Ван-дер-ваальсовы ковалентные

В первом приближении все химические элементы можно разделить на металлы и неметаллы. Некоторая условность такого деления связана с 5нoгooбpaзиeм типов химической связи (Ван-дер-Ваальсова, ковалентная, металлическая), которые могут в разной степени одновременно проявляться в химически чистом элементе. [c.9]

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]

Энфгия межмолекулярного донорно-акцепторного взаимодействия колеблется в широком интервале значений от 6 12 кДж/моль, что близко к энергии ван-дер-ваальсова взаимодействия, до 200 -ь -г-25( кДж/моль — величины, сопоставимой с энергией обычных межатомных ковалентных связей. [c.91]

Водородная связь по прочности превосходит ван-дер-ваальсово взаимодействие, и ее энергия составляет 8—40 кДж/моль. Однако она на порядок слабее ковалентной связи. Водородная связь характерна для соединений наиболее электроотрицательных элементов фтора (25—40 кДж/моль), кислорода (13—29 кДж/моль), азота (8—21 кДж/моль) — ив меньшей степени хлора и серы. [c.92]

В принципе нет оснований для того, 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 заключаться 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 можно показать, что энергия отталкивания составляет 1/(2 часть кулонов-ской энергии. Такое же значение имеет энергия взаимной поляризации и ван-дер-ваальсовых сил притяжения. [c.460]

Межмолекулярные взаимодействия. Для растворов ПАВ в малополярной среде, какой является смазочное масло, характерны все виды энергетических межмолекулярных взаимодействий химическое (ковалентная, координационная, ионная связи), ван-дер-ваальсово (ориентационные, индукционные и дисперсионные силы), внутримолекулярное и межмолекулярное (водородная связь), электронодонорно-акцепторное (ЭДА-ком-плексы с переносом заряда, ионное межмолекулярное взаимодействие и взаимодействие стабильных свободных радикалов). Энергия некоторых из перечисленных взаимодействий относительно высока (до 210 кДж/моль), значительно выше обычных ван-дер-ваальсовых сил (л 4 кДж/моль), а в некоторых случаях она приближается к энергии химических связей (350— 600 кДж/моль). [c.203]

Рис. 14-13. Сопоставление потенциальных кривых для вандерваальсова притяжения между двумя атомами Не (черная кривая) и для ковалентной связи между двумя атомами И (цветная кривая). Следует обратить внимание, что энергетическая шкала дана в джоулях на моль вместо килоджоулей на моль. Ковалентная связь более чем в 5000 раз устойчивее вандер-ваальсовой связи.

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]

К твердым атомных веществам относится огромное количество органических и неорганических полимеров, такие простые твердые вещества, как алмаз, кремний и другие неметаллы и металлы, а также твердые ионные соединения. Объединяющим показателем для них является то, гго эти вещества построены посредством межатомных связей. В отличие от молекулярных твердых соединений, которые всегда имеют кристаллическую структуру, атомные твердые вещества могут обладать как кристаллической, так и аморфной структурой. Металлы и ионные соединения характеризуются кристагшической структурой и в обычных условиях не образуют аморфных тел. Для полимерных материалов характерно пребывание в аморфном состоянии. Главным структурообразующим фактором для полимеров служат ковалентные связи, образующие одно-, двух- или трехмерные остовы -макромолекулярные части структуры полимерного материала. При помощи дополнительного структурообразующего фактора - ван-дер-ваальсовых и [c.108]

В ассоциированных комплексах, созданных на основе неспаренных электронов, образуются прочные связи[76]. Энергия взаимодействия близка к энергии ковалентных связей[77] и оценивается в пределах 400...4000 кДж/моль [65]. Достаточно велика также и энергия взаимодействия между парамагнитными и диамагнитными молекулами, которая на 2...3 порядка больше Ван-дер ваальсовых [c.27]

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]

Растворы сходны как с механическими смесями частиц, так и с индивидуальными химическими соединениями. От первых они отличаются тем, что любой макроскопический объем раствора обладает таким же химическим составом и физическими свойствами, как и вся его масса. От химических соединений растворы отличаются тем, что их состав может изменяться в зависимости от количеств взятых компонентов и они не подчиняются закону кратных отношений. Так, состав водного раствора хлорида натрия может произвольно меняться в пределах, допустимых его растворимостью. В 100 г воды при 293 К можно растворить любое количество Na I в пределах от О до 36,8 г, что соответствует предельной растворимости соли при данной температуре. Растворы отличаются от химических соединений также и природой связи. Если для химических соединений характерны в основном ионная и ковалентная связи, то для растворов характерны более слабые ван-дер-ваальсовы, а в некоторых случаях и водородные связи. [c.79]

Соединения, применяемые в качестве твердых смазок, относятся к классу сильно анизотропных соединений со слоистой кристаллической решеткой. Кристаллические решетки у них имеет различную прочность межатомных связей в различных направлениях. Различие прочности обусловлено как разницей в межатомных расстояниях, так и разной природой сил взаимодействия между атомами в слоях и между слоями. Например, в кристаллической решетке дисульфида молибдена между атомами серы в параллельных слоях действуют ван-дер-ваальсовы силы, а между атомами серы и молибдена — гораздо более прочные ковалентные силы. Поэтому под действием внешних сил происходит скольжение плоскостей, что в значительной степени и обеспечивает эффективное смазывание. [c.670]

При дальнейшем повышении давления несколько выше 10 ГПа, отмечен еще один переход в модификацию, имеющую простую кубическую структуру с параметром а 0,237 нм и расчетной плотностью 3,83 г/см Исследование черного фосфора нейтронографически показало, что в нем имеются два типа связи ковалентные и ван-дер-ваальсовы. Сжимаемость по. этим связям различна на порядок. Постепенное увеличенне электрической проводимости фосфора при возрастании давления свидетельствует о том, что часть электронов в кристалле становится свободной, как в металлах. [c.154]

В настоящее время принято различать химические связи пяти видов ионную, ковалентную, металлическую, водородную и ван-дер-ваальсовы взаимодействия. Такая классификация связана с введением определенных упрощений, идеализаций- и обусловлена отсутствием единой теории, способной одновременно описать все молекулы. Отнесение химической связи в конкретной молекуле к тому или иному виду не всегда является простой задачей. Иногда для этой цели приходится принимать во внимание целую совокупность химических и физических свойств. Сейчас пока отметим, что связи первых трех видов по своей прочности во много раз превосходят связи двух последних видов. [c.172]

Все возможные взаимодействия между атомами и молекулами не исчерпываются ионной, ковалентной и металлической формами химических связей. Так, например, из факта, что атомы благородных газов не объединяются в молекулы, еще не следует, что между этими атомами не существует никакого взаимодействия. Действительно, если благородные газы удается перевести в жидкое и твердое состояние, то это означает наличие между частицами сил притяжения. В то же время исключительно низкие температуры, необходимые для их конденсации, свидетельствуют о том, что эти силы чрезвычайно малы. Эти слабые силы представляют собой взаимодействия нескольких типов, но их объединяют под общим названием ван-дер-ваальсовы силы в честь голландского физика Дж. Д. Ван-дер-Ваальса, впервые постулировавшего существование сил притяжения, действующих между атомами и молекулами. Для их учета Ван-дер-Ваальс ввел в 1873 г. специальный член alv в уравнение состояния идеальных газов. [c.204]

На, N2, Оз, Р4, Sa, H l, Н2О, H3N, SO2, Sip4 и др. Каждая из отдельных молекул построена преимущественно с участием ковалентных связей, а между молекулами в кристалле действуют более слабые ван-дер-ваальсовы силы. Если молекулы неполярны и неспособны к образованию водородных связей, то в структуре заметно стремление к плотнейшей упаковке. В противном случае между этими факторами осуществляется компромисс. Примером структуры, обусловленной водородными связями, является лед (см. рис. И1.37). [c.237]

При классификации по типам связей следует учитывать, что число кристаллов, в которых все связи чисто ионные или чисто ковалентные, Не слишком велико гораздо чаще связи имеют либо промежуточный характер, либо одновременно относятся к различным типам. Таковы, например, слоистые или цепочечные структуры, в которых связи в одной плоскости и направлении осуществляются по ковалентному или ионному типу, а между плоскостями или цепями существуют слабые ван-дер-ваальсовы взаимодействия. Так, в графите слоистая структура с ковалентными связями, в иодиде кадмия слоистая структура с ионными связями. Хлорид палладия образует бесконечные цепи с помощью мостиковых атомов хлора и четырехкоординационных атомов палладия [c.238]

Атомные радиусы подразделяют на радиусы атомов металлов, ковалентные радиусы и межмолекулярные (ван-дер-ваальсовы) радиусы, к которым относятся и радиусы атомов благородных газов. [c.49]

Радиусы атомов благородных газов Не, Ке, Аг, Кг и Хе равны соответственно 122, 160, 191, 201 и 220 пм. Приведенные значения получены из межатомных расстояний в кристаллах данных веществ, которые существуют при низких температурах. Для атомов этих элементов также наблюдается рост г, с увеличением порядкового номера. Радиусы атомов благородных газов значительно больше радиусов атомов неметаллов соответствующих периодов, поскольку в кристаллах благородных газов межатомное взаимодействие очень слабое (силы Ван-дер-Ваальса), а для молекул других неметаллов характерна прочная ковалентная связь. Можно считать, что атомные радиусы благородных газов - это радиусы валентно не связанных атомов, т. е. ван-дер-ваальСовы радиусы (которые находят из межатомных расстояний в молекулярных кристаллах). [c.51]

На таком моделировании атомов основано построение атомных моделей, из которых можно собирать модели молекул. При этом, однако, нужно учесть, что ван-дер-ваальсовы радиусы соответствуют сближению атомов, не образующих химической связи. При образовании ковалентной связи атомы сближаются на значительно меньшее расстояние. Например, длина связи в молекуле НС1 равна 0,172 нм при сумме ван-дер-ваальсовых радиусов 0,30 нм. Оказывается, что с хорошей точностью каждому атому можно приписать ковалентный радиус, причем при образовании химической связи между атомами длина связи будет равна сумме их ковалентных радиусов. В табл. 17 приведены ковалентные и ван-дер-ваальсовы радиусы некоторых атомов. [c.115]

Таблица 17. Значения ковалентных и ван-дер-ваальсовых радиусов некоторых атомов

Чтобы понять природу водородной связи, следует вспомнить, что протон, имеющий свободную 15-орбиталь, может взаимодействовать по донорно-акцепторному механизму с неподеленной парой электронов с образованием ковалентной связи. Атом водорода, связанный с электроотрицательным атомом, в силу оттягивания электронного облака а-связи его партнером можно рассматривать как частично лишенный своего электрона, т. е. частично ионизированный. В результате этого и возникает некоторое не столь сильное, как в случае свободного протона, но все же вполне ощутимое взаимодействие связанного с электроотрицательным элементом протона с неподеленной парой электронов второго атома. Энергия водородной связи для разных соединений имеет порядок величины 0,1—0,35 эВ и, как правило, заметно превышает энергию ван-дер-ваальсовых взаимодействий. Важнейшим представителем молекул, способных к образованию водородных связей, являются молекулы воды. Фактически в воде не существует свободных молекул Н2О, а имеются ассоциаты, образованные несколькими молекулами, например [c.118]

Все расстояния 8е—С1 длиннее суммы ковалентных радиусов Зе и С1 (0,213 нм) (I короче суммы ван-дер-ваальсовых радиусов (0,365 нм). [c.16]

Водородная связь. Особый вид связи — водородная связь наблюдается при взаимодействии атома водорода с атомами сильно электроотрицательных элементов (Р, О, Ы, реже С1 и 5). Природа водородной связи до конца не выяснена. Она не является ни ковалентной, ни тцной. Некоторые исследователи считают, что ее природа ближе к. природе межмолекулярных 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.35]

Так, например, в решетке графита действуют два типа сил — ковалентные и ван-дер-ваальсовы. В плоских и параллельных слоях атомы расположены в виде гексагонального пакета, находятся на расстоянии 1,4 А и образуют сетку жестких атомных связей. В каждой из таких сеток насыщаются все четыре валентности углерода с образованием сопряженных двойных связей. Между слоями [c.48]

Структура неорганических веществ отличается большим многообразием в зависимости от природы и числа частиц, входящих в кристаллическую решетку. При этом частицы одного вида соединяются друг с другом посредством металлической связи (элементы левой части таблицы Д. И. Менделеева), ковалентной связи с образованием полимерного каркаса (элементы середины таблицы), связи частично ионной и частично ковалентной (некоторые элементы П1, IV и V групп таблицы Д. И. Менделеева), ковалентной связи с образованием отдельных молекул и ван-дер-ваальсовых сил между этими молекулами. При наличии в составе соединения частиц двух видов связь между ними может быть ионной или близкой к ней при значительной разности электроотрицательностей между элементами (фториды, хлориды, ряд оксидов) при малой разности электроотрицательностей — преимущественно ковалентной (SO2, СО т. д.), а также связью, сочетающей признаки и ионной, и ковалентной (большинство оксидов, карбиды, нитриды, бо-риды, силициды). При наличии же в составе соединения трех и более элементов картина может быть еще более сложной. Отдельные элементы за счет преимущественно ковалентной связи между ними могут образовать самостоятельные структурные группировки — радикалы типа SO42-, Si04 -, А104 и т. д., остальные же элементы вследствие передачи своих электронов этим радикалам могут связываться с ними посредством преимущественно ионной связи (Na+, Са2+, АР+ и т. д.). Более того, могут возникать группировки в виде цепей, лент, слоев и даже каркасов, имеющих заряды, равномерно локализованные по фрагментам этих группировок, связанных друг с другом через катионы металлов. Б случае же незаряженных структурных единиц, например слоев у некоторых глинистых минералов, связь между слоями является ван-дер-ваальсо-вой, или водородной. [c.25]

Иное кристаллическое строение имеет аллотропическое видоизменение углерода — графит. Здесь также имеется атомная решетка, но построенная иначе, чем у алмаза атомы углерода в графите образуют слои, в каждом из которых они размещены по вершинам правильных шестиугольников (рис, У-7). Атомы С в указанных шестичленных ячейках расположены друг от друга на расстоянии 1,43 А. Расстояние же между слоями составляет 3,35 А, т. е. величину, значительно большую. Взаимодействие атомов С, принадлежащих к соседним слоям, уже значительно слабее, чем связь С — С в каждом данном слое. Отдельные слои связаны между собой уже не ковалентно, а образуют единий кристалл графита за счет более слабых дисперсионных ван-дер-ваальсовых сил, характерных для [c.118]

Графит — темно-серое, непрозрачное, со слабым металлическим блеском, мягкое, слабо проводящее электрический ток вещество. Он также тугоплавок, мало летуч и при обычной температуре химически инертен. Кристаллическая решетка графита, структура которой показана на рис. 45, существенно отличается от решетки алмаза. Кристаллы графита построены из параллельных друг другу плоскостей, в которых расположены атомы углерода по углам правильных шестиугольников. Расстояние между соседними атомами углерода (сторона каждого шестиугольника) 1,43 А, между соседними плоскостями 3,4 А. Каждая промежуточная плоскость несколько смещена по отношению к соседним плоскостям, как это видно на рисунке. Каждый атом углерода связан с тремя соседними в плоскостях атомами неполярными ковалентными связями. Четвертые валентные электроны каждого атома располагаются между плоскостями и ведут себя подобно электронам металла, чем и объясняется электропроводность графита в направлении плоскостей. Связь между атомами углерода, расположенными в соседних плоскостях, очень слабая (межмолекулярная, или ван-дер-ваальсова). В связи с этим кристаллы графита легко расслаиваются даже при малых нагрузках ка отдельные чешуйки. Этим [c.191]

Представим себе атомы в виде шаров, размер которых в определенном масштабе соответствует размеру атомов, точнее говоря, их ван-дер-ваальсовым радиусам, или так называемым радиусам действия. Эти радиусы ограничивают сферу, внутрь которой не может проникнуть другой атом, химически не связанный с данным. Если два атома вступают друг с другом в химическую связь, то они подходят друг к другу блиоке, чем это позволяют их ван-дер-вааль-совы радиусы в этом случае центры обоих связанных атомов будут находиться друг от друга на расстоянии, отвечающем сумме так называемых ковалентных радиусов обоих связанных атомов. Для того чтобы передать это на модели, придется срезать часть шара (как срезают дольку лимона или яблока), рассчитав срез так, чтобы расстояние от него до центра соответствовало ковалентному радиусу данного атома. [c.67]

Силы, определяющие взаимодействие между активными центрами ферментов и молекулами субстрата, которые подвергаются каталитическому процессу, могут быть весьма разнообразны, как-то химические, ковалентные, электростатические связи, а также водородные связи и ван-дер-ваальсовы силы. [c.106]

Кристаллическая структура элементов В -подгруппы подчиняется правилу Юм-Розери, согласно которому координационное число фиксированного атома п = 8 — Ы, гд,е N — номер группы периодической системы, в которой находится данный элемент. Например, в кристаллическом иоде и броме (7-я группа) каждый атом имеет по одному ближайшему соседу, что соответствует молекулам Ь и Вгг. Эти молекулы связаны со своими соседями ван-дер-ваальсовыми силами, образуя молекулярные кристаллы. Селен и теллур (6-я группа) образуют кристаллическую структуру в виде спиральных цепочек с координационным числом 2. Атомы элементов пятой группы (Аз, 5Ь, В1) упаковываются в решетке с координационным числом 3 + 3. Углерод, кремний и германий (4-я группа) образуют типично ковалентные кристаллы с координационным числом 4. [c.168]

Так, с увеличением иона галогена уменьшается прочность решетки в ряду NaF—Nal. Также с увеличением размеров атомов ослабевает связь в атомных ковалентных веществах (С—Ge) или в металлах без d-AO (Li— s). В то же время при таком же движении в группах периодической системы сверху вниз возрастает энергия связи в переходных металлах (Сг—W), а также в случае молекулярных веществ с ван-дер-ваальсовыми связями (Не—Rn, Н2О—HjTe). В последней группе благодаря наличию водородных связей особняком стоит вода. [c.146]

Водород в соединениях с неметаллами поляризован положительно. Поскольку он сам является неметаллом, эти соединения сравнительно малонолярны. Даже соединения с галогенами, например НО, представляют собой почти идеально ковалентную молекулу . Если допустить образование положительного иона водорода при взаимодействии с сильно электроотрицательными элементами (что мало вероятно из-за большого потенциала ионизации), образующиеся соединения должны быть малополярными в результате исключительно высокого поляризующего действия Н +. Таким образом, соединения водорода со степенью окисления +1 — малополярные ковалентные вещества. Они летучи по той простой причине, что между ковалентными молекулами действуют слабые ван-дер-ваальсовы силы или водородная связь. Прочность межатомных связей и термическая устойчивость летучих гидридов зависят в первую очередь от [c.102]