Частично-ионный характер

В гетероядерной двухатомной молекуле АВ, где В-более электроотрицательный атом, чем А, связывающая молекулярная орбиталь содержит больший вклад атомной орбитали атома В, а разрыхляющая молекулярная орбиталь больше напоминает атомную орбиталь атома А. Если разность электроотрицательностей атомов А и В очень велика, как, например, в КР, валентные электроны локализуются на более электроотрицательном атоме (в данном случае Р) и представление о ковалентной связывающей орбитали теряет свой смысл. В такой ситуации правильнее говорить об ионной структуре К Р . Большинство гетероядерных двухатомных молекул имеют промежуточный характер связи между ионными парами и ковалентно связанными атомами другими словами, они имеют частично ионный характер связи и могут описываться структурами А В . [c.544]

При разности электроотрицательностей больше 2,0 связь может считаться ионной при разности 0,4-2,0 возникает ковалентная связь с частично ионным характером, и при разности меньше 0,4 связь считается чисто ковалентной. [c.406]

Атомная связь с частично ионным характером [c.54]

Электроотрицательность является мерой способности атома притягивать к себе электроны, обобществляемые при образовании связи с другим атомом. Пользуясь данными, приведенными в табл. 9-1, можно предсказать, что связь в молекуле СзР будет ионной, а в молекуле СН -ковалентной. Характер связи в молекуле НР должен быть промежуточным между предельными случаями СзР и СН . Связывающие электроны в молекуле НР оттягиваются по направлению к атому Р, вследствие того что его электроотрицательность больше. Связь в НР имеет частично ионный характер, что схематически отображается структурой Н Р° (где 5 и 5 — соответствуют дробным зарядам, меньшим 1). Вообще говоря, связи между атомами имеют различную степень ионного характера, или различную степень ионности, зависящую от разности их электроотрицательностей. [c.406]

Пользуясь значениями электроотрицательности, предскажите, имеет ли связь в а) СаО, б) HI. в1 SiH, г) Вг и д) I I чисто ковалентный, чисто ионный или частично ионный характер. В случае чисто ионной и частично ионной связей укажите ожидаемое распределение зарядов. [c.407]

Диссоциация молекул веществ, имеющих атомную связь с частично ионным характером [c.82]

Вновь подчеркнем приближенность концепции электроотрицательности (см. стр. 133) и, в частности, Принципиальную неточность уравнения (111.111) (см. также стр. 206). Ведь прй образовании молекулы АВ может измениться количество связывающих и разрыхляющих электронов. Поэтому не всегда будет оправдана связь энергии взаимодействия только с частично ионным характером связи. Расчет электро-отрицательности по Полингу может привести к значительным расхождениям между опытными и рассчитанными значениями энергий связи (особенно при большом различии в значениях хд и л в), однако он удобен для приближенных оценок и для целей систематизации. [c.213]

Ионную связь можно рассматривать как предельную полярную химическую связь, для которой эффективный заряд атома близок к единице. В то же время для неполярной ковалентной связи эффективный заряд атомов равен нулю. Химическая связь большинства соединений является полярной, т. е. имеет промежуточный характер между неполярной ковалентной и ионной связями. Можно сказать, что такая ковалентная связь имеет частично ионный характер. Долю ионного характера связи называют степенью ионности, которая количественно характеризуется эффективными зарядами атомов в молекуле. Например, степень ионности молекул H I и LiF равна 0,17 и 0,9 соответственно. Поэтому указанным соединениям присущи и ковалентная и ионная связи. Степень ионности связи возрастает с увеличением разности электроотрицательности образующих ее атомов (рис. II.2). [c.35]

Галогениды водорода представляют собой интересный ряд соединений с ковалентной связью, имеющей частично ионный характер или полярность, что можно проследить по величине их электрического дипольного момента. Электрическим дипольным моментом молекулы называется произведение rq, где г —расстояние между центрами отрицательного и положительного зарядов в молекуле, а (/ — величина этих зарядов. Если центры отрицательного и положительного заря- [c.125]

Для одинарной ковалентной связи между двумя атомами А и В дополнительная обусловленная ее частично ионным характером, по Полингу приблизительно оценивается формулой 100[ЭО(А)—ЭО(В)] кДж, т. е. она пропорциональна квадрату разности электроотрицательностей двух данных атомов. Вычислите дополнительную энергию связей И—I и НС1 за счет частично ионного характера связей, если Э0(Н)=2,1, ЭО(С1)=3,0 и Э0(1) = = 2,6. Какое из этих двух соединений прочнее и реакция его образования более экзотермична [c.132]

Рассчитайте дополнительную энергию связей Р—I и Р—Р, обусловленную их частично ионным характером (см. задачу № 8.103). За счет этого сколько теплоты дополнительно выделится при образовании Р1з и РРз количест- [c.134]

Частично ионный характер ковалентных связей [c.154]

На практике -принято показывать связи между -сильно электроположительными металлами и неметаллами как ионные -связи, а связи между неметаллами и неметаллами или металлоидами как ковалентные связи, которые, разумеется, имеют в какой-то мере частично ионный характер. [c.156]

Решение. При электронной структуре H—i =N а,томы почти нейтральны. Частично ионный характер связей (степень ионности 4% для Н—С и 7% для каждой связи С—N) приводит к заряду +0,04 на Н, 4 0,17 на С и —0,21. на N. Эти заряды малы и вполне отвечают принципу электронейтральности. Для H.N в соответствии со структурой, Н—N= , обеспечивающей октеты электронов вокруг атомов N и С, четыре валентных электрона относятся к N и пять к С,-что отвечает N+ и С . Тогда частично ионный характер связей приводит к следующему распределению зарядов +0,04 на И, -f-0,75 на N it —0,79 на С. В данном случае заряды на N и на С значительно больше, чем в структуре Н— N , и соответствуют неустойчивости HN . Таким образом, предпочтительной структурой является H N. [c.162]

На основании данных о частично ионном характере связен рассчитайте заряд яа атомах NH3 и BF3. Покажите, как принцип электроотрицатель- [c.169]

Высокая энергия тройной связи в молекуле N2 обусловливает то положение, что многие соединения азота богаче энергией, нежели продукты их реакций, содержащие N2. Так, трихлорид азота (разд. 6.11) может взрываться с образованием элементных хлора и азота. Одинарная связь —С1 не стабилизована частично ионным характером (разд. 6.12), поскольку азот и хлор имеют одинаковую электроотрицательность и при распаде трихлорида азота выделяется столько же теплоты (469 кДж-моль-1), сколько и при распаде гидразина. С другой стороны, молекулы трифторида азота не богаты энергией стабилиза- [c.226]

Этим фактам можно дать следующее объяснение углеводородные группы (состоящие только из атомов углерода и водорода) взаимно притягиваются очень слабо, о чем свидетельствуют более низкие температуры плавления и кипения углеводородов по сравнению с другими веществами приблизительно такой же молекулярной массы. В то же время между гидроксильными группами и молекулами воды существует очень сильное межмолекулярное притяжение температуры плавления и кипения воды лежат выше соответствующих температур любого другого вещества с небольшой молекулярной массой. Такое сильное притяжение обусловлено частично ионным характером связей О—Н, благодаря чему на атомы накладывается электрический заряд. Положительно заряженные атомы водорода притягиваются затем к отрицательно заряженным атомам кислорода других молекул, образуя водородные связи и прочно удерживая молекулы вместе. [c.262]

Говорят, что полярные связи имеют частично ионный характер, так как смещение электронной плотности эквивалентно частичному переносу заряда. Разумеется, ионную связь можно рассматривать как предельно поляризованную ковалентную связь, однако в соответствии с таким подходом, для того чтобы ионный характер связи достиг 100%, потребовалась бы бесконечно большая разность электроотрицательностей. [c.125]

Такие связи называют полярными связями полярные атомные связи, атомные связи с частично ионным характером). Здесь а-МО изображается валентной чертой, а знак 6 означает какую-то произвольную часть элементарного заряда. [c.75]

Графическое изображение строения нитрилов. Из приведенных данных о частичном ионном характере нитрильной связи и об отклонении кратности N-связи от трех видно, что классическая формула — =N недостаточна для точного описания характера связей в нитрильной группе. Для более полного изображения строения нитрильной группы (а также молекулы нитрила в целом) пользуются дополнительными обозначениями (формулы I, П, HI) [c.14]

Пример. В молекуле НС1 распределение электронной плотности вдоль связи И—С1 таково, что электрический центр тяжести отрицательного заряда смещен к атому С1, а центр тяжести положительного заряда — к атому Н. В результате на атомах хлора и водорода возникают эффективные заряды Н —С1 . а связь водород—хлор приобретает частично ионный характер. В ковалентной молекуле НС1 ионный характер связи составляет 17 %, или полярность связи равна 17 %, [c.132]

Выше указывалось (стр. 327), что в кристалле 2п8, сходном по структуре с алмазом, действуют как ковалентные, так и ионные силы. Нитрид бора ВЫ аналогично графиту имеет слоистую решётку (I), причем а-связям свойствен частично ковалентный, частично ионный характер, как и в кристалле 2п8. Отличие от последнего заключается в том, что в ВЫ гибридизация скорее тригональная чем тетраэдрическая зр . Так же как и в графите, п-электроны кристалла ВЫ занимают МО типа двойных баллонов , простирающихся на всю плоскость слоя. Здесь мы опять имеем твердое тело, промежуточное между типами 2, 3 и 4 (раздел 11.1). [c.330]

Частично ионный характер связи А — Н донора. [c.206]

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]

Если провести математические операции, выражаемые словами скомбинируем две атомные орбитали так, чтобы получить разрыхляющую и связывающие молекулярные орбитали , то обнаружится, что две такие атомные орбитали должны обладать достаточно близкими энергиями. В молекуле каждая из двух молекулярных орбиталей содержит 50%-ный вклад от Ь-орбитали каждого атома водорода. В противоположность этому если в молекуле АВ скомбинировать орбиталь атома А, обладающую очень высокой энергией, и орбиталь атома В с довольно низкой энергией, то математические выкладки покажут, что разрыхляющая молекулярная орбиталь представляет собой почти чистую исходную орбиталь атома А, а связывающая орбиталь - почти чистую исходную орбиталь атома В. Следовательно, пара электронов на такой связывающей орбитали в сущности находится вовсе не на настоящей ковалентной связывающей орбитали. На самом деле речь идет о неподеленной паре электронов на атомной орбитали атома В. Взаимодействие атомных орбиталей двух атомов с больщим различием в энергиях пренебрежимо мало. На примере молекулы НР мы увидим, что это означает, если принять во внимание частично ионный характер связи. [c.532]

Как и следует ожидать, бериллий, ядро которого слабо экранировано, заметно отличается от остальных элементов этой подгруппы. Его атом имеет малый радиус, наименьшее число электронов и отсюда большой потенциал ионизации, что обусловливает преимущественно ковалентный характер соединений этого элемента. Частично ионный характер имеют связи в оксиде бериллия ВеО — высокоплавящемся и нелетучем соединении. [c.154]

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]

Приближенное соотношение между разностью электроотрицатель ностей Ха—Хв (или Хв—-> а) и долей частично ионного характера (степенью ионности) связи между атомами А и В известно из значений электрических дипольных моментов (распределения электрического заряда) в двухатомных молекулах, а сами дипольные моменты рассчитывают на основании измерения диэлектрической проницаемости веществ. Эти соотношения приведены в табл. 6.4 и на рис. 6.23. [c.158]

В данной главе мы сосредоточим внимание главным образом на рассмотрении физических свойств отдельных ионов и молекул, а также их агрегатов и покажем, как эти свойства предопределяются характером химической связи. Хотя мы будем все время противопоставлять друг другу ионный (электровалентный) и ковалентный типы связей, не следует забывать, что между чисто ионной и чисто ковалентной связью существует множество промежуточных грададий Многие ковалентные связи поляризованы и имеют частично ионный характер, и в то же время даже ионные связи между элементами с большой разностью электроотрицательностей обладают (хотя и в небольшой степени) ковалентным характером. Полностью ионных связей не существует, и вместе с тем неполярные ковалентные связи обнаруживаются только между идентичными атомами, как, например, в молекулах Н2 или С12- [c.128]

Наиболее удивительной структурной особенностью является а-связь-Со—С длиной 2,05 А. Таким образом, кофермент представляет собой алкилкобальт — первое соединение этого типа, обнаруженное в природе. До 1961 г. полагали, что все алкилкобальты неустойчивы. Хотя связь 5 -дезоксикобаламина является ковалентной, угол Со—С—С составляет 130°, что указывает на частично ионный характер связи Со—С [160]. Уровень окисления кобальта равен 3+, и можно представить себе, что-цианкобаламин образуется при замещении одного из водородов внутри корринового цикла на Со + плюс N . Однако следует помнить, что три других цикла азота корринового цикла и азот диметилбензимидазола также образуют связи с кобальтом. Каждый атом азота отдает электронную пару на формирование ковалентных связей хелатного комплекса. В формуле, приведенной в дополнении 8-Л, это показано стрелками, с тем чтобы подчеркнуть формальное различие между этими связями и иной связью Со—N. Однако вследствие резонанса в системе сопряженных двойных связей коррина все четыре связи Со—N цикла примерно равноценны, и положительный заряд делокализован по всем атомам азота, окружающим кобальт. [c.284]

Кэннон сформулировал критерии образования водородных связей [47] 1) связь X—Н должна иметь частично ионный характер (или быть такой, что ионный характер может быть индуцирован поляризацией) 2) акцепторный атом должен иметь свободную электронную пару на асимметричной орбитали 3) чтобы взаимодействие было максимальным, связь X—Н и орбиталь свободной электронной пары должны быть коллинеарны (это не означает, что связи должны лежать на одной прямой линии, т. е. —О—Н- 0—). Можно добавить, что стерическое влияние громоздких групп, окружающих донор протонов, будет препятствовать образованию водородной связи. [c.171]

В водородной связи атом водорода соединен с двумя другими атомами. Правила возникновения межатомной связи предполагают, что у атома водорода, использующего только 15-орбиту для межатомного взаимодействия, не могут возникнуть две ковалентные связи. Объяснение образования водородной связи базируется на полярной природе связей Р-Н, 0-Н, М-Н. Например, в молекуле НзО электронная пара, образулощая связь в группе 0-Н, смещена к ядру кислорода и удалена от ядра водорода. Такой частично ионный характер связи 0-Н ведет к тому, что атом водорода приобретает некоторый положительный заряд, а это позволяет электронам другого атома О приблизиться к протону, если даже протон уже связан. Образуется вторая, более слабая водородная связь (на рис, 2.4 для молекулы воды ковалентная связь обозначена сплошными линиями пересекающихся орбит атомов кислорода (большие кружки) и водорода (маленькие кружки), а водородная - пулпсгирной линией). [c.29]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология