Водород частично-ионный характер связи

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]

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]

Связь Si—С значительно чувствительнее к гетеролитическому расщеплению по сравнению со связью С—С. Частично ионный характер связи Si—С делает возможной атаку протона на отрицательный конец диполя (углерод). В некоторых случаях связь Si—С более стабильна, чем связь С—С. Например, тетрафенилметан при действии водорода под давлением расщепляется на трифенилметан и бензол в этих же условиях тетрафенилсилан устойчив [33]. [c.17]

Растворимость в воде многих неорганических кислот, оснований it солей связана с их ионным характером. Молекулы воды ориентируются в электрическом поле определенным образом, что указывает на их полярность. На одном конце молекулы находится отрицательный заряд, а на другом положительный, образующие вместе диполь. Если бы молекула воды имела линейное строение, поляризация была бы невозможной. Как установлено с помощью физических методов, эта молекула действительно не линейна угол между связями О—Н составляет 105°. Молекула воды поляризована благодаря тому, что кислород, который более электроотрицателен, чем водород, способен оттягивать к себе электроны связей. Смещение электронной плотности вызывает появление частичного отрицательного заряда б — на кислородном конце диполя, компенсирующегося равным ему частичным положительным зарядом, распределенным между двумя водородными атомами на другом конце диполя. При растворении хлористого водорода в воде отрицательно заряженный кислород притягивает протон, образуя ион гидроксония Н3О+ [c.34]

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]

Авторы пришли к выводу, что ионы Pd после дегидратации при, 600°С предпочтительно занимают места Г и что длины связей между Pd и тремя 0(3), равные 2,0 А, указывают на частично ковалентный характер связей. После обработки осушенным водородом при 25°С 1,5 иона Pd остаются на прежних местах, но 4 иона Pd смещаются в новые положения Г, удаленные на 2,7 А от трех 0(3), и, по-видимому, образуют связи с остаточными молекулами воды. Предполагается, что [c.83]

В своей молекуле и в большинстве образуемых водородом химических соединений атомы водорода связаны ковалентно, за исключением воды, где связь кислород—водород имеет частично ионный характер. Следует, однако, отметить, что некоторые ве-ш ества, имеющие ковалентную структуру, при растворении в воде переходят в ионную форму, как например [c.14]

Молекула водорода является примером ковалентно-ионного резонанса. Поскольку структуры 3.IV6 и S.IVb важны при точном описании связей с точки зрения метода ВС, связь имеет частично ионный характер. Однако полярность, которую вводит структура 3.IV6, строго сбалансирована с полярностью, вводимой структурой 3.IVb, так что связь не обладает никакой чистой полярностью. Поэтому ее называют неполярной ковалентной связью. Важно не путать полярность и ионный характер, хотя, к сожалению, в литературе имеется большое число примеров такой путаницы. Если обратиться к гетероядерным двухатомным молекулам, то неизменно будем наблюдать связи, которые имеют как ионный, так и полярный характер. Даже у чистой ковалентной канонической структуры НС1 (3.1а) есть полярность связи, так как два разных атома неизбежно имеют различное сродство к электронной паре, следовательно, эта пара находится в совместном владении обоими атомами, но не в равной мере. Можно также ожидать, что некоторый вклад будут давать ионные структуры 3.16 и 3.1в. Вследствие того что [c.84]

Как известно, атомы в соединениях склонны к об- разованию заполненных электронных оболочек. В на-и шем случае (с водой) это означает, что оба электрона связи водорода притянуты к кислороду, который более электроотрицателен. Но речь здесь идет не о полной ионизации, а о смещении центра тяжести заряда, когда образуется соединение частично ионного характера. В результате молекулы воды приобретают свойства электрического диполя с отрицательным концом на атоме кислорода, а положительным — на атомах водорода. Эта особенность имеет огромное практическое значение, так как многие по сравнению с другими жидкостями необычные свойства воды обусловлены природой диполя. Так, молекулы воды легко образуют тетраэдрическую структуру. Это упорядочение, которое усиливается ниже 4°С, объясняет, почему вода обладает минимальной плотностью при 4°С, а пористость молекулярной структуры льда примерно на 10% больше, чем у жидкой воды. Большое внешнее давление не препятствует увеличению объема при замерзании — в этом с досадой убеждаются шоферы, поглядев на размороженный мотор или радиатор. Воспроизведем этот процесс пузырек из-под лекарства до краев наполним водой, плотно закроем завинчивающейся крышкой и поставим на мороз или в морозильник. [c.18]

Вклад каждой из этих ионных структур в общую величину энергии составляет по 2%, всего, следовательно, 4%. Таким образом получают величины = 92 — 94,5 ккал и г = 0,77 А. Это показывает, что, по-видимому, любая атомная связь, даже в молекуле водорода, должна иметь частично ионный характер. Этот вклад ионных структур тем больше, чем ближе могут подойти друг к другу Н-ядра (кулонов-ская энергия притяжения). Наиболее точно этот расчет удалось выполнить Джемсу и Кулиджу [33], которые учли также взаимное отталкивание обоих электронов они получили = 108,8 ккал, г = 0,74 А. [c.22]

Элементы имеют малые значения энергии ионизации при относительно больших радиусах атомов и ионов. Как правило, они образуют соединения с ионным типом связи, исключение составляет водород, для которого в соединениях даже с самыми электроотрицательными элементами (например, в воде) характерна преимущественно ковалентная связь. Частично ковалентный характер связи в соединениях в известной мере имеет место у лития, бериллия и магния. [c.224]

Водородная связь. Связи атома водорода с наиболее электроотрицательными атомами Р, О, N частично имеют ионный характер. Поэтому молекулы НР, НаО и ЫНз обладают постоянными дипольными моментами. Между такими молекулами возможно значительное дипольное взаимодействие с образованием ассоциаций между ними, а при соответствующих температурах — и образование кристаллов. На рис. 20 схематически показано образование межмолекулярных Водородных связей между молекулами Н2О. Кратчайшие расстояния между соседними молекулами, показанные на рис. 20 пунктиром и изображающие межмолекулярные водородные связи, зависят от взаимной ориентации молекул. [c.52]

Связь бор — водород, вероятно, поляризована, причем водород имеет частично гидридный характер. Присоединение атома бора к концевому атому углерода становится тогда вполне понятным на основании электронных смещений, наличие которых предполагается для того, чтобы объяснить нормальное ионное присоединение к пропилену [c.14]

Эти представления об ионных связях основаны на том. что в окислах металлов связи более чем на 50% имеют ионный характер и что гидроксилы карбоксильных или фенольных групп также частично носят ионный характер. Чем металл менее электроотрицателен и чем более способен ионизироваться водород молекул клея, тем сильнее будут связи. [c.317]

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]

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]

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]

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]

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 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]

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]

Любые эффекты перекрывания s- и -гибридизации могут быть Б первом приближении исключены. Однако в метилхлориде связь хлор — углерод полярна, и атом хлора имеет, в среднем, больше чем пять электронов. Градиент поля вызывается менее чем одной р-дыркой и является, следовательно, меньшим, чем у атома хлора. Если же теперь заменить атомы водорода электронодоиорными метильными группами и увеличить тем самым полярность связи, то следует ожидать дальнейшего уменьшения частоты. Наоборот, если заменить атомы водорода электроноакцепторными атомами хлора, следует ожидать возрастания частоты. Приведенные частоты ядерного квадрупольного резонанса подтверждают правильность этих предположений. В общем, можно показать, что если чистая простая связь обладает частично ионным характером с отрицательным зарядом на атоме хлора, то, учитывая оговоренные выше приближения [c.404]

Характер заместителей у углеродного и кремниевого атомов может, по-видимому, увеличивать или уменьшать реакционную способность связи в зависимости от того, увеличивается или уменьшается заместителями полярность С — 81-связи. Между тем, легко показать, что было бы заблуждением преувеличенно упрощать проблему, объясняя химическое поведение связи углерода с кремнием только ее частичным ионным характером. Если мы рассматриваем, в частности, гидриды СН4 (метан) и 51Н4 (силан), мы видим, что разница между электронегативностью кремния и водорода несколько меньше, чем между электронегативностью углерода и водорода. Если бы эта разница была главным руководящим фактором для протекания реакции, то следовало бы ожидать, что силан был бы таким же стабильным и инертным как метан, что не подтверждается. [c.261]

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]

Высокие значения диэлектрического инкремента белков становятся понятными тогда, когда учитывается связывание молекул воды белками, а также наличие так называемых индуцированных диполей. Известно, например, что диэлектрический инкремент растворов фибриллярных белков, находящихся в покоящемся и ориентированном состоянии, один и тот же. С другой стороны, при помещении сухого препарата в атмосферу водяного пара с возрастающей упругостью диэлектрическая постоянная его возрастает с увеличением количества связанной воды. Сопоставление этих данных, говорит о том, что увеличение диэлектрической постоянной воды при добавлении белка, по-видимому, обусловлено и правильной ориентацией связанных молекул воды. Вместе с тем известно, что для большинства молекул, построенных из двух различного вида атомов, центры тяжести положительных и отрицательных зарядов не совпадают. Этот эффект, который уже обсуждался при образовании водородных связей (см. гл. V), возникает вследствие частично ионного характера большинства ковалентных связей. Частично ионный характер этих связей становится понятным, если учесть, что электроотрицательные атомы (О, Ы) способны оттягивать электронное облако от атома не только водорода, но и углерода. В результате между связанными атомами происходит неравномерное распределение заряда, которое может увеличиться в электрическом поле за счет еще большего смещения электронов в направлении внешнего положительного полюса. Такая связанная пара атомовг становится индуцированным диполем, величина момента которого зависит от абсолютной величины зарядов и расстояния между атомами. Эти моменты индуцированных диполей включаются в общий дипольный момент белковой молекулы и увелич ивают его. Таким образом, суммарный дипольный момент молекулы белка включает в себя не только постоянный дипольный момент, но и моменты индуцированных диполей, равно как и моменты связанных и ориентированных молекул воды. [c.173]

Еще одно важное свойство характеризует ковалентную связь. Мы говорим, что ее возникновение связано с увеличением электронной плотности между атомами, но симметрия электронного облака, конечно, зависит от того, какие атомы и в какой молекуле оно соединяет. Если молекула симметрична и в ней ковалентно связаны два одинаковых атома, как, например, в молекулах Нг или СНз—СНз, то электронное облако симметрично центру связи. 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 атомом обычно бывает более электроотрицательный, так как электроотрицательность — это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны. - Следствием такого сдвига будет появление частичных, очень маленьких зарядов (доля заряда электрона) на связанных ковалентной связью атомах, в результате чего связь приобретет частично ионный характер. Примером может служить молекула НС1, где электронная плотность сдвинута к атому хлора. Такую ковалентную связь называют полярной. Молекула, содержащая полярную ковалентную связь, обладает дипольным моментом, равным произведению зарядов атомов на расстояние между ними. Ионный характер ковалентной связи зависит от разницы в величинах электроотрицательности соединенных атомов, В ряду HJ-vHBr- H I-vHF ионная составляющая связи соответствует 5, 11, 17 и 45%, т. е. молекула фтористого водорода почти наполовину носит ионный характер. Предельным случаем полярной ковалентной связи будет полностью ионная связь. В основе такой связи лежит электростатическое взаимодействие между разноименно заряженными ионами — катионом и анионом. Примером веществ с преимущественно ионной связью могут служить соли Na l, NaF, sF и др. [c.30]

Перекрывание э.лектронных облаков неподеленной электронной нары фтора одной молекулы воды и орбитали водорода другой молекулы воды способствует обра-зованик) ковалентной связи по донорно-ак-цепторному механиз.му. Возникает положительный эффективный заряд на атоме водорода, частично освобождается 1.5-ор-биталь. На нее частично перемещается электронная плотность неподеленной электронной пары атома фтора другой молекулы воды. Поэтому водородная связь помимо ионного носит и ковалентный характер. [c.156]

Типичные гидриды 4/-элементов пирофорны, по внешнему виду металло- или графитоподобны. Электрическое сопротивление дигидридов, формулы которых можно представить в виде М +(Н )2(е), ниже, чем чистых металлов, но оно увеличивается по мере дальнейшего поглощения водорода. Например, при 80 К наблюдается 10 -кратное увеличение сопротивления при превращении LaHl,98 в ЬаН2,92, а для гидридов церия — 10 -кратное. По-видимому, в дигидридах (но не в ЕиНг и УЬНг, являющихся диэлектриками) связь имеет частично ионный и частично металлический характер, так что дальнейшее при- [c.14]

Водородная связь (водородный мостик). Атом водорода имеет один электрон и потому может участвовать только в одной ковалентной связи. Однако в некоторых груннах, например в О—Н или С—О, связи имеют характер частично ковалентных, частично ионных связей. Атом водорода, отдав свой электрон, остается в виде ядра очень малого размера, почти лишенного электронной оболочки. Он не испытывает отталкивания от электронной оболочки другого атома и, притягиваясь ею, может вступать с ней во взаимодействие. Новая связь, образующаяся между атомом водорода одной молекулы и атомами кислорода, азота, фтора, хлора или серы другой (или той же) молекулы, является одной из причин ассоциации или сольватации молекул. Энергия водородных связей составляет 3,5—10 ккал1моль. [c.19]

Полимеры (НР) , имеющиеся в газообразном фтористом водороде, состоят в основном, по данным Саймонса и Гильде-бранда из (НР) с рассмотренной выше циклической стр тс-турой. Можно было бы ожидать полимеризации этого вещества с образованием цепей (НР) с — 1 водородной связью Н — Р — Н — Р — Н — Р или колец (НР) с л водородными связями. Расчеты, основанные на ионной модели, показывают, что при n 6 полимер с циклической структурой стабильнее соответствующей цепочди благодаря наличию дополнительной связи, а в устойчивости колец с п 6 большой разницы нет. Возможно, что частично ковалентный характер водородных связей обусловливает выгодность валентных углов фтора около 110° или 120° з, вследствие чего цикл НеРе несколько более устойчив, чем другие полимеры. [c.291]

Связь Р—Р в молекуле фтора слабее, чем аналогичные связи в молекулах других галогенов, поскольку ее меньшая длина приводит к большему отталкиванию между несвязывающими электронами. Такое отталкивание в случае других галогенов частично уменьшается за счет использования наружных вакантных -орби-талей. Фтор является наиболее электроотрицательным и наиболее реакционноспособным из всех элементов. Его аналитическая химия почти целиком связана с фторид-ионом и с фтористым водородом. Вследствие того что фторид-ион меньше ионов других галогенов, фториды имеют в общем гораздо более ионный характер. Поэтому связь с катионами главных подгрупп I и П групп ослабляется в ряду Е > С1 > Вг 1 , в то время как для катионов, более склонных к поляризации (например, Сс1 + [c.366]

См. формулу (1-2) и первую строчку табл.1.1.] Но в уравнении (1-13), в отличие от (1-2), Ха Хв — зто не сами атомные или гибри.иные орбитали они определяются методом самосогласОБаккя. Такой пол сш дает обобщенные орбитали валентных связей (ОВС), в основном локализованные на одном атоме и лишь частично делокализованные на другом (рис. 1.4). Поэтому неудивительно, что волновая функция (1-13) представляет собой комбинацию обычных ковалентной (1-2) и ионной (1- ) волновых функций. В самом деле, для молекулы водорода энергия ОВС совпадает с энергией, которую можно получить из наилучшей ковалентно-ионной функции (1-7). Поэтому Годдард вводит ионный характер и в то же время сохраняет простую электрон-парную интерпретацию волновой функции. [c.17]

Кислород и водород обладают значениями электроотрицательности соот- ветственно 3,5 и 2,1. Согласно Полингу , разница в 1,4 означает, что связь между ними на 39 /4 носит ионный характер. Поэтому в молекуле воды кислород несет частично отрицательный заряд, эквивалентный 0,78 заряда электрона, а каждый атом водорода имеет вдвое меньший положительный заряд. При сближении двух молекул воды между атомом водорода одной из них и атомом кислорода—другой возникает притяжение, энергия которого достаточно велика, для возни кновения водородной связи, а энергия составляет 5—10 ккал1мол1г [c.106]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология