценка ионного характера связи, имеет близость энергетических уровней взаимодействующих орбиталей двух атомов. Эта степень близости уровней связана с электроотрицательностью атомов. [c.537]

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]

При очень большом различии в электроотрицательности элементов связь между атомами носит ионный характер, при отсутствии различия — неполярный, и в промежуточном случае связь будет полярной. Наиболее электроотрицательным элементом является фтор, за ним следует кислород и т. 71. Наименее же электроотрицательны цезий и рубидий. [c.57]

При адсорбции из растворов, наряду с поглощением нейтральных молекул, может происходить и адсорбция ионов, содержащихся в растворе. Это приводит к некоторым своеобразным явлениям. Например, основной (по своим химическим свойствам) краситель, у которого окрашенный ион заряжен положительно, адсорбируется преимущественно на электроотрицательных (кислотного характера) адсорбентах, и наоборот. Подобные процессы называются полярной адсорбцией и обычно сопровождаются явлением обмена ионами ионного обмена) между адсорбентом и раствором — явле нием, называемым обменной адсорбцией. Так, метиленовая синяя — основной (по химическим свойствам) краситель, адсорбируется отрицательно заряженными гелями, в частности гелем кремневой кислоты. При этом, однако, на кремневую кислоту переходит лишь положительно заряженный ион красителя, а отрицательный ион (ион хлора) остается в растворе. Компенсация зарядов этих анионов достигается тем, что из кремневой кислоты переходит в раствор ион натрия, который в небольшом количестве почти всегда содержится в геле кремневой кислоты при обычных способах его приготовления. [c.372]

Полинг предложил также выражение для зависимости между разностью электроотрицательностей ха—- в и степенью ион-ности (долей ионного характера связи (табл. А.15, рис. А.43) [c.105]

Реакционная способность металлоорганических соединений в значительной мере зависит от полярности связи С—Ме, которая, в свою очередь, определяется электроотрицательностью элемента. Чем более выражен ионный характер этой связи (табл. 12), тем выше активность соединения. [c.340]

Вновь подчеркнем приближенность концепции электроотрицательности (см. стр. 133) и, в частности, Принципиальную неточность уравнения (111.111) (см. также стр. 206). Ведь прй образовании молекулы АВ может измениться количество связывающих и разрыхляющих электронов. Поэтому не всегда будет оправдана связь энергии взаимодействия только с частично ионным характером связи. Расчет электро-отрицательности по Полингу может привести к значительным расхождениям между опытными и рассчитанными значениями энергий связи (особенно при большом различии в значениях хд и л в), однако он удобен для приближенных оценок и для целей систематизации. [c.213]

Теоретические расчеты химической связи показывают, что энергия смешанной ионно-ковалентной связи больше, чем энергия чисто ковалентной или чисто ионной связей. Эту дополнительную энергию связи называют ионно-ковалентной резонансной энергией и обозначают Д [см. ур. (4-7)]. Очевидно, если А О, связь в некоторой мере будет ионной. Так как ионный характер связи зависит от различия в электроотрицательности связанных атомов. [c.122]

Если связующая пара электронов окажется на равном расстоянии от обоих ядер, ковалентная связь считается неполярной. При смещении электронной пары в сторону атома, более склонного к их присоединению (более электроотрицательного), связь становится полярной, и если это смещение выражено весьма резко, связь считается ионной. Примеры строго неполярных связей (С—С, Н — Н, С1—С1), полярных (С —С1, Н—С1, Н —Вг), ионных (Ыа—С1, К — Вг) показывают, что чем больше различие в природе соединяющихся атомов, тем более их связь является полярной и, наконец, ионной. Однако целиком ионных связей нет, так как атом, отдавая электрон, получает способность притягивать его обратно и, следовательно, отрицательный заряд в молекуле не строго локализован около другого, более электроотрицательного атома. Это ограничение ионного характера связи имеет существенное значение для оценки различных свойств соединений. Огромному большинству соединений свойственны связи различной степени полярности — слабополярные (8 — С1, С — О), более полярные Н — С1, Н — Р. Ионные связи встречаются сравнительно редко (в галидах и оксидах щелочных и щелочноземельных металлов), но и в этих случаях с вышеуказанным ограничением. В молекулах, составленных из одинаковых атомов На, Ог, За ИТ. П., связи неполярные. [c.67]

Если разность электроотрицательностей двух атомов велика, орбиталь может быть настолько сдвинута в одну сторону, что практически уже не перекрывается с другими ядрами в этом случае связь между атомами ионная. Этот предельный случай выходит за рамки приведенного выше рассмотрения связи в органических молекулах. Большинство связей можно рассматривать как промежуточные между ионной и ковалентной связью, и тогда говорят о проценте ионного характера связи, который указывает на степень смещения электронного облака, или о постепенном переходе от ионной связи к ковалентной. [c.31]

Ионную связь можно рассматривать как предельную полярную химическую связь, для которой эффективный заряд атома близок к единице. В то же время для неполярной ковалентной связи эффективный заряд атомов равен нулю. Химическая связь большинства соединений является полярной, т. е. имеет промежуточный характер между неполярной ковалентной и ионной связями. Можно сказать, что такая ковалентная связь имеет частично ионный характер. Долю ионного характера связи называют степенью ионности, которая количественно характеризуется эффективными зарядами атомов в молекуле. Например, степень ионности молекул H I и LiF равна 0,17 и 0,9 соответственно. Поэтому указанным соединениям присущи и ковалентная и ионная связи. Степень ионности связи возрастает с увеличением разности электроотрицательности образующих ее атомов (рис. II.2). [c.35]

Для атома лития ЭО принята равной 1,0 в ряду Ве, В, С, N. О, Р она постепенно возрастает и у фтора достигает 4,0 — это ее максимальная величина. Фтор — наиболее электроотрицательный элемент, что вполне соответствует свойствам фтора. ЭО водорода равна 2,1, у большинства металлов ЭО 1,7 или меньше. Разность ЭО атомов А и В хв—Ха) зависит от степени ионности связи. Чем больше экспериментально найденная степень ионности (ее можно оценить из значений электрических моментов диполя и межъядерных расстояний), тем больше и разность хв—Ха. Естественно, что эта разность будет тем больше, чем дальше отстоят элементы А и В в периоде по Полингу, разность 1,7 означает, что связь имеет на 50% ионный характер. [c.87]

Экспериментально доказано, что при взаимодействии наиболее электроположительных и электроотрицательных элементов возникает связь преимущественно ионного характера. [c.72]

Вторая точка зрения основывается на учете ионного характера химических связей. Вклад ионного взаимодействия пропорционален абсолютному значению разности электроотрицательностей атомов и Хд, образующих данную связь. [c.138]

Для одинарной ковалентной связи между двумя атомами А и В дополнительная обусловленная ее частично ионным характером, по Полингу приблизительно оценивается формулой 100[ЭО(А)—ЭО(В)] кДж, т. е. она пропорциональна квадрату разности электроотрицательностей двух данных атомов. Вычислите дополнительную энергию связей И—I и НС1 за счет частично ионного характера связей, если Э0(Н)=2,1, ЭО(С1)=3,0 и Э0(1) = = 2,6. Какое из этих двух соединений прочнее и реакция его образования более экзотермична [c.132]

Водородная связь. Связи атома водорода с наиболее электроотрицательными атомами Р, О, N частично имеют ионный характер. Поэтому молекулы НР, НаО и ЫНз обладают постоянными дипольными моментами. Между такими молекулами возможно значительное дипольное взаимодействие с образованием ассоциаций между ними, а при соответствующих температурах — и образование кристаллов. На рис. 20 схематически показано образование межмолекулярных Водородных связей между молекулами Н2О. Кратчайшие расстояния между соседними молекулами, показанные на рис. 20 пунктиром и изображающие межмолекулярные водородные связи, зависят от взаимной ориентации молекул. [c.52]

Высокая энергия тройной связи в молекуле N2 обусловливает то положение, что многие соединения азота богаче энергией, нежели продукты их реакций, содержащие N2. Так, трихлорид азота (разд. 6.11) может взрываться с образованием элементных хлора и азота. Одинарная связь —С1 не стабилизована частично ионным характером (разд. 6.12), поскольку азот и хлор имеют одинаковую электроотрицательность и при распаде трихлорида азота выделяется столько же теплоты (469 кДж-моль-1), сколько и при распаде гидразина. С другой стороны, молекулы трифторида азота не богаты энергией стабилиза- [c.226]

Говорят, что полярные связи имеют частично ионный характер, так как смещение электронной плотности эквивалентно частичному переносу заряда. Разумеется, ионную связь можно рассматривать как предельно поляризованную ковалентную связь, однако в соответствии с таким подходом, для того чтобы ионный характер связи достиг 100%, потребовалась бы бесконечно большая разность электроотрицательностей. [c.125]

Основываясь на приведенном ниже эмпирическом соотношении между ионным характером связи (в процентах) и разностью электроотрицательностей элементов А и В, [c.126]

В каждом периоде периодической таблицы наблюдается общая тенденция к возрастанию энергии ионизации с увеличением порядкового номера элемента. Сродство к электрону оказывается наибольшим у кислорода и галогенов. Атомы с устойчивыми орбитальными конфигурациями.(s , s p , s p ) имеют очень небольшое (часто отрицательное) сродство к электрону. Расстояние между ядрами двух связанных атомов называется длиной связи. Атомный радиус водорода Н равен половине длины связи в молекуле Hj- В каждом периоде периодической таблицы наблюдается в общем закономерное уменьшение атомного радиуса с ростом порядкового номера элемента. Электроотрицательность представляет собой меру притяжения атомом электронов, участвующих в образовании связи с другим атомом. При соединении атомов с си.пьно отличающейся электроотрицательностью происходит перенос электронов и возникает ионная связь атомы с приблизительно одинаковой электроотрицательностью обобществляют электроны, участвующие s сбразовашг. ковалентной связи. Между атомами типа Н и F с умеренной разностью электроотрицательностей образуется связь с частично ионным характером. [c.408]

Если льюисова структура включает атомы с различной электроотри-цательностью, степени их окисления определяются путем условного отнесения всех связывающих электронных пар к более электроотрицательному партнеру, как если бы связь имела чисто ионный характер. Например, льюисова структура для СО2 имеет вид [c.502]

Степень ионности связи в НС1 17%, в s l 75%, в Т1С1 29% s l должен иметь наибольшую степень ионности связи, поскольку атомы щелочных металлов обладают очень низкой злектроотрицательностью (а валентный 5-электрон у атома тяжелого элемента группы IA, каковым является С, находится далеко от ядра, вследствие чего его энергия ионизации очень низка) ионный характер связи в этих молекулах повышается по мере уменьшения электроотрицательности атома, присоединенного к С1 хн = 2,20 Хп = 2,04 Хс = 0,79. [c.523]

Электронная теория катализа допускает существование разных видов связи хемосорбированных частиц из газа на поверхности полупроводника слабой одноэлектронной связи и двух видов прочной двухэлектронной связи — акцепторной и донорной, которые в свою очередь могут иметь ковалентный или ионный характер в зависимости от природы адсорбируемой частицы. Предположим, что адсорбируемая частица является одновалентным атомом электроположительным атомом А (типа Na) или электроотрицательным атомом В (типа С1), а катализатор — полупроводниковый ионный кристалл состава MR (типа Na l), который имеет в узлах решетки и на поверхности кристалла частицы М+, R , М и R. При этом будут наблюдаться следующие шесть случаев химической связи, показанные на схеме (в двух случаях — 2 и 5 — связь не образуется). [c.455]

Для многих элементов можно пользоваться правилом аддитив ности, но оно дает особенно плохие результаты, если связь образуется между элементами, сильно отличающимися по электроот рицательности. Так как ионный характер связи усиливается по мере увеличения различия в электроотрицательности соединяющихся атомов, то причиной расхождения результатов считают ионный характер связи. Для учета этого ионного характера Шом-экер и Стивенсон предложили эмпирическое уравнение [c.111]

По мере увеличения электроотрицательности элемента характер связи в хлоридах изменяется от ионной (КС1) к ковалентной (Si U, P I5). Если ионные хлориды являются тугоплавкими кристаллическими солями, то ковалентные хлориды — молекулярными легколетучими соединениями. Они подвергаются полному гидролизу с образованием кислородной кислоты и НС1 и поэтому называются хлорангидридами соответствующих кислот [c.222]

Пероксосоединения. Соединения, содержащие в своем составе пер оксогруппу (О—О) и называемые пероксосоединения-ми, рассматривают как производные пероксида водорода и делят на два больших вида простые и комплексные. К простым пероксосоединениям относятся соединения, называемые пероксидами, в которых пероксогруппа соединена с ионом или атомом металла ионной или атомной связью. Эти со< аинения могут быть образованы всеми металлами 1А- ПА- (за исключением бериллия) и 1В-группы периодической системы Д. И. Менделеева. По мере увеличения электроотрицательности металла (от щелочных и щелочно-земельных металлов к таким -металлам, как ртуть) ионный характер связи в пероксидах изменяется на ковалентный. [c.237]

При адсорбции из растворов электролитов наряду с поглощением нейтральных молекул наблюдается и адсорбция ионов, находящихся в растворе, например краситель метиленовый синий, основной по своим химическим свойствам, у которого положительно заряженный ион адсорбируется преимущественно на электроотрицательных (кислотного характера) адсорбентах, в частности на силикагеле, а отрицательный ион — ион хлора — остается в растворе. Для компенсации заряда этого аниона из силикагеля переходит в раствор ион натрия, всегда содержащийся в небольшом количестве в силикагеле. Такая избирательная адсорбция одинаковых ионов растворов электролита, сопровождающаяся одновременно вытеснением соответствующего иона из адсорбента, называется обменной, полярной или ионообменной. При обменной адсорбции происходит обмен ионами в эквивалентных количествах, благодаря чему элек-тронейтральность растворов остается ненарушенной. По этой жё причине электронейтральность остается ненарушенной и на поверхности адсорбента. Обменная адсорбция протекает более медленно, чем обычная. [c.139]

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]

Разность электроотрицательностей хлора и фосфора равна 0,9, что соответствует 18% ионности. Отсюда следует, что молекулу РС1б можно описать следующим образом атом фосфора образует четыре ковалентные связи с использованием лишь четырех орбиталей внешней оболочки и одну ионную связь с С1 при этом четыре ковалентные связи резонируют между пятью позициями таким образом, что каждый атом хлора удерживается связью, имеющей а 80% ковалентный и на 20% ионный характер. [c.163]

Электронная структура для изолированного иона Ре должна быть такой, при которой четыре З -орбитали должны быть заняты одиночными электронами с параллельными спинами, а одна занята парой электронов. Ион с такой структурой будет иметь магнитный момент, соответствующий параллельно ориентированным спинам четырех неспаренных электронов. Экспериментально установлено, что гидратированный ион железа П) Ре(Н20)б имеет магнитный момент именно с таким значением, в то время как ион гексацианоферрата(П) магнитным моментом не обладает. Отсюда можно сделать вывод, что связи в этих двух комплексных ионах различны по своему характеру в гидратированном ионе железа (И) эти связи, имеющие значительный ионный характер, образованы с использованием 45-орбитали и трех 4р-ор-биталей, в то время как в ионе гексацианоферрата(П) орбитали образуют ковалентные связи. Изучение магнитных свойств комплекса очень часто позволяет сделать вывод о природе орбиталей связи, использованных атомами данного металла. Такой магнитный критерий позволил установить, что комплексы металлов с сильно электроотрицательными атомами или группами обычно имеют в основном ионный характер (без Зй-орбиталей, используемых для связей), тогда как комплексы металлов с менее электроотрицательными атомами или группами носят ковалентный характер (с использованием З -орбиталей в гибридных связывающих орбиталях). [c.473]

Для качественного понимания природы химической связи больщое значение имеет концепция электроотрицательности атома %. Это мера способности атома к образованию иоиных соединений, точнее говоря, ионный характер связи АВ зависит от разности электроотрицательностей двух атомов. [c.58]

В соответствии с симметрией /) -гибридных орбиталей распо чожение атомов в первой координац сфаре отвечает правильному тетраэдру Такова же первая координац сфера и у алмазоподобных П, однако в их структуре каждая ковалентная связь имеет ковалентно-ионный характер из-за заметной разности электроотрицательностей соседних атомов [c.55]

Учитывая различия в электроотрицательностях элементов, расположите перечисленные ниже соединения в ряд по возрастанию ионного характера связи NaBr, КаР, Са8, MgO, НР, А1Р, СН,. [c.106]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология