Связь нормальная ковалентная

Суммируя сказанное выше, следует отметить, что одиночная, двухэлектронная, ковалентная или сигма (о)-связь может быть образована электронами чистых и гибридных смешанных состояний. В табл. 33 дается сводная картина типа связей и форм молекул для элементов А различных подгрупп, присоединяющих к себе атомы элемента X электроны связи нормальных состояний обозначены, как принято, 5 и р, а электроны связи гибридных состояний д. [c.114]

Отметим, что для любого числа электронных пар от двух до шести и независимо от того, эквивалентны эти пары или нет, конфигурации, приведенные в табл. 6-1, верно предсказывают форму молекул непереходных элементов . Некоторые примеры приведены в табл. 6-2, а в табл. 6-3 даны геометрические формы молекул непереходных элементов. Следует отметить, что максимальное число ординарных нормальных ковалентных связей, образуемых любым непереходным элементом, равно семи, так как это максимальное число электронов на внешнем квантовом уровне химически реакционноспособного атома. Таким образом, не следует ожидать появления примеров с восьмью и девятью электронными парами в валентном уровне, за исключением некоторых переходных элементов, у которых по крайней мере некоторые из связей, образуемых электронными парами, будут формироваться за счет координационной ковалентности, и в этом случае будет участвовать ( -подуровень. Например, ТаРа и ацетилацетонат тория ТЬ(С5Н702)4 имеют структуру квадратной антипризмы, показанной в табл. 6-3. Известно лишь одно соединение — Мо(СМ) , в котором имеется восемь электронных пар, но обладающее структурой додекаэдра. Однако было отмечено ранее, что атом молибдена в этом ионе в действительности имеет девять электронных пар на валентном уровне, одна из которых — не поделенная пара. [c.207]

Нормальная ковалентная и координационная ковалентная связи. Нормальная ковалентная связь образуется между двумя атомами, каждый из которых дает для связи электрон. Электроны на внешних оболочках принято обозначать точками вокруг символов [c.514]

Да-в— нормальная ковалентная энергия связи . Логику вывода уравнения (4) удобно проследить по статье [32], где процесс комплексообразования в газовой фазе расчленяется на три стадии передачу электронов от лиганда к катиону металла, электростатическое взаимодействие между образовавшимися частицами и образование ковалентных связен. [c.184]

При хемосорбции во многих случаях образуются нормальные ковалентные связи, обусловленные нарой электронов, один из которых поставляется адсорбированным атомом, а второй — металлом. Адсорбированные атомы имеют общие электроны либо с теми атомами металла, на которых они адсорбируются, либо со всем металлом как одним целым. Они образуют на поверхности металла диполи, направление которых имеет большое значение для хемосорбции и катализа. [c.47]

Первый количественный подход к понятию электроотрицатель ности был чисто эмпирическим и основывался на аддитивности нормальных ковалентных связей . Энергию чисто ковалентной связи между двумя атомами А—В можно предположить равной среднеарифметическому из энергии связей между А—А и В—В. Следовательно, если связь А—В нормальная ковалентная, то [c.122]

Полинг показал, что предположение об аддитивности нормальных ковалентных связей соблюдается для большого числа простых свя зей, и использовал величины А, полученные из уравнения (4-7), для составления обширной таблицы электроотрицательности эле ментов. Несоблюдение аддитивности в некоторых случаях, в част ности для гидридов щелочных металлов, заставило Полинга заменить в уравнении (4-7) среднее арифметическое средним гео метрическим i [c.123]

Нормальную ковалентность следует отличать от ковалентности, координированной с электровалентностью или так называемой семиполярной двойной связи. Разница обусловлена тем, что во втором случае атом В получает часть двух электронов, первоначально принадлежавших атому А. Другими словами, образование семиполярной связи сопровождается разделением положительного и отрицательного электричества, проявляющимся в поляризации. Семиполярная валентность, полученная в результате неравномерного распределения электронов, соответствует процессу внутримолекулярной ионизации, приводящей к высокой диэлектрической константе соединения. Ковалентность, сочетаемая с электровалентностью, обычно разрушается легче, чем нормальная ковалентность. [c.552]

Наряду с ионными радиусами для большинства элементов известны оценки так называемых атомных радиусов и нормальных ковалентных радиусов, применяющиеся для оценки длин связей в существенно неионных соединениях. Как правило, для одного и того же элемента радиус увеличивается при уменьшении степени окисления так, радиус Те + в системе Полинга 0,056 нм, Те + — 0,081 нм нормальный ковалентный радиус Те 0,137 нм и, наконец, радиус Те - 0,221 нм. Таким образом, возникает впечатление, что [c.52]

Полинг определил значения х через превышение реальной энергии связи М—Ь над энергией нормальной ковалентной связи 1)м L. которую задавал выражением [c.57]

Энергии химических связей и их использование в термохимических расчетах. Энергия химической связи представляет, собой ту долю энергии, поглощаемой при полной диссоциации молекулы на свободные атомы, которая приходится на данную связь. Сумма таких энергий для всех химических связей в молекуле равна атомной теплоте образования вещества. Расчет энергии связи, рассмотренный выше, является простейшим. В более сложных соединениях, содержащих разные химические связи, на энергию данной связи влияют все остальные. Тем не менее, путем ряда упрощений и отбора лучших экспериментальных результатов получены более или менее удовлетворительные значения энергий связи между различными атомами. Они часто используются для расчета энтальпий образования веществ по уравнению (У.Б), особенно в тех случаях, когда имеют дело с только что синтезированными или плохо изученными соединениями и когда хотят оценить их относительную устойчивость или подсчитать теплоту реакции с участием этих веществ. Расчет дает удовлетворительный результат, если 1) атомы в молекуле связаны простыми связями 2) имеют нормальную ковалентность, т. е. 3 для азота, 4 для углерода и т. д. [c.86]

Одной из наиболее интересных разновидностей диполь-дипольного взаимодействия является водородная связь. В обычных условиях валентность водорода равна 1, и он способен обобществлять с другими атомами одну электронную пару, образуя самую обычную ковалентную связь кроме того, атом водорода может присоединять электрон, образуя гидрид-ион Н . Однако, будучи связан с каким-либо сильно электроотрицательным атомом, например с фтором, кислородом или азотом, атом водорода приобретает относительно высокий положительный заряд (естественно, не превышающий единицы ). Поскольку этот заряд сосредоточен на чрезвычайно малом атомном остове (представляющем собой в данном случае просто протон), он может сильно приближаться к какому-нибудь другому атому, несущему на себе небольшой отрицательный заряд. Это вызывает образование довольно сильной диполь-дипольной связи, хотя, конечно, она гораздо слабее нормальной ковалентной связи. Возникающее при образовании водородной связи расположение частиц показано на рис 8.20. [c.142]

Нормальная ковалентная рефракция углерода равна 2,1, а ионная (С" +) —0,004 см . Следовательно, при полной (100%) ионизации углерода его рефракция уменьшится на Л/ с = 2,096 см . Реальная ионность связей С—Р в данной молекуле равна 27%. Из рис, 6 видно, что такой ионности связи соответствует уменьшение рефракции на 77,5% от А/ с, т. е, иа 1,628 см . Отсюда рефракция атома углерода в молекуле Ср4 будет равна 2,10—1,63 = = 0,47 см . [c.123]

Метод ВС не может интерпретировать металлическую связь. В металлах с их высокими координационными числами наблюдается сильный недостаток вален р-ных электронов по сравнению с двухэлектронной и двухцентровой ковалентной связью. С точки зрения ММО металлическая связь характеризуется дефицитом электронов против нормальной ковалентной связи. Поэтому порядок связи в металлах и истинных металлидах может быть любым дробным числом. Отсюда металлиды, как правило, не подчиняются правилам классической валентности, т.е. ковалентности. Из-за этого для истинных металлидов невозможно предсказать их формульный состав на основе классических представлений о валентности, а потому здесь нужны другие концепции. [c.95]

Ответ на этот вопрос дает теория резонанса. Переход от ионной связи к нормальной ковалентной связи в ряду соединений, подобных указанным выше, происходит не резко, а постепенно. [c.155]

Насыщенные углеводороды сорбируются с разрывом связи С—Н. При хемосорбции во многих случаях образуются нормальные ковалентные связи, обусловленные парой электронов, один из [c.49]

А. Н. Пудовик [8] предполагает, что присоединение а-хлорэфиров к бутадиену происходит по ионно-молекулярному механизму. Поляризация присоединяющегося реагента в процессе реакции не доходит до полной ионизации. В процессе присоединения отрицательно поляризованная часть молекулы реагента может удалиться от катиона настолько, что энергетический барьер, необходимый для существования нормальной ковалентной связи, будет пройден, а дальнейшее течение реакции пойдет по ионному [c.267]

Ответ на этот вопрос дает теория резонанса. Переход от ионной связи к нормальной ковалентной связи происходит не резко, а постепенно. Структуру молекулы треххлористого бора лучше всего можно представить как резонансный гибрид всех указанных выше структур. [c.192]

Ц- >фд 4i-, допустимом для гипотетической ионизированной струкгуры, то, при возможности вычисления этой функции, найденное отношение bja будет вероятно очень небольшим. Мы будем называть такую связь нормальной ковалентной связью. [c.85]

Но неэкранированные катионы (восстановленная поверхность) обнаруживают сильную тенденцию к одновременному увеличению их КЧ до 6 и их степени окисления до 3. [Действительно, при октаэдрической симметрии (высокий спин) конфигурации соответствует более высокое значение ЗСКП, чем конфигурации (разд. И. 1. Б).] Это может произойти, если с катионом Сг вступит в реакцию частица с неспаренными электронами (радикалоподобная) такие частицы образуются при гомеополярном разрыве нормальной ковалентной связи Н—Н или К—Н [c.27]

Как можно объяснить эти экспериментальные данные Впервые это по- пытался сделать Полинг. Он считал, что существуют два резко отличающихся вида комплексов с ионной связью (нормальный ионный магнетизм) и комплексы с ковалентной связью для последних причины уменьшения магнитной восприимчивости можно представить себе, рассмотрев диамагнитные свойства комплексного иона [Ре(СЫ)в] . Шесть свободных электронных пар -лигандйв переходят к иону Ре + и занимают его незанятые атомные орбитали — две Зг(-орбитали. одну 45-орбиталь и три 4р-орбитали. [c.128]

В них осцилляция связей показана стрелками в самих структурных формулах. Диоксид азота и триоксид хлора легко димеризуются с образованием N204 и СЬОе. Этот факт доказывает неустойчивость трехэлектронной связи — пара электронов с антипараллельными спинами образует нормальную ковалентную связь, а третий электрон идет на образование а,,-,,-связи центрального атома с таким же атомом другой молекулы. Схема димеризации молекул N204 и С120е [c.117]

Как уже говорилось, термином атомная рефракция следует характеризовать электронную поляризуемость свободного атома. Последняя величина, вообще говоря, должна быть больше нормальной ковалентной рефракции того же атома, поскольку размер (ван-дер-ваальсовски11 радиус) свободного атома всегда больше его ковалентного радиуса (рис. 1). С физической точки зрения это объясняется значительно большей прочностью ковалентных связей по сравнению с ван-дер-ваальсовски-ми, что приводит к упрочнению всей внешней электронной структуры атомов и соответственному уменьшению пх поляризуемости. [c.39]

Огромное различие трифторида алюминия и тетрафторида кремния не обусловлено тем не менее каким-либо значительным изменением типа связи — в обоих случаях связи имеют промежуточный характер между ярко выраженными ионными связями М+р- и нормальными ковалентными связями М р ,— а скорее является результатом изменения взаимного расположения атомов. Три летучих вещества существуют в виде отдельных молекул 31р4, РРз и 5Рв (не имеющих дипольных моментов) как в жидком и кристаллическом, так и в газообразном состояниях (рис. 9.4), и их плавление или испарение происходит лишь за счет теплового движения, в результате которого преодолеваются слабые меж- [c.248]

Весь материал но иопным ре([1ракциям можно разбить на три класса — иа характеристики свободных иоиов (ср, атомные рефракции, табл. 19) ионов в кристаллических соединениях (ср, кристаллические кова- теитные рефракции, табл. 15) и ионов в нормальных молекулах, где валентность элемета равна числу его связей с одновалентпымн лигандами (ср. нормальные ковалентные рефракции, табл. 12), [c.76]

Если задаться известными значениями нормальных ковалентных (табл. 13) и ионных (табл. 55) радиусов атомов, то, зная величины Е для нейтральных атомов и иоиов [53], можно найти значения с для ковалентного и ионного состояния. Последние, как правило, незначительно отличаются друг от друга и поэтому для промежуточных значений ионности их можно линейным образом интерполировать. Интерполируя также величины 2, можно вычислить г как функцию нонности связи. [c.115]

Величины Rd анионов приведены в табл. 55 для катионов, как уже говорилось, Rd Roo (различие составляет примерно 1%, см. табл. 21) и поэтому дисперсию рефракций обычно не учитывают. Однако при вычислениях рефракций по новому методу на долю катиона может прийти уже заметная величина поляризуемости и поправка в 1% становится ощутимой. Поэтому в табл. 56 во всех случаях рефракция катиона (R оо) умножэстся на 1,01, чтобы перейти к Rd. При вычислениях с учетом промежуточного характера связей были использованы следующие величины Rd нормальных ковалентно-связанных атомов С1 5,9 Вг 9,0 I 15,0 S 8,0 Se 11,0 Те 18,4 Р 9,0 As 11,6 см . Для F, О и N различие Roo и Rd очень мало и его можно не учитывать. [c.124]

Rx можно вычислить, зная степени нонности связен М—X (см. табл. I—III приложения или табл. 45, 46, 48 основного текста) и величины их нормальных ковалентных и ионных рефракций (координационные числа лигандов в комплексных соединениях равны 1, и поэтому надо брать нормальные, а не кристаллические рефракции), с помощью кривых рис. 6. Здесь следует только сказать, что ввиду большой жесткости комплексных ионов (многоатомных лигандов) и того обстоятельства, что в их состав входят двух- и трехвалеитные элементы, расчет рефракций полярных лигандов NO2, S N следует вести по кривой для N и Р, т. е. более пологой, чем для одноатомных одновалентных лигандов. Собственное значение рефракции аммиака вычисляют следующим образом. Сначала определяется ионность поляризационного взаимодействия металл— аммиак но уравнению (2.78), поскольку нормальная химическая связь между центральным атомом комплекса и NH3 невозможна (потенциал ионизации аммиака берется по атому азота). Затем находится рефракция атома металла данной степени ионности, которая потом вычитается из рефракции координаты NHs—М—NH3. Именно эти нолуэмпирические значения рефракций NH3 и приведены в табл. 116. [c.261]

Простые алкилы типа М(алкил) образуются металлами следующих двух групп 1) щелочные металлы, бериллий, магний, щелочноземельные металлы и А1 2) металлы побочных подгрупп об алкильных производных переходных металлов известно очень мало. (О соединениях [Р1(СНз)зХ]4, одно из которых Х = ОН раньше принимали за Pt( Hs)4, см. в разд. 27.9.8.) Удобнее начать рассмотрение с комплексов второй группы, так как, за исключением алкилов меди, серебра и золота (структура которых неизвестна), алкильные производные элемептов побочных подгрупп представляют собой нормальные ковалентные соединения, напрпмер алкилы бора, углерода, кремния и др., в которых атом углерода алкильной группы образует ординарную связь с металлом. [c.83]

Перекись водорода действует и как окислитель и как восстановитель. Она окисляет хлористое железо до хлорно го и способна восстановить перманганат до соли закиси марганца. Такое аномальное поведение ее послужило причиной обширных дискуссий в специальной литературе. Нет необходимости входить в детали возникших Споров, но уместно дать простое объяснение указанной особенности. В большинстве соединений водорода и кислорода первый положительно однсивалентен, а второй отрицательно двухвалентен. Можно считать, что в перекиси водорода Еодород также имеет нормальную валентность, соответствующую одному положителшо1му заряду. Если, таким обраг зом, водород является положительно одновалентным, то группу О — О в молекуле Н — О — О — Н нужно считать по отношению к водороду отрицательно двухвалентной (так. же как и один атом кисло рода). Другими словами, связь двух атомов одного и того же рода между собою взаимно насыщает по одной валентности каждого атома. Такая связь называется ковалентной связью, так как в данном случае нет никаких данных в пользу долущеиия полярности между двумя группами ОН в НО — ОН. [c.48]

Различие в поведении двух главных типов ненасыщенных соединений объяснялось электронной конфигурацией атомов, образунщих двойную связь, и неэквивалентностью сродства, которое эти атомы приобретают в результате активации двойной связи посредством поляризации. Установлено, что во всех реакциях присоединения к ненасыщенным соединениям проявление этого свойства не служит выражением свойств нормальной ковалентной формы, а оказывается следствием семиполярной или активированной структуры. Склонность к присоединению у олефинов считалась следствием высокой реакционной способности полярных центров у активированной формы. Образование продуктов присоединения к ненасыщенным соединениям в некоторых случаях может быть приписано активации двойной связи поляризацией. Ионный реагент оказывается источником возникновения нестойкой семиполярной связи [c.561]

В отношении полимеризации винилуксусной кислоты было высказано предположение [91], что отдельные молекулы соединяются посредством нормальных ковалентных связей в длинную цепь. Предложен цепной механизм для объяснения полимеризации алифатических альдегидов и изопрена под высоким давлением с применением перекисей в качестве катализаторов. Ода [67] предполагает, что полимеризация ненасыщенных соединений связана со склонностью молекул этих веществ группироваться таким образом, что они приобретают минимальный электрический мсмент, вследствие чего может происходить образование химических связей. [c.645]

Если каждая связь, идущая от алюминия к кислороду, была бы нормальной ковалентной связью, то атом алюминия должен был бы иметь шесть валентных электронов, кроме десяти электронов его внутренне11 оболочки, и его электрический заряд был,бы равен —3. Однако электроотрицательность алюминия составляет 1,5, а электроотрицательность кислорода равна 3,5, следовательно, разность электроотрицательностей равна 2,0, что соответствует 54% ионного характера связи (табл. 16). Исходя из этого, каждая из шести связей на 46% ковалентна и обеспечивает атому алюминия 0,46 валентного электрона. Всего в расчете на шесть связей это составит 2,76, а вместе с десятью внутренними электронами дает 12,76 если вычесть эту величину из заряда ядра 4-13, то получим, что атом алюминия будет иметь суммарный заряд, равный -Ь0,24. Каждый атом кислорода в данном случае имеет заряд -+-0,46 однако связи между кислородом и водородом (разность электроотрицательности 1,4) имеют 32% ионного характера (табл. 16), а это значит, что атомам кислорода остается заряд —0,18 и заряд каждого атома водорода будет равен -+-0,32. [c.195]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология