Ковалентные электрического заряда

До открытия электрона невозможно было понять природу химической связи. Правда, понятие о валентности существовало уже в 1852 г. и в эти же годы существовали некоторые представления о геометрических формах молекул. Вант Гофф и Лебель установили тетраэдрическую структуру атома углерода, а Вернер создал стереохимию комплексных ионов. Очевидно, для того чтобы молекула имела определенную геометрическую форму, должны существовать какие-то связывающие силы между ее частями. В структурных формулах такую химическую связь между связанными атомами изображали черточкой. Она указывала на существование связи, но, разумеется, не давала никакого описания ее природы. Незадолго до открытия электрона Аррениус предположил существование свободных ионов. На основе этого предположения были сделаны многочисленные попытки найти объяснение силам, связывающим атомы. Хотя эти попытки были неудачными, они содействовали представлению об электрическом заряде как основе образования связи. После открытия электрона стало возможно дальнейшее развитие теории связи. В течение немногих лет, основываясь на положительно и отрицательно заряженных атомах, было предлол<ено много разных объяснений образованию связи, но почти не было попыток связать заряды атома с его строением. В 1916 г. Льюис предложил свою теорию валентности. С тех пор было много сделано в области применения математики в теории валентности, но в основе представления о химической связи лежит по-прежнему теория Льюиса. Согласно Полингу , химическая связь возникает между двумя атомами в том случае, если связывающая атомы сила настолько велика, что приводит к образованию достаточно устойчивого агрегата, чтобы обеспечить его существование в виде самостоятельной частицы. Обычно различают пять типов химической связи ионная, ковалентная, металлическая, связь, обусловленная силами Ван-дер-Ваальса, и водородная, причем три первых очень прочны. Все эти связи одинаково важны, но металлическая связь здесь не будет рассмотрена о ней можно прочесть в других источниках . [c.134]

Смещение общего электронного облака при образовании полярной ковалентной связи приводит к тому, что средняя плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже —вблизи менее электроотрицательного. В результате первый атом приобретает избыточный отрицательный, а второй — избыточный положительный заряд эти заряды принято называть эффективными за рядами атомов в молекуле. [c.125]

В кристаллах с ковалентным типом связи образование вакансий обусловлено обрывом химических связей и появлением ненасыщенных валентностей у атомов, находящихся на границе с вакансией. Поэтому вакансия несет на себе некоторый электрический заряд. [c.169]

Смещение общего электронного облака при образовании полярной ковалентной связи приводит к тому, что средняя плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более электроотрицательного атома и ниже [c.117]

Электровалентность и ковалентность. Положительная или отрицательная валентность элемента — проще всего определить, если два элемента образовывали ионное соединение считалось, что элемент, атом которого стал положительно заряженным ионом, проявил положительную валентность, а элемент, атом которого стал отрицательно заряженным ионом, — отрицательную. Численное значение валентности считалось равным величине заряда ионов. Поскольку ионы в соединениях образуются посредством отдачи и присоединения атомами электронов, величина заряда ионов обусловливается числом отданных (положительный) и присоединенных (отрицательный) атомами электронов. В соответствии с этим положительная валентность элемента измерялась числом отданных его атомом электронов, а отрицательная валентность — числом электронов, присоединенных данным атомом. Таким образом, поскольку валентность измерялась величиной электрического заряда атомов, она и получила название электровалентности. Ее называют также ионной валентностью (Л. Полинг). [c.15]

Ковалентная (атомная, или гомеополярная) связь. Характерная особенность связи этого вида заключается в том, что и атомные остовы и связующие их валентные электроны образуют единую молекулярную структуру. При этом, в зависимости от соотношения свойств соединяющихся атомов, возникающий электронный дублет может занимать в пределах данной молекулы неодинаковое положение относительно атомных остовов, входящих в состав данной молекулы. Это приводит к тому, что расположение электрических зарядов в молекуле может быть симметричным и несимметричным. По указанному признаку различают ковалентные связи полярные и неполярные. В данном параграфе рассмотрим неполярную связь. [c.72]

В5+ р -, С - <- Н +, Н - Н + (5-частичный электрический заряд на атомах). Чем больше разность электроотрицательностей элементов, тем выше абсолютное значение заряда 5 и тем более полярной будет ковалентная связь. [c.50]

Если электроотрицательность атомов, образующих молекулу, неодинакова, то связующая пара электронов смещается из симметричного положения в сторону более электроотрицательного атома. Следовательно, электронная пара становится более или менее односторонне оттянутой одним из соединяющихся атомов. Орбитали электронов этой пары остаются связанными с обоими ядрами. В результате такого частичного смещения, называемого поляризацией, центры тяжести электрических зарядов в молекуле не будут совпадать, между ними появится некоторое расстояние. Такая ковалентная связь называется полярной (рис. 11), а молекула — диполем. [c.64]

В двухатомных молекулах простых веществ (таких, как На, р2, СЬ, О2, N2 и т. п.) электронные пары, образующие ковалентные связи, в равной степени принадлежат обоим атомам, и, следовательно, можно говорить, что они находятся посередине между атомами. В результате полюс отрицательных зарядов электронов (их полюс) совпадает с полюсом положительных зарядов ядер. Вследствие этого, т. е. симметричного распределения электрических зарядов по отношению к связи, сама связь является неполярной (аполярной). [c.61]

В рассмотренных случаях при перекрывании двух атомных орбиталей возникали практически неполярные связи, т. е. электроны размещались почти симметрично между двумя атомами. Примером таких связей могут служить связи Н—Н, С—С, I—I. Неполярными являются и связи между атомами с близкими электроотрицательностями, например связи С—Н. Если же электроотрицательности двух атомов сильно различаются, то электроны распределяются между ними несимметрично и возникает заметный электрический диполь Н->-С1. Эта формула показывает, что дробный электрический заряд (обозначается символом б) на атоме водорода положителен, а на атоме хлора отрицателен. В этом случае говорят о полярной ковалентной связи и о дипольном моменте связи . Дипольные моменты отдельных связей в молекуле складываются как векторы и могут как усиливать, так и ослаблять друг друга и даже полностью [c.59]

Наиболее устойчивой из резонансных структур (т. е. структурой с наименьшей энергией) всегда является та, которая содержит максимум ковалентных связей и минимум электрических зарядов. В нашем случае это структура I, и она действительно наиболее близка к реальной структуре молекул пиррола, хотя можно предположить, что в какой-то степени будут проявляться также свойства резонансных структур И—V. Это подтверждается немного кислым характером водорода связи N—Н вследствие того, что в резонансных структурах II—V атом водорода связан с положительно заряженным атомом азота и, следовательно, легко отщепляется (по аналогии с кислыми атомами водорода в ионе ЫН4+). Если структуру соединения можно описать с помощью нескольких энергетически неэквивалентных резонансных структур, то обычно изображается та из них, которая имеет наименьшую энергию. Поэтому в случае пиррола изображают структуру I. [c.70]

Опыт показывает, что у всех молекул с ковалентными связями, а также атомов инертных газов имеет место некоторая постоянная электрическая асимметрия в расположении электрических зарядов в частице. Она возникает в результате движения электронов в атомах и колебательного движения ядер. Это вызывает попеременное появление и исчезновение диполей. Атом является как бы мгновенным диполем, который непрерывно изменяется как по величине, так и по направлению. Атомы, как мгновенные диполи, сближаясь, взаимодействуют друг с другом. Силы притяжения, непрерывно действующие между атомами н молекулами, обусловленные появлением мгновенных диполей, называются дисперсионными. [c.68]

Совокупность экспериментальных данных показывает, что в металлургических шлаках наряду с ионной связью действуют и другие типы связи, в частности ковалентная. Поэтому упорядоченность в расположении частиц в расплавленных шлаках обусловлена не только электрическими зарядами ионов, но и специфическими химическими силами. Это, однако, приводит не к образованию в расплаве соединений, подобных органическим молекулам, а к установлению некоторого ближнего химического порядка в расположении ионов. Именно это обстоятельство требует при рассмотрении реальных шлаков введения коэффициентов активности ионов. [c.261]

Взаимодействие ионов металлов с макроциклическими лигандами определяется как электростатическими силами, так и образованием ковалентной связи Первый тип взаимодействия не связан с переносом электронной плотности с иона металла на донорные атомы и в обратном направлении. При этом происходят притяжение разноименных электрических зарядов, ион-дипольное взаимодействие или поляризационное взаимодействие, ион-поляризованная связь Второй тип взаимодействия сопровождается переносом электронной плотности с донорных атомов лигандов на ион металла по а- или п-типу или в обратном направлении с частично заполненных (-орбиталей иона металла на вакантные орбитали лиганда по л-типу (образование л-дативных связей) [c.15]

Число известных соединений подобной структуры бесконечно велико. Под влиянием электрического поля точечных носителей заряда соседние химические связи поляризуются, в результате чего изменяются химические свойства связанных атомов и атомных групп, находящихся в непосредственной близости от источника заряда. При этом F-эффект обладает значительно большим дальнодействием, чем ковалентный /-эффект. Влияние электрического заряда распространяется на расстояние до 3 нм. [c.88]

Точечные дефекты в кристаллах с ковалентным и ван-дер-вааль-совским типом связей. В кристаллах с ковалентным типом связи по существу имеют место те же случаи. Образование вакансий в них связано с обрывом химических связей и появлением ненасыщенных валентностей у атомов, находящихся на границе с вакансией. По этой причине вакансия несет на себе некоторый электрический заряд. [c.257]

Энергетическое взаимодействие атомов в кристалле обусловлено строением электронных оболочек, что позволяет разделить химическую связь по роду атомов на типы ионные, ковалентные, металлические и молекулярные. В первых трех типах взаимодействие атомов в основном определяется взаимным притяжением частиц, имеющих противоположные электрические заряды. Это так называемые кулоновские силы . Гравитационные силы настолько ничтожны, что ими можно пренебречь. [c.16]

В ковалентно связанных соединениях с известной структурой, а также в многоатомных ионах там, где два атома связаны общей электронной парой, электрон смещается к атому е большей электроотрицательностью (гл. 2, разд. 6), и оба атома приобретают формальный электрический заряд, который и является степенью окисления соответствующего атома. [c.76]

Ненаправленность и ненасыщаемость ионной связи. Электрические заряды ионов обусловливают ИХ притяжение и отталкивание и в целом определяют стез иометрический состав соединения. Ионы можно представить как заряженные шары, силовые поля которых равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. Поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении. Иначе говоря, нонная связь в отличие от ковалентной характеризуется ненаправленностью. [c.87]

При образовании полярной ковалентной связн смещение общего электронного облака приводит к тому, что плотность отрицательного электрического заряда оказывается выше вблизи более элсктроотрпцатель-ного атома и ниже — вблизи менее электроотрицательного атома. В результате первый атом приобретает избыточный отрицательный заряд, а второй — такой же но абсолютной величине избыточный положительный заряд. Подобную систему из двух равных по абсолютной величине и противоположных по знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от Друга, называют электрическим диполем. [c.62]

Природа физико-химических взаимодействий в промывочных жидкостях определяется действующими межатомными и молекулярными силами. Эти силы, обусловленные расположением и движением в атомах и молекулах электрических зарядов и вследствие этого имеющие электрическую природу, определяют свойства и характер взаимодействия компонентов, которые содержатся в фазах промывочных жидкостей — минералов, воды, химических реагентов, газов и др. Несмотря на единую электрическую природу, эти силы различны, а потому отличаются и связи, возникающие при их взамодействии. В настоящее время различают пять основных форм связи ионную (гетеронолярную), ковалентную (неполярную или гомеополярную), водородную, металлическую и молекулярно-поляризационную, обусловленную силами Ван-дер-Ва-альса. [c.7]

Одиако ковалентные связи, возникающие между адсорбированными лнтлскулами и нонерхностями окислов н солей (см. раздел V, II), могут, по-видимому, сильно изменяться под влиянием активных центров, поскольку образование связей сильно сказывается на распределении электрических зарядов вблизи них. Потому в данном случае нас ит ересует не только прочное ь образующейся связи, но и то влияние, которое она оказывает на прочность окружаютцих связей. [c.69]

В полупроводниках с ковалентной химической связью появление электрона в зоне проводимости одновременно создает его вакансию в валентной зоне. Данная вакансия на конкретной молекулярной орбитали может заполняться электронами других занятых близлежащих МО. Такой переход электронов внутри валентной зоны как бы создает движение вакансии с одной МО на другую МО. Такие вакансии называются дырками. Поэтому электрический ток в полупроводнике определяется движением электронов в зоне проводимости и движением электронов в валентной зоне. В первом случае электроны переходят на незанятые МО, во втором — на частично занятые МО. В силу того, что энергии МО в зоне проводимости и валентной зоне отличаются, то и подвижности электронов в этих зонах также отличаются. Движение электронов в валентной зоне часто описывают как движение дырок, но в противоположном направлении. В электрическом поле такие дырки ведут себя как положительные электрические заряды. Проводимость полупроводника определяется как сумма его электронной и. дырочной проводимости. Это значит, что перенос тока в полупроводниках может осуществляться как электронами зоны проводимости (п-проводимость, от латинского negative — отрицательный), так и дырками валентной зоны (р-проводи.мость, от латинского positive — положительный). [c.636]

Как было установлено, при образовании ковалентной связи электронные пары располагаются симметрично относительнв ядер связывающих атомов и атомы в молекулах никаких зарядов не несут. При образовании ионных связей валентные электроны полностью переходят от менее электроотрицательных к более электроотрицательным атомам, в результате чего образуются ионы, заряд которых определяется количеством отданных или присоединенных электронов. В молекулах с полярными связями валентные электроны лишь частично смещаются к более электроотрицательному атому, при этом на взаимодействующих атомах также возникают электрические заряды, но их величины не являются целочисленными. Например, в молекуле НС на водороде существует положительный, а на хлоре отрицательный заряды, но кх величины меньше единицы. [c.87]

При образовании ковалентной связи электронная пара располагается симметрично между ядрами связуемых атомов. У полярной связи она смещена в сторону атома с большей электроотрицательностью, в результате чего на взаимодействующих атомах появляются электрические заряды. В случае двухатомных молекул, например НС , это приведет к тому, что одна часть молекулы, где находится более электроотрицательный элемент С , будет заряжена отрицательно, а противоположная часть — положительно. Молекулы с таким несимметричным распределением зарядов называются полярными или дипольными. Схематически полярную молекулу можно представить [c.94]

Дипольный момент молекул. Представим себе, что можно найти центры тяжести отрицательных и положительных частей молекулы. Тогда условно все вещества можно разбить на две группы. Одну группу составляют те, в молекулах которых оба центра тяжести совпадают. Такие молекулы называют неполярными. К iiHM относятся все ковалентные двухатомные молекулы вида Al, а также молекулы, состоящие из трех и более атомов, имеющие высохосимметричное строение, например СОз, Sj, U, СбНб. Во вторую группу входят все вещества, у которых центры тяжести зарядов в молекуле не совпадают, молекулы которых характеризуются электрической асимметрией. Эти молекулы называют полярными. К ним относятся молекулы вида АВ, в которых элементы А и В имеют различную электроотрицательность, и многие более сложные молекулы. Систему из двух разноименных электрических зарядов, равных по абсолютной величине, называют диполем. [c.74]

Поляризуемость ковалентных связей. Koвaлeнт ыe связи подвержены поляризации. Под последней подразумевают направленное смещение положительных и отрицательных электрических зарядов в атомах, атомных группах или молекулах под влиянием внешнего по отношению к указанным частицам электрического поля. При этом асимметрия в расположении разноименных зарядов повышается, длина диполя I увеличивается, а следовательно, возрастает и дипольный момент. [c.79]

Гомолитическое расщепление — это разрыв ковалентной связи, при котором каждый из первоначально связанных атомов сохраняет один из обобществленных электронов. Каждая из образовавшихся частиц имеет разрозненный неспаренный электрон, но не несет электрического заряда. Такие частицы называются радикалами. Гетеролитическое расш,епление — это разрыв ковалентной связи, при котором оба связывающих электрона остаются у одного из первоначально связанных атомов. А—В —>- А--1-.В гомолитический разрыв А—В — А --ьВ+1 [c.27]

В зависимости от зарядов ионов, замещающих друг друга, различают изовалентные и гетеровалентные замещения. В изовалентном замещении участвуют ионы с одинаковыми электрическими зарядами и близкими ионными радиусами, например, ионы калия, аммония, рубидия, цезия взаимозаменяемы также ионы стронция, бария, радия, магния и железа (П). При гетеровалентном изоморфизме нзаимоза-мещаемы разновалентные ионы равных или близких ионных радиусов. При этом различия в ионных радиусах могут быть значительно большими, чем при изовалентном изоморфизме. Например, ионы Li" можно заместить ионами Mg + (ионные радиусы одинаковы — 0,78 А). Замещаются также ионы Na+ ионами Са +, хотя ионный радиус натрия 0,98 А, а кальция 1,06 А. С другой стороны, ионный радиус меди (I) и натрия соответственно 0,96 и 0,95 А, но медь (I) образует ковалентные соединения, натрий — ионные, поэтому смешанные кристаллы таких медных и натриевых солей не образуются. Ионы с близкими ионными радиусами образуют изоморфные ряды соединений. Чем ближе величины ионных радиусов, тем легче катионы образуют изоморфные соединения. [c.78]

Связь между активными (вариабельными) участками антитела и гаптеном или гаптеновой группой антигена не является ковалентной связью, а представляет собой результат ряда слабых взаимодействий — электронного вандерваальсова взаимодействия, образования водородных связей, притяжения между группами, несущими различный электрический заряд. Эти типы слабых взаимодействий в совокупности обеспечивают достаточно сильное притяжение, способное противостоять разрыву, вызываемому тепловым движением. С увеличением расстояния между взаимодействующими группами силы, обеспечивающие связывание, быстро ослабевают. Поэтому для эффективного взаимодействия связывающий участок антитела должен быть строго комплементарен по форме, размеру и положению соответствующим группам гаптена (на рис. 15.19 показана комплементарность гаптена — иона п-азосук-цинаннлата — и антитела). [c.449]

Химические и физические свойства многих веществ показывают, что в них должны одновременно быть и ионные, и ковалентные связи. В таких веществах обычно содержатся группы ковалентно связанных атомов, и каждая группа в целом несет на себе электрический заряд. С двумя примерами таких групп, и 82 , мы уже познакомились в разд. 7.6. В соединении КН4С1 между ионами и С1 осуществляется ионная связь. Внутри ионов КН4 и 82 атомы связаны друг с другом обобществляемыми электронными парами, но вся группа в целом несет на себе электрический заряд, и поэтому соединения, состоящие из таких групп, обладают ионными свойствами. [c.123]

При всех взаимодействиях между ионами, молекулами и диполями обязательно должен соблюдаться принцип электронейтральности, который гласит в любой системе, содержащей электрические заряды, должна происходить нейтрализация зарядов противоположного знака как можно меньшей величины. Представим себе, например, раствор хлорида натрия, в котором катионы и анионы распределены не равномерно, а так, как это показано на рис. 8.16. Подобный воображаемый раствор не мог бы сохраняться даже сколько-нибудь заметное время, потому что избыток катионов в его левой части немедленно промигрирует к избытку анионов в правой части раствора, и наоборот в результате во всех частях раствора быстро установится электрическая нейтральность. Аналогичная способность к нейтра- шзации существует в любой ионной, ион-ди-польной или ковалентной системе. В ионном кристалле катионы и анионы достигают взаим- [c.141]

Ионы металла легко образуют в водных растворах комплексы, если в растворах присутствуют подходящие лиганды. Наличие электрического заряда приводит к тому, что ионы металла, даже будучи гидратированными , плохо экстрагируются в органическую фазу. С нейтральными комплексами ситуация может быть совершенно иной, особенно если по своей природе они являются ковалентными. На рис. 4.5-15 представлены данные по экстракции таллия(Ш) трибутилфосфатом (ТБФ) в гекеане из водных хлорадных растворов. Экстрагируемым веществом является Т1С1з. Следовательно, можно записать [c.222]

II Вг . Известно, что массы атомов или понов сосредоточены в крайне малых ядрах, расстояния мея ду которыми мо кно найти сиектроскоиическн. В данном случае а = 1,408 А. Если для ковалентных радиусов принять правило аддитивности, то молекулу НВг можно грубо представить себе так, как это показано на рпс. 2, а. Из-за различия масс атомов центр тян ести молекулы лежит ближе к центру атома брома (см. рпс. 8, гл. И). К этим выводам можно прийти, рассмотрев образование молекулы из атомов. Когда та же молекула образуется пз попов, то естествеино считать, что центр тяжестп электрических зарядов не совпадет ни с центром тяжести, ни с серединой межъядер-ного расстояния. Например, если предположить, что ион водорода в молекуле НВг имеет чисто протонный характер, а поп брома сохраняет свою большую заполненную симметричную 8-электронную оболочку, то молекулу [c.272]

В ионном соединении ионы представляются в виде электрических зарядов со сферической симметрией сило вого поля Такие заряды могут притягивать к себе неза висимо от направления неограниченное число зарядов (ионов) противоположного знака В этой ненаправленно-сти и ненасыщаемости и проявляется прежде всего отличие ионной связи от ковалентной [c.71]

На схематичном изображении реакции химического выветривания анортита (рис. 3.5) показан край кристалла анортита, находящийся в контакте с Н2СО3 из раствора, являющегося агентом выветривания. Природные поверхности кристаллов имеют участки с избытком электрического заряда, что вызвано дефектами кристаллической решетки (ряды атомов, немного смещенные со своих позиций) или ее повреждениями (разрыв связей). Области с избыточным зарядом преимущественно атакуются почвенными кислотами, в результате чего возникают выемки на поверхности минерала (рис. 3.6). Водородные ионы, образующиеся при диссоциации Н2СО3, гидратируют поверхность силиката. Ионные связи между Са и тетраэдрами 8104 легко разрываются, высвобождая Са в раствор. В результате образуются гидратированный силикат с дефицитом металла и раствор бикарбоната кальция (Са + + 2НСОз"). В ходе дальнейшей реакции в пределах тетраэдрической сетки могут разорваться связи, близкие к ковалентным. Тетраэдрическая сетка является особенно непрочной там, где алюминий заместил кремний, поскольку связь кислород—алюминий имеет скорее ионный характер. Продукт реакции, высвобождаемый в раствор — это [c.90]

Силы, действующие между ионами, являются электростатическими, и взаимодействие описывается законом Кулона. Образующиеся в этом случае связи в отличие от ковалентных не имеют направленного характера. Весьма важной характерна стикой служит величина сил, действующих между ионами в ионных соединениях. В соединениях ионов обычных элементов тд величина полностью определяется электрическим зарядом, [c.175]

Для того чтобы выполнялость вышеприведенное условие появления окраски, нужно, чтобы две конечные группы, каждая нз которых способна нести электрический заряд, были связаны нечетным числом атомов углерода. Для углубления цвета требуется далее, чтобы молекула была симметрична и изменение ковалентности конечных групп было невелико. У большинства рассматриваемых здесь цианинов эти условия целиком выполняются, как это видно нз формулы XIV, хотя в равной мере возможно наличие и других конечных атомов, например кислорода. [c.69]