Образование химической связи. Ковалентная связь

Описанная выще ковалентная химическая связь, обязанная образованию электронных пар, возникает, когда орбитали двух внешних электронов соединяющихся атомов перекрываются в какой-то области пространства. В результате в этой области увеличивается вероятность одновременного присутствия двух электронов, т. е. возрастает электронная плотность и поэтому усиливается притяжение между этими электронами и двумя ядрами. На рис. ХП.4 и XII.5 схематически штриховкой показаны области такого перекрывания орбиталей двух s-электронов при образовании молекулы водорода Н2 и S- и р-электронов при образовании молекулы H I. Подобные связи, образованные орбиталями, расположенными вдоль линии связи, т. е. прямой линии, соединяющей ядра атомов, называются ст-связями (сигма-связи). Связи, образующиеся при перекрывании восьмерок , расположенных перпендикулярно линии связи, называются я-связями (пи-связи). На рис. ХП.б показано образование одной я-связи в молекуле N2. <т-Связи всегда прочнее, чем я-связи. [c.155]

Типы химической связи. Ковалентная связь, ее образование. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Электронные формулы молекул. [c.41]

Металлические и металлоподобные соединения. Порошки титана, циркония и гафния поглощают водород, кислород и азот. При этом растворенные неметаллы переходят в атомарное состояние и принимают участие в образовании химической связи. Наряду с сильно делокализованной (металлической) возникает локализованная (ковалентная) связь. Благодаря этому система приобретает повышенную твердость и хрупкость. Способность Т1, Zг и Н1 поглощать газы используется для получения глубокого вакуума, удаления газов из сплав эв и т. д. [c.531]

Энергия ионизации атома водорода (13,6 эВ, 1312 кДж/моль) столь велика, что соединения водорода (I) даже с такими сильными окислителями, как фтор и кислород, не могут быть ионными. Если же допустить образование в соединениях ионов их исключительно высокое поляризующее действие все равно привело бы к образованию ковалентной связи. По этим же причинам ионы Н+ не могут существовать в свободном состоянии при обычных химических явлениях. Специфика строения атома водорода обусловливает особый, присущий только соединениям водорода (I) вид химической связи — водородную связь. [c.272]

На основе теории валентных связей (МЕС) и теории кристаллического поля (ТКП) невозможно достаточно полно описать свойства комплексных соединений. МВС, хотя и дает наглядное представление о химической связи между атомами, но ограничивается только качественными объяснениями. Не приводится интерпретация спектров комплексов и детальное объяснение магнитных свойств, не учитываются энергетические и другие факторы при образовании комплексов. Достоинство ТКП в возможности количественных расчетов и в сопоставлении теории с экспериментом, ио это сопоставление далеко не всегда на пользу ТКП. Для комплексов, в которых энергия делокализации играет значительную роль, например для систем, в которых существуют я-связи, электростатическая теория непригодна. ТКП не рассматривает электронную структуру лигандов и принимает их как неизменные частицы. Невозможность удовлетворительного описания свойств комплексов в МВС и ТКП в значительной степени связана с тем, что обе теории исходят из одностороннего и абстрактного предположения о природе связей в комплексах — чисто ковалентной (в МВС) или чисто ионной (в ТКП). Эти недостатки в известной мере преодолеваются в теории поля лигандов, которая использует метод молекулярных орбиталей (метод МО). [c.232]

Прочность химической связи определяет верхний предел колебательной энергии, которой может обладать молекула, сохраняя связь ненарушенной. Поскольку колебательная энергия при нагревании возрастает, термостойкость связана с величиной энергии диссоциации различных связей. Величины энергии диссоциации связи между атомами двух элементов можно определить непосредственно, измеряя энергию диссоциации на атомы или теплоту образования из элементов. Однако чаще эти величины вычисляют из известных значений энергии диссоциации, исходя из постулата об аддитивности энергий нормальных ковалентных. связей Так ,. как ковалентная связь А—В по характеру подобна связям А—А и В—В, то можно ожидать, что значение энергии связи А—В будет лежать в промежутке между величинами энергий связей А—А и В—В. Среднеарифметическое двух энергий связи О (А—А) и )(В—В) будет равно [c.21]

Образование химической связи. Ковалентная связь. Прежде чем перейти к рассмотрению отдельных видов связи, полезно сопоставить основные схемы их образования. [c.58]

ОБРАЗОВАНИЕ ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ. КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ 59 [c.59]

В последнее время представление о валентности очень усложнилось и сегодня нет единого подхода для количественной оценки способности атомов к образованию химической связи. Для характеристики способности атомов соединяться друг с другом чаще всего используются три понятия валентность (ковалентность), степень (состояние) окисления и координационное число атома. Между численными значениями степени окисления, координационного числа и валентности (число связей) в общем случае прямой связи нет. [c.79]

Рассмотрим возможные случаи гибридизации различных орбиталей, участвующих в образовании химической связи. При этом следует иметь в виду, что гибридизировать могут как атомные орбитали, в которых пребывают холостые электроны (осуществляющие ковалентные связи), так и орбитали вакантные или содержащие электронную пару (образующие донорно-акцепторные связи). Волновая функция гибридной орбитали обозначается греческой буквой X (каппа). [c.57]

В зависимости от способа образования устойчивых (завершенных) электронных структур атомов различают два основных вида химической связи — ковалентную связь и ионную (электровалентную) связь. [c.93]

В результате экспериментальных и теоретических исследований - строения электронных оболочек атомов был вскрыт механизм образования химической связи, как связи, осуществляющейся внешними валентными электронами атомов. Анализ процесса образования химической связи в простейших двухатомных молекулах, проведенный на основе приближенных квантово-механических расчетов, позволил установить, что ковалентная химическая связь между двумя атомами осуществляется в простейших случаях парой электронов с противоположно направленными собственными моментами количества движения (спинами) таким образом, что суммарный спиновый момент пары электронов, осуществляющих химическую связь, оказывается равным нулю. [c.52]

Совокупность атомов, удерживаемых вместе химическими связями, называется молекулой. Обычно (хотя далеко не всегда) образование связей в молекуле можно объяснить существованием электронных пар, каждая из которых связывает между собой два атома. Такая связь, образуемая электронной парой, называется ковалентной связью. Сумма атомных масс всех атомов в молекуле дает ее молекулярную массу. Хотя атомы, относящиеся к различным молекулам, непосредственно не связываются друг с другом, все молекулы обладают некоторой липкостью и притягиваются к другим молекулам. Эти вандерваальсовы силы притяжения заставляют молекулы газа слипаться друг с другом, образуя жидкость, если температура становится достаточно низкой под действием тех же сил молекулы жидкости выстраиваются в правильную кристаллическую решетку, когда температура вещества понижается еще больше. Температуры, при которых происходят два указанных перехода, называются соответственно температурой кипения (7 п) и температурой плавления (7 ,). [c.52]

Как видно из схемы, при адсорбции атома (или радикала) на свободной валентности образуется прочная связь (случаи 3, 4 и 7, 8). При этом свободная валентность расходуется на образование химической связи, которая в предельных случаях может быть ионной или ковалентной. Такой адсорбированный атом или радикал не реакционноспособный. У адсорбированного атома или радикала в состоянии слабой связи остается свободная валентность (случай [c.455]

Все типы полимеров формируются в виде пространственных, слоистых или линейных (цепных) структур, образованных направленными химическими связями (ковалентными или ионно-ковалентными). Процессы получения и различные свойства полимеров описаны в различных руководствах (см. список литературы в конце книги). [c.11]

Гипотеза полимерного строения стекол высказана В. В. Тарасовым и развивается Г. М. Бартеневым. Согласно этим взглядам, стеклообразователи относятся к неорганическим полимерам, для которых характерно образование пространственных слоистых (сеточный полимер) или цепных (линейный полимер) структур, образованных направленными химическими связями (ковалентными, координационными). Больщинство неорганических соединений, например [c.199]

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]

Рассмотрим с этих позиций ковалентность атомов элементов второго и частично третьего периодов периодической системы. В связи с тем, что в образовании химической связи принимают участие главным образом валентные электроны, то нагляднее рассматривать электронные конфигурации только внешних электронных оболочек атомов. [c.120]

Углерод. Атом углерода в основном состоянии может проявлять ковалентность, равную двум (г с(Т) = 2), при образовании химических связей с другими атомами, имеющими неспаренные электроны. [c.121]

Периодическая система элементов позволяет ориентировочно определить природу химической связи в соединениях, образованных двумя элементами, для чего необходимо знать закономерности изменения свойств в периодах и группах с ростом порядкового номера. Если в качестве примера остановиться на взаимодействии цезия и фосфора с хлором, то можно сразу сказать, что оно приведет к образованию соединений s l и P I3. В первом из них связь ионная, так как цезий находится в начале шестого периода, а хлор — в конце третьего периода и их свойства поэтому резко противоположны. При взаимодействии этих элементов общая электронная пара переходит в полное владение хлора, возникают два иона противоположного знака, которые электростатически притягиваются друг к Другу. Фосфор же с хлором находятся в одном периоде, но хлор расположен правее фосфора и поэтому у него сильнее выражено стремление присоединять электроны. В соединении P I3 общие электронные нары смещены к атомам хлора, химическая связь ковалентная полярная. К таким же выводам можно прийти, учитывая значения относительных электроотрицательностей реагирующих атомов (см, табл. 7). В конечном итоге современная теория химической связи (см. гл. П1) связана периодическим законом. [c.56]

Из доквантовых представлений следует остановиться на теории образования, химической связи Льюиса, В 1916 г. он развил представления, в которых химическая связь рассматривалась как результат образования общей электронной пары между двумя атомами. В общую электронную пару каладый атом вносит по одному электрону. Этот тип связи получил название ковалентной. Ниже показаны схемы образования химических связей в молекулах Нг, Рг, КНз и СН4. Электроны, принадлежащие различным атомам, обозначены различными символами [c.91]

В хемосорбированных молекулах, образующих химическую связь с атомом поверхности, обычно до.чжно происходить некоторое изменение электронного состояния и поэтому существует вероятность больших сдвигов частот. При адсорбции на поверхности келеза СО, которая имеет в ИК-спектре газовой фазы вращательно-колебательный дублет при 2110 и 2165 см , главной особенностью спектра является широкая полоса около 1970 см . Этот сильный сдвиг частоты приписан уменьшению порядка связи углерод — кислород, вызванному электронной перегруппировкой в результате образования ковалентной связи атома углерода с атомов поверхпости. Эйшенс и Плискин [8] нашли, что хемосорбция Ог после СО вызывает сдвиг частоты валентного колебания С — О к более высоким значениям. На основе молеку.чярноорби-тальной модели связи металл — углерод — кислород Б.тайхолдер [c.329]

Раньше существовало мнение, что образование химической связи оказывает влияние только на внешние электронные уровни, поскольку в связанном состоянии изменяются лишь положение и форма края поглощения или испускания, связанного с этим уровнем. Однако в действительности любые изменения во внешнеэлектронной конфигурации сопровождаются изменениями более глубоких атомных уровней, поскольку энергия ионизации электрона существенно зависит от экранирующего влияния всех остальных электронов, какими бы ни были их волновые функции. В частности, это было установлено Кошуа [21] в связи с расчетами энергии ионизации ионов с различной электронной конфигурацией, выполненными по методу самосогласованного поля Хартри — Фока [22, 23]. Энергия ионизации должна изменяться приблизительно на одну и ту же величину для каждого внутреннего уровня. Поэтому соответствующие смещения атомных спектральных линий очень малы и их трудно обнаружить. Спектрографическая аппаратура высокого разрешения позволила зафиксировать небольшие смещения наиболее интенсивных линий при изменении степени окисления, однако этот эффект заметен только в случае самых легких элементов. Вообще энергия внутренних уровней зависит от пространственного распределения электронного облака, которое окружает излучающий атом. Поэтому положение атомных линий связано и с гибридизацией валентных орбиталей, и с ковалентным характером связей, и с типом координации. Приведем несколько примеров. [c.125]

Представления о механизме образования химической связи, развитые Гейтлером и Лондоном на примере молекулы водорода, были распространены и на более сложные молекулы. Ра нработаи-ная на этой основе теория химической связи получила название метода валентных связей (метод ВС). Метод ВС дал теоретическое объяснение важнейших свойств ковалентной связи, позволил понять строение большого числа молекул Хотя, как мы увидим ниже, этот метод не оказался универсальным и в ряде случаев не в состоянии правильно описать структуру и свойства молекул (см. 45), — все же он сыграл большую роль в разработке квантово-механической теории химическон связи и не потерял своего значения до настоящего времени. [c.121]

Как объяснить образование химической связи в алкенах, учитывая, что каждый углеродный атом для стабилизации своего внешнего электронного уровня должен использовать восемь электронов При простой (одинарной) ковалентной связи, <ак в алканах, два электрона совместно используются двумя соседними, атомами (С С или С-С). При образовании двойной ковалентной связи в сонместное пользование поступают четыре электрона (С С или С=С). [c.213]

Наряду с этим методом в настоящее время все шире используется метод молекулярных орбит(ы -тод МО), являющийся наиболее общим методом, охватывающим как ковалентные, так и ионные и до-норно-акцепториые (см. ниже) связи, В этом методе образование химической связи рассматривается как результат движения в совокупности всех электронов в поле действия всех атомных ядер и всех электронов, содержащихся в данной молекуле. Точнее говоря, метод МО рассматривает движение каждого электрона в поле действия всех ядер и всех электронов. Вследствие большой сложности такой задачи практически рассмотрение ограничивается обычно только валентными электронами и при этом вводятся те или другие упрощающие допущения. [c.67]

Атом кислорода имеет 6 электронов на внешнем уровне. Из них 2 неспаренных. Поскольку кислород второй по ЭО после фтора, при образовании химических связей со всеми элементами, кроме Р, он будет оггягивать электронную плотность на себя. До завершения внешнего уровня не хватает 2 элекгронов. Значит, максимально кислород может принять 2 электрона. Возможные степени окисления атома О -1 (принят 1 электрон), 2 (принято 2 электрона) и О (в простом веществе). Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму в случае донора - кислорода - случай исключительный. Из-за отсутствия свободных орбиталей на внешне.м уровне спаренные электроны не могут быть разъединены. Следовательно, они не могут участвовать в образовании обменной ковалентной связи. Только два неспаренных р-электрона могут образовать [c.74]

Лекция 4. Химическая связб. Метод валентных связей. Ковалентная связь, механизм ее образования. Характеристика ковалентной связи длина связи между атомами, энергия связи. Свойства ковалентной связи направленность и насьвденность. Валентные углы. [c.179]

На расстояниях, меньших, чем сумма ван-дер-ваальсовых радиусов взаимодействующих молекул, между последними возможно образование слабых химических связей. Различие между сильными и слабыми химическими связями в основном количественные, а именно энергия образования слабых связей на 1—2 порядка ниже энергии образования ковалентной связи. Одной из основных форм слабых взаимодействий являются водородные связи, обозначаемые X—Н... , где X — атом, имеющий сильную химическую связь с водородом, а V — практически любой атом. Различают внутреннюю водородную связь, действующую между атомами одной молекулы (их наличием объясняются конформационные переходы в молекулах н-алканов от шахматной к затененной конформации [27]), и межмолеку-лярную водородную связь. Связь X—Н главным образом ковалентная, но вследствие связывания Н...У указанная связь ослабляется, в результате чего несколько увеличивается расстояние X—Н. Характерным признаком водородной связи служит уменьшение расстояния Н...У по сравнению с суммой нан-дер-ваальсовых радиусов. Водородная связь строго направлена и ненасыщаема. По энергии образования ( обр) и расстоянию между атомами водородные связи делятся на три вида [17] [c.18]

Свободные радикалы могут оказаться устойчивыми также в результате того, что атом, обладающий неспаренным электроном, сильно экранирован какими-либо заместителями, входящими в состав свободного радикала. В результате этого такие свободные радикалы не могут сблизиться на расстояние, достаточное для образования между ними ковалентной связи, и их рекомбинация оказывается неосуществимой. Примером такого свободного радикала, существующего в виде стабильного химического вещества, является дж )енилпикрилгидразил [c.17]

Ковалентная (неэлектровалентная, или гомеополярная) связь. При образовании связи между атомами, электроотрицательности которых равны или отличаются незначительно, передачи электронов от одного атома кдр у т ому не происходи т. В этом случае связь образуется за счет обобществления электронов (двух, четырех или шести), принадлежащих обоим атомам до образования химической связи (Коссель, Льюис, 1916). Каждая из этих электронных пар образует только одну ковалентную связь [c.19]