Ионный характер связи электроотрицательность

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]

Электроотрицательность. Ионный характер связи. [c.385]

Проведенное выше рассмотрение характера связи в HF показывает, что не сушествует чисто ионных, как и чисто ковалентных связей. Не существует и принципиального различия между этими двумя типами связи-они лишь являются предельными случаями непрерывного ряда связей с различной полярностью. В рамках теории молекулярных орбиталей гораздо большее значение, чем оценка ионного характера связи, имеет близость энергетических уровней взаимодействующих орбиталей двух атомов. Эта степень близости уровней связана с электроотрицательностью атомов. [c.537]

Если связующая пара электронов окажется на равном расстоянии от обоих ядер, ковалентная связь считается неполярной. При смещении электронной пары в сторону атома, более склонного к их присоединению (более электроотрицательного), связь становится полярной, и если это смещение выражено весьма резко, связь считается ионной. Примеры строго неполярных связей (С—С, Н — Н, С1—С1), полярных (С —С1, Н—С1, Н —Вг), ионных (Ыа—С1, К — Вг) показывают, что чем больше различие в природе соединяющихся атомов, тем более их связь является полярной и, наконец, ионной. Однако целиком ионных связей нет, так как атом, отдавая электрон, получает способность притягивать его обратно и, следовательно, отрицательный заряд в молекуле не строго локализован около другого, более электроотрицательного атома. Это ограничение ионного характера связи имеет существенное значение для оценки различных свойств соединений. Огромному большинству соединений свойственны связи различной степени полярности — слабополярные (8 — С1, С — О), более полярные Н — С1, Н — Р. Ионные связи встречаются сравнительно редко (в галидах и оксидах щелочных и щелочноземельных металлов), но и в этих случаях с вышеуказанным ограничением. В молекулах, составленных из одинаковых атомов На, Ог, За ИТ. П., связи неполярные. [c.67]

Полинг предложил также выражение для зависимости между разностью электроотрицательностей ха—- в и степенью ион-ности (долей ионного характера связи (табл. А.15, рис. А.43) [c.105]

Если разность электроотрицательностей двух атомов велика, орбиталь может быть настолько сдвинута в одну сторону, что практически уже не перекрывается с другими ядрами в этом случае связь между атомами ионная. Этот предельный случай выходит за рамки приведенного выше рассмотрения связи в органических молекулах. Большинство связей можно рассматривать как промежуточные между ионной и ковалентной связью, и тогда говорят о проценте ионного характера связи, который указывает на степень смещения электронного облака, или о постепенном переходе от ионной связи к ковалентной. [c.31]

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]

Теоретические расчеты химической связи показывают, что энергия смешанной ионно-ковалентной связи больше, чем энергия чисто ковалентной или чисто ионной связей. Эту дополнительную энергию связи называют ионно-ковалентной резонансной энергией и обозначают Д [см. ур. (4-7)]. Очевидно, если А О, связь в некоторой мере будет ионной. Так как ионный характер связи зависит от различия в электроотрицательности связанных атомов. [c.122]

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

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]

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

Для многих элементов можно пользоваться правилом аддитив ности, но оно дает особенно плохие результаты, если связь образуется между элементами, сильно отличающимися по электроот рицательности. Так как ионный характер связи усиливается по мере увеличения различия в электроотрицательности соединяющихся атомов, то причиной расхождения результатов считают ионный характер связи. Для учета этого ионного характера Шом-экер и Стивенсон предложили эмпирическое уравнение [c.111]

Основываясь на приведенном ниже эмпирическом соотношении между ионным характером связи (в процентах) и разностью электроотрицательностей элементов А и В, [c.126]

Другая состоит в том, что в водородной связи принимают участие тяжелые атомы, характеризующиеся больщой величиной электроотрицательности. Первая количественная щкала электроотрицательности, которая до сих пор щироко используется, была введена в химию Полингом. При помощи числа, характеризующего электроотрицательность элемента, выражается доля ионного характера связи. Ниже приведены зна- [c.82]

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]

Ионно-ковалентные связи. Электроотрицательность. Если атомы А и В образуют молекулу с чисто ионными связями (А+В ), то предполагается, что атом А потерял электрон, а атом В приобрел его. При этом предполагается, что оба иона представляют собой несжимаемые шары, так что сумма их радиусов равна межатомному расстоянию в молекуле. Однако давно стало ясным, что такие допущения неоправданны. Недостаток чисто ионных представлений пытался исправить Фаянс путем введения понятия поляризации ионов (см. гл. X, 8), в результате чего в характере связи начинает проявляться ковалентность . Однако такая попытка подойти к пониманию ионно-ковалентных связей, если так можно выразиться, со стороны ионных связей не получила в дальнейшем большого развития. Гораздо более эффективным оказался подход со стороны ковалентных связей . [c.212]

Чем больше значение разности Дх. тем сильнее ионный характер связи. По мере увеличения Дх максимум электронной плотности внутри связывающей молекулярной орбитали все более сдвигается к атомному ядру более электроотрицательного элемента. В предельном модельном случае (чистая абстракция, так как не существует элемент с х = 0) связывающие электроны полностью переходят на электронную оболочку атома более электроотрицательного элемента и возникает чисто ионная связь (см. 6.10). [c.133]

Выше мы обсудили методы вычисления ионного характера связи, основанные на применении дипольных моментов и идеи ионно-ковалентного резонанса. Остается рассмотреть третий метод, основанный на применении шкалы электроотрицательности элементов. Даваемые здесь сведения дополнят анализ электроотрицательности, данный в гл. 4. [c.153]

Теперь необходимо установить связь между долей ионного характера связи [см. (5.28)] и разностью электроотрицательностей Ха—Хв- Эта связь вытекает из самого существа представления об электроотрицательности. Одним из наиболее подходящих является соотношение [c.155]

Чтобы оправдать такое описание с точки зрения квантовой механики, вводят понятие о ионном и ковалентном вкладах в энергию связи при составлении приближенного выражения для волновой функции. Если ковалентный вклад мал, то мы говорим, что связь носит ионный характер и электростатическая модель применима. К сожалению, термины ионный характер и ковалентный характер используются в различном смысле. Это произошло, в частности, потому, что быстрое развитие теории химической связи за последние два десятилетия привело к изменению содержания этих терминов. Определение Полинга, данное в его монографии ([1585], стр. 48), отражает представления большинства исследователей в 1940 г. Он полагал, что между двумя атомами X и У ковалентная связь образуется в том случае, если энергия диссоциации молекулы X — V равна среднему из энергий диссоциации молекул X — X и V — V. Если энергия диссоциации молекулы X — У превосходит это среднее значение, избыток приписывается добавочному ионному характеру связи . Этот критерий давал основание для введения шкалы электроотрицательности Полинга, причем ионный характер связывался с разделением зарядов при образовании связи, приводящим к появлению постоянного дипольного момента. Это экспериментальное определение ионного характера, поскольку оно связано с измеряемой величиной энергии диссоциации. [c.196]

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]

В результате получим [2-2,2 os (109,5°/2) — 2-0,4 os (109,5°/2)] = 2,1 D, тогда как экспериментальное значение равно 1,6 D. Совпадение оказывается не очень хорошим, но было бы трудно ожидать, что моменты связей останутся неизмененными в том случае, когда с одним углеродным атомом соединены две сильные электроотрицательные группы. Трудности должны также возникать при определении моментов связей в ненасыщенных молекулах вследствие важной роли, которую играют электронные взаимодействия между замещающей группой и двойной связью, как это будет показано позднее. Дипольные моменты могут быть также использованы при определении степени полярности связи. Для этой цели сравнивают экспериментально найденный дипольный момент с дипольным моментом, вычисленным в предположении о полностью ионном характере связи, но при том же межатомном расстоянии. Так, дипольный момент НС1 равен 1,03 D, а длина связи равна 1,28 А заряд электрона равен 4,80-Ю кулон. Таким образом, дипольный момент должен быть равен 4,8-10 Ю-1,28-10 8 вг/лок-сл( = 6,15 D в случае, если связь полностью ионная. Степень ионности связи оказывается равной (1,03/6,15) -100 =17%. Такого рода величины, хотя они и приносят пользу при сравнений, являются, конечно, совершенно ненадежными, поскольку при их выведении делается допущение, согласно которому центры тяжести электронных зарядов совпадают с атомными ядрами, иначе говоря, что атомы, образующие связь, не вызывают взаимной поляризации электронов. [c.157]

Рис. 2. Взаимосвязь ионного характера связи и разности электроотрицательностей составляющих ее атомов, по данным Горди (кривая 1) и Дейли и Таунса (кривая 2).

Практически не существует -веществ с чисто ионным характером связи. Есть химические -соединения, в которых характер взаимодействия структурных единиц приближается к ионному или ковалентному, однако большинство веществ принадлежит к промежуточным случаям. Промежуточный характер связи можно оценить путем сравнения электроотрицательностей соединяющихся элементов. [c.303]

Степень ионности связи в НС1 17%, в s l 75%, в Т1С1 29% s l должен иметь наибольшую степень ионности связи, поскольку атомы щелочных металлов обладают очень низкой злектроотрицательностью (а валентный 5-электрон у атома тяжелого элемента группы IA, каковым является С, находится далеко от ядра, вследствие чего его энергия ионизации очень низка) ионный характер связи в этих молекулах повышается по мере уменьшения электроотрицательности атома, присоединенного к С1 хн = 2,20 Хп = 2,04 Хс = 0,79. [c.523]

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]

Для качественного понимания природы химической связи больщое значение имеет концепция электроотрицательности атома %. Это мера способности атома к образованию иоиных соединений, точнее говоря, ионный характер связи АВ зависит от разности электроотрицательностей двух атомов. [c.58]

Учитывая различия в электроотрицательностях элементов, расположите перечисленные ниже соединения в ряд по возрастанию ионного характера связи NaBr, КаР, Са8, MgO, НР, А1Р, СН,. [c.106]

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]

Рис. 5.9. Зависимость доли ионного характера связи (в процентах) от раз- ности электроотрицательностей ха—Хв1 согласно формуле Хеннея г Смита [139] [уравнение (5.33)]. Точками отмечены экспериментальные значения.

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]

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]

Увеличени.е заряда ядра сопровождается возрастанием электроотрицательности и, следовательно, возрастанием ковалеитпости связей М—О и x илe]Iиe.м ионного характера связей О-Н. [c.303]

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]

Термины существенно ковалентный и существенно ионный характер связи Паулинг [P57J интерпретирует следующим образом. Связи между атомами большинства металлов и атомами кислорода, азота и хлора носят вследствие относительной электроотрицательности соответствующих атомов примерно на 50°/о ковалентный характер. (Наряду с постулатом об электронейтральности центрального атома это положение хорошо объясняет известное эмпирическое правило, согласно которому координационное число ионов металлов вдвое больше их положительного заряда.) Таким образом, кобальт (III) и хром (III) образуют с кислородом оксалат-группы по б связей (используя d sp гибридизованные орбиты) примерно на 50% ковалентного характера, так что центральный атом остается электрически нейтральным. В случае комплексов железа и алюминия для того, чтобы центральный атом остался электрически нейтральным, он должен образовать 4 связи (используя имеющиеся s- и /7-орбиты) примерно на 75% ковалентного характера и две чисто ионные связи. Связи между шестью кислородами оксалат-групп являются равноценными, причем каждая из них примерно на 50% является ковалентной. Таким образом, различие между типами оксалатных комплексов в случае кобальта (III) и железа (III) состоит не столько в различном характере связи в них, сколько в разной устойчивости этих комплексов, так как связи в обоих комплексах по своему характеру примерно наполовину ковалентны. [c.52]

Поэтому они предложили уравнение, известное как соотношение Шомакера — Стивенсона, которое учитывает это явление и ставит длину связи в зависимость от разности электроотрицательностей, которая служит показателем ионного характера связи. Уравнение, предложенное ими, имеет вид [c.129]

Полингом и другими исследователями, пытавшимися связать разность электроотрицательностей 1лга — Жв1 с ионным характером связи А—В, получены различные выражения. Проверка показала, что неточное определение термина электроотрицательность не оправдывает таких количественных соотношений. Поэтому приведенные значения коэффициентов электроотрицательности пригодны лишь для качественных рассмотрений молекулярных свойств. Все, что можно уверенно утверждать, — это то, что связи между атомами с сильно различающимися электроотрицательностями сильно полярны (т. е. преимущественно ионные), тогда как связи между атомами с близкими электроотрицательностями преимущественно ковалентны. [c.92]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология