Связей типы с обобществлением электронной

Ковалентная связь — наиболее распространенный тип химической связи в органической химии. Она образуется при перекрывании орбитали одного атома с орбиталью другого. Таким образом, при образовании ковалентной связи образуются устойчивые электронные оболочки (октеты) путем обобществления электронов, а не пу- [c.19]

Стабильность кристаллической решетки металла невозможно объяснить на основании известных нам типов химических связей. Действительно, ионная связь между атомами металла, как между атомами одного сорта, мало вероятна. Также сомнительны ковалентные связи между ними, поскольку каждый атом имеет от 8 до 12 ближайших соседей. Обобществление такого количества электронных пар с образованием стабильных ковалентных связей пока неизвестно. Остается предположить, что между атомами металлов действует особый вид химической связи — металлическая связь, обусловленная существованием электронного газа . [c.200]

По строению электронной оболочки атомов к металлам относят все s-элементы, кроме водорода и гелия, все d- и f-элементы и ряд р-элементов — алюминий, олово, свинец и др. Металлы в конденсированном (жидком или твердом) состоянии обладают способностью к отражению света, высокой тепло- и электропроводностью, пластичностью и текучестью. Они имеют сравнительно высокие температуры плавления и кипения. Эти специфические свойства металлов объясняются наличием у них особого типа химической связи, получившей название металлической связи. Атомы металлов содержат на внешнем энергетическом уровне небольшое количество электронов, которые достаточно слабо связаны со своим ядром, В то же время атомы металлов имеют много свободных валентных орбиталей. Эти орбитали отдельных атомов перекрываются друг с другом, обеспечивая электронам способность свободно перемещаться между ядрами во всем объеме металла. Следовательно, в кристаллической решетке металлов электроны обобществлены. Они непрерывно перемещаются между положительно заряженными ионами, которые расположены в узлах кристаллической решетки. При этом сравнительно небольшое число обобществленных электронов ( электронного газа ) связывает большое число ионов, [c.116]

В твердом металле маловероятно существование ионных связей, так как все атомы в этом случае только одного типа. Силы сцепления слишком велики, чтобы их можно было приписать эффекту Ван-дер-Ваальса. Поэтому остается лишь предположить наличие ковалентных связей. Однако в кристаллическом металле каждый атом обычно имеет восемь или двенадцать ближайших соседей, а это, очевидно, слишком много, чтобы образовались обычные ковалентные связи с обобществленной электронной парой. Отсюда следует, что в этом случае имеется новый тип сил сцепления — металлическая связь. [c.115]

Ковалентная связь. Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной связью. Ковалентная связь является универсальным типом химической связи. Идея об образовании химической связи при помощи пары электронов, принадлежащих обоим связывающим атомам, была высказана в 1916 г. американским физико-химиком Дж. Льюисом. [c.39]

Ковалентная связь. Химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами, называется ковалентной связью. Ковалентная связь является универсальным типом химической связи. Идея об образовании химической связи с помощью пары электронов, принадлежащих обоим соединяющимся атомам, была высказана в 1916 г. американским физико-химиком Дж. Льюисом. Идея Льюиса в дальнейшем была использована при разработке теории ковалентной связи. [c.33]

Общая черта рассмотренных четырех типов связи — локализация валентных электронов, их принадлежность определенным атомам (одному или группе). Это позволяет объединить вещества с такими связями в общее понятие неметаллов. Иной характер обнаруживает металлическая связь, которая осуществляется нелокализованными электронами. Металл можно представить как совокупность положительных ионов в узлах решетки и обобществленных валентных электронов, свободно движущихся по всему объему кристалла (электронный газ). [c.177]

Ковалентная связь—тип химической связи между двумя атомами, возникающей при обобществлении электронов, которые принадлежат этим атомам. [c.52]

Кристаллические структуры, частицы которых соединяются друг с другом в результате обобществления электронных пар, относятся к совершенно иному типу твердых веществ, называемых ковалентными кристаллами. Силы взаимодействия между атомами в таких кристаллах аналогичны силам, действующим между атомами в ковалентных молекулах, как, например, СО2, ССЦ или КНз. Однако ковалентные кристаллы в отличие от молекул простираются на несравненно большие расстояния во всех трех измерениях, и поэтому говорят, что в них существует протяженный трехмерный каркас ковалентных связей между соседними атомами. Наиболее известным представителем ковалентных кристаллов является алмаз (рис. 10.16). В кристаллической структуре алмаза каждый атом углерода ковалентно связан с четырьмя соседними атомами углерода, располагающимися вокруг него в тетраэдрической конфигурации. Ориентация четырех возникающих в этом случае связей ничем не отличается от существующей в молекулах с простыми углерод-углеродными связями, поэтому весь кристалл алмаза можно рассматривать как одну молекулу. Поскольку протяженность системы углерод-углеродных связей в алмазе чрезвычайно велика, этот кристалл и подобные ему кристаллические ковалентно связанные вещества иногда называют гигантскими молекулами. [c.179]

В данной главе будет рассмотрен простой метод описания ковалентных связей с использованием структурных схем Льюиса. Мы занищем льюисовы структуры для известных молекул и ионов и дадим им объяснение, пользуясь представлениями об обобществлении электронных пар и построении замкнутых валентных оболочек такого типа, как у атомов благородных газов. Затем мы объясним степени окисления атомов в соединениях на основе соображений о неравномерности обобществления электронных пар атомами, обладающими разной электроотрицательностью, после чего перейдем к установлению взаимосвязи между кислотностью некоторых молекул и электронным строением их центрального атома. В последней части главы будет показано, как для предсказания формы молекул используется метод отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП). [c.465]

Конфигурация октета часто может быть достигнута, когда реагирующие партнеры обобществляют электронные пары. Такой тип связи обычен в органической химии, однако он свойствен не только химии углерода и неметаллов. Обобществление электронных пар характерно для о азования ковалентной связи каждый атом стремится к конфигурации электронного октета на своей внешней электронной оболочке. Исключением является водород, поскольку его внешняя электронная оболочка может содержать лишь два электрона. Одиако правило октета соблюдается не всегда. Например, в сера имеет двенадцать электронов на внешней оболочке. [c.159]

Если координационную связь рассматривать как ковалентную, обладающую ионностью за счет обобществления электронной пары (или как ионную связь, обладающую ковалентностью), то она в принципе не отличается от связи, возникающей между двумя металлоидами (включая и органические соединения), и нет необходимости для введения специального типа связи (процесс, обратный образованию связи, т. е. разрыв связи между центральным ионом и лигандом, представляет собой гетеролитический распад). [c.223]

Дайте характеристику каждой химической связи по следующим параметрам число центров связывания число электронов связывания, механизм обобществления электронов тип орбиталей связывания каж дого атома, участвующего в образовании связи, тип перекрывания тип связи по совокупности признаков, в том числе физическим свойствам [c.83]

В широком смысле слова ковалентная связь — химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами. Ковалентная связь является универсальным типом химической связи. Ионная же связь, по Косселю, может быть рассмотрена как предельный случай полярной ковалентной связи. В самом деле, общая электронная пара Льюиса в пределе может быть смещена (теоретически) полностью в сторону одного из взаимодействующих атомов. Это равносильно тому, что один из партнеров безвозмездно отдает принадлежавший ему ранее электрон (входивший в состав электронной пары) другому атому. [c.66]

Образование ковалентной связи между атомами можно представить как обобществление электронов принадлежащих одному или обоим атомам, в результате перекрывания связывающих орбиталей, которое понижает энергию системы. Этот тип связи, обычно встречающийся в органических молекулах, хорошо описывает углерод-углеродную [c.13]

Ковалентная связь — наиболее распространенный тип химической связи в органической химии. Она образуется при перекрывании орбитали одного атома с орбиталью другого. Таким образом, при образовании ковалентной связи образуются устойчивые электронные оболочки (октеты) путем обобществления электронов, а не путем их отдачи — присоединения. Такой механизм образования химической связи иногда называют обменным механизмом . [c.18]

Главная валентность по этой теории интерпретируется как результат электровалентности, или переноса электрона, а побочная валентность рассматривается как проявление ковалентности, или обобществление электронных пар, принадлежащих присоединяемым нейтральным или заряженным лигандам. Согласно Льюису и Сиджвику, подобная связь называется координационной (иначе, семиполярной, донорно-акцепторной). Эта связь признается в настоящее время главным типом связи в комплексных соединениях. [c.14]

Кристаллы с ковалентными связями между атомами (атомные кристаллы) образуются за счет обобществления электронов соседних атомов в результате перекрывания орбит внешней электронной оболочки. Ковалентные связи очень прочны и строго ориентированы в пространстве. Кристалл, образованный при помощи ковалентных связей, можно рассматривать как одну гигантскую молекулу. Алмаз, кристаллический кремний, некоторые карбиды и силициды представляют собой типичные примеры кристаллов с ковалентными связями. Для кристаллов этого типа характерны высокая твердость, тугоплавкость, низкая летучесть и химическая инертность. [c.57]

Отмеченные выше обстоятельства, несомненно, указывают на существование в ферритах наряду с ионной ковалентной связи. Отличительным признаком этого типа химической связи является обобществление внешних, валентных электронов атомов или ионов. Причем в отличие от ионной связи плотность заряда между двумя атомами в случае ковалентной связи оказывается весьма значительной, и по мере увеличения этой плотности прочность связи возрастает. [c.12]

Мы уже отмечали, что связи между атомами инертных газов могут быть объяснены обобществлением электронов между двумя ядрами на орбиталях, расположенных выше заполненных валентных орбиталей. Такой тип взаимодействия удается описать на более количественной основе. Мы проделаем это для простейшего случая — атомов гелия. [c.248]

Ковалентные связи могут принадлежать к а- или я-типу и различаются между собой числом обобществленных электронов и числом центров. Наиболее распространены двухцентровые связи, образующиеся путем обобществления двух электронов двумя центрами (пара электронов обычно изображается черточкой). Следует отметить, что между двумя центрами возможно образование не только одной (простой или ординарной) связи (такая связь принадлежит к а-типу), но двух и трех связей. Таким образом, двумя центрами могут обобществляться не только два, но четыре и щесть электронов. [c.24]

Как уже отмечалось, помимо двухцентровых локализованных связей могут существовать делокализованные связи, т. е. связи, в которых МО образуется обобществлением нескольких электронов, принадлежащих трем и более центрам. Степень делокализации может быть различной в зависимости от строения соединений. Делокализация типична для соединений с системой чередующихся простых и кратных связей. Для ациклических систем возможны два типа перекрывания и смешения орбиталей. В первом случае такое перекрывание не приводит к образованию общей для всей системы МО и ординарные и кратные связи остаются более или менее локализованными. Типичным примером этого является бутадиен-1,3. Во втором случае перекрывание и смешение орбиталей проходит с полным обобществлением электронов всеми центрами и с образованием единой МО, охватывающей всю систему. Типичный пример — аллил-анион и др. [c.54]

Правила связывания — их называют правилами валентности — появились во второй половине XIX в. Эти эмпирические правила получили систематическое обоснование, когда стало очевидным значение периодической системы как направляющего принципа новой теории. Был сделан большой шаг вперед получение, исследование и практическое использование новых, не встречающихся в природе соединений стало повседневной практикой. Этот успех в свою очередь привел к необходимости объяснения с точки зрения правил валентности огромного, все возрастающего количества новых химических данных. Чтобы справиться с этими новыми фактами, правила валентности приходилось все более и более усложнять. Поскольку общей фундаментальной теории, объединяющей все эти данные, не было, химикам пришлось ввести классификацию соединений по типу связи . К концу первой половины XX в. химики манипулировали сложным списком, включающим ковалентные, ионные, йеталлические, координационные, дативные, хелатные, мости-ковые, одноэлектронные, водородные связи и связи с переносом заряда. Химическую связь объясняли обобществлением электронов, обменными силами, спариванием спинов, перекрыванием , сте-рическими соображениями и понижением кинетической энергии. С помощью периодической системы все это было приведено в какое-то подобие рабочего порядка. Каждому работающему химику приходилось знать эту сложнейшую систему наизусть — это давало возможность хотя бы интуитивно предвидеть, какой химический состав и какой тип химической связи можно ожидать при синтезе новых соединений. Отсутствие подхода, основанного на более общих соображениях аЬ initio, или из первых принципов , вызывало презрение физиков-теоретиков впрочем, извиняться химики не собирались, да в этом и не было надобности. К 1950 г. было синтезировано около миллиона соединений и число новых соединений возрастало со скоростью двух или трех сотен в день. [c.8]

По современным воззрениям, электронная струюура кристаллического атомного вещества представляет собой квантовую систему периодической структуры, электроны которой неразличимы и каждый из них взаимодействует сразу со всей системой в целом. Трехмерная непрерывная сеть межатомных связей в твердом теле периодического строения является системой волноводов для волн электронного газа, состоящего из валентных электронов, уровни энергии которых тесно сгруппированы в квазинепрерывные зоны. Наличие свободных, не связанных с определенными атомами, электронов, способных перемещаться по всему объему тела, определяет металлическое состояние этих веществ. Наиболее характерными представите- ями этого типа твердых веществ являются металлы. Обобществленные электроны, обеспечивающие металлическую связь в кристаллических твердых веществах, в отличие от электронов обычной ковалентной связи, существенно слабее связаны с определенным атомом. Поэтому работа выхода электрона, характеризующая прочность связи электронов со всей системой, для кристаллических атомных веществ имеет обычно малые значения. Так, для металлов значение ее лежит в пределах от 1,9 э6 для цезия, до 5,3 эб-для платины, тогда как потенциал ионизации для соединений с обычной кова- [c.109]

На процесс разделения влияют и специфические химические взаимодействия. При таких взаимодействиях за счет перекрывания молекулярных орбиталей происходит хотя бы частичное обобществление электронов и возникают донорно-акцепторные связи. В комплексах с переносом заряда, представляющих интерес для хроматографии, в з виснмости от типа взаимодействующи.х молекул эти энергии лежат в пределах от 4 до 20 кДж/моль для водородной связи — в пределах 10—30 кДж/моль. В химии донорно-акцепторные взаимодействия щироко распространены, и поэтому [c.301]

Принято различать три типа ковалентной связи — гомеопо-лярную, гетерополярную и семиполярную, или координационную. Наиболее простая — гомеополярная связь осуществляется обобществлением одной или нескольких пар электронов, первоначально принадлежавших. .. атомам одного и того же химического элемента. [c.190]

Между ковалентной и металлической связью имеется большое сходство — оба типа химической связи основаны на обобществлении валентных электронов. Только в металлах обобществленные электроны обслуживают весь кристалл, т. е. они полностью дело-кализованы. Этим объясняется отсутствие пространственной направленности металлической связи и высокие координационные числа металлических структур. Это означает, что металлическая связь не проявляет свойств насыщаемости, столь характерных для ковалентной связи. Делокализация же валентных электронов в [c.127]

Между ковалентной и металлической связями имеется большое сходство — оба типа химической связи основаны на обобществлении валентных электронов. Только в металлах обобществленные электроны обслуживают весь кристалл, т.е. они полностью делокализованы. Этим объясняются отсутствие пространственной направленности металлической связи и высокие координационные числа металлических структур. Это означает, что метал.лическая связь не проявляет свойств насыщаемости, столь характерных для ковалентной связи. Делокашизация же валентных электронов в металлах является следствием многоцентрового характера металлической связи. Многоцентровость металличе ской связи обеспечивает высокую электрическую проводимость и теплопроводность металлов. [c.94]

Первое широкое подразделение типов связывания, приведенных в табл. 7.3, можно провести на основе того, происходит и.лн нет обобществление электронов между атомами. В системах без ощутимого перекрывания электронной плотности реализуются следующие взаимодействия ион — пон, ион — диполь, диполь — диполь, ион — наведенный диполь, диполь — наведенный диполь, наведенный диполь — наведенный диполь (вандерваальсовы связи). В системах, в которых электроны обобигествлены между атомами, образуются ковалентные связи с различными степенями делокализации отдельных или всех связывающих электронов, что в пределе приводит к металлической связи. Последняя определяет электронные свойства металлов и иптерметаллическнх соединений. Эти свойства лишь до известной степени характеризуют металлическое состояние. [c.341]

Более сильные связи возникают тогда, когда центральный ион имеет свободные места на электронных орбитах, куда можно привлечь электроны от молекул воды или алшиака, что приводит к обобществлению электронов или электронных пар, т. е. к образованию связи ковалентного типа. Так как оба электрона связующей пары пожертвованы одним и тем же партнером, а именно водой или аммиаком, то таким связям было дано специальное название — координационные связи. Хорошо известными примерами являются гидрат трехфтористого бора, где незаполненные места р-орбиты /-оболочки атома бора привлекают одну из неподеленных электронных пар кислорода [c.36]

Как происходит слияние в молекулу одинаковых атомов с равноправными валентными электронэдми В данном случае электроны не переходят от одного атома к другому, а образуют совместную пару, — по одному от каждого атома, — которая обращается с одинаковой скоростью и на одинаковом расстоянии вокруг каждого из ядер молекулы. Облака валентных электронов взаимопроникают друг в друга и в результате получается более илотное межатомное облако, стягивающее партнеров в молекулу. Обобществленная электронная пара устойчивее неспаренного электрона, так как ее конструкция повторяет электронную двойку (дублет) гелия. Такого типа связь называют атомной, или ковалентной ( имеющей совместную силу ) с ее участием образовано множество соединений, в частности — органических. Очень часто она бывает прочнее ионной связи ею скреплен алмаз — самое твердое вещество в природе. [c.29]

Связь, образованная двумя обобществленными электронами, представляет собой наиболее важный тип связи она определяет строение молекулы и является обычной связью классической структурной химии. Ленгмюр назвал ее ковалентной связью. Известна также более слабая связь, осуще-ствляелгая при обобществлении только одного электрона. Процесс обобществления электронов обычно называют ковалентным связыванием. Если степень обобществления электронов двумя связанным атомами одинакова, то такую связь называют гомеополярной связью. [c.13]

Хотя представления Уэлша и Дьюара отличаются состоянием гибридизации трех атомов, имеющих электронный дефицит, они согласуются в том смысле, что каждый из трех атомов прямо связан с двумя другими с помощью единственной электронной пары. Таким образом, имеется прямое перекрывание не только между атомной орбиталью у С-6 и атомными орбиталями у С-1 и С-2, но и прямое перекрывание между С-1 и С-2. Штриховая линия в формуле (5) означает перекрывание двух АО, входящих в состав многоцвнтровой МО, содержащей 2 электрона. Сплошная линия означает перекрывание двух атомных орбиталей, входящих в состав двухцентровой орбитали, содержащей 2 электрона. Описанный характер перекрывания подтверждается химическими данными и молекулярно-орбитальной теорией [21, 22]. Еще в 1949 г. Лонге-Хиггинс [23] указал на возможность образования совершенно нового типа связи путем обобществления одной пары электронов между тремя ядрами. Простейшим примером такой связи является устойчивый ион Н , в KOTOfpOM 2 электрона занимают трехцентровую МО, образованную перекрыванием Is-AO трех атомов водорода (10). Возникающая трехцен- [c.230]

Иллюстрацией такой крайне сложной структуры является AgP. Как уже было указано в I6.9, при достаточно низких температурах это вещество имеет тетраэдрическое строение, при котором каждый атом серебра окружен четырьмя атомами иода, а каждый атом иода — четырьмя атомами серебра. Для того чтобы все электроны были общими, кристалл должен был бы состоять из Ag и I + ++-ИОНОВ иными словами, три электрона иода должны были бы быть общими. Однако иод очень неохотно принимает участие в этом процессе, и мягкость кристалла указывает на то, что атомы не имеют четырех прочных тетраэдрических связей. Поэтому, пожалуй, не очень неожиданно, что при более высоких (комнатных) температурах структура становится неправильной. При комнатной температуре многие атомы серебра в положении равновесия оказываются ближе к трем из окружающих их атомов иода, чем к четвертому. Выше 14б°С процесс обобществления электронов становится значительно слабее, ионы иода перестраиваются в кубическую объемноцентри-рованную решетку, а ионы серебра, повидимому, свободно движутся, подобно )1ШДкости, в промежутках. Все это происходит несмотря на то, что плотность высокотемпературной формы оказывается большей. Вследствие свободной подвижности ионов серебра высокотемпературная форма легко проводит электрический ток. Вполне удовлетворительного объяснения этого совершенно исключительного поведения дать нельзя, но оно, несомненно, не типично ни для чисто ионного кристалла, ни для кристалла чисто ковалентного типа. Хотя, как было сказано выше, случай Agi является исключительным, следует отметить, что не особенно большое число других кристаллов было исследовано столь же тщательно. Хотя других случаев, в которых некоторые атомы или ионы могут меняться местами, имеется мало или совсем не имеется, в остальных отношениях некоторые кристаллы могут быть также очень сложны. В сложном кристалле такого типа обычно содержится, по меньшей мере, один переходный элемент или, во всяком случае, один элемент из центральной части периодической таблицы. Обычно это такие элементы, для которых следует ожидать тип связи, промежуточный между ковалентным и ионным, и часто, но далеко не всегда, некоторые из элементов не находятся в своем максимальном валентном состоянии. Здесь интересно отметить, что усложненные структуры появляются и в случае перехода от металлической к ковалентной связи (см. 18.2). [c.335]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология