ВодорОда Ионный характер связ

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]

В действительности же момент диполя газообразного хлорида водорода равен 0,347-10 Кл-м, что составляет примерно 18% от рассчитанного .i в предположении ионного характера связи. Таким образом, эффективные заряды на атомах Н и С1 в молекуле НС равны 0,18 абсолютного заряда электрона. [c.85]

Стабильность связи Si—С. К гомолитическому расщеплению связь Si—С относится аналогично связи С—С, тогда как к гетеро-литическому расщеплению она чувствительнее. Это вызвано большим размером атома кремния, его электроположительностью и способностью проявлять большее координационное число. Частично ионный характер связи Si—С делает возможной атаку протона на отрицательный конец диполя (углерод). В некоторых случаях, однако, связь Si—С, напротив, более стабильна, чем связь С—С. Например, тетрафенилметан расщепляется водородом [c.199]

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]

Новую точку зрения на этот вопрос высказал Полинг [43, стр. 73—83], который отметил, что ионная структура Н+С1- должна быть менее устойчива, чем ковалентная Н С1, и что поэтому связь в молекуле хлористого водорода должна в основном носить ковалентный характер. Согласно Полингу, малая величина наблюдаемого момента обусловлена не поляризационным эффектом (который достаточно мал, и им можно пренебречь), а частично ионным характером связи. Приближенное уравнение Полинга имеет вид [c.181]

Например, полярность (ионный характер) связи водород — хлор удобно представить, рассматривая НС1 как гибрид структур I и П. Можно считать, что структура И достаточно стабильна, и, следовательно, ее вклад очень существен, поскольку в этой структуре отрицательный заряд расположен на сильно электроотрицательном атоме хлора. [c.317]

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]

Несмотря на многочисленные попытки, пока еще не удалось узнать действительных принципиальных причин появления тройного потенциального барьера даже у самого этана. Попытки его объяснения исключительно электростатическим взаимодействием СН-групп при двух различных атомах углерода с учетом как дипольных, так и квадруполь-ных взаимодействий [33, 34] привели к необходимости постулирования невероятно большого ионного характера связи С—Н [7]. Было показано, что чисто пространственное вандерваальсовское взаимодействие атомов водорода также дает при расчете заниженное значение барьера [35]. Хотя в случае данной молекулы учет обоих этих факторов и позволяет получить согласие с экспериментальными данными, однако, как показал Вильсон 17], ни одно из этих приближений не в состоянии, по-видимому, удовлетворительно объяснить все имеющиеся в настоящее время многочисленные данные о потенциальных барьерах различных молекул и, в частности, тех случаев, когда играют роль взаимодействия несвязанных водородных атомов. Он высказал предположение о том, что пришло время пересмотреть выдвинутые ранее Эйрингом представления [361 электронные свойства самой связи С—С, очевидно, таковы, что она в действительности не имеет осевой симметрии. Иными словами, основная причина возникновения барьера кроется во взаимодействиях, связанных скорее с распределением электронной плотности на самой связи С—С или на ее концах, чем вокруг водорода или других групп, присоединенных к атомам углерода. К этому же самому воп-)осу несколько иным путем подошли недавно Полинг 37] и Эйринг [38]. Однако если даже одним из факторов, определяющих торможение внутреннего вращения, является неосевая симметрия связи С—С, последняя не [c.365]

Как называются соединения водорода с металлами и неметаллами Приведите примеры соединений, в которых водород проявляет неполярный, полярный и ионный характер связи. Что называется водородной связью [c.15]

Ионный характер связей элементов с водородом [c.434]

В главе 6 водород был охарактеризован как особая группа, состоящая только из одного элемента. Химия водорода во многом отличается от химии других элементов. Мы убедились, что это действительно так, когда попытались предсказать ионный характер связей с водородом. [c.434]

Энергия ионизации атома водорода, равная 313,6 ккал/моль, очень близка к энергии ионизации фтора, так что можно ожидать образования ковалентной связи между этими атомами в молекуле НР. В действительности же эта молекула обладает значительным дипольным моментом, что указывает на ионный характер связи. То же справедливо для связи О—Н [c.434]

Пероксосоединения. Соединения, содержащие в своем составе пер оксогруппу (О—О) и называемые пероксосоединения-ми, рассматривают как производные пероксида водорода и делят на два больших вида простые и комплексные. К простым пероксосоединениям относятся соединения, называемые пероксидами, в которых пероксогруппа соединена с ионом или атомом металла ионной или атомной связью. Эти со< аинения могут быть образованы всеми металлами 1А- ПА- (за исключением бериллия) и 1В-группы периодической системы Д. И. Менделеева. По мере увеличения электроотрицательности металла (от щелочных и щелочно-земельных металлов к таким -металлам, как ртуть) ионный характер связи в пероксидах изменяется на ковалентный. [c.237]

В действительности же дипольный момент газообразного хлорида водорода равен 1,08 D, что составляет примерно 18% от рассчитанного в предположении ионного характера связи. Таким образом, эффективные заряды на атомах Н и С1 в молекуле НС равны +0,18 заряда электрона. Если же учесть влияние неподеленных электронных пар атома С1, то более точное значение эффективного заряда атомов Н и С1 составляет +0,2 заряда электрона. [c.94]

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]

Известно, что в полярной молекуле НС1 заряд сдвигается от Н к С1. Этот сдвиг можно было бы связать с большей электроотрицательностью (т. е. большей способностью притягивать электрон) хлора по сравнению с водородом, В самом деле, если любому атому А можно приписать число ха (назовем его электроотрицательностью), которое не зависит от окружения атома А, то естественной мерой ионного характера связи АВ будет абсолютная величина разности ха — Хв электроотрицательностей атомов А VI В. Наша задача, таким образом, состоит в применении экспериментальных данных, которые можно связать с электроотрицательностью. Наиболее естественную величину такого типа представляет собой энергия (А) ионно-ковалентного резонанса (раздел 5.7), поскольку, по определению, А = 0 для чисто ковалентной связи (когда Хл=Хв) и увеличивается при увеличении полярности связи. Полинг (283] на чисто эмпирической основе предложил считать мерой разности ха — Хв величину V AB- Однако, согласно Малликену [259], а также [243а], более подходящей мерой электроотрицательности Ха является величина М=( /2) (/а+ а), где /д —потенциал ионизации, а Еа — электронное сродство атома Л. Удачно, что величина У Аав почти пропорциональна разности величин М для атомов Л и и удовлетворяет соотношению [c.153]

Молекулы гидридов НР, НС1, НВг и HI также являются ковалентными и образуются благодаря перекрыванию р -орбитали атома галогена с ls-орбиталью водорода (см. гл. 7, с. 73) при увеличении размера атома галогена энергия связи постоянно уменьшается она равна для HF, НС1, НВг и HI 574, 428, 363 и 295 кДж/моль соответственно. Электроотрицательность атомов галогенов уменьшается от фтора к иоду это проявляется в уменьшении ионного характера связей в ряду НР, НС1, НВг, HI. Применительно к орбиталям уменьшение ионности связи означает более симметричное распределение связывающих электронов между атомами водорода и галогена. При растворении галогеноводородов в полярных растворителях, например в воде, они ионизуются с образованием сольватированного протона и галоген-иона [c.191]

Эти отношения можно интерпретировать как доли участия ионных структур в основных состояниях молекул, т. е. как степени ионного характера связей. Как видно, при этом связь в хлористом водороде, на 17% ионная, в бромистом водороде на 11 % ионная и в иодистом водороде на 5 % ионная . [c.54]

Д. Эли и Д. Шутер [298] предположили, что в реакциях с участием водорода на металлах наибольшей реакционной способностью отличаются поверхностные соединения с минимальным ионным характером связи. Авторы не приводят убедительных оснований для такого предположения. [c.70]

Если %т > Хь, то протоны, расположенные таким образом, что угол р больше 54°44, окажутся сильнее экранированными, тогда как протоны, характеризующиеся меньшим значением р, не будут экранироваться за счет связи. Поперечная восприимчивость Хг представляет разность диамагнитного члена и парамагнитного члена второго порядка. Попл [29, 30] предложил приближенный метод расчета парамагнитного члена и использовал его для вычисления химических сдвигов в спектрах ЯМР фтористого водорода, воды, аммиака и метана. В отношении галоген-алканов Ботнер-Бай и Наар-Колин [14] высказали предположение, что в ряду метил, первичный алкил, вторичный алкил, а также в ряду фтор, хлор, бром, иод диамагнитная анизотропия связи С—X постепенно возрастает вследствие уменьшения парамагнитного члена по мере усиления ионного характера связи и приближения галогена к, присущей галогенид-иону сферической симметрии, при которой отсутствует вклад за счет [c.276]

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]

Упрощенные расчеты величин энергий связей даны в работах П. Ру-эчи и П. Дэлахэй [984, 985] в применении к электродным процессам. Эти авторы в работе [984] используют уравнение (XII.134), не учитывая ионный характер связи, т. е. принимают А = 0. Величину Q ме-ме они рассчитывают также из уравнения (XII. 136), но принимая во внимание изменения N на поверхности [986] в зависимости от характера кристаллической решетки. В последующей работе [985] авторы учитывают также значения А описанным выше методом Стевенсона. Таким путем они получают значения энергий связей Qн-[Me], в ряде случаев близкие к опытным, и применяют их для вычисления величины энергии активации раздряда ионов водорода. Эти расчеты и выводы подвергались критике [c.502]

Наиболее распространенной классификацией гидридов в настоящее время является подразделение их на ионные, металлические и ковалентные [13]. К ионным относятся гидриды щелочных металлов, щелочноземельных (Са, 8г, Ва) и лантаноидов в устойчивом двухвалентном состоянии (Ей, УЬ). Во всех этих случаях атомы водорода за счет валентных электронов металлов приобретают состояние отрицательного гидрид-иона Н (5 ) и типичный ионный характер связи между ионами металла и гидрид-ионом. Интересно, что магний образует гидрид М Н2 промежуточного типа между ионными и ковалентными, что совершенно естественно, так как сам магний занимает промежуточное положение между бериллием, являющимся из-за сильной склонности к образованию 7-конфигурации (за счет одноэлектронного хуо-перехода) типичным 51/7-элементом, и кальцием, представляющим -элемент с частичным участием -состояний из-за 4з -> Зй-перехода. К группе ионных гидридов относятся предположительно тригидриды лантаноидов (МеНз), точнее промежуточные фазы составов от МеНз до МеНз, образуемые, по-видимому, лантаноидами, имеющими М-электроны, способные к 5й- б5-переходу (Ьа, 0(1, Ьи, возможно, ТЬ), однако несомненно, что в этих случаях наряду с ионной компонентой связи появляется некоторая доля металлической связи за счет -электрона. Определенная доля ионной связи имеется в гидридах меди и цинка, где существует возможность передачи части валентных -электронов атому водорода с образованием гидрид-иона. [c.4]

Совершенно иначе обстоит дело для связей между неодинаковыми атомами, которые в общем случае могут отличаться по тенденции притягивать электроны. Так, хлор образует отрицательные ионы гораздо легче, чем водород, и естественно предположить, что в молекуле хлористого водорода электроны проводят больше времени около атома хлора, чем около атома водорода. (Экспериментальные доказательства справедливости такого предположения будут рассмотрены ниже.) Ссылаясь на предыдущий параграф, можно сказать, что две ковалентные структуры по-прежнему вносят равные вклады, но в отношении ионных структур дело обстоит иначе структура СГ значительно более вероятна, чем Н СГ, так что для многих целей последней структурой можно вообще пренебречь. Поэтому молекулу НС1 можно описывать, используя две ковалентные формы и одну ионную форму Н СГ. Если обозначить волновую функцию, соответствующую резонансу между ковалентными формами, через а функцию для ионной формы—через ярион. то полную волновую функцию можно записать в виде = Фьов+ Фион- Поскольку грков отвечает формам, в которых оба электрона обобществлены в равной мере, коэффициент а отражает степень ионного характера связи. [c.138]

ИОННОГО характера. Полинг определил значение энергии гипотетической чисто ковалентной связи между двумя атомами А и В (в которой по допущению оба электро на обобществлены между атомами в равной мере) как среднее из энергий связей А—А и В—В. Сначала он использовал среднее арифметическое, а затем заменил его на среднее геометрическое, что привело к лучшим результатам. При этом разность между истинной энергией связи А—В и средним геометрическим может рассматриваться, как мера ионного характера связи и, следовательно, разности электроотрицательностей двух атомов. Таким путем Полинг построил шкалу электроотрицательностей (табл. 14), которая простирается от 0,7 для цезия — наиболее электроположительного металла — через 2,1 для водорода до 4,0 для фтора. Обычно эти значения симбат-ны величинам, полученным Малликеном. [c.142]

Один из вариантов теоретического описания молекулы воды основан на представлении о том, что связь между атомом кислорода и двумя атомами водорода образуется с использованием р-орбиталей кислорода. Превышение экспериментально наблюдаемого угла между связями в молекуле воды (105°) над теоретическим значением (90°), основанным на соображении о взаимно перпендикулярной направленности р-орбиталей, может быть объяснено кулоновским отталкиванием между дву.мя атомами водорода, возникающим в результате наличия зарядов на атомах водорода из-за частично ионного характера связей О—Н. Интерпретация колебательного спектра паров воды может быть основана на приближенном подходе, при котором во внимание принимаются только силы, действующие между атомными центрами О—Hi, О—Нг и Hi—Нг. Анализ спектральных данных на основе этой простой модели позволяет оценить силовую постоянную взаимодействия Hi—Hj как 1,85-105 дин/см. Предполагается, что к взаимодействию Hi—Н9 применим закон Гука, причем колебания происходят относительно положения равновесия, при котором угол. между связями 90°, и что длина связей ОН остается при таких колебаниях постоянной и равной 0,960 А. [c.480]

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]

Подтверждением такой гипотезы может служить угол Н — 8 — Н в сероводороде, равный 92° в последнем вследствие большего размера центрального атома и менее ионного характера связей электростатическое отталкивание между атомами водорода должно быть меньше, чем в воде. Аналогичные соображения могут быть использованы для объяснения того факта, что угол Н — N — Н в аммиаке равен 107,3°, тогда как Н — Р — Н угол в фосфине (РНа) составляет 93,3°. Однако в случае трехфтористого азота и трехфто- [c.129]

В связи с этим представляет интерес точка зрения Дау и Эфассоро, высказанная в самое последнее время [188, 190]. Дау считает, что перераспределение водорода в октаэдрические пустоты, которое имеет место в этой области, ведет к усилению ионного характера связи, свойственного солеобразным гидридам. Подтверждением этого факта он считает образование фазы б (СеН) в системе церий — водород, в которой водород расположен только в октаэдрических пустотах, что приводит к сильному сжатию решетки металла, т. е. к явлению, характерному для образования ионных гидридов. [c.52]

Как указывает само название, эти формальные заряды следует рассматривать как условное обозначение в общем случае они не отражают истинного распределения электрических зарядов около атомов в молекуле или комплексном ионе. Так, в ионе аммония единичный положительный заряд комплекса не следует считать соередоточеннмм исключительно у атома азота вследствие частично-ионного характера связей N — Н, речь о которых будет в следующей главе, часть избыточного положительного заряда можно считать перенесенной к каждому из атомов водорода. [c.18]

Как показывает табл. 16, он действительно оказывается в среднем равным 1,29 0,5 А. Так как в случае ковалентной или металлической связи водород обнаруживает радиус 0,27— 0,8 А, то Либовиц и Джибб делают вывод о ионном характере связи водорода в переходных гидридах. [c.172]

Обоснованное и, повидимому, отвечающее действительности объяснение водородной связи можно найти, рассматривая электростатические взаимодействия между атомами или группами, соединенными такой связью. С этой точки зрения приведенный выше пример — димерная форма воды — описывается следующим образом. Известно, что среднее распределение электрического заряда в молекуле воды несимметрично и, в частности, атомы водорода и кислорода имеют довольно большие результирующие положительный и отрицательный заряды. Это является, конечно, следствием частично ионного характера связей водород-кислород (см. 5.2). Такое положение можно приближенно изобразить, написав структуру отдельной молекулы воды в виде XII, где знак (") изображает положительный заряд, равный величине примерно одной трети от заряда электрона, а знак (—) — отрицательный заряд удвоенной величины. (Эти знаки — плюс и минус в скобках — не изображают, конечно, формальных зарядов.) Тогда димерная форма воды имеет структуру XIII. [c.75]

Как видно, для всех восьми молекул Д положительно. Кроме того, значения Д, которые являются мерой энергии резонанса, обусловленной ионным характером несимметричных связей, находятся в согласии с нашими предварительными представлениями о природе связей в этих молекулах. Мы оценили степени ионного характера связей в ряду HJ, НВг, НС1 и HF в 5, 11, 17 и 60%. Соответствующие значения Д (1,6 12,5 22,1 и 64 ) ккал/мол) возрастают в том же порядке и обнаруживают такой же большой скачок при переходе от НС1 к HF единственной неожиданностью является очень малое значение Д для HJ. Молекула Br I еще более приближается к нормальному ковалентному типу Д равно только 0,7 ккал/мол. Этого и следовало ожидать для связи между атомами, столь сходными друг с другом, как бром и хлор. Значения Д для JBr и J 1 также очень малы, но для 1F даже больше, чем для НС1. Это показывает, что связь в 1F более ионная, чем в хлористом водороде. Хлор, бром и иод не очень сильно отличаются по электроотрицательности причем в этом отношении, как и в других, хлор и бром более сходны, чем бром и иод. Но фтор гораздо более электроотрицателен, чем остальные галогены, и заслуживает того, чтобы быть названным сверхгалогеном. [c.57]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология