Ионные, ковалентные и ван-дер-ваальсовы радиусы

Сэндвичевая структура является самой устойчивой не только для ковалентных комплексов, использующих -орбитали, но н для ионных кристаллов — для катиона и двух отрицательно заряженных циклов. Интересно и необычно строение комплекса бериллия. Предложены два возможных строения [Ве(ср)г]. Первое основано на интерпретации данных по дифракции электронов в газовой фазе [65] (рис. 13.20, а). Атом бериллия приближен к одному циклу, расстояние между двумя циклами (337 пм) определяется отталкиванием между ними, что вытекает из ван-дер-ваальсова радиуса углерода (167—170 пм). Малый по размерам ион Ве + поляризует л-облако одного цикла, и образуются энергетически выгодные короткая ковалентная связь и длинная ионная связь. Второе возможное строение, по рентгеноструктурным данным, для твердого бериллоцена — смешанный сэндвич, содержащий а-связь металла с одним циклом и л-связь с другим [66] (рис. 13.20,6). [c.437]

АТОМНЫЕ РАДИУСЫ, эффективные характеристики атомов, позволяющие приближенно оценивать межатомное (межъядерное) расстояние в молекулах и кристаллах. Согласно представлениям квантовой механики, атомы не имеют четких границ, однако вероятность найти электрон, связанный с данным ядром, на определенном расстоянии от этого ядра быстро убывает с увеличением расстояния. Поэтому атому приписывают нек-рый радиус, полагая, что в сфере этого радиуса заключена подавляющая часть электронной плотности (90-98%). А. р.-величины очень малые, порядка 0,1 нм, однако даже небольшие различия в их размерах могут сказываться на структуре построенных из них кристаллов, равновесной конфигурации молекул и т. п. Опытные данные показывают, что во мн. случаях кратчайшее расстояние между двумя атомами действительно примерно равно сумме соответствующих А. р. (т. наз. принцип аддитивности А. р.). В зависимости от типа связи между атомами различают металлич., ионные, ковалентные и ван-дер-ваальсовы А. р. [c.218]

Структуры простых веществ неметаллических элементов и их соединений обычно являются гетеродесмическими. Характеризовать межатомные расстояния в таких структурах приходится по крайней мере двумя величинами — ковалентными и Ван-дер-Ваальсовыми радиусами . Термин радиус в геометрическом смысле не может быть оправдан для ковалентной связи и употребляется лишь по аналогиж с металлическими или ионными радиусами. Под этим термином подразумевается та доля в межатомном расстоянии, которая приходится на тот или иной элемент, атомы которого связаны ковалентными связями с другими атомами. Сам Же атом в этом случае теряет форму шара. [c.354]

Ван-дер-ваальсовы радиусы следует рассматривать как радиусы несвязанных атомов. Их находят по межатомным расстояниям в твердом теле или жидкости, где атомы находятся в непосредственной близости друг от друга, но не связаны между собой ионной, ковалентной или металлической связью. Эти радиусы для атомов в ковалентных соединениях по существу идентичны радиусам однозарядных или двухзарядных анионов этих атомов. [c.108]

Межъядерные расстояния внутри и между молекулами в принципе можно определить суммированием радиусов соответствующих атомов, значения которых приведены в многочисленных справочниках. Трудность заключается в выборе значения радиуса, поскольку понятие о радиусе атома не однозначно, а его значение зависит от способа расчета. Существуют понятия о радиусах несвязанных и связанных атомов, а среди последних — о радиусах ионных, ковалентных, ван-дер-ваальсовых и др. Обсудим понятия о ван-дер-ваальсовых, ионных и ковалентных радиусах атомов и взаимосвязь между ними. [c.173]

Значения ван-дер-ваальсовых радиусов для некоторых элементов приведены в табл. 7.2. Ван-дер-ваальсовы радиусы, как это можно было предполагать, несколько больше ковалентных радиусов тех же элементов (см. табл. 6.8). Для галогенов ван-дер-вааль-совы радиусы практически не отличаются от ионных радиусов, од-нажо для других элементов они могут быть как больше, так и меньше ионного радиуса. [c.99]

На основе данных по ван-дер-ваальсовым, ионным и ковалентным радиусам атомов предскажите значения межъядерных расстояний в молекулах LiF, sl, Lil, Хер4, НгО, Sn l4 и в кристаллах LiF, sl, Lil, Сравните результаты с экспериментальными данными для этих молекул (155, 332, 239, 194, 96, 233 пм соответственно) и кристаллов (201, 395, 302 пм). [c.191]

Особый вид связи наблюдается при взаимодействии атома водорода с сильно электроотрицательными элементами (Р, О, Ы, реже С1 и 5), имеющими малые атомные радиусы. Так как в этой связи неизменно участвует водород, то она получила название водородной связи. Природа водородной связи в настоящее время до конца не выяснена. Она не является ни ковалентной, ни ионной. Некото рые исследователи считают, что ее природа ближе к природе межмоле-кулярных сил притяжения. Однако в действительности водородная связь не может быть сведена к ван-дер-ваальсовым силам, так как очевиден и ее электростатический характер. Она образуется вследствие притяжения между ковалентно связанным атомом водорода (протон) и свободными электронами электроотрицательного атома другой молекулы, как это видно на примере молекул воды [c.37]

Эта величина немного меньше ионного радиуса 1,81А. Уменьшение обусловлено, возможно, тем фактом, что у атома серы, образующего три ковалентные связи, остается только одна неподеленная пара, определяющая расстояние ван-дер-ваальсова контакта., [c.189]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология