частично-ионный характер связей

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]

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]

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]

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]

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]

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

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]

Частично ионный характер связей в кристаллах [c.247]

Количественная трактовка электроотрицательности помогает, по Полингу, внести большую систематизацию в неорганическую термохимию, в структурно-электронную теорию (определение частично ионного характера связи), но для учения о химических свойствах химических соединений пока еще почти не дала ничего. Сам Полинг писал Сопоставить шкалу электроотрицательностей с общими химическими свойствами можно наиболее просто, если воспользоваться делением на металлы и неметаллы у первых электроотрицательность меньше 2, а у вторых больше [28, стр. 76]. Очень скромный вывод [c.257]

Частично ионный характер связей и различие в электроотрицательности атомов [c.193]

Структурные формулы такого типа для серной кислоты и других аналогичных веществ впервые были предложены Джильбертом Ньютоном Льюисом иногда их называют структурами Льюиса. Все атомы в этих структурах удовлетворяют правилу октета. Однако в некоторых из этих структур принцип электронейтральности нарушается. Так, в случае серной кислоты, согласно структуре Льюиса, атом серы несет заряд 2 + и частично ионный характер связей 3—О увеличивает этот положительный заряд. Наблюдаемые значения межатомных расстояний в серной кислоте и родственных соединениях ясно указывают на то, что двойные связи образуются между центральным атомом и кислородными атомами, причем атом серы имеет число электронов, превышающее октет наиболее удовлетворительной электронной структурой для серной кислоты может быть следующая [c.197]

Одной из наиболее интересных теоретических проблем при изучении окисей металлов и сульфидов является природа связи в твердом состоянии и, в особенности, частично ионный характер связи. Следовательно, стоит вопрос, являются ли подвижные [c.35]

Вопрос об эффективном заряде на движущемся атоме во время диффузии или межповерхностной реакции тесно связан с классическим вопросом химии о частично ионном характере связей в твердых фазах. Любая полная теория непременно должна коснуться изменения в частично ионном характере при переходе из основного состояния в промежуточное. [c.36]

Энергия, выражаемая разностью / — )р-с1 — Еа — Е , может быть равной 47 ккал/моль и, если принимается во внимание частично ионный характер связей Р—С1, 87 ккал/моль, тогда как экспериментальное значение составляет 78 ккал/моль [18]. [c.69]

I) и красной (III). Окраска тем больше приближается к (Ш), чем сильнее проявлена в солях внутримолекулярная ионизация. Наличие последней, в соответствии со сделанной ранее рекомендацией, будем изображать в формулах перечеркнутой пунктирной линией с помещением у символов атомов знаков 6 и — 2 , чтобы ярче подчеркнуть частично ионный характер связи (IV) [1]. [c.14]

Для объяснения полученных промежуточных величин углов между связями высказывались различные предположения. Если, с одной стороны, принять, что 8 — А7-СВЯЗИ являются / -связями, то величины, большие 90°, можно отнести за счет частично ионного характера связей так, например, заряд Н атома в HjO вызывает некоторое отталкивание. Кроме того, если к центральному атому присоединены большие атомы или группы, то увеличение угла между связями может объясняться размером этих атомов. С другой стороны, если принять, что 8 — Л/-СВЯЗИ, например в OH.j или OFj, являются рЗ-связями, то это будет означать гибридизацию орбит поделенных и неподеленных электронных пар. При образовании углеродом sp -zw.-зей все четыре орбиты заняты поделенными электронными парами, но у молекул NX и ОХ., связи построены иначе [c.95]

На величину межатомного расстояния, кроме гибридизации, оказывает влияние также частично ионный характер связи [20]. Межатомное расстояние Гав между атомами А и В, связанными 0-связью, можно выразить следующим образом [c.109]

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]

Таким образом, момент, обусловленный распределением связывающих электронов, складывается из двух частей. Первый член в уравнении (373) отражает частично ионный характер связи, а второй член описывает момент перекрывания [44], т. е. момент, возникающий за счет несимметричной формы самой области перекрывания [c.183]

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]

Напишите электронные структуры для перечисленных ниже молекул в газовой фазе а) исходя из чисто ионных представлений б) исходя из чисто ковалентных представлений в) пользуясь величинами электроотрицательностей для определения частично ионного характера связей. В какой степени наблюдается согласие с принципом электронейтральности Lil, Mg l2, РЬ(СНз)4, НзСР, H N, Н2СО, РгН. [c.186]

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]

В одном из первых наиболее полных исследований, появившихся в литературе по структуре молекулярных соединений, описывалась кристаллическая структура л-иоданилин — смжл-тринитробензола [224]. Эта работа была предпринята для того, чтобы разрешить спор относительно природы соединений, образованных ароматическими нолинитросоединениями и другими ароматическими веществами. Метод Фурье дает картину, которая исключает вероятность ковалентной связи между молекулами. Поэтому предполагалось наличие водородной связи между аминогруппой и атомами кислорода нитрогрупп. Первая попытка объяснить образование молекулярных соединений была сделана Вейссом [307], опиравшимся на предпосылку о некотором частичном ионном характере связей. [c.37]

И далее Меры, основанные на частичном ионном характере, следует рассматривать как вторичные меры электроотрицательностей. Хотя величина частично ионного характера связи, можно думать, находится в близкой параллели с разницей в электроотрицательностях двух атомов, отношение между этими величинами не однозначное (exa t)... Когда говорят, что Li более электроотрицателен, чем Na, подразумевается, что Li отбирает электронный заряд от Na в молекуле LiNa однако, у нас нет никакой уверенности, что молекула NaJ будет более ионной по характеру, чем молекула LiJ. Существуют указания на тот факт, что LiJ более ионен, чем NaJ [38]. [c.266]

В отличие от производных метана у тетразамещенных силанов при продолжительном нагревании наступает диспропорционирование (образование как симметричных, так и несимметричных молекул), возможное, по-видимому, вследствие частично ионного характера связи Si—С (12%) [c.199]

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]

МОМЕНТЫ СБЯЗЕП П ЧАСТИЧНО ИОННЫЙ ХАРАКТЕР СВЯЗЕЙ [c.177]

КОВАЛЕНТНЫЙ РАДИУС — радиус, приписываемый атомам данного элемента, чтобы передать межь-ядерные расстояния в молекулах или кристаллах, считая ковалентно соединенные атомы соприкасающимися. Оказывается возможным выбрать значения К. р. для связей данной кратности (одинарной, дво 1-ной, тройной) так, чтобы длины связей, вычисленные как суммы К. р., совпадали в большинстве случаев с опытными величинами, полученными ренп сногра-фич,, электронографич. и другими методами, с точностью 0,02—0,03 А. К. р. применимы для вычисле-иия межатомных расстояний и при частично ионном характере связи, но если ионный характер преобладает, то для этой цели используют ионные радиусы. Более точные результаты можно получить при учете разности электроотрицательности атомов, образующих ковалентную связь. [c.311]

На основе зависимости значений энергий связей от электроотрицательности связанных атомов, качественно выведенной из периодической системы и других соотношений, Полинг пришел далее к количественной шкале электроотрицательности. Эта шкала основана на постулате, что увеличение энергии связи между двумя отличными друг от друга атомами D(A—В) сверх значения, вычисленного на основании геометрического среднего D(A—А) и D(B—В), обусловлено частично ионным характером связи А—В. Разность А между D(A—В) и геометрическим средним D(A—А) и D(B—В) сама по себе не используется для расчета электроотрицательности. Вместо этого в качестве удобного критерия разницы в электроотрицательностях между А и В берут величину 0,18 Д. Во всех имеющихся в литературе значениях хд —используют Н в качестве стандарта со значением л н —0,00. Значения электроотрицательностей, приведенные в табл. 7, получены путем добавления аддитивной, константы 2,05, выбранной таким образом, чтобы для элементов первого периода от С до F включительно значения элек-троотрйцательности составили от 2,5 до 4,0. В той же таблице приводятся величины ионного характера некоторых связей с участием кремния в процентах, рассчитанные на основании разности лгд—лгв. В этом расчете используют эмпирическое уравнение, предложенное Полингом и дающее хорошее согласие с экспериментальными данными об электрических дипольных моментах определенных молекул. [c.32]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология