Радиус орбитальный ковалентный

Признаком известной ковалентности водородной связи является и то, что расстояние между ядром атома Од и протоном, принадлежащим диполю Н+ —07 , значительно. .. суммы орбитальных радиусов свободных атомов водорода и кислорода (см. справа). [c.238]

Так как в кристаллах галидов ш,елочных металлов в большинстве случаев координационное число равно 6, а атом металла отдает не более одного электрона, перекрывание может дать максимально 1/6 электрона каждому соседнему атому галогена. Последний в свою очередь может принять статистически по 1/6 электрона от шести атомов калия, и в результате образуется ион 1 . Для достижения такого положения в сущности не надо заметно передвигать электрон по направлению от одного атома к другому в радиальном направлении. Скорее всего надо добиться неких изменений в азимутальном смысле внешнее s-орбитальное облако атома катионогена должно из чисто сферического превратиться в искаженное шестью выступами, направленными к координированным атомам галогена. При этом достаточно перекрывания порядка 1/6 е , а эта малая величина может быть получена при взаимодействии сравнительно далеких от r a хвостовых частей электронных облаков, т. е. на расстояниях, значительно превышающих радиус катиона. В случае явно ионных кристаллов можно приближенно предсказать межъядерное расстояние, складывая атомные (а не ионные) радиусы максимальной плотности. Это свидетельствует о том, что даже в типично ионных структурах вклад ковалентного характера в волновую функцию достаточно велик для того, чтобы являться определяющим межъядерное расстояние. [c.235]

В каждом периоде периодической таблицы наблюдается общая тенденция к возрастанию энергии ионизации с увеличением порядкового номера элемента. Сродство к электрону оказывается наибольшим у кислорода и галогенов. Атомы с устойчивыми орбитальными конфигурациями.(s , s p , s p ) имеют очень небольшое (часто отрицательное) сродство к электрону. Расстояние между ядрами двух связанных атомов называется длиной связи. Атомный радиус водорода Н равен половине длины связи в молекуле Hj- В каждом периоде периодической таблицы наблюдается в общем закономерное уменьшение атомного радиуса с ростом порядкового номера элемента. Электроотрицательность представляет собой меру притяжения атомом электронов, участвующих в образовании связи с другим атомом. При соединении атомов с си.пьно отличающейся электроотрицательностью происходит перенос электронов и возникает ионная связь атомы с приблизительно одинаковой электроотрицательностью обобществляют электроны, участвующие s сбразовашг. ковалентной связи. Между атомами типа Н и F с умеренной разностью электроотрицательностей образуется связь с частично ионным характером. [c.408]

При взаимодействии молекул воды друг с другом положительный конец диполя Од—Н настолько сильно притягивает свободную электронную пару атома 0 , что она становится общей для атома О и протона, принадлежащего диполю Н —Од . Следовательно, водородная связь имеет слабоковалентный характер. Это подтверждается и тем, что расстояние между ядром атома Ов и протоном, принадлежащим диполю Н +—Од , значительно меньше суммы орбитальных радиусов свободных атомов водорода и кислорода (Го + Гн = = 0,26 нм). Водородная связь занимает промежуточное положение между другими видами связи и ковалентной связью, довольно прочна и требует для разрыва от 40 до 120 кДж/моль. [c.40]

Размер Ы атомов и ионов определяются размерами электронной оболочки. Но [10 кваитовомеханическим представлениям электронная оболочка пе имеет строго определенных границ. За радиус свобод-Ht)Po атома (иона) можно принять теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности bh luhhx электронных облаков (см. рис. 9. 11). Это так называемый орбитальный радиус атома (иопа). Практически используют вычисленные по экспериментальным данным значения радиусов атомов и ионов, находящихся в соединении. Различают ковалентные радиусы и металлические радиусы атомов. [c.34]

Дать толкование понятий эффективный, ковалентный, ионный, ван-дер-Ваалъсовский, металлический, орбитальный радиусы. В чем их сходство и различие [c.83]

Ионные радиусы используются в том случае, когда внешний электрон полностью удален с электроположительного атома и находится на внешней орбитали электроотрицательного атома. Рассмотрим КС1. Было показано, что орбитальный радиус 45-элек-трона атома калия равен 2,16 A, в то время как орбитальный радиус оставшейся электронной оболочки, т. е. радиус иона К+, равен только 0,59 A. Добавление одного электрона на 3/7-подуро-вень атома хлора, приводящее к образованию С1", вызывает лишь незначительное (—0,02 A) увеличение орбитального радиуса. Равновесное межъядерное расстояние обусловливается балансом кулоновского притяжения между противоположно заряженными ионами и отталкивания электронных оболочек. Таким образом, в предельно ионном случае для уравновешивания кулоновского притяжения необходимо лишь очень незначительное отталкивание электронных оболочек атомов инертного газа, вызываемое перекрыванием только внешних частей радиальных функций распределения. Такое перекрывание значительно меньше, чем требуемое для формирования ковалентной связи, когда два радиальных максимума должны практически совпадать. Конечно, различие между двумя крайними случаями обусловлено тем, что для формирования ковалентной связи должны быть вакансии на внешних орбиталях соединяющихся атомов, чтобы могло осуществляться обобщение электронных пар для заполненных электронных оболочек атомов инертных газов по принципу Паули перекрывание запрещается. [c.118]

Сравнение ионных ра.днусов с ковалентными или металлическими радиусами (см. стр. 632) показывает, что положительные ионы значительно меньше нейтральных атомов того же элемента вследствие избытка ядерного заряда по сравнению с зарядом орбитальных электронов. В то же время радиус отрицательного иона значительно больни-ковалентного радиуса [c.110]

Если использование орбитальных радиусов для интерпретации физикохимических характеристик веществ вполне правомочно, так как оно означает просто элементарное кванюво-химическое рассмотрение, то проттао-поставление его кристаллохимическим ионным радиусам неоправдано. В самом деле, с точки зрения кристаллохимии орбитальные радиусы практически тождественны ковалентным и означают, следовательно, предположение о гомеополярном характере химических связей в неорганических кристаллах. Вместе с тем, огромный экспериментальный материал по свойствам неорганических веществ свидетельствует о преимущественно полярном характере их химических связей. [c.131]

Вклад сжимаемости комплексного аниона. Увеличение энергии решеток кристаллов с внешнесферными катионами малого радиуса (Ь1, N3) и сопутствующее электростатическое сжатие уменьшают в некоторой степени размеры комплексного аниона и межъядерные расстояния в нем. Изменение расстояр.ий центральный ион — лиганд в первую очередь приводит к изменению параметров молекулярных орбиталей комплексного аниона, несколько изменяются и энергии возбуждения. Теоретическое рассмотрение приводит к довольно сложной картине зависимости орбитальных токов и констант экранирования от степени участия атомных орбиталей центрального атома и лигандов в формировании молекулярных орбиталей. Но для наиболее реального случая, когда связи центральный ион — лиганд носят частично ковалентный характер, связывающие орбитали построены преимущественно из атомных орбиталей лигандов, а разрыхляющие — преимущественно из орбиталей комплексообразующего иона. В этом случае с увеличением сжатия орбитальные токи в целом возрастают. Это значит, что для комплексных фторидов и -элементов с малыми внешнесферными ионами (Ма, Ь1) имеет место дополнительный сдвиг сигнала ЯМР фтора в сторону слабых полей, причем величина этого дополнительного сдвига должна уменьшаться с уменьшением степени сжатия, осуществляемым при замещении внешнесферных катионов на самые крупные, такие как цезий. [c.31]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология