ковалентная

Для того чтобы обобществленные электроны оставались на внешних электронных оболочках атомов, эти атомы должны оставаться в контакте друг с другом. Чтобы оторвать один такой атом от другого, необходима значительная энергия. Каждый атом, который образует химическое соединение в результате обобществления пары электронов, обладает валентностью 1. Этот тип валентности получил наименование ковалентность. [c.160]

В структуре твердых смазок обычно сочетаются два типа связей — очень слабые (вандерваальсовские) между слоями и сильные (ковалентные, металлические) внутри слоя. Наличие значительно более слабых сил связи между отдельными слоями по сравнению с аналогичными силами внутри слоев является общим для всех материалов со слоистой структурой. [c.204]

ТЕОРИЯ ВАЛЕНТНЫХ СВЯЗЕЙ ч 1. Насыщаемость ковалентной связи [c.65]

Рассмотрим в рамках теории валентных связей характерные особенности ковалентной связи — ее насыщаемость, направленность и поляризуемость. [c.66]

Валентность. Как известно, под валентностью подразумевается свойство атома данного элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента. Мерой валентности поэтому является число химических связей, образуемых данным атомом с другими атомами. Таким образом, в настоящее время под валентностью химического элемента обычно понимается его способность (в более узком смысле — мера его способности) к образованию химических связей. В представлении метода валентных связей численное значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образуют атом. [c.66]

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи. Возможен и другой механизм образования двухцентровой двухэлектронной связи, а именно при взаимодействии частиц, одна из которых имеет пару электронов А , другая—свободную орбиталь пВ [c.67]

Частица, предоставляющая для связи двухэлектронное облако, называется донором-, частица со свободной орбиталью, принимающая эту электронную пару, называется акцептором. Механизм образования ковалентной связи за счет двухэлектронного облака одного атома и свободной орбитали другого называется донорно-акцеп-торным. [c.67]

В соответствии с числом непарных электронов атомы В, С и N могут образовать соответственно три, четыре и три ковалентные связи, например с атомами водорода [c.68]

Направленность ковалентной связи [c.69]

Типы ковалентных молекул [c.83]

В отличие от ковалентных соединений координационное число в чисто ионных соединениях не зависит от специфики электронной структуры элементов, а определяется соотношением размеров ионов. Так. при соотношении ионных радиусов в пределах 0,41 — 0,73 [c.87]

Существенные сведения о природе химической связи в металлах можно получить на основании их двух характерных особенностей по сравнению с ковалентными и ионными соединениями. Металлы, [c.88]

С одним из атомов (А) водород обычно связан значительно сильнее (за счет ковалентной связи), чем с другим (В). Последняя связь получила название водородной. Ее обычно изображают точками или пунктиром. [c.92]

В соответствии с природой составляющих частиц кристаллические решетки могут быть ионными, атомными (ковалентными или металлическими) и молекулярными. [c.101]

Координационные структуры. Координационными называются решетки, Б которых каждый атом (нон) окружен определенным числом соседей, находящихся на равных расстояниях и удерживаемых одинаковым типом химической связи (ионной, ковалентной, металлической). К координационным относятся ранее рассмотренные решетки хлорида натрия и хлорида цезия (см. рис. 58), алмаза (см. рис. 64) и металлов (см. рис. 65). [c.106]

Рассмотрим характер заполнения энергетических зон металлических, ковалентных и ионных кристаллов. [c.116]

Ковалентные кристаллы. Заполнение энергетических зон ковалентного кристалла рассмотрим на примере алмаза, у которого ширина запрещенной зоны E 5,7 эВ. Электроны атомов углерода полностью заполняют валентную зону. Поскольку переход электронов из валентной зоны в зону проводимости требует большой энергии возбуждения, которая в обычных условиях не реализуется, алмаз являете диэлектриком. [c.117]

Эти молекулы находятся в поле действия соседних молекул и связаны с ними водородной связью. Кроме того, они также взаимно влияют друг на друга. Тепловое движение частиц внутри комплекса и перемещение комплексов друг относительно друга могут ослабить в одной из молекул связь О—Н и разорвать ее. Разрыв сопровождается переходом протона к соседней молекуле за счет превращения водородной связи в ковалентную по донорно-акцепторному механизму [c.120]

Степень ионизации вещества в жидком состоянии зависит от прочности его молекул, а также от характера и интенсивности межмолекулярного взаимодействия. Наименьшей степенью ионизации обладают вещества с прочными неполярными ковалентными молекулами (например, жидкие Ог, С12, Ср4 и пр.). Для веществ же с ионной структурой (поскольку они уже состоят из ионов) плавление приводит лишь к разрушению кристаллической решетки и перемещению ионов относительно друг друга. [c.122]

Возможность и степень распада на ионы определяется природой растворенного вещества и природой растворителя. Распад на ионы (вязан либо с явлением диссоциации (разъединения), либо с явле-пием ионизации (образования ионов). Так, пр,и растворении ионных соединений (поскольку они уже состоят из Ионов) имеет место диссоциация. Роль растворителя в этом случае заключается в создании условий для разъединения ионов противоположного знака и в препятствовании процессу молизации. Диссоциация ионных соединений протекает тем легче, чем полярнее молекулы растворителя. При распаде ковалентных соединений на ионы происходит гетеролитиче-ский разрыв связи, т. е. ионизация. [c.128]

Атомные и ионные радиусы. Условно принимая, что атомы и ионы имеют форму шара, можно считать, что. межъядерное расстояние с/ равно сумме радиусов двух соседних частиц. Очевидно, если обе частицы одинаковы, радиус каждой равен У 2 Так, межъядерное расстояние в металлическом кристалле натрия й == 0,320 нм. Отсюда металлический атомный радиус натрия равен 0,160 нм. Межъядерное расстояние в молекуле Маа составляет 0,308 нм, т. е. ковалентный радиус атома натрия равен 0,154 нм. Таким образом, атомные радиусы одного и того же элемента зависят от типа химической связи. Величины ковалентных радиусов зависят также от порядка химической связи. Например, при одинарной, двойной и трой- [c.152]

НОЙ связи ковалентные радиусы атома углерода равны 0,077, 0,067 и 0,(60 нм. [c.153]

Энергия кристаллической решетки. Энергия кристаллической решетки оценивается количеством энергии, которое необходимо затратить для разрушения кристаллической решетки на составные части и удаления их друг от друга на бесконечно большое расстояние. По значениям энергии кристаллической решетки можно судить о типе химической связи в веш естве и ее энергии. Понятно, что наибольшую энергию кристаллической решетки имеют ионные и ионно-ковалентные кристаллы, наименьшую — кристаллы с молекулярной решеткой (табл. 17). Металлы по величине энергии кристаллической решетки занимают промежуточное положение. [c.166]

Действительно, английскому химику Нэвилу Винсенту Седж-вику (1873—1955) в 20-х годах XX в. удалось распространить понятие ковалентности на неорганические соединения. В частности, он использовал его для координационных соединений Вернера (см. гл. 7), к которым было трудно применить обычные представления Кекуле. [c.160]

В ионных триплетах или тройниках, так же как и в ионных двойниках, связь между ионами имеет чисто электростатическое кулоповское происхождение и поэтому менее ирочна, че.м ковалентная связь, хотя и обеспечивает достаточную продолжительность жнзпи подобных комплексов, что позволяет применить к реакциям тина (3.75) закон действующих via и определить константы образования тройников Кп и /(та [c.98]

За внешней плоскостью Гельмгольца располагается диффузный слой с потенциалом, изменяющимся от г )г до нуля и с плотностью заряда, совпадающей с <72. Схематическое изображение строения двойного слоя по Грэму для незарял енной поверхности, заряженной отрицательно п положительно, дано на рис. 12.5. В соответствии с допущением Грэма о том, что следует считаться лишь с поверхностной активностью анионов (в системах, не содержащих органических растворенных веществ), в первой плоскости Гельмгольца находятся только специфически адсорбирующиеся анионы, причем их поверхностная концентрация растет при переходе от незаряженной поверхности (рис. 12.5, а) к заряженной положительно (рнс. 12.5, б). Грэм подчеркивает, чго это увеличение концентрации следует отнести прежде всего за счет упрочнения ковалентной связи, а не за счет сил кулоновского взаимодействия. При достаточно отрицательном заряде поверхности (рис. 12,5, в) во внутреннем слое Гельмгольца остается лишь растворитель, и заряд его, так же как н в растворе, не содержащем поверхностно-активных [c.271]

Р зличие в энергии исходных атомных орбиталей определяет полярность связи. Величина Ь (рис. 32) является мерой ионности, а величина а—ковалентности связи. [c.57]

Поскольку пребывание двух электронов в поле действия двух ядер энергетически выгоднее, чем нахождение каждого электрона в моле своего ядра, в образовании ковалентных связей принимают участие все одноэлектронные облака. Например, атомы кислорода и азота могут соединяться с двумя и тремя (соответственно) одновалент-1ЫМИ атомами водорода [c.66]

Валентные возможности элементов. Имея в виду два механизма обраювания ковалентной связи, рассмотрим валентные возможности [c.67]

Рассмотренные примеры показывают, что способность атома об-разо1Ывать ковалентные связи обусловливается не только одноэлектронными, но и двухэлектронными облаками или соответственно нали шем свободных орбиталей. [c.69]

В простейших ковалентных соединениях значение положительной степени окисления элемента - соответствует числу оттянутых от атома связывающих электронных пар, а величина отрицательной степени окисления — числом притянутых электронных пар. Например, в молекуле H I хлор и водород одновалентны степень окисления более электроотрицательного хлора (3,0) принимается равной —1, а менее электроотрицательного водорода (2,1) +1. В молекулах аммиака H3N и трифторида азота NF, азот образует три связи, т. е. трехвалентен. В ooTBeT TBHii же с рг зличием в электроотрицательностях азота (3,0), водорода /2,1) и фтора (4,0) азоту в HgN приписывается отрицательная степень окисления —3, а в NFg — положительная степень окисления --1-3, [c.82]

Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Электрические заряды ионов обусловливают ИХ притяжение и отталкивание и в целом определяют стез иометрический состав соединения. Ионы можно представить как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. Поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении. Иначе говоря, нонная связь в отличие от ковалентной характеризуется ненаправленностью. [c.87]

Понятно, что взаимодействие друг с другом двух ионов противоположного знака не может привести к полной взаимной компенсации их силовых полей (рис. 56). В силу этого у них сохраняется способность притягивать ионы противоположного знака и по другим направлениям. Следовательно, в отличие от ковалентной ионная связь характеризуется также ненасыщаемостью. [c.87]

Таким образом, в отличие от ковалентных и ионных соединений в металлах небольшое число электронов одновременно связывает больиюе число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться в метялле. Иначе говоря, в металлах имеет место сильно нелокали-зованная химическая связь. Согласно одной из теорий металл можно ра сматривать как плотно упакованную структуру из катионов, связанных друг с другом коллективизированными электронами (электронным газом). [c.89]

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]

Образование водородной связи обязано ничтожно малому размеру положительно поляризованного аюма водорода и его способности глубоко внедряться в электронную оболочку соседнего (ковалентно с ним не связанного) отрицательно поляризованного атома. Вследствие этого при возникновении водородной связи наряду с электростатическим взаимодействием проявляется и донорно-акцепторное взаимодействие. Водородная связь весьма распространена и играет важную роль при ассоциации молекул, в процессах кристаллизации, растворения, образования кристаллогидратов, электролитической диссоциации и других важных физико-химических процессах. Например, в твердом, жидком и даже в газообразном состоянии молекулы фторида водорода НР ассоциированы в зигзагообразные цепочки вида [c.92]

В атомных решетках атомы связаны за счет ковалентной или металлической связи. Примерами веществ с атомно-ковалентной решеткой являются алмаз, диоксид кремния SiOj. Строение ковалентных кристаллов можно 0б7 .ЯСИИТЬ представлением о направленности [c.101]

Гк диморфные превращения могут сопровождаться и существенными изменениями типа химической связи. Так, в алмазе связи ко-валенгные, в графите внутри слоя — ковалентно-металлические, а между слоями — межмолекулярные. [c.111]

Энергетические зоны. Общий подход к рассмотрению ионных, ковалентных и металлических кристаллов дает зонная теория кристаллов, которая рассматривает твердое тело как единый коллектив изаимодействующих частиц. Эта тeop fя представляет собой теорию [c.114]

Анализ рентгенограмм позволяет выяснить характер распределения электронной плотности в кристалле. Таким путем узнают, являются ли исследуемые кристаллы ионными, ковалентными или молекулярными. На рис. 102 показано распределение электронной плотности в кристалле Характер расположения кривых равной электронной плотности (заряд электрона на единицу объема) свидетельствует о преимущестЕенном проявлении ионной связи. Минимум электронной плотности можно считать границей между атомами [c.152]

Если газ, образующийся в результате возгонки, состоит из тех же частиц, что и сам кристалл, то энергия кристаллической решетки совпадает со значением энергии возгонки (сублима 1,ии). Это относится к молекулярным, атомно-ковалентным и атомно-металлическим кристаллам. Таким образом, в этом случае энергию кристаллической решетки можно определить экспериментально. [c.166]

О — Н координированной молекулы воды и тем сильнее водородная связь между координированной молекулой Н2О в комплексе и моле-кулз1 н воды гидратной оболочки комплекса. Все это может привести к разрыву связи О — Н в координированной молекуле Н 0, к превращению водородной связи —Н. .. ОН 2 н ковалентную с образованием иона ОНз и гидроксо-аквокомплекса по схеме [c.209]