Ионные и атомные связи как предельные случаи

Надо подчеркнуть, что чисто ковалентная, так же как и чисто ионная связь, представляет собой предельный случай. Фактически же распределение плотности электронного облака, с точки зрения теории резонанса, изображается как суперпозиция (наложение) разных валентных состояний, в число которых с определенным весом входят структуры с атомной и с ионной связью 3. [c.225]

В предыдущих главах основное внимание уделялось таким реакциям, в которых изменения в координационной сфере можно было рассматривать совершенно независимо от изменения степени окисления, и наоборот. В ряде случаев это различие между такими процессами представляется достаточно условным, как, например, в случае окислительно-восстановительной реакции во внутренней сфере комплекса, происходящей с образованием и разрушением мостиковых связей путем замены лигандов. Однако даже и в этом случае обычно можно рассматривать замещение и окисление-восстановление как разные этапы многостадийного процесса. В этой главе мы увидим, как можно применить принципы, установленные для простых реакций, к системам, в которых эти два этапа очень тесно связаны между собой. Основным фактором, определяющим те изменения в координационной сфере, которые вызываются окислением-восстановлением, является соотношение между собой электронной конфигурацией в окисленном и восстановленном состоянии центрального атома и координационным числом. Если рассмотреть эту проблему в общем виде, то можно установить, что в случае ионных соединений элементов 0-блока (один из предельных случаев) координационные числа определяются взаимодействием таких факторов, как заряд, электроотрицательность и размер лиганда, способ координации лигандов около центрального атома и другие стерические эффекты. В то время как в случае ковалентных соединений (другой предельный случай) координационное число в значительной степени зависит от характера атомных орбиталей центрального атома, которые могут быть использованы для образования связей металл— лиганд, в ковалентных комплексах действует правило 18 электронов при этом предполагается, что несвязанные [c.220]

Эти две молекулярные орбитали, хотя и обладают различными узловыми свойствами (у одной из них нет новых узловых поверхностей, у другой есть одна новая плоскость между ядрами), направлены вдоль линии АВ. Такие орбитали называются 0(сигма)-орби-талями греческая буква а соответствует латинской s. Разрыхляющая орбиталь обозначается с помощью звездочки ст. Узловые свойства показывают, как связаны между собой уровни энергии обоих предельных случаев, представленных на рис. 3.4. Молекулярная орбиталь, образованная из совпадающих по фазе атомных орби талей, не имеет узловых поверхностей (кроме случая бесконечно большого R). В ионе Не есть только одна такая орбиталь — ls-орбиталь. Следовательно, а должна соответствовать ls-орбитали Не" . У орбитали, образованной из атомных орбиталей в противофазе, имеется узловая поверхность в плоскости yz, точно так же как у 2р-орбитали Не+ эта орбиталь соответствует области, где электрон не бывает. Результат приведен на рис. 3.6. [c.85]

Химическая связь может возникнуть и при электростатическом притяжении двух разноименных ионов - катиона и аниона, например, и Г. Перекрывание атомных орбиталей в этом случае незначительно, и электронная плотность остается распределенной крайне неравномерно недостаток ее будет у атома калия, а избыток-у атома иода. Такую связь (К )—(1 ) называют ионной связью и рассмат-р нвают как предельный случай ковалентной связи. Общая пара электронов ионной связи находится практически во [c.51]

Хлористый натрий можно рассматривать как один из предельных случаев химической связи, когда имеется ионная, или гетерополяр-ная, связь. Молекула водорода является примером другого крайнего случая — атомной, или гомеополярной (ковалентной), связи. Соединения этого типа образуют в твердом состоянии молекулярные решетки, удерживаемые сравнительно слабыми силами Ван-дер-Ваальса, что обусловливает незначительные теплоты возгонки ( 10 ккал), низкие температуры плавления и кипения. [c.13]