Ковалентная связь атомов

Как показывают термодинамические и модельные расчеты, энергия взаимодействия катионов и анионов с дипольными молекулами растворителя (энергия сольватации) во многих случаях оказывается достаточной для того, чтобы компенсировать энергию электростатического взаимодействия ионов в ионных кристаллах (энергию кристаллической решетки) или энергию ковалентной связи атомов в таких молекулах, как НС1 илн НВг. В результате растворы электролитов являются устойчивыми ионными системами, содержащими сольватированные катионы и анионы. [c.75]

Такое моделирование атомов лежит в основе построения атомных моделей, из которых можно собирать модели молекул. При этом однако нужно учесть, что вандерваальсовы радиусы соответствуют сближению атомов, не образующих химической связи. При образовании ковалентной связи атомы сближаются на значительно мень- [c.105]

Чистая поверхность. Разберем в качестве примера свойства совершенно чистой поверхности кристаллов германия или кремния. Атомы этих элементов, находящиеся в объеме кристалла, окружены четырьмя одинаковыми соседями, с которыми образуют четыре примерно равноценных ковалентных связи. Атомы же, находящиеся на поверхности, имеют не более трех соседей и должны поэтому обладать либо несвязанным электроном, либо образовывать между собой двойную ковалентную связь. В обоих возможных случаях средняя энергия химической связи в расчете на один поверхностный атом будет меньше, чем соответствующая энергия для атомов, находящихся в объеме кристалла. Заметим, что именно этими соображениями объясняется существование поверхностного натяжения у всех жидких и твердых тел. Действительно, атомы этих тел стремятся расположиться таким образом, чтобы суммарная энергия химических связей между ними была максимальна. При этом величина выделяющейся работы принимает наибольшее возможное значение. Поскольку средняя энергия химических связей для поверхностных атомов меньше, чем в объеме, увеличение поверхности данного тела сопровождается затратой работы, которая называется работой против сил поверхностного натяжения. Величина поверхностного натяжения определяется поэтому разностью энергий химических связей в объеме и на поверхности кристалла. [c.204]

Молекулярные кристаллы (метан, иод, аргон и т. п.) характеризуются малой энергией решетки. Так, для аргона она равна (на моль) всего 7,52 Дж. Образование водородных связей (кристаллы льда) увеличивает энергию решетки (для воды — льда она составляет 4,18 кДж/моль). Кристаллы металлов гораздо прочнее энергия решетки никеля равна 422,18 кДж/моль. Еще выше энергия решетки кристаллов с ковалентной связью атомов так, для алмаза она достигает 710,6 кДж/моль. Того же порядка значения энергии решетки ионных кристаллов (для хлорида натрия 773,3 кДж/моль). [c.275]

Длины связей (т. е. расстояния между центрами связанных ковалентной связью атомов) в настоящее время можно определять с точностью до тысячных долей нанометра, валентные углы — с точностью до нескольких угловых минут. Как уже говорилось, все получаемые таким образом данные находятся в соответствии с теорией химического строения и дополняющими эту теорию стереохимическими представлениями. [c.65]

Атомы сурьмы и висмута образуют ромбоэдрическую решетку с координационным числом 3 + 3. Они обладают внешней электронной конфигурацией 5s 5p и 6s 6p соответственно. Перекрывание орбиталей р-электронов обусловливает ковалентные связи атомов сурьмы и висмута в твердом состоянии. При плавлении происходит отделение всех валентных электронов, вследствие чего эти элементы приобретают свойства металлов, а их структура становится более плотной. [c.183]

В алмазе, как и в сфалерите, четыре чередующихся центра восьмушек куба остаются не занятыми атомами. Плотность упаковки алмаза очень мала, что видно на рис. 42-г. Она равна 34%. Расстояния между соседними атомами С в алмазе 1,54 А. Радиусы атомов равны диагонали куба. Далее на рис. 49-а изображена алмазная решетка в другом аспекте. Здесь Также хорошо видно, что каждый атом окружен четырьмя другими, т. е. координационное число равно 4. В решетке алмаза оно определяется числом ковалентных связей атомов С с соседними. Направленность четырех гибридных облаков валентных зр -электро-нов атомов С, за счет которых осуществляются эти четыре а-связи, определяет тетраэдрическую направленность их под углом ]09°28. Число атомов С в такой элементарной ячейке восемь (8х /в — в вершинах куба плюс 6 XV в центрах граней и плюс 4 — внутри куба). [c.123]

Другая особенность азота — это прочность его молекулы N2. Ковалентная связь атомов в молекуле осуществляется тремя парами общих электронов [c.162]

Интересно обратить внимание и на степень перекрывания орбитальных облаков как в ионных кристаллах, так и в двухатомных молекулах газообразных окислов и фторидов щелочноземельных и щелочных металлов (см. т. 1, стр. 162 и 228). В то время как атомы р-элементов переходят в состояние катионов с большими эндоэффектами и стремятся к образованию ковалентных связей, атомы <1- и /-элементов склонны терять внешние электроны и чаще фигурируют в химии в виде катионов. Поэтому для р-элементов более существенное значение имеет кайносимметричная характеристика нейтральных атомов, а для й- и /-элементов важны свойства кайносимметричных катионов с их обнаженными с1- и /-электронными слоями. [c.39]

Атомы всех элементов, за исключением водорода и гелия, имеют по крайней мере четыре валентные орбитали с низкой энергией, а именно одну и три р-орбитали. Поэтому можно считать общим правилом, что у каждого атома в молекуле электроны занимают как минимум четыре валентные орбитали. Водород, обладающий всего одной валентной орбиталью 1х, представляет собой исключение и образует только одну ковалентную связь. Атомы элементов третьего и следующих периодов имеют валентные оболочки, включающие дополнительно -орбитали. Последние также обладают достаточно низкой энергией, чтобы было возможно их участие в образовании химической связи. Однако вначале мы ограничимся молекулами, в которых для образования связи используются только 5- и р-орбитали. Приведем еще несколько примеров [c.118]

Равновесие при этом оказывается сдвинутым в сторону раскрытия лактонного цикла. Повыщение степени ковалентности связи атома кислорода с ионами переходных металлов приводит к блокированию атома кислорода, смещению равновесия в сторону образования лактонного цикла и уменьшению интенсивности окраски раствора [76]. [c.256]

Молекула, состоящая из N атомов, имеет ЗN — 6 нормальных колебаний (линейная молекула — ЗЛ — 5), Так как атомы в молекуле связаны друг с другом, все они участвуют в каждом из этих колебаний. Возможны ситуации, в которых доля участия в данном колебании определенной ковалентной связи, атома или группы атомов значительно больше, чем остальных связей и атомов. Такое колебание характеристично для данной атомной группы, его частота и интенсивность ИК-полосы или линии в спектре КР мало зависят от остальных атомов в молекуле. Тем самым наличие характеристической спектральной полосы или линии свидетельствует о присутствии в молекуле соответствующей группы. [c.164]

На первый взгляд между бором и углеродом должно быть больше сходства, чем различия, ведь при нашем движении по периоду справа налево от электронно-избыточных элементов -фтора, кислорода, азота - первая вакантная орбиталь в невозбужденных атомах появляется у элемента 14-й группы - углерода, а у элемента 13-й группы - бора число вакантных орбиталей просто увеличивается до двух. В действительности различие в свойствах соединений углерода и бора очень велико и обусловлено это тем, что в случае углерода число электронов равно числу валентных орбиталей и при любой форме гибридизации в образовании связи используются и все электроны, и все орбитали, тогда как в случае бора число валентных электронов уже меньше числа валентных орбиталей и вакантные орбитали существуют не только в невозбужденных атомах, но и в атомах, полностью использовавших свои электроны для образования связей. Это означает, что после образования трех ковалентных связей атомы бора, сохраняя вакантную орбиталь, остаются еще координационно ненасыщенными. [c.314]

Приведенные выше электронные формулы показывают, что прп образовании ковалентной связи атомы как бы дополняют своп электронные оболочки (с учетом электронов, принадлежащих. сразу двум атомам) до конфигурации инертного газа, т. е. до восьми (в случае водорода — до двух, как у гелия) электронов на внешнем уровне (правило октета). Такая электронная конфигурация отличается особой устойчивостью. [c.123]

Другое важное свойство ковалентной связи — ее направленность. Чтобы образовалась прочная ковалентная связь, атомы должны быть определенным образом расположены друг, относительно друга. Это вытекает из симметрии электронных облаков, участвующих в образовании ковалентной связи связь будет тем прочнее, чем сильнее перекрываются электронные облака. [c.124]

Многие свойства фаз внедрения, такие, например, как высокая твердость и тугоплавкость, превышающие эти характеристики у металлов, обусловлены прочной ковалентной связью атомов металла и неметалла с участием -электронов. Наличие металлической межатомной связи в подобных фазах объясняет их металлический блеск, высокую электрическую проводимость, способность некоторых из них вблизи температуры абсолютного нуля переходить в сверхпроводящее состояние. [c.76]

Обменное, приводящее к образованию ковалентной связи Атомы, молекулы с одним или более неспаренных электронов Е = до 4000 [c.473]

Молекулы многих соединений полярны, т. е. имеют диполь-ный момент, обусловленный неравномерным распределением электронов в ковалентных связях атомов. Например, в молекуле спирта электронная пара, образующая связь между кислородом и водородом, сдвинута к атому кислорода [c.127]

При возникновении водородной связи расстояния между атомами (табл. 1-8) будут иными, чем в рассмотренных выше случаях. Необходимо отметить, что такие связи могут образоваться, когда расстояния между атомами не слишком велики (<ЗА). При ассоциации двух молекул муравьиной кислоты общая длина О—Н—0 составляет 2,73 А. При ковалентной связи атомов водорода и кислорода расстояние между ними 1,07 А. Следовательно, расстояние атома водорода от атома кислорода, присоединенного водородной связью, 1,64 А. [c.25]

Рентгенографическое исследование роданида серебра показало бесконечные цепи, перпендикулярные оси С и образованные ковалентными связями атома серы и групп S N с атомами серебра [105]. [c.335]

Дж. Э. Леннард-Джонс впервые теоретически обосновал возможность образования ковалентной связи атома адсорбата с поверхностью адсорбента путем спаривания электронов. О. Г. Варбург открыл энзим флавин. [c.676]

В п. 1 настоящего параграфа была кратко обсуждена возможность описания оптической ветви колебаний молекулярного кристалла, ответственной за внутримолекулярные движения сильно связанных атомов и потому обладающей очень высокими частотами. Такие колебания затрагивают ковалентные связи атомов в молекуле и, как правило, могут рассматриваться независимо от низкочастотных типов колебаний. Они составляют отдельный вид движений кристалла и условно называются внутренними модами колебаний. [c.86]

Углы, образуемые ковалентными связями атомов, находящихся в различных периодах таблицы Д. И. Менделеева, с одними и теми же партнерами также несколько отличаются друг от друга, например [c.81]

Особенно благоприятна для построения клеточной структуры комбинация водородных связей с ковалентными, так как водородным связям в некоторой степени присуща направленность, характерная ковалентным связям. Так, водородная связь между атомом кислорода в группе СОН и атомом водорода такой же соседней группы оказывается расположенной по отношению к ковалентной связи углерод — кислород почти так же, как и две ковалентные связи атома кислорода, т. е. под определенным углом. Этот угол легко [c.415]

Величины эффективных радиусов зависят от типа связи и довольно резко меняются при изменении типа связи. В пределах же одного типа связи на величину эффективного радиуса частицы несколько влияют координационное число данного типа, структура и химическая природа частиц, окружающих данную частицу. Действительные радиусы ионов всегда несколько меньше эффективных, так как на величине последних всегда сказывается колебательное движение иона. Действительные радиусы атомов всегда больше эффективных, так как при образовании ковалентных связей атомы несколько сжимаются. [c.73]

В отличие от поверхности полярных адсорбентов, образованной ионами, поверхность активного угля образована электронейтраль-ными (ковалентная связь) атомами углерода и почти лщпена электрически заряженных центров, аполярна. Вследствие этого электростатические силы имеют при адсорбции на угле второстепенное, очень малое значение. Основными же адсорбционными силами являются силы дисперсионные, наиболее слабые из прочих сил молекулярного взаимодействия. Этим объясняются многие свойства активных углей. [c.235]

Как уже говорилось, ковалентная связь характеризуется ярко выраженной направленностью в пространстве. В этом и состоит отличие ковалентной связи от других видов связи. Направленность химической связи означает, что образование ковалентных связей атомом углерода происходит не в любых направлениях пространства, а только в определенных, составляющих друг с другом углы, величина которых зависит от валентного состояния углерода. Так, при 5рЗ-гнбрндизации угол между гибридными орбиталями составляет 109°28, при 5р2-гибридизации он равен 120°, а при 5р-гиб-ридизации — 180°. [c.21]

Если связанные ковалентной связью атомы обладают/ йй ковой электроотрицательностью, то связь будет мётаолярл [c.29]

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]

Сокращение длины связей 81—О и 81—С1 можно объяснить исходя из валентных возможностей атомов кремния, хлора и кислорода. Известно, что атом кремния, валентное состояние которого описывается Ззр -гибридизацией, обладает акцепторными свойствами. У него все Зй-орбитали вакантны. Атомы кислорода и хлора обладают донорными свойствами. Они имеют неподеленные пары электронов.В процессе образования ЗЮЦ, 81(ОСгН5)4 и других подобных молекул неподеленная пара электронов донора переходит на Зй-орбиталь акцептора, которая становится общей как для донора, так и для акцептора. В результате этого возникает дополнительная связь между ними. Логично считать, что в подобных молекулах ковалентные связи атома 81 с атомами О или С1 усилены донорно-акцепторным взаимодействием. При такой двоесвязности сумма атомных радиусов близка к экспериментальному значению. Таким образом, наблюдаемое укорочение связей 81—0, 51—С1 и 81—С теоретически обосновано. Эти примеры показывают, что предсказать заранее значение той или иной длины связи не всегда возможно. Следовательно, экспериментальное определение геометрических параметров молекул является задачей весьма актуальной. С другой стороны, при интерпретации опытных значений длин связей необходим учет всех валентных возможностей взаимодействующих атомов. [c.212]

Валентностью атомов выражается одно из характерных свойств ковалентной связи — ее насьщаемость. Вследствие насыщаемости молекулы имеют определенный состав, например НС1, а не H2 I Hj, а не Н3 и т. д. Каждая пара образуется электронами с противоположной ориентацией спинов. Поэтому взаимодействие H I и Hg с еще одним атомом водорода будет характеризоваться отталкиванием, так как спин его электрона окажется параллельным спину одного из спаренных электронов в молекуле. У различных элементов способность к образованию того или иного числа ковалентных связей ограничивается максимальным числом могущих образоваться неспаренных электронов в возбужденном состоянии их атомов. Однако это не означает, что молекулы с вполне насыщенными ковалентными связями атомов в них не могут дальше вступать в соединения по донорно-акцепторному или иному механизму образования связей в результате возникают комплексные соединения (см. И). [c.92]

Пример по п. в HjOa, BaOj. Двойственный характер поведения, например, перекиси водорода в окислительно-восстановительных процессах обусловлен природой связи в молекуле НгО . Атомы кислорода связаны друг с другом единичной неполярной ковалентной связью. Так как при этом общая пара электронов симметрично расположена относительно обоих ядер, то данная связь не изменяет окислительного числа атомов кислорода. Зато полярная ковалентная связь атомов кислорода с водородом обеспечивает о. ч. — 1 каждому кислородному атому. [c.184]

При нагревании смеси благородных газов с фтором до 700° С и при давлении от 0,1 до 500 атм, иногда при облучении или при действии электрического разряда, получают различные фториды ХеР , Хер4, ХеРв, ХеРв, КгРа, КгР,, НпР . В них имеются ковалентные связи атомов. Очевидно, атомы Хе, Кг и Rn возбуждаются электроны из переходят в -состояние (вплоть до Изучена реакционная [c.317]

Понятие электроотрицательность зародилось в химии очень давно (см. [135]), одиако первая количественная шкала ЭО была дана Полингом [133] только в 1932 г. Он представил разницу энергий Е) реальной и чнсто ковалентной связи атомов А и В в виде двух термов [c.87]

Если молекула симметрична и в ней ковалентно связаны два одинаковых атома, как в молекулах На, I2 или СН3—СНз, то электронное облако симметрично центру связи, дипольный момент молекулы равен нулю. Оба электрона, участвующие в образовании связи, с одинаковой вероятностью находятся около каждого из соединенных атомов. Но если связанные атомы неодинаковы или молекула не симметрична, то электронная плотность сдвинется к одному из атомов и вероятность пребывания связывающих электронов в поле этого атома возрастет. Таким образом, один атом обычно бывает более электроотрицательный (электроотрицательность — это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны). Мерой способности к такому присоединению служит так называемое сродство к электрону, характеризующее энергию, выделяющуюся при присоединении электрона к нейтральному атому. Следствием вышеуказанного сдвига будет появление частичных, очень маленьких зарядов (доля заряда электрона) на связанных ковалентной связью атомах, в результате чего связь приобретает частично ионный характер. Примером может служить молекула НС1, где электронная плотность сдвинута (за счет гибpидизaции ) к атому хлора. Такую ковалентную связь называют полярной. Молекула, содержащая полярную ковалентную связь, обладает дипольным моментом, равным произведению [c.46]

Одна и та же молекула. Номните, что все четыре ковалентные связи атома углерода эквивалентны. [c.24]

Известно, что расщепление фосфо-эфирной связи идет через промежуточное состояние, в котором пять ковалентных связей атома Р находятся в тригональной бипирамидальной кон фигурации. Поэтому реакцию присоединения нуклеотида можно представить двухстадийной схемой (рис. 9.7). Образование промежуточной системы II требует энергии напротив, выделение пирофосфата освобождает свободную энергию. Модель исходит из представления о перекрывании обеих стадий. Предполагается, что при раскручивании ДНК и возникновении гибридной двойной спирали ДНК — РНК матрица ДНК функционирует в А-, а не в обычной -форме, т. е. Л-форма стабилизуется в участке матрицы, примыкающем к активному центру системы. Это положение аргументировано рядом фактов [42]. Локальный переход В-формы в Л-форму во время действия полимеразы может индуцироваться удалением молекул воды из участка ДНК, связанного с ферментом, что благоприятствует поликонденсации нуклеотидов. Как показывает изучение молекулярных моделей, не г стерических препятствий для выхода основания в одной цепи ДНК из гликозидной выемки в Л-форме ДНК после разрыва водородных связей с основанием комплементарной цепи. При этом конформация второй цепи не меняется. [c.567]

Алкановые (метановые, алифатические, парафиновые УВ), или алканы, — предельные или насыщенные УВ с открытой цепью, их общая формула — СпН2п+2- Углеродный скелет алка-нов представляет собой линейные или разветвленные цепи углеродных атомов, соединенных простыми связями. Алканы с линейной цепью называются нормальными (н-алканы), с разветвленной — изоалканами. Ковалентные связи атомов углерода в ал-кановой цепи в обычном состоянии образуют угол 109,5°, поэто- [c.19]

К. с. делят на гомодесмические (координационные) и гетеродесмические. В первых все атомы объединены одинаковыми хим. связями, образующими пространств, каркас (напр., алмаз, галогениды щел. металлов). Для вторых характерно наличие структурных фрагментов, внутри к-рых атомы соединены ваиб. прочными (чаще всего ковалентными) связями атомы, принадлежащие разл. фрагментам, связаны существенно слабее. Фрагменты могут представлять собой конечные группировки атомов ( острова ), цепи, слои, каркасы , соотв. выделяют островные, цепочечные, слоистые и каркасные К. с. Островными К. с. обладают почти все орг. соед., а также галогены, Ог, Зе, (N114)2504 и др. неорг. в-ва. Здесь роль островов играют молекулы или многоатомные ионы. Цепочечную К. с. имеет, напр., одна из модификаций 8е, в к-рой атомы связаны в бесконечные спирали. Слоистое строение характерно для графита, ВМ, Мо а и др. Пример каркасной К. с.— кристаллы СаТЮз атомы Т и О, соединенные ковалентными связями, образуют ажурный каркас, в полостях к-рого расположены атомы Са. Известны К. с., в к-рых сосуществуют структурные фрагменты разных типов. Так, кристаллы комплексного соед. ГМ(СНз)л1(МпС1з1 построены из островов — ионов [N(04 )4] — и цепей [c.287]

В таких телах, как вулканизованный каучук или отвержденный бакелит, понятие молекулы вообш е теряет смысл. Все макроскопическое тело оказывается.пронизанным ковалентными связями и соединенным из отдельных отрезков цепочек в одну сплошную молекулу. Впрочем, это не должно нас удивлять. Ведь и кристаллы алмаза или карборунда также образованы ковалентными связями атомов и представляют собой как бы одну молекулу огромного размера. [c.17]

Ранее указывалось [281, что цианиды золота и серебра построены из бесконечных цепей. Линдквист [7261 показал, что основой структуры роданистого серебра являются бесконечные цепочки, перпендикулярные оси с Ag—S—С—N—Ag—S—С—N, образованные ковалентными связями атома Ag с атомами S и группами N. Цепочка имеет зигзагообразную форму и изогнута у атомов S (104°) и Ag (165°). [c.422]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология