Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Статьи Рисунки Таблицы О сайте English

Ковалентность элементов

    Насыщаемость ковалентной связи обусловлена ограниченными валентными возможностями атомов, т. е их способностью к образованию строго определенного числа связей, которое обычно лежит в пределах от 1 до 6. Общее число валентных орбиталей в атоме, т. е. тех, которые могут быть использованы для образования химических связей, определяет максимально возможную ковалентность элемента. Число уже использованных для этого орбиталей определяет ковалентность элемента в данном соединении. [c.114]


    Что такое ковалентность элементов Напишите электронные формулы кислорода и серы, распределите электроны по энергетическим ячейкам в нормальном и возбужденном состояниях, определите возможные ковалентности этих элементов. [c.23]

    Рассмотренные примеры показывают, что атомы обладают разнообразными возможностями для образования ковалентных связей. Последние могут создаваться и за счет неспаренных электронов невозбужденного атома, и за счет неспаренных электронов, появляющихся в результате возбуждения атома ( распаривания электронных пар), и, наконец, по донорно-акцепторному способу. Тем не менее, общее число ковалентных связей, которые способен образовать данный атом, ограничено. Оно определяется общим числом валентных орбита-лей, т. е. тех орбиталей, использование которых для образования ковалентных связей оказывается энергетически выгодным. Квантовомеханический расчет показывает, что к подобным орбиталям принадлежат s- и р-орбитали внешнего электронного слоя и -орбитали предшествующего слоя в некоторых случаях, как мы видели на примерах атомов хлора и серы, в качестве валентных орбиталей могут использоваться и d-орбитали внешнего слоя. Атомы всех элементов второго периода имеют во внешнем электронном слое четыре орбитали при отсутствии (i-орбиталей в предыдущем слое. Следовательно, на валентных орбиталях этих атомов может разместиться не более восьми электронов. Это означает, что максимальная ковалентность элементов второго периода равна четырем. Атомы элементов третьего и последующих периодов могут использовать для образования ковалентных связей не только s- и р-, но также и d-орбитали. Известны соединения d-элементов, в которых в образовании ковалентных связей [c.125]

    Число образуемых атомом ковалентных связей называется ковалентностью элемента в соответствующем соединении. [c.20]

    Понятие ковалентность в ряде случаев оказывается более полезным, в частности при рассмотрении элементоорганических и координационных соединений. Максимальная ковалентность элементов второго периода (в том числе С, Ы, О), имеющих на внешнем валентном уровне четыре орбитали, равна четырем (рис. 7). [c.29]

    Сколько валентных электронов и валентных АО имеют атомы С и Si N и Р О и S Чему равна максимальная ковалентность элементов 2-го и 3-го периодов  [c.126]

    Число обобщенных электронных пар определяет ковалентность элемента. Ковалентные связи являются разновидностью атомных связей. [c.61]

    Все возможные ковалентности -элементов приведены в таблице 26.  [c.138]

    Какие функции выполняют валентные орбитали — одноэлектронные, двухэлектронные и свободные Чем определяется ковалентность элемента в данном соединении и его возможная максимальная ковалентность  [c.126]


    Составляя уравнения окислительно-восстановительных реакций, различные авторы прибегают к разной терминологии для обозначения степени окисления и ее изменения у окислителя и восстановителя. Мы будем пользоваться понятием окислительное число (гл. III, 9). В дальнейшем для обозначения окислительного числа будем использовать сокращение о. ч. Введение представления об окислительном числе предотвратит встречающееся еще в литературе неверное определение окислительно-восстановительных реакций как таких, при которых меняется валентность (ковалентность) элементов (гл. III, 9). Приведенные ниже уравнения двух окислительно-восстановительных реакций противоречат такому утверждению [c.180]

    Из теории валентных связей вытекает, что образовывать ковалентную связь способны только неспаренные электроны. Они определяют число ковалентных связей данного элемента с другими, а следовательно, и их т-валентность. Определим ковалентность элементов вто-рода периода системы элементов, пользуясь табл. 7. [c.110]

    Максимальная ковалентность элементов. Способность атома образовывать ковалентные связи обусловливается не только числом одноэлектронных облаков, но и числом свободных орбиталей или числом двухэлектронных облаков. Таким образом, ковалентность элемента в общем случае характеризуется общим числом валентных орбиталей, принимающих участие в образовании ковалентной связи. [c.60]

    Атомы всех элементов второго периода н.меют во внешнем электронном слое четыре орбитали при отсутствии -орбиталей в предыдущем слое. Следовательно, на валентных орбиталях этих атомов может разместиться не более восьми электронов. Это означает, что максимальная ковалентность элементов второго периода равна четырем. [c.126]

    В соответствии с особенностями строения электронных оболочек атомов у элементов проявляется свое максимальное значение ковалентности. Так, элементы И периода имеют четыре валентных орбитали (одну 2s и три 2р) и образуют четыре ковалентные связи. Максимальное число ковалентных связей у элементов П1 периода равно шести, что соответствует участию в образовании связей одной 3s-, трех Зр- и двух Зй-орбиталей. У d-элементов максимальная ковалентность равна девяти за счет пяти d-, одной S- и трех р-орбиталей. Максимальная ковалентность /-элементов еще выше. [c.60]

    Валентность, проявляемую элементами в атомных соединениях, принято называть ковалентностью. Величина ковалентности элемента равна числу электронов, выделяемых атомом его на образование общих электронных пар в молекуле химического соединения. Например, в молекулах воды, аммиака и метана водород одновалентен, кислород двухвалентен, азот трехвалентен и углерод четырехвалентен. [c.60]

    Число таких общих электронных пар, связывающих атом данного элемента с другими атомами, или, иначе говоря, число образуемых атомом ковалентных связей, называется ковалентностью элемента в соответствующем соединении. Так, ковалентность азота в молекулах N2 и ЫНз равна трем, ковалентность кислорода в молекулах Н2О и СО2 — двум, ковалентность углерода в молекулах СН4 и СО2 — четырем. [c.119]

    Ковалентность элемента определяется, однако, не общим числом валентных электронов, а только числом неспаренных электронов (стр. 49). В атомах азота, кислорода и фтора электроны внешнего слоя распределяются по энергетическим ячейкам следующим образом  [c.59]

    В таблице 27 приведены значения наиболее типичных ковалентностей /-элементов. [c.139]

    У изоэлектронных молекул и комплексных ионов, в которых центральными атомами являются элементы данного периода, пространственная конфигурация одинакова. Например, при максимальной ковалентности элементы второго периода образуют со фтором тетраэдрические, а с кислородом треугольные комплексы. Соответствующие комплексы у элементов 111 периода имеют октаэдрическую и тетраэдрическую структуру (табл. 8). [c.66]

    Проявление высших значений ковалентности элементами фосфором, серой, хлором и аналогичными элементами высших периодов в отличие от их электронных аналогов во втором периоде объясняется тем, что разница в энергиях третьего и четвертого уровней, четвертого и пятого уровней и т. д. гораздо меньше, чем разница в энергиях второго и третьего энергетических уровней (рис. 16). В результате [c.132]

    Приведенные в таблицах 25, 26 и 27 ковалентности элементов показывают одновременно и величины типичных степеней окисления элементов. Знаки степеней окисления у всех 8-, <1- и /-элементов всегда положительны. Знак степени окисления у р-элементов зависит от состава соединения. [c.151]

    Пример 1. Определение ковалентности элемента. Какую ковалентность может проявлять бром в своих соединениях  [c.42]

    Ковалентность элементов. Как было указано выше, ковалентная связь образуется при перекрывании двух орбит, принадлежащих каждая одному атому. Образующаяся при этом орбита связи занята двумя электронами с антипараллельными спинами. Атомы стремятся использовать при образовании ковалентных связей возможно больше своих орбит и образовать наибольшее число ковалентных связей. Чем больше орбит занято электронами, тем устойчивее становится система. Но на это стремление атомов накладывается ограничение атомы могут использовать две орбиты для образования ковалентной связи только в том случае, если их энергии мало отличаются друг от друга. Поэтому для образования ковалентных связей обычно используются только орбиты, принадлежащие одной и той же оболочке, так как они мало отличаются по своей энергии. (Только некоторые тяжелые металлы используют при комплексообразовании орбиты различных оболочек, да и то лишь в тех случаях, когда они обладают почти равными энергиями.) [c.69]


    Экспериментальные исследования структуры жидких элементов рентгеновским и нейтронографическим методами показали, что при плавлении происходит разрушение дальнего порядка кристалла, однако ближний порядок сохраняется, причем он может соответствовать плотной или объемноцентрированной упаковке для металлов и направленным валентным связям для ковалентных элементов или молекулярных кристаллов. [c.241]

    В Периодической системе Д. И. Менделеева алюминий занимает такое место, которое находится на линии, разделяющей ионные и ковалентные элементы [186, 187]. В то же время алюминий образует [c.42]

    Действием внешних (по отношению к данному атому) сил валентные электроны могут быть переброшены с более низких энергетических уровней и подуровней на вакантные орбитали (возбуждение атома, в частности, как предпосылка к его химическому взаимодействшо с другийи атомами). Прн этом электронные дублеты антнпараллельных электронов распадаются (электроны распариваются). Число неспаренных электронов определяет ковалентность элемента. [c.43]

    Ковалентность элемента определяется, однако, не общпм чпслом валентных электронов, а только чпслом неспаренных электронов (стр. 49). В атомах азота, [c.60]

    НИИ все квантовые ячейки второго уровня заселены. Для их возбуждения нужно перевести часть электронов со второго энергетического уровня на третий. Это связано с затратой такого количества энергии, которое не может быть компенсировано образованием дополнительных связей возбужденными атомами. Поэтому ковалентность элементов N. О, Р и Ме должна определяться не общим числом их валентных электронов, а лишь числом неспаренных электронов. У азота ковалентность не должна превышать трех, у кислорода она должна равняться двум, у фтора — единице, а неон должен быть нульковалентным. Действительно, в реальных молекулах азот, кислород и фтор — соответственно максимально трех-, двух- и одноковалентны (ЫНз, НгО, НР и пр.). Химические соединения неона неизвестны. [c.132]

    Ковалентности элементов V, VI, VIIА-групп третьего и высших периодов в отличие от ковалентностей соответствующих элементов второго периода переменны. Так, фосфор Р — элемент из третьего периода проявляет ковалентность не только равную трем, как азот, но и равную пяти. Сера 5, аналог кислорода О, бывает не только двухковалентной, но и четырех- и шестиковалентной. Хлор С1 проявляет любую нечетную ковалентность от единицы до семи. Известны соединения с четной валентностью у тяжелых инертных элементов. [c.132]

    Максимальная ковалентность большинства -элементов с переменной ковалентностью, так же как постоянная ковалентность элементов второй и третьей групп, равна номерам соответствующих групп. Так, высшая ковалентность титана Ti, находящегося в четвертой группе, равна четырем, высшая ковалентность ванадия V — пяти (V в пятой группе). Хром Сг из шестой группы максимально шестиковалентен и т. д. То, что высшая ковалентность -элементов 1П—УПВ-групп равна номеру группы, объясняется тем, что номеру группы равна сумма валентных электронов каждого -элемента. Причем ns-электроны, как уже говорилось, легко распариваются, а (и—1) -электроны у этих элементов, в соответствии с правилом Хунда, неспарены (табл. 26). [c.138]

    Все сказанное выше приводит к простому квантово-механическому объяснению эмпирических закономерностей электронного дублета и октета. Таким образом, водород может быть только одноковалентным, а элементы, находящиеся между литием и фтором, по более чем четырех-ковалентны. Элементы следующих периодов могут образовать большее число ковалентных связей за счет использования d-орбит. Так, в отличие от азота, фосфор образует два соединения с хлором в P I3 использованы при образовании ковалентных связей только орбиты 3s и Зр, а в P I5 занята, кроме последних, еще одна орбита М. [c.70]


Смотреть страницы где упоминается термин Ковалентность элементов: [c.89]    [c.104]    [c.110]    [c.128]    [c.137]    [c.138]    [c.139]    [c.139]    [c.146]    [c.107]   
Смотреть главы в:

Курс химии -> Ковалентность элементов


Органическая химия Том 1 (1963) -- [ c.69 ]

Органическая химия Том 1 (1962) -- [ c.69 ]




ПОИСК





Смотрите так же термины и статьи:

Валентность элементов в ковалентных соединениях Гибридизация орбиталей. Направленность ковалентной связи Пространственное строение молекул

Валентность. Ковалентность атомов . 4.5.. Строение двухатомных молекул состава НЭ . 4.5.3. Строение двухатомных молекул элементов -го

Квантовая теория ковалентной связи. . И Метод валентных схем и обобщение закономерностей структурной химии Р—элементов Основные положения теорий валентных связей

Ковалентность

Ковалентные мо леку пи элементов

Ковалентные радиусы элементов

Полярность ковалентных связей. Электроотрицательность элементов

Радиусы ковалентные и вандерваальсовы неметаллических элементов

Строение атомов и периодическая система элементов. Ионные и ковалентные связи

Строение и стабильность ковалентных комплексов переходных элементов

Трехмерный гармонический осциллятор.— Водородоподобный атом.— Общие результаты квантовомеханического рас смотрения атома водорода.— Жесткий ротатор.— Линейный ангармонический осциллятор.— Линейный электрический осциллятор в однородном электростатическом поле.— Связанные электрические осцилляторы.— Решение уравнения Шредингера для водородоподобного атома, находящегося в однородном электрическом иоле.— Туннельный эффект Потенциальные барьеры различного вида.— Принцип неопределенности — Молекула водорода ковалентная связь.— Квантовомеханическая теория направленной валентности.— Упражнения.— Литература Химические элементы

Физический смысл периодической системы элементов — 64. Валентные электроны — 64. Электровалентная или ионная связь — 67. Ковалентная связь — 68. Молекулы — диполи — 70. Водородная связь и ее значение для белковых веществ



© 2025 chem21.info Реклама на сайте