Ионные пары и молекулы с ковалентной связью

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]

Возникающая в результате образования молекулярных орбиталей комплекса диаграмма энергетических уровней изображена на рис. 20-14. В ее нижней части находятся уровни шести связывающих орбиталей, заполненные электронными парами. Их можно пр)едставить как шесть электронных пар, поставляемых лигандами-донорами, и больше не обращать на них внимания. Точно так же можно исключить из рассмотрения четыре верхние разрыхляющие орбитали, являющиеся пустыми, за исключением предельных случаев сильного электронного возбуждения, которыми можно пренебречь. Несвязывающий уровень и нижний разрыхляющий уровень соответствуют двум уровням, и вд, к которым приводит расщепление кристаллическим полем (см. рис. 20-13). Мы будем продолжать называть их по-прежнему уровнями 12д и е даже в рамках молекулярно-орбитального подхода. Но важно отметить разницу в объяснении расщепления между этими уровнями. В теории кристаллического поля оно является следствием электростатического отталкивания, а в теории поля лигандов-следствием образования молекулярных орбиталей. Как мы убедились в гл. 12 на примере молекул НР и КР, теория молекулярных орбиталей позволяет охватить все случаи от чисто ионной до чисто ковалентной связи. Поэтому выбор между теорией кристаллического поля и теорией поля лигандов основан лишь на рассмотрении одной из двух предельных моделей связи. В комплексе СоР довольно заметно проявляется ионный характер связи, потому что, как можно видеть из рис. 20-14, орбитали лигандов располагаются по энергии ниже орбиталей металла и ближе к связывающим молекулярным орбиталям. Поэтому связывающие молекулярные орбитали по характеру должны приближаться к орбиталям лигандов, а это должно обусловливать смещение отрицательного заряда в направлении к лигандам. Таким образом, связи в данном случае должны быть частично ионными. [c.235]

В разбавленных растворах сильных электролитов и ионов в небольшой степени могут образоваться также свободные комплексы, незаряженные или с незначительным зарядом. В растворах истинных электролитов это ионные пары, удерживаемые в основном электростатическим притяжением, тогда как в растворах потенциальных электролитов— ионные пары и ковалентные молекулы или только последние. Образование ионных пар или ковалентных молекул сопровождается сокращением числа носителей заряда и закон действующих масс справедлив для обоих процессов. Поэтому они одинаково влияют на зависимость проводимости от концентрации электролита. Следовательно, по измерениям зависимости проводимости от концентрации невозможно определить, каким явлением —образованием ковалентных молекул или ионных пар — обусловлено снижение в электролите числа возможных носителей заряда. Трудно ответить на этот вопрос и при помощи методов, основанных на других свойствах растворов (например, осмотических и (потенцио-.метрических параметрах),, которые также зависят от общего электростатического взаимодействия ионов. Однако в ряде случаев два типа ионной ассоциации можно различить путем измерения оптических параметров, поскольку ковалентные связи заметно изменяют оптические свойства растворов. [c.347]

Появление определенной симметрии в молекулах было уже объяснено (разд. 6.3.2) на основе метода валентных связей при образовании ковалентной связи (гибридизация). Однако как чисто электростатические, так и геометрические соотношения могут привести к определенной симметрии в координационных соединениях, если исходить из ионной модели строения молекулы. Рассмотрим, например, координационный полиэдр А +Вр, в котором центральный ион с зарядом - п окружен р однозарядными лигандами. Потенциальная энергия комплекса складывается из отдельных членов, учитывающих кулоновское взаимодействие ионных пар. Сумма отрицательных (связывающих) членов тем больше, чем меньше расстояние между ионом и лигандом. Минимальное расстояние между ионом и лигандом равно гп+г (гп —радиус центрального иона, г —радиус лиганда). Для октаэдрического комплекса с симметрией Ол [c.121]

При растворении ионных соединений происходит образование сольватированных ионов, или процесс электролитической диссоциации. В процессе электролитической диссоциации важная роль принадлежит растворителю. Она заключается в разрушении электролита, сольватации образующихся ионов и создании условий для разобщения ионов противоположного знака. При этом чем полярнее молекулы растворителя, тем легче протекает электролитическая диссоциация. При растворении ковалентных полярных соединений образование сольватированных ионов связано с гете-ролитическим разрывом связей. Электронная пара, осуществляющая ковалентную связь, в этом случае целиком остается у одного из атомов или группы атомов, т. е. происходит процесс А I В- -А+- -В или А В- -А - -В+ [c.224]

В данной главе будет рассмотрен простой метод описания ковалентных связей с использованием структурных схем Льюиса. Мы занищем льюисовы структуры для известных молекул и ионов и дадим им объяснение, пользуясь представлениями об обобществлении электронных пар и построении замкнутых валентных оболочек такого типа, как у атомов благородных газов. Затем мы объясним степени окисления атомов в соединениях на основе соображений о неравномерности обобществления электронных пар атомами, обладающими разной электроотрицательностью, после чего перейдем к установлению взаимосвязи между кислотностью некоторых молекул и электронным строением их центрального атома. В последней части главы будет показано, как для предсказания формы молекул используется метод отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП). [c.465]

НОСТИ возникают в связи с проблемой природы ионной пары. В простейшем случае одновалентных ионов А и В , образующих ионную пару, возможно существование различных типов ионных пар, от таких, в которых расстояние между зарядами равно сумме ионных радиусов А и В, и до молекулы, в которой АиВ образуют ковалентную связь, не обязательно полярную. [c.454]

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]

Силы притяжения у ионных твердых веществ (например хлористого натрия) преимущественно кулоновского типа, т. е. сила притяжения изменяется обратно пропорционально квадрату расстояния между ионами разных знаков. Однако притяжение не является чисто кулоновским, в нем принимают участие также поляризационные силы и силы Ван-дер-Ваальса в некоторых случаях они проявляются в виде изменений решетки. Металлы характеризуются очень высокой проводимостью электричества и тепла и очень высоким коэфициентом отражения и поглощения света. Их можно рассматривать как решетку положительных ионов, заряд которых нейтрализован отрицательными электронами, равными по числу сумме зарядов этих ионов. Эти свободные электроны принадлежат всей решетке, а не какому-нибудь отдельному атому. По принципу Паули лишь два электрона (исключая спин) могут занимать один квантовый уровень и поэтому число уровней энергии огромно, так как оно равняется половине числа свободных или проводящих электронов. В неметаллических соединениях атомы связаны в молекулы ковалентными связями, образованными парами электронов. Этим типом связи соединены углерод, водород, азот и другие атомы в огромном числе органических молекул, он играет роль также в образовании многих Вернеровских координационных соединений, особенно металлов второй и третьей групп. Связь у электронной пары может быть слабой, как в Ja, поможет быть и более прочной, чем в—С —С—или—С — Н, или чем ионные [c.89]

Еще во времена Бенджамина Франклина и Джона Дальтона высказывалось предположение, что силы взаимодействия между частицами материи должны иметь главным образом электрическое происхождение. Однако поскольку одноименные заряды отталкиваются друг от друга, существовало неправильное мнение, что между одинаковыми атомами не могут возникать связи тем не менее в настоящее время все хорошо знают, что большинство распространенных газов состоит из двухатомных молекул Н2, N2, О2, р2, С12 и т.д. Эта грубая ошибка привела к почти полувековой путанице с молекулярной структурой и атомными массами так, полагали, что газообразный водород описывается формулой Н, а не Н2, воду описывали формулой НО вместо Н2О, а кислороду приписывали атомную массу 8 вместо 16. Лишь в 1913 г. Льюис ввел представление о том, что электронные пары являются тем клеем , который соединяет между собой атомы с образованием ковалентных связей, однако теоретическое объяснение роли электронных пар было дано спустя еще 20 лет. Опыты Фарадея показали, что заряды на ионах всегда кратны некоторым элементарным единицам заряда, причем моль этих зарядов составляет 1 Р, а Стоней назвал эту элементарную единицу заряда электроном. Однако Стоней отнюдь не отождествлял электрон с какой-либо частицей, которую можно было попытаться изолировать и исследовать. [c.47]

Водород молекулы, которая имеет кислотные свойства с точки зрения протонной теории кислот, связан с остальной частью молекулы ионной или поляризованной ковалентной связью. Из-за меньшего сродства к водороду образующая эту связь электронная пара размещена несимметрично она удалена от водорода и приближена к атому, который имеет более электроотрицательные свойства, чем водород. Такая поляризация связи в молекуле с кислотными свойствами облегчает передачу протона, если вблизи окажется молекула, являющаяся более сильным акцептором протонов. Образующийся при этом отрицательный ион или дипольная молекула представляют собой сопряженное основание. Чем сильнее поляризована связь с водородом в молекуле кислоты и, следовательно, чем более оттянута от водорода электронная пара, образующая эту связь, тем сильнее кислота и тем слабее образующееся сопряженное основание. Основание, которое соответствует более слабой сопряженной кислоте, слабее притягивает электронную пару, имеет более четкую тенденцию к присоединению протона и является, таким образом, более сильным. [c.208]

В реальных молекулах перечисленные связи редко проявляются в индивидуальном, классическом виде напротив, в большинстве случаев одновременно действуют два и более факторов, определяющих природу связи. Например, в молекуле хлорида водорода НС1 между атомами Н и С1 существует ковалентная связь, однако следует считать, что имеется некоторая доля ионной связи между поляризованными атомами Н + и С1 (гл. 4, разд. А.4). В таких случаях говорят, что в молекуле НС1 имеет место резонанс между двумя классическими состояниями (каноническими структурами) Н С1 ц Н+С1 . Вместе с тем не следует полагать, что молекула НС1 составлена из смеси двух изомеров Н С1 и Н+С1 (две точки между символами атомов обозначают электронную пару, образующую ковалентную связь между атомами). [c.79]

Для вычисления формальных зарядов на атомах в молекуле каждому атому приписывают по одному электрону от каждой ковалентной связи, образуемой парой электронов с участием данного атома, плюс все его неподеленные электронные пары. Тогда формальный заряд на атоме совпадает с зарядом, который он имел бы, если бы стал изолированным ионом с таким же числом валентных электронов [c.469]

Ковалентные связи образуются также и электронной парой, предоставляемой одной из взаимодействующих частиц (атомоВ) ионов или молекул). Такие связи называются координационными, или донорно-акцепторными . Частицу, предоставляющую электронную пару, называют донором, а частицу, с которой устанавливается связь — акцептором. Донором может быть частица, содержащая на внешнем энергетическом уровне электронную пару, не участвующую в образовании связи с другой частицей (неподеленную электронную пару). Большей частью донорами явг ляются молекулы, содержащие атомы N. О, Р, С1, связанные в ней [c.68]

По механизму взаимодействия сорбента и сорбата можно выделить несколько видов хроматофафии распределительнся хроматография основана на различии в растворимости разделяемых веществ в неподвижной фазе (газожидкостная матофафия) или на различии в растворимости веществ в подвижной и неподвижной жидких фазах ионообменная хроматография — на разной способности веществ к ионному обмену адсорбционная хроматография — на различии в адсорбируемости веществ твердым сорбентом эксклюзионная хроматография — на различии в размерах и формах молекул разделяемых веществ, аффинная хроматография — на специфических взаимодействиях, характерных дпя некоторых биологических и биохимических процессов. Существуют пары веществ, реагирующих в растворах с высокой избирательностью, например антитело и антиген, фермент и его субстрат или ингибитор, гормон и соответствующий рецептор, и т. п. Если одно из соединений пары удерживается ковалентной связью на [c.267]

Теоретические представления о природе сил комплексообразования возникли из попыток дать объяснение химическому взаимодействию устойчивых молекул с ионами и атомами различных элементов. Одновременно шли поиски ответов на вопрос о причинах заметной неспецифичности таких взаимодействий, в результате которых с комплексообразователем оказываются прочно связанными различные по своему характеру ионы и молекулы. Химические связи в комплексных соединениях отличаются большим разнообразием, порождаемым сочетанием ковалентных связей различной полярности и степени делокализации электронных пар. [c.375]

В принципе нет оснований для гого, чтобы применять такой метод к молекулам с ковалентной связью. Очевидно, что для таких частиц работа ионизации должна включать особый компонент, который соответствует работе образования ионной пары из ковалентной молекулы. Однако можно ожидать, что этот компонент будет подобен по форме кулоновскому, так что различие может заключать( я попросту в коэффициенте пропорциональности. Более серьезное возражение, которое было выдвинуто Питцером, относится к пренебрежению в таких уравнениях, как уравнение (XV.12.1), компонентом, включающим энергию отталкивания, благодаря которой поддерживается равновесная концентрация ионных пар. Если эти силы значительно изменяются с изменением расстояния, например пропорционально г 1 , можно показать, что энергия отталкивания составляет 1/12 часть кулонов-ской энергии. Такое же значение имеет энергия взаимной поляризации и ван-дер-вааль-совых сил притяжения. [c.460]

Следует различать два вида ионных пар— внешняя ионная нара, в которой молекула растворителя расположена между ионами, и близкая ионная пара, в которой ионы находятся в тесном контакте. Различия между ними наиболее ясно видны в случае неорганических комплексных ионов, таких, как (Сг(Н20)5С1] 2+и [Сг(Н2О)0]з+.С1 , в которых сольватные оболочки соседних ионов прочно связаны. Гораздо более трудно охарактеризовать различие между веществами с истинной ковалентной связью и близкой ионной нарой. [c.477]

Метод ВС позволяет понять способность атомов к образованию определенного числа ковалентных связей, объясняет направленность ковалентной связи, дает удовлетворительное описание структуры и свойств большого числа молекул. Однако в ряде случаев метод ВС не может объяснить природу образующихся химических связей или приводит к неверным заключениям о свойствах молекул. Так, согласно методу ВС, все ковалентные связи осуществляются общей парой электронов. Между тем, еще в конце XIX века было установлено существование довольно прочного молекулярного иона водорода энергия разрыва связи составляет здесь 256 кДж/моль. Однако никакой электронной пары в этом случае образоваться не может, поскольку в состав иона Hj входит всего один электрон. Таким образом, метод ВС не дает удовлетворительного объяснения существованию иона. Далее, образование молекулы кислорода О2 описывается методом ВС как результат создания двух общих электронных пар. Согласно такому описанию, молекула О2 не содержит неспаренных электронов. Однако магнитные свойства кислорода указывают на то, что в молекуле О2 имеются два неспаренных электрона. [c.105]

В молекуле аммиака из восьми валентных электронов шесть образуют три ковалентные связи и являются общими для атома азота и атомов водорода. Но два электрона принадлежат только азоту и образуют неподеленную электронную пару. Такая пара электронов тоже может участвовать в образовании ковалентной связи с другим атомом, если во внешнем электронном слое этого атома есть свободная орбиталь. Такая вакантная 1з-орбиталь имеется у иона водорода Н" , вообще лишенного электронов. Поэтому при взаимодействии молекулы NHз с ионом водорода между ними возникает ковалентная связь неподеленная пара электронов атома азота становится общей для двух атомов, в результате чего образуется ион аммония НН . Здесь ковалентная связь возникла за счет электронной пары одного и свободной орбитали другого атома по донорно-акцепторному механизму. В рассмотренном примере донором электронной пары служит атом азота, а акцептором — ион водорода. Опытом установлено, [c.122]

Хотя ковалентная связь обычно осуществляется электронной парой, однако известны единичные случаи, когда она осуществляется и одним или тремя электронами. Первое имеет место, например, в ионе молекулы водорода Н , который наблюдается спектроскопически и в настоящее время сравнительно хорошо изу- [c.62]

Какие же свойства воды заставляют молекулы, наподобие молекул НС1, разъединяться, или диссоциировать, на ионы Н и С1 Прежде всего обращает на себя внимание то обстоятельство, что вода является полярной жидкостью (см. разд. 11.5, ч. 1). Следовательно, атом кислорода, на котором имеется небольшой отрицательный заряд, притягивается к положительно заряженному водородному концу полярной молекулы НС1. Кроме того, молекула воды имеет неподеленные электронные пары на атоме кислорода, посредством которых она может образовывать ковалентную связ] . с ионом-водорода [c.71]

Молекула водорода Н2 состоит из двух ядер (протонов) и двух электронов. Оба электрона могут находиться на связывающей а-орбйтали при условии, что их спины спарены в результате возникает электронная пара, создающая ковалентную связь. Энергия связи (энергия, необходимая для полного разъединения атомов) в данном случае должна быть гораздо больще, чем в молекулярном ионе водорода. [c.517]

Концепцию двухстадийного механизма реакции можно выразите, также и с помоидью электронных формул. Здесь тот же результат до стигается и без предположения о начальной ионизации молекулы брс ма. Один из атомов брома притягивает пару электронов ковалентно , связи н становится ионом Вг , а другой — принимает пару электроног от двойной связи и связывается с одним из атомов углерода [c.172]

Ковалентные связи образуются также и электронной парой, предоставляемой одной из взаимодействующих частиц (атомов, ионов или молекул). Такие связи называются кппрдина.циппн ими или донорно-акцепторными. Частицу, предоставляющую элек- [c.68]

В рамках механизма ионных пар (XII) это означает, что величина A2/(a i -f почти не зависит от природы растворителя и Х. Такая ситуация возможна только в том случае, когда постоянными остаются величины qflqf и ц + — fif (индексы 1 и 2 относятся к первому и второму переходным состояниям механизма XII). Первое переходное состояние отвечает переходу от ковалентного соединения RX к ионной паре природа второго переходного состояния не вполне ясна. Она может соответствовать преодолению барьера, препятствующего разделению ионов в ионной паре или образованию связи между соседней молекулой растворителя и карбониевым ионом, входящим, в ионную пару. Какова бы ни была его природа, вряд ли можно заранее предполагать, что разность высот двух энергетических барьеров почти не будет зависеть от изменений в составе растворителя и природы X. [c.210]

Образование ковалентной связи может иметь и донорно-акпеп-торный механизм. В этом случае атом-донор предоставляет двух-электрОШюё" облако, а атом-акцептор - свободную орбиталь. Дон но-акцепторные связи, называемые также координационными возни1 1ЮТ, например, при образовании ионов [Ад(ЫНз)21 , [2п(NHз)4] , [СО(ЫНз)д] и др., в которых азот молекулы аммиака, обладая неподеленной электронной парой, выполняет функцию донора, а ионы Н , Ag, и Со — функцию акцептора. [c.47]

Мелуин-Хьюз [27] в соответствии с теорией активации химических превращений делит химические реакции на три группы 1) реакции между ионами, дающие одну ионную пару или ковалентную молекулу реакция мгновенна и = 0 2) реакции между ковалентными молекулами и ионами, константа скорости реакции В равна частоте соударений 2 молекул реагирующих компонентов и 3) реакции между двумя ковалентными молекулами энергия активации Е очень большая, в то время как константа скорости реакции В гораздо меньше частоты соударений Е. Отсюда вытекает, что определенное количество энергии должно быть сосредоточено на валентной связи, чтобы мог произойти разрыв мовалентной связи энергия активации Е в значительной степени определяет скорость реакции К. Реакции между двумя молекулами, в каждой из которых должны быть активированы ковалентные связи, обычно во много сотен раз медленнее реакций между коваленти.1ми связями и ионами, у которых константа В приблизительно равна частоте соударений молекул реагентов и не зависит от их строения. [c.564]

Высокие значения диэлектрического инкремента белков становятся понятными тогда, когда учитывается связывание молекул воды белками, а также наличие так называемых индуцированных диполей. Известно, например, что диэлектрический инкремент растворов фибриллярных белков, находящихся в покоящемся и ориентированном состоянии, один и тот же. С другой стороны, при помещении сухого препарата в атмосферу водяного пара с возрастающей упругостью диэлектрическая постоянная его возрастает с увеличением количества связанной воды. Сопоставление этих данных, говорит о том, что увеличение диэлектрической постоянной воды при добавлении белка, по-видимому, обусловлено и правильной ориентацией связанных молекул воды. Вместе с тем известно, что для большинства молекул, построенных из двух различного вида атомов, центры тяжести положительных и отрицательных зарядов не совпадают. Этот эффект, который уже обсуждался при образовании водородных связей (см. гл. V), возникает вследствие частично ионного характера большинства ковалентных связей. Частично ионный характер этих связей становится понятным, если учесть, что электроотрицательные атомы (О, Ы) способны оттягивать электронное облако от атома не только водорода, но и углерода. В результате между связанными атомами происходит неравномерное распределение заряда, которое может увеличиться в электрическом поле за счет еще большего смещения электронов в направлении внешнего положительного полюса. Такая связанная пара атомовг становится индуцированным диполем, величина момента которого зависит от абсолютной величины зарядов и расстояния между атомами. Эти моменты индуцированных диполей включаются в общий дипольный момент белковой молекулы и увелич ивают его. Таким образом, суммарный дипольный момент молекулы белка включает в себя не только постоянный дипольный момент, но и моменты индуцированных диполей, равно как и моменты связанных и ориентированных молекул воды. [c.173]

Электронная пара простой ковалентной связи может считаться принадлежащей в равной степени обоим атомам, которые она связывает, только в том случае, когда оба атома одинаковы и в свок> очередь связаны с одинаковыми атомами или радикалами. Таковы электронные пары связей Н—Н, С1—С1, СНз—СНз, ЫНг—ЫНо и т. п. Во всех иных случаях, когда связаны неодинаковые атомы или неодинаковые группы атомов, пара электронов оттягивается к тому атому, который проявляет больщее сродство к электронам,, более электронегативен. При этом ковалентная связь приобретает характер частично ионной связи. Проявлением частично ионной природы связи является ее полярность и, если молекула построена несимметрично, дипольный момент молекулы. [c.73]

Необходимо отметить, что между типичными гетерополяр-ными (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 [c.45]

Поэтому при взанмоденствии молекулы NH3 с ионом водорода между ними возникает ковалентная связь неподеленная пара электронов атома азота становится общей для двух атомов, в результате чего образуется ион аммония KHt [c.130]

Нагревание, усиливая взаимную поляризацию, мон ет повести даже к полному изменению характера связи в молекуле от электровалентной к ковалентной. Так, АдС1 в твердом состоянии и даже в расплаве состоит из ионов. Но уже пары Ag l состоят из атомов, объединенных в молекулы ковалентными связями. [c.267]

Известно несколько видов химической связи. Например, в кристаллах МаС1 связь ионная. В растворе кристаллы разрушаются и появляются свободные ионы На+ и С1 . Следовательно, под влиянием полярных молекул воды происходит разрыв ионной связи. Ковалентная связь [Возникает за счет обших электронных пар. Каждый из соединяющихся атомов для образования одной общей пары предоставляет один электрон, например [c.81]

Ионы в расплавленном электролите могут группироваться в частчцы, известные под названиями нонных пар (или двойных ионных пар), молекул или комплексных ионов. На практике различие между ионными парами и молекулами ие всегда существенно, поэтому и те и другие в данной работе обозначаются как молекулы . Все эти ассоциированные группы должны быть устойчивы в течение времени, значительно превышающего период колебания атомов в группе (10 —10 ° сек). Будем считать, что длительность существования комплексного иона должна быть достаточной для того, чтобы составляющие его атомы могли осуществить по крайней мере сотни колебаний (см. также [19]), В течение этого времени комплексный ион характеризуется наличием более или менее четко выраженной ковалентной связи. Комплексный ион может образоваться в результате нормального (теплового) скачка иона из потенциальной ямы в положение, соответствующее образованию комплекса с другим ионом или молекулой. По прошествии некоторого периода времени, в течение которого атомы комплексного иона колеблются около средних положений, может произойти следующий скачок, приводящий к диссоциации комплекса. Этот процесс аналогичен образованию оксониевого иона Н3О+. Было вычислено [20], что в этом случае ион Н+ одну десятую часть вре.мени находится в стадии перехода от одной молекулы Н2О к другой, а остальное время остается ассоциированным с той или иной молекулой. Благодаря этому в оксониевом ионе успевает произойти много колебаний. [c.177]

С растворителем. Они утверждают далее, что дисперсионные взаимодействия с растворителем будут сильнее в спирте, чем в воде, так как атомы растворителя будут эффективнее взаимодействовать с растворенным веществом, если они связаны в единую молекулу ковалентными связями, чем атомы молекул воды, в которой пространство, окружающее растворенную молекулу, в основном представляет собой пустоты между молекулами растворителя. Такая стабилизация пикрата в этаноле должна вносить вклад в наблюдаемое возрастание относительной силы пикриновой кислоты в этом растворителе. Аналогично сравнительно большая устойчивость ионных пар пикрата триметиламмония, чем пикрата аммония, может быть объяснена дисперсионными взаимодействиями с алкильными группами триметиламмония, причем вычисленная энергия этих взаимодействий удовлетворительно объясняет наблюдающееся различие этот эффект, возможно, является одним из фа.кторов, приводящих к изменению основности аминов при введении алкильных заместителей. [c.316]

Донорно-акцепторная связь возникает также в ионе гидроксо-ния Н3О+, между донором НаО и акцептором — ионом водорода, где комбинирует свободная орбиталь (1 ) водородного иона (акцептор) с МО неподеленной пары молекулы воды (донор). Все три водорода в Н3О+ совершенно равноценны, т. е. донорно-акцепторная связь в Н3О+ неотличима от ковалентной. Прочность донорно-акцепторной связи может быть велика при образовании Н3О+ из Н+ и НаО выделяется 710 кДж/моль, комплекс ВР3 ЫНз перегоняется без разложения. Донорно-акцепторная связь может возникать и между атомами в кристаллах. Так, в кристалле 1п5Ь атом Тп предоставляет для связи вакантную низкую АО, а атом 5Ь — орбиталь неподеленной пары электронов. [c.89]

ОН-. Вследствие прочной и устойчивой электронной оболочки, а также соответствующего строения электронных орбиталей эти ионы не имеют склонности к образованию ковалентных связей с катионами. Рассматривая реакционную способность воды как донора пары электронов, можно отметить, что, например, при гидратации катионов, кислород молекулы воды как раз является жестким центром. Относительно высокая электроотрицательность атомов азота — причина того, что азотные основания (ННз, ЫгН4 и их замещенные производные) являются жесткими основаниями. Анионы кислородсодержащих кислот, таких, как СЮ4-, 504 ", Р04 ", СОз , также имеют малодеформируемую структуру. [c.396]