Ковалентная связь ковалентные радиусы соединенных

В том случае, когда ковалентной связью соединены атомы различных элементов, межатомное расстояние можно получить сложением ковалентных радиусов каждого из атомов, хотя обычно оно оказывается несколько короче. У неодинаковых атомов злектроотрицательность различна, поэтому распределение электронов между ними несимметрично, т. е, электроны несколько смещены в сторону одного из атомов, и считается, что возникающий благодаря такому смещению электростатический вклад упрочняет химическую связь. [c.109]

Уменьшена длина связи и в тех случаях, когда эта связь соединяет углеродный атом, находящийся в sp - или sp-состоянии, с атомом, имеющим неподеленную электронную пару. Например, длина связи С—Hlg в галогенпроизводных этиленового, ацетиленового. и бензольного рядов, в которых атом галогена стоит у ненасыщенного углеродного атома, короче, чем рассчитанная как сумма ковалентных радиусов этих атомов (табл. 21). [c.110]

Концепция Гольдшмидта, исходящая из сферической симметрии атомов и ионов в кристаллах и рассматривающая кристаллические структуры как плотные упаковки из ионов или атомов с определенными атомными радиусами, является лишь первым приближением. Действительные значения атомных радиусов в разных соединениях варьируют вследствие различного перекрывания внешних оболочек ионов, а в ковалентных кристаллах оперировать ковалентными радиусами можно, лишь имея в виду, что атомы здесь соединены направленными связями и фактически не могут рассматриваться как сферические. [c.189]

Измеренное межатомное расстояние равно 1,15 A — среднее для расстояний 1,18 и 1,06 А, вычисленных из ковалентных радиусов для связей N = О и N = О. Поскольку NO имеет орбиталь, занятую лишь одним электроном (т. е. является свободным радикалом), можно допустить, что две молекулы N0 соединяются в димер (V). Действительно, окись азота(П) в твердом состоянии полностью димеризована, в жидком состоянии частично димеризована, а в газообразном состоянии практически полностью состоит из мономера N0. Эта ограниченная склонность к димеризации обусловлена стабилизацией молекулы за счет сопряжения (1<—>-11<—>111) (или, возможно, структуры IV) . [c.415]

Отсюда следует, что два атома углерода соединены ковалентными связями. Эта структура была подтверждена методом электронографии. Молекула является линейной. Межатомное расстояние С = N (1,16 А) немного больше суммы атомных радиусов (1,14 А), однако межатомное расстояние С — С (1,36 А) намного меньше ординарной связи между двумя атомами углерода (стр. 125). Отсюда можно сделать вывод, что, помимо приведенной выше классической структуры, вклад вносят также предельные структуры с разделенными электрическими зарядами [c.498]

Чем дальше друг от друга в периодической системе отстоят элементы, тем больше они отличаются друг от друга химической природой, радиусами атомов, числом валентных электронов, величинами ионизационных потенциалов и электроотрицательностей, тем энергичнее они соединяются, образуя ионные молекулы. Чем ближе расположены элементы друг к другу в периодической системе, тем менее возможно образование соединений с ионной связью и тем вероятнее возникновение ковалентной связи, осуществляемой общими парами электронов, или м е -таллической связи, при которой положительные ионы удерживаются в узлах кристаллической решетки вследствие взаимодействия с коллективом валентных электронов, равномерно распределенных в объеме решетки. Естественно, что металлическая связь проявляется между элементами, расположенными в металлической области периодической системы (см. табл. 37). Этот тип связи доминирует при образовании твердых растворов. [c.119]

Цвет используется для показа на модели атомов или ионов разных элементов, согласно общепринятому соглашению (Сандерсон предлагает цветовой код, основанный на значениях электроотрицательности). 2. Радиус шара -может соответствовать ван-дер-вааль-сову или ковалентному радиусу атома. В первом случае картина будет более точной, а во втором — более наглядной и имеет некоторые другие преимущества. 3. Расстояние между шарами фиксируется с помощью твердых стержней или пружинок можно также отсечь часть сферы таким образом, чтобы после соединения усеченных шаров расстояния между их центрами соответствовали длине связи. 4. Валентные углы могут быть обозначены различными способами в зависимости от типа модели. Они, как правило, предопределены для большинства типов структур при этом, правда, отверстия в шарах высверливают без учета небольших отклонений от вычисленных углов, или эти шары соединяют друг с другом, предварительно отсекая от них соответствующие сегменты. [c.14]

Следовательно, атомные радиусы нужно применять в том случае, когда атомы соединены ковалентной или металлической связью [c.117]

Ковалентная составляющая в связях соединений меди, серебра и золота с электроотрицательными элементами выше, чем у щелочных металлов. Склонность соединяться с водородом и образовывать гидриды ионного типа невелика и такие соединения очень непрочны. Элементы подгруппы 1В образуют значительно больше труднорастворимых соединений, чем щелочные металлы. Высокая ковалентная составляющая обусловливает низкую растворимость оксидов, гидроксидов, сульфидов и невысокие растворимости хлор-, бром- и иодпроизводных однозарядных катионов элементов подгруппы 1В. Высокое значение ионизационного потенциала и меньшее, чем у щелочных металлов, различие между радиусами ионов и атомов указывает на более положительное значение их окислительно-восстановительных потенциалов. Сверху вниз по подгруппе окислительно-восстановительный потенциал растет. В водных растворах нормальный потенциал у всех элементов положительнее водорода. По отношению к кислороду потенциал у Си и Ag — отрицательный, а у Аи — положительный. Поэтому элементы этой подгруппы не вытесняют водород из растворов его нонов и выделяются при электролизе водных растворов солей в отсутствие перенапряжения водорода. Из-за того, что окислительно-восстановительный потенциал у Си и Ag отрицательнее кислорода, а у Аи — положительнее, металлы встречаются в природе в самородном состоянии, а Си и Ag еще и в виде соединений. [c.282]

Приведенные данные относятся к вандерваальсовым радиусам, характеризующим истинные размеры атомов в постранстве однако, когда атомы соединяются между собой ковалентными связями, их радиусы в точке взаимодействия с другими атомами уменьшаются из-за притяжения атомов друг к другу за счет образования обобщенной пары (молекулярной орбитали) [c.60]

Объемные модели, правильно передающие размеры и форму молекул, были разработаны в 1934 Г. Стюартом и позднее усовершенствованы Г. Бриглебом (рис., а, б). Каждый фрагмент, изображающий атом определенного элемента, в моделях Стюарта представляет собой шаровой сегмент, причем радиус шара пропорционален эффективному радиусу атома (Гзфф), а расстояние от центра шара до плоскости среза-ковалентному радиусу (/ , ,). В случае многовалентных атомов делают соответствующее число срезов, причем угол а между перпендикулярами из центра шара на плоскость среза равен валентному (рис., в). По предложению Г. Бриглеба для атомов, соединенных кратными связями, сегменты изготовляют не из шаров, а из эллипсоидов, большая полуось к-рых соответствует эффективному радиусу, обусловленному наличием л-электронного, а малая-а-электронного облака. Модели изготовляют обычно из пластмассы, окрашенной в цвета, установленные для каждого элемента (С-черный, Н-белый, О-красный, М-синий, 8-желтый и т.д.). При сборке моделей сегменты соединяют между собой по плоскостям срезов, причем в случае простых связей сегменты могут вращаться один относительно другого. Модели Стюарта-Бриглеба верно передают валентные утлы, межатомные расстояния и эффективные радиусы они позволяют измерять расстояния между разл. атомами и группами (0,1 нм соответствует 1,5 см). Эффективные радиусы, принятые в моделях Стюарта-Бриглеба, на 10-15%. меньше ван-дер-ваальсовых радиусов, получаемых из кристаллографич. данных. Это связано с тем, что модели предназначены для рассмотрения стерич. эффектов в молекуле, находящейся при обычных условиях, а не при т-ре абс. нуля. [c.118]

На схеме пунктиры со стрелками соединяют вакантные 3d-op-битали с парами Зр-электронов. Пара р-электронов одного атома хлора образует связь с другим атомом хлора, располагаясь на его свободной -орбитали в свою очередь, этот атом соединяется с первым за счет своей пары р-электронов и чужой свободной ii-орбита-ли. Таким образом, каждый атом хлора молекулы СЬ является и донором и акцептором электронов одновременно. Атом хлора имеет большее число электронов, чем фтор, и больше по размеру. Его ковалентный радиус 0,99 А, т. е. в полтора раза больше, чем у фтора, а электроотрицательность 2,83, почти на полторы единицы меньше. У атома хлора имеется такая особенность. Его потенциал ионизации меньше, чем у фтора (это естественное следствие большего размера атОхМа), но сродство к электрону (370 кДж/г-атом) выше, чем у того же фтора (350,7 кДж/г-атом). Энергия диссоциации молекулы хлора примерно в полтора раза больше, чем у фтора. Существует на этот счет два мнения. Согласно первому из них в молекуле фтора ядра расположены ближе и сильнее их взаимное отталкивание, приводящее к более легко.му разрыву. В соответствии с другим повышение энергии диссоциации — следствие наличия дополнительного я-связывания по донорно-акцептормому хмеханизму. Такая особенность объясняет необ-ходимость затраты энергии на разрыв дативных связей в молекуле хлора. Свободная З -орбиталь и относительно небольшая энергия возбуждения (861 кДж/моль), требующая для перевода одного из р-электронов на -подуровень, позволяет одному атому хлора образовывать три связи. Он действует в таком случае как атОхМ с тре.мя неспаренными электронами, образуя ковалентные соединения типа IF3 (жидкость с /к1ш=12°С) и дал е с пятью неспаренными электронами ( 1F ). Образование положительных ионов хлора требует довольно больших затрат энергии. Так, для получения иона С + в газовой фазе требуется 1370 кДж/моль атомов. Поэтому в тех соединениях, где [c.271]

Значения межатомных расстояний С—О и С—С в ацетил-ацетонатном цикле указывают на делокализацию двойных связей в молекуле. Значение длины связи С—СНз 1,47—1,49 А меньше суммы соответствующих ковалентных радиусов (1,54 А). Молекулы соединены между собой водородными связями длиной 2,90—2,91 А. [c.38]

Если партнеры связи представляют собой равные по объемам атомы, то степень ионности характеризует смещение центра тяжести валентных электронов от середины связи в сторону одного (наиболее электроотрицательного) атома. Если же в связи соединяются разнообъемные атомы, то в чисто ковалентном случае электронная пара не будет находиться посередине межатомного расстояния она будет располагаться как бы на контакте ковалентных радиусов партнеров связи. В этом случае степень ионности связи также будет характеризовать смещение электронной пары (центра тяжести валентного электронного облака) от ковалентного положения в сторону электроотрицательного атома. [c.100]

Полученные в работе данные о скорости изотопного обмена водорода метильных групп соединений типа (СНз) М в растворах N + МДз КО +КОД, КО +КОД + ДМСО-Д обсухдастся в связи с положением центрального атома М в периодической системе. Общий ход кинетической СВ-кислотности в пределах отдельных периодов определяется изменением электроотрицательности (X. ) атома М, а в пределах отдельных групп -изменением его ковалентного радиуса 7 ). Относительная СЫ-Еислотность всех исследованных соедине> ний удовлетворительно коррелирует с произведением величин и 7. Полученные результаты сопоставлены с обменной способностью ониевых"соединений (СНз) М Т и газофазной кислотностью гадридов Рассмотрена также роль дифференцирующего эффекта растворителя в изменении СН-кислотных свойств исследуемых соединений. [c.167]

Радиусы атомов 7н, С(1, Hg и особенно радиусы ионов значительно меньше, чем у атомов и ионов элементов главной подгруппы того же периода (ср. табл. ХУ-1 и ХУ-2), в связи с чем их плотность много выше, чем у щелочноземельных металлов. В общем, здесь действуют примерно те же закономерности, что и в побочной подгруппе I группы (стр. 318). В отличие от последних, элементы подгруппы цинка не проявляют валентность, превышающую номер группы. Ртзггь более сильно отличается от С<1 и 2п, чем золото от Ад и Си. Склонность к образованию ковалентных соединений особенно резко выражена у ртути, которая образует ионы Нда" (атомы Нд соединены ковалентно). [c.232]

Кроме собственно химических связей, на свойства вещества оказывают существенное влияние некоторые более слабые силы притяжения. За счет этих сил неионные молекулы в кристаллах и в жидкостях соединяются друг с другом. Они проявляют себя также в сильно сжатых газах, подчиняющихся вандерваальсову уравнению состояния, и по этой причине называются вандерваальсовыми стами. Они не сказываются в газах при низких давлениях и высоких температурах это объясняется тем, что радиус их действия вокруг молекул крайне мал. Вообще говоря, вандерваальсовы силы намного слабее сил, обусловливающих бразование ковалентных и электровалентных связей в молекуле. Это находит отражение в больших различиях, существующих между температурами плавления и кипения неионных веществ с молекулярными решетками и веществ с ионными решетками, как, например, следующие [c.27]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология