Энергия диссоциации ковалентной связи

ЭНЕРГИЯ ДИССОЦИАЦИИ КОВАЛЕНТНОЙ СВЯЗИ [c.111]

Средняя энергия диссоциации ковалентной связи С — Hg в мол пе [c.126]

Гетеролитические реакции возможны только в жидкой фазе, и им благоприятствуют ионизирующие растворители (т.е. растворители с большими диэлектрическими постоянными и сольватирующей способностью), так как в этих условиях благодаря участию растворителя энергия диссоциации ковалентной связи на ионы настолько понижается, что она может стать меньше энергии диссоциации той же связи на свободные радикалы. Аналогично в реакциях, в которых участвуют ионы и которые протекают предпочтительно по механизму переходного состояния, последний обусловливает значительное снижение энергии активации. Эти факты имеют решающее значение для механизма реакции, как будет указано ниже (см. также Механизм реакций галоидных соединений , стр. 417). [c.185]

Эта закономерность, по-видимому, является следствием того, что в ионную связь существенный вклад вносит кулоновское взаимодействие между положительно и отрицательно заряженными частями молекулы, которое при ее растяжении ослабляется медленнее, чем обменное взаимодействие энергия первого пропорциональна второго — ехр(—аг)]. Таким образом, анализ формы потенциальных кривых позволяет не только оценить энергии диссоциации химических связей, но и сделать определенные заключения об их природе. Ионные молекулы, в соответствии с указанным выше, должны обладать (по сравнению с ковалентными) более высокой реакционной способностью. [c.20]

Потенциалы ионизации атомов водорода и дейтерия одинаковы, поэтому такая же разность энергий обнаруживается для процессов диссоциации КН и КВ на К" + Н+ и К" + В+ соответственно. Разности энергии для растяжения или частичной диссоциации ковалентных связей или для растяжения и частичной ионизации полярных связей также будут одинаковыми, но несколько меньшими по величине. Как видно из рис. 11.4, связи К — В и К"—В" прочнев связей К—Н и К —Н+. [c.334]

Прочность химической связи определяет верхний предел колебательной энергии, которой может обладать молекула без того, чтобы происходил разрыв связей. Вследствие того, что энергия колебаний увеличивается при нагревании, термостойкость связана с энергией диссоциации различных связей. Энергию диссоциации связи между двумя атомами можно определить непосредственно по энергии диссоциации соединения на атомы или по энергии его образования из элементов. Однако наиболее часто величину этой энергии находят на основании известных данных по энергиям диссоциации, основываясь на постулате аддитивности . Поскольку ковалентная связь А—В по своей природе не отличается от связей А—А и В—В, следует ожидать, что величина энергии связи А—В будет иметь промежуточное значение между величинами для А—А и В—В. Средне- [c.16]

Даже при наиболее благоприятных условиях водородные связи всегда гораздо слабее, чем рассмотренные выше ионные и ковалентные связи. Действительно, энергии диссоциации водородных связей составляют обычно около 5 и никогда не больше 10 ккал моль, тогда как для других типов связей характерны энергии диссоциации в 25—100 ккал моль. [c.74]

В тех случаях, когда теплота образования вещества АВ неизвестна, для нахождения теплоты диссоциации молекул АВ иногда применяют следующий прием. Л. Полингом и Д. Постом 127] как обобщение некоторых экспериментальных данных был высказан постулат об аддитивности энергий простых ковалентных связей, согласно которому энергия нормальной ковалентной связи между неодинаковыми атомами А и В равна среднему арифметическому из двух значений энергии В (кг) и >(82) . [c.22]

Позднее, однако, было выяснено, что этот постулат должен быть заменен аналогичным ему постулатом о среднем геометрическом. Согласно последнему, энергия нормальной ковалентной связи между атомами А и В равна При этом разность между истинной энергией диссоциации и величиной, полученной как среднее геометрическое, должна быть тем меньше, чем меньше различаются между собою атомы А и В по их электроотрицательности, т. е. чем более ковалентной является связь в молекуле АВ. [c.22]

Молекула окиси углерода характеризуется большой энергией диссоциации — 1074 кДж/моль. Это означает, что порядок связи между углеродом и кислородом более двух и свидетельствует о наличии между этими атомами третьей связи —ковалентной, образуемой по донорно-акцепторному механизму при этом атом углерода выполняет функцию акцептора, а кислород-донора. Таким образом, формулу СО можно представить так С О, где стрелкой обозначена связь, образованная по донорно-акцепторному механизму. [c.197]

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]

Термические и фотохимические разложения — эндотермические реакции, так как в них происходит разрыв ковалентной связи. Для многих термических разложений была установлена мономолекулярная кинетика. Такого рода разложения обладают большой энергией активации, которая должна равняться по крайней мере энергии диссоциации разрывающейся связи. [c.186]

Молекула водорода представляет собой пример простейшей молекулы, состоящей из двух атомов, связанных ковалентной связью. Вследствие большой прочности и высокой энергии диссоциации распад молекул водорода на атомы происходит в заметной степени лишь при температуре 2500 (степень термической диссоциации 0,0013). А при температуре 5000 " С молекулярный водород почти сполна диссоциирован на атомы (степень диссоциации равна 0,95). Интересно, что для молекулы дейтерия О. энергия диссоциации несколько больше и равна 439,56 кДж/моль при практически равных межатомных расстояниях в Из и Ог (0,07414 и 0,07417 нм соответственно). Быть может, это редкий случай, когда гравитационные силы (из-за большей массы дейтерия) оказывают влияние на прочность химической связи. [c.99]

Желательно более детально выяснить причины термодинамической нестойкости (малой энергии диссоциации) а-связи типа алкильный углерод — переходный металл, которая, по-видимому, значительно уступает по своей прочности о-связи углерод — металл для непереходных металлов. Причины нестойкости следующие а) очень малая величина ковалентной энергии связи углерод — металл б) относительно малое различие в величине электроотрицательности между переходным металлом и углеродным атомом, обусловленное малым вкладом ионно-резонансной энергией в общую энергию связи. [c.14]

Химическая связь, осуществляемая в молекулах гало-геиоводородов, — полярная ковалентная, причем полярность связей в ряду НР—НС1—НВг—Н1 падает от НР к Н1. Так же закономерно падает в этом ряду прочность связей, что проявляется в уменьшении энергии диссоциации этих молекул на атомы. Все галогеноводороды в отличие от галогенов очень хорошо растворимы в воде именно вследствие того, что являются сильно полярными. Так, при комнатной температуре (25°) в одном объеме В0Д1Л можно растворить около 400 объемов НС1, около 530 объемов НВг и около 400 объемов Н1. Фтористый водород смешивается с водой во всех отношениях с выделением значительного количества тепла. [c.273]

Одной из ранних попыток количественного расчета энергии диссоциации отдельных связей в молекуле была работа, начатая Малликеном [3]. Хотя введенная им так называемая магическая формула содержит пять членов, двумя наиболее важными величинами для расчета энергии диссоциации Dq связи между атомами i и j (не приведенной к нулевой колебательной энергии) являются энергия ковалентной связи и ионно-резонансная энергия IRE. Расчет производят по уравнению [c.14]

Использование различных каталитических систем позволяет получать радикалы при более низких температурах, чем при простом термическом гомолизе. Причина этого явления заключается в снижении энергии активации образования радикалов в процессах, где лимитирующей стадией является одноэлектронный перенос, а не термическая диссоциация ковалентной связи. Действительно, энергии активации образования радикалов в окислительно-восста-новительных реакциях, катализируемых ионами железа, составляют около 42—50 кДж/моль (табл. 1.6), что в 2—3 раза ниже значений энергии активации термолиза пероксидов и азосоединений. [c.32]

Германий и кремний образуют ковалентные кристаллы, в которых каждый атом связан с четырьмя другими. При плавлении происходит диссоциация ковалентных связей, координационное число атомов увеличивается до восьми и возникает металлическая связь. Энергия связей 8i—81 больше, чем Ge—Ge, и поэтому кремний плавится при более высокой температуре. [c.175]

Процессы исчезновения радикалов, а) Рекомбинация радикалов или димеризация. Процесс, обратный диссоциации ковалентной связи на два радикала, представляет собой соединение двух радикалов с образованием связи. Наличие у этих реакций высокой движущей силы, которой служит энергия образования связи (превышающая 100 ккал моль), обусловливает высокую скорость их протекания и является характерным свойством почти для всех рассматриваемых здесь радикалов. В газовой фазе радикалы метила соединяются почти при каждом столкновении [12] по реакции [c.32]

В традиционном представлении ординарная ковалентная связь, обозначаемая валентным штрихом, образуется парой электронов. В методе МО такая связь сопоставляется с избыточной парой связывающих электронов, как в молекуле Lij. С этой точки зрения связь в Lia ординарная, как и в На- Энергия диссоциации Do(Lia) = [c.78]

Таким образом, атом азота содержит три неспаренных электрона, которые могут участвовать в образовании трех ковалентных связей. Эта возможность реализуется, в частности, в молекуле азота, где атомы образуют друг с другом три связи Ы Ы-., одна из которых а-связь, две другие — я-связи. Высокой прочностью тройной связи объясняется сравнительная химическая инертность свободного азота энергия диссоциации свободного азота на атомы составляет 940 кДж/моль. [c.168]

Она равна по абсолютной величине и противоположна по знаку энергии связи А — В. Это энергия, необходимая для разрыва ковалентной связи. Она положительна. Иногда эту энергию диссоциации можно измерить экспериментально, например [c.180]

Энергия диссоциации равна по значению и противоположна по знаку энергии связи А—В. Это энергия, необходимая для разрыва ковалентной связи она положительна. Иногда эту энергию диссоциаций можно измерить экспериментально, например Н—Н- Н + Н , ДЯ = 435,97 кДж С1—С1- СГ+СГ, ДЯ = 242,67 кДж [c.76]

Молекула водорода представляет собой пример простейшей молекулы, состоящей из двух атомов, связанных ковалентной связью. Вследствие болыпой прочности и высокой энергии диссоциации распад молекул водорода на атомы происходит в заметной степени лишь при 2500°С (степень термической диссоциации 0,0013). А при 5000°С молекулярный водород почти полностью диссоциирован на атомы (степень диссоциации равна 0,95). Интересно, что для молекулы дейтерия Вг энергия диссоциации несколько больше и равна 439,56 кДж/моль при практически равных межатомных расстояниях в Нг и Вг (0,07414 и 0,07417 нм соответственно). [c.294]

Аномально низкая энергия диссоциации связи Р—Р обычно объясняется отталкиванием неподеленных электронов валентных оболочек двух атомов. Экстраполяция зависимости энергии диссоциации молекулы галогена Х2 от 1// (где Н — длина связи X—X) дает значение для фтора на - 22б кДж/моль более высокое, чем приведенное в табл. 9.1. Было высказано мнение [2], что аналогичные количественные аномалии возникают и при участии только одного атома фтора. Например, зависимость сродства к электрону от потенциала ионизации для иода, брома и хлора является линейной, а при экстраполяции на фтор дает величину на 1,14 эВ (108,8 кДж/моль) большую, чем наблюдаемая. Сходные отклонения наблюдаются для энергии диссоциации ковалентных молекул типа НХ или СН3Х или молекул галогенидов щелочных металлов (в газообразном состоянии), связь в которых является ионной. Эти факты под- [c.58]

Свойства льда, определяемые водородными связями выводы. В заключение этой главы полезно рассмотреть свойства льда по отношению к двум характеристикам водородных связей 1) энергии диссоциации этих связей, которая по порядку величины имеет промежуточное значение между энергиями типичных ковалентных связей и дисперсионными притяжепи5гми молекул, и 2) тенденции этих связей быть линейными. [c.152]

По сравнению с ковалентной связью ван-дер-ваальсово взаимодействие очень слабое. Так, если энергия, необходимая для диссоциации молекулы lj на атомы, составляет 243 кДж/ оль, то энергия сублимации (возгонки) кристаллов С1< составляет 25 кДж/моль. [c.91]

Определив частоту, соответствующую месту слияния полос, можно вычислить энергию диссоциации. Для молекул с ковалентной связью месту слияния кантов и появлению сплошной области поглощения соот-ветстЕует энергия большая, чем знергии диссоциации. [c.61]

В настоящее время экспериментально установлено, что истинные водородные мостики или хелатпые связи образуются только тогда, когда акцептор водорода (в данном случае атом О карбонильной группы) является очень слабо основным, а донор водорода (в данном случае гидроксильная группа) лишь слабо диссоциирован. Прн этом проводимость увеличивается лишь очень незначительно. Если же основ-т ость акцептора или способность донора к диссоциации слишком велики, то происходит полный переход протона и образуется истинный ион (с локализацией зарядов), примером чего является антраниловая кислота. Водородная связь, как правило, обладает довольно большог прочностью. Ее энергия иногда достигает 10 ккал и, таким образом, превышает энергию большинства других межмолекулярных связей, но значительно уступает истинным ковалентным связям (энергия обычной связи С—С составляет около 83 ккал). [c.642]

Энергия межмолекулярного донорно-ацепторного взаимодействия колеблется в широком интервале значений от 6ч-12 кдж моль (1,5—3 ккал моль), что близко к энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия, до 200 кдж моль (50 ккал моль) — величины, сопоставимой с энергией обычных межатомных ковалентных связей. Так, энергия диссоциации комплекса Га-СНзОН на молекулы составляет8 К(Зэ /л<олб (1,9 клал моль), а энергия диссоциации на молекулы комплекса А1С1з-ЫНз равна 233 кдж моль (41 ккал моль). [c.107]

Полярные ковалентные связи в молекулах IFs и ВгРз очень прочные, а свободные электронные пары расположены достаточно симметрично. С термодинамической точки зрения диспропорционирование, несмотря на отрицательные значения АС°обр для IF и ВгР, объясняется тем, что значения AG°o6p для IP5 и ВгРз еще более отрицательны. Аналогичные соотношения выполняются и для энергий диссоциации (рис. В.27). Молекула ВгР устойчивее, чем молекула IF, поскольку в первой возможно участие ря— ге-связывания. Сравнение устойчивости различных межгалогенных соединений типа АВ, АВз, ABs и IF7 между собой, а также с неполярными молекулярными веществами типа А—А и В—В можно провести, используя рис. В.27. [c.501]

С нач. 20 в. осн. внимание в Н. х. уделяется составу и строению хим. соединений. А. Ле Шателье, Н. С. Курнаков, Г. Тамман, У. Робертс-Остен изучают сплавы металлов и металлиды. Н. С. Курнаков создает основы термич. анализа, А. Вернер, И. Тиле, Л. А. Чугаев и др. разрабатывают основы координац. химии. В- Коссель, Г. Льюис и др. создают электронную теорию валентности. Вводятся понятия об ионных и ковалентных связях, электроотрицательности, измеряются д и1пы связей и валентные углы для мн. простых молекул, нх энергии диссоциации, определяется и уточняется кристлл п1ч. структура в-в. Синтезируются новые классы соединений, напр, фториды благородных газов (Н. Бартлетт, 1962), кластеры, соединения внедрения графита. [c.373]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология