Инертные газы молекулы, строение

Замороженные при низких температурах в матрице инертного газа молекулы SO можно было все же исследовать спектроскопически и установить их строение, напоминающее строение Og в них имеется два антисвязевых непарных электрона, придающих частице 80 характер химически активного бирадикала, т. е. вещества, способного к ряду быстро протекающих реакций и в частности к димеризации. Дипольный момент 80 равен 1,55D, а межъядерное расстояние— 1,432 A символ основного состояния Изучено было несколько возбужденных состояний энергия ионизации равна 10,2 эв. Катионная молекула 80 из-за потери антисвязевого электрона прочнее нейтральной 80. В табл. 29 приведены энтальпии образования окислов серы. Наиболее важными среди этих соединений несомненно являются 802 и 8О3. [c.212]

При плавлении атомы инертных газов образуют жидкости с ближним порядком, соответствуюш им их гранецентрированным кубическим кристаллическим структурам. Структура жидкого аргона вблизи температуры плавления (при 84,4° К и 0,8 атм) характеризуется координационным числом 10,2—10,9 при межатомном расстоянии 3,79 А. Таким образом, плавление, не изменяя существенным образом межатомного расстояния, приводит к понижению координационного числа 12 на 1—1,8 вследствие образования вакансий. Жидкий ксенон имеет еще более низкое координационное число, но максимумы на кривых распределения соответствуют гранецентрированной кубической структуре ксенона в твердом состоянии. При —110° и 1 атм первый максимум соответствует межатомному расстоянию 4,43 А и 8,5 атомам, а при —90° и 2,5 атм — 4,50 А и 8,3 атомам. При увеличении давления до 130 атм координационное число достигает девяти. В газообразном состоянии инертные газы молекул не образуют и существуют в виде моноатомных газов. Таким образом, плавление инертных газов не приводит к изменению их электронной структуры, вследствие чего строение жидкости сохраняет ближний порядок, соответствующий гранецентрированной кубической упаковке в кристаллическом состоянии. [c.251]

Справа выписано число неспаренных внешних электронов и формулы соответствующих водородных соединений. Валентность, согласно изложенному, должна равняться этому числу неспаренных электронов. Мы видим, что в полном соответствии с опытными данными водород, литий, фтор и натрий — одновалентны, кислород — двухвалентен, азот — трехвалентен. Атомы инертных газов гелия и неона не образуют молекул, так как все их электроны спарены, поэтому их валентность равна нулю. Противоречие мы наблюдаем лишь для атомов Ве, В, С, для которых возможны и другие валентности (указанные в скобках). Но это противоречие только кажущееся и объясняется тем, что мы привыкли считать, что свободные атомы, образуя химическую связь, обязательно сохраняют строение своих электронных оболочек. Но не существует никаких причин, по которым это должно быть только так атом, образуя связь, уже не является свободным, и его электронная конфигурация может и должна — в большей или меньшей степени) измениться. Поэтому необходимо принимать во снимание те изменения энергии, которые могут возникнуть при образовании химической связи. [c.71]

Все вещества, которые нас окружают и которые мы используем в своей деятельности, условно можно разделить на две большие совокупности возникшие естественным путем в ходе эволюции Земли и полученные искусственно, синтетически. К первым можно отнести кислород воздуха, воду, глину (глинозем), различные соли, нефть, уголь, т. е. вещества минерального, растительного и животного происхождения. С ними вы познакомились в курсе природоведения и в начальном курсе химии. Одни из этих веществ играют очень важную и заметную роль в тех постоянно и непрерывно идущих процессах круговорота веществ, которые создают устойчивый баланс их в атмосфере и гидросфере. Так, достаточно устойчивым, постоянным оказывается и поддерживается отношение (баланс) углекислого газа и кислорода воздуха. Химическое изучение и описание этих веществ показывает, что они имеют разнообразные состав, строение и свойства. Так, в атмосфере находятся атомы инертных газов (Не, Ме, Аг, Кг, Хе), молекулы кислорода Оа, азота N2, диоксида углерода (углекислого газа) СОг, пары воды Н2О, озон Оз, некоторое количество газообразных и твердых веществ (пыль), являющихся как результатом естественных процессов, так и отходами (выбросами, побочными продуктами) химических производств, транспорта, переработки сырья и т. п. [c.5]

Химическое изучение и описание этих веществ показывает, что они имеют разнообразные состав, строение и свойства. В атмосфере находятся атомы инертных газов (Не, Ме, Аг, Кг, Хе), молекулы кислорода О2, азота N2, диоксида углерода (углекислого газа) СО2, пары воды Н2О, озон О3, некоторые количества газообразных и твердых веществ (пыль), являющихся как результатом естественных процессов, так и отходами (выбросами, побочными продуктами) химических производств, транспорта, переработки сырья и т. п. [c.6]

В конечном счете редколлегия в соответствии с пожеланиями и рекомендациями рецензентов приняла все зависящие от нее меры, способствующие современному звучанию рукописи. Редакторы внесли дополнения в каждую главу, расширили сведения из теории и практики современной химической науки, уточнили содержание излагаемого материала. При окончательном редактировании рукописи все редакторские дополнения были введены в текст, слиты воедино с текстом Я- И. Михайленко и развиты в соответствии с требованиями современной науки. Новый материал, включенный в текст рукописи, органически связан с общим содержанием книги и не является комментарием к прежнему тексту. Рукопись Я. И. Михайленко подверглась значительной переработке и сокращению. В особенности переработаны разделы о теории химической связи и строении молекул об инертных газах редких и рассеянных элементах, комплексных соединениях и т. п. Отмечена большая роль редких элементов, германия лития и других элементов и их соединений, нашедших широкое применение в различных областях науки, промышленности и новой техники. Введена глава [c.5]

В каждом семействе радиоактивных изотопов есть одно газообразное вещество остальные — твердые. Эти газообразные вещества называются актинон, радон и торон. Все они относятся к плеяде 86, следовательно, являются изотопами. Эту серию ныне принято обозначать символом Рп. Строение электронной оболочки у всех них таково 2) 8) 18)32) 18) 8. Следовательно, по строению электронной оболочки —это инертные газы. Так как наружная оболочка у них заполнена до 8, то силы Ван-дер-Ваальса между атомами (инертные газы не образуют молекул) настолько слабы, что переход в жидкое и твердое состояния возможен лишь при очень низкой температуре. [c.59]

Летучесть этих соединений свидетельствует о ковалентном характере связей и отсутствии дипольного момента. Так как в любом валентном состоянии у атома инертного газа действуют электроны разных типов, т. е. имеет место гибридизация связей, то образующиеся молекулы фторидов должны иметь довольно симметричное строение. Молекула ХеРа имеет линейное строение оставшиеся у атома ксенона 3 пары электронов располагаются по углам равностороннего треугольника, находящегося в экваториальной плоскости к линиям связи Хе—Р. Тетрафторид имеет форму квадрата, над центром которого вверху и внизу находится по одной паре электронов угол между связями 90° (рис. 138). Что касается гексафторида ксенона, то он представляется в виде искаженного октаэдра, на одной из плоскостей которого имеется пара электронов. [c.638]

В 1916 г. Льюис и Ленгмюр выдвинули так называемую октет-ную теорию химической связи, считая, что всякая перестройка атома объясняется его стремлением принять устойчивую восьмиэлектронную оболочку атома ближайшего инертного газа. Поэтому атомы одинаковых или разных элементов объединяют свои электроны так, чтобы каждый из них имел восьмиэлектронную оболочку, содержащую обобщенные электроны. Пример графического изображения молекул простых веществ дан на рис. 29. Однако объяснения процесса объединения электронов по существу эта теория не дала. Развитие волновой механики атома явилось основой современного учения о химической связи и строения молекул. Причиной возникновения связи между атомами является уменьшение энергии двух или нескольких изолированных атомов при образовании общего, более устойчивого агрегата — молекулы. При соединении атомов между собой их орбитали с одним электроном (незаконченные) образуют общую систему орбиталей молекулы с выделением энергии, так как полученная система [c.69]

Для возбуждения атомов инертных газов требуются значительные количества энергии. Полученные в последние годы оксиды и фториды этих элементов мало устойчивы и представляют собой сильнейшие окислители. Как правило, соединения атомов в высшей степени окисления неустойчивы и проявляют себя как окислители. В ряде случаев соединения атомов в высшей степени окисления приобретают устойчивость (С, 81) в силу симметричного строения их молекул за счет гибридных орбиталей. [c.401]

Вещество состоит из отдельных мельчайших частиц — молекул, атомов и ионов. Эти частицы обладают определенным внутренним строением. Молекулы сложных веществ состоят из разных атомов, вступивших между собой в химическое взаимодействие. Сложных веществ, состав которых может быть упрощен в результате химических операций, в мире очень много только органических соединений известно более двух миллионов. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, также взаимодействующих между собой. Многие простые вещества имеют, однако, атомное строение (инертные газы, металлы), т. е. состоят не из молекул, а из атомов. [c.9]

Характерным примером работ этого направления является расчет Бакингема [67]. Энергия взаимодействия иона с молекулой воды выражается степенным рядом 1/г, где г — расстояние между центрами иона и молекулы. Главные члены этого ряда функция г — энергия ион-динольного взаимодействия (см. IV.5) и функция г — ион-квадрупольного. Последний член, введенный Бакингемом, дает существенно разный вклад в энергию сольватации катиона и аниона без использования добавок к радиусу (типа Р). Следующие члены отражают энергию индукции, дисперсии, взаимодействие мульти-польных моментов молекул растворителя, отталкивание, энергию поляризации воды по Борну. Последний член представляет собой взаимодействие сольватного комплекса с остальным растворителем, рассматриваемым как непрерывная среда. Бакингем предположил тетраэдрическое строение сольватного комплекса с координационным числом и. = 4 для всех ионов с электронной оболочкой инертных газов. [c.86]

Общее правило образования ковалентных связей заключается в следующем. Устойчивые молекулы или комплексные ионы, образованные при помощи ковалентных связей, имеют такое строение, при котором каждый атом достигает электронной конфигурации инертного газа или некоторой другой устойчивой конфигурации, причем обобщенные электроны считаются принадлежащими каждому из связанных атомов. Это правило можно проиллюстрировать прежде всего на примере молекул и кристаллов элементов, не обладающих металлическими свойствами. [c.182]

Соединения рассмотренных до сих пор элементов построены, как правило, очень просто. Металлы главных подгрупп I и II групп периодической системы образуют преимущественно соли или солеобразные соединения, т. е. соединения, по своей структуре соответствующие солям. Подлинные соли построены из положительных и отрицательных ионов. Поскольку при этом речь идет об ионах, по своему строению подобных атомам инертных газов, т. е. обладающих такими же электронными конфигурациями, как и инертные газы, то образованные ими соединения состава АВ или АВа, как было показано на ряде примеров, обладают большей частью очень простой структурой. Все рассмотренные до сих пор соли и солеобразные соединения очень близки по свойствам, если только не учитывать их различную растворимость. Соединения металлов главных подгрупп I и II групп, не имеющих солеобразного характера, т. е. их гомеополярные соединения, также построены очень просто и состоят из двух- или трехатомных молекул — АВ или АВа, — в которых атомы связаны между собой парой валентных электронов. Соединения этого типа мало различаются по своим свойствам и поведению. Из рассмотренных до сих нор соединений только в отдельных случаях встречались такие, нанример, гидриды бериллия и магния, которые по своим свойствам и поведению не укладывались полностью в эту простую схему. [c.321]

В предыдущих главах электронное строение органических молекул описывалось в терминах структур Льюиса, в основу которых положен принцип принятия (или потери) электронов каждым из атомов молекулы, принимающим при этом конфигурацию инертного газа. Такой способ описания практически ничего не говорит относительно геометрии молекул. Почему, например, в соединениях тина метана и четыреххлористого углерода валентные углы составляют 109,5°, тогда как в воде угол между связями равен 104,5°, а в сероводороде 92° Структуры Льюиса не дают также возможности объяснить различия в прочности и реакционной способности различных связей, в частности углерод-углеродных простых, двойных и тройных связей. Необходим более глубокий подход к рассмотрению электронного строения органических молекул. В настоящей главе мы покажем, как формулируются атомно-орбитальные модели органических молекул, и проиллюстрируем некоторые из их достоинств и недостатков. [c.122]

Отличие строения атомов различных элементов от строения атомов инертных газов. Валентные электроны. Образование ионов и молекул с ковалентной и электровалентной связью. Понятие об ионизационном потенциале и сродстве к электрону. Перемена валентности элемента как окислительно-восстановительный процесс. Приемы составления уравнений окислительно-восстанови-тельных реакций электронная схема, ионное и молекулярное уравнения. Примеры окислительно-восстановительных реакций в кислой, нейтральной и щелочной среде. Окислительно-восстановительные процессы как источник электрического тока. Гальванические элементы. Нормальные окислительно-восстановительные потенциалы и их значение. Электролиз. Законы Фарадея. Электрохимический эквивалент и химический эквивалент. Расчет химических эквивалентов элементов и сложных веществ в окислительно-восстановительных реакциях. [c.73]

Одноатомные молекулы инертных газов (Не, Че, Аг) почти не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, что находится в согласии со строением их атомов (внешний энергетический уровень заполнен электронами). [c.97]

Цеолит марки ЫаА, адсорбирует молекулы с критическими размерами меньше 4А. К таким веществам относятся вода, углекислый газ, сероводород, аммиак, этан, этилен, пропилен, низшие ацетиленовые углеводороды нормального строения. При более низких температурах в существенных количествах адсорбируются инертные газы (неон, аргон, криптон и ксенон), кислород азот, окись углерода и метан. Цеолит КаА не адсорбирует высшие нормальные парафины, начиная с пропана, парафины ызо-строения и бутены-2, высшие спирты и все соединения циклического строения. [c.428]

Открытие Бартлеттом в 1962 г. первого соединения ксенона положило начало интенсивному развитию этой области химии, что привело к получению ряда соединений инертных газов и установлению их строения. Неожиданная стабильность таких соединений заставила многих химиков предположить, что природа их связей довольно необычна. Однако впоследствии оказалось, что это не так. Все соединения инертных газов имеют обыкновенные ковалентные связи и их строение полностью соответствует принципам, изложенным в этой книге. Действительно, здесь как раз представляется возможность уверенно предсказывать конфигурацию молекул таких соединений. [c.203]

Ионная связь. Теория строения атомов дала возможность объяснить причину взаимодействия атомов, т. е. причину образования молекул. Эта теория утверждает, что внешние электронные слои, характерные для атомов инертных газов (состоящие из двух электронов у гелия и восьми [c.124]

На рис. V, 4 показана зависимость теплоемкости (Ср) для частиц различного рода. Атомы инертных газов и ионы, отвечающие им по структуре, в пределах температур до 6000 К за немногими исключениями сохраняют постоянное значение Ср = = 4,97 кал/(К-моль). Частицы с другим строением электронных оболочек обладают обычно более низкими уровнями возбуждения. Их теплоемкость отклоняется от значения 4,97 кал/(К-моль) уже при более низких температурах. На рис. VI, 4 приведены некоторые характерные примеры таких частиц. Так, у атомов элементов подгруппы лития обнаруживаются в рассматриваемом пределе температур значительные отклонения Ср от указанного предельного значения, причем для Сз эти отклонения становятся заметными, начиная с 1500 К, для НЬ и К — с 1700 К, для N8 — с 2100 К и для Ь — с 1800 К. Это, естественно, приводит к усложнению зависимости от температуры и других термодинамических функций этих элементов. Поэтому процессы ионизации атомов Ы—Сз и процессы диссоциации на атомы двухатомных молекул этих элементов существенно отклоняются от однотипности уже при умеренно высоких температурах. Вещества неодиотипиые (например, Ыа, Мо, Ре, РЬ, 51) имеют различную по характеру зависимость теплоемкости от температуры. [c.174]

Однако часто наблюдаются отклонения от правила Сиджвика. Например, совершенно устойчивый мономерный ион [Р1(ЫНз)4 + имеет ЭАН, неравный атомному номеру следующего за платиной инертного элемента родона. При вычислении эффективного атомного номера [Со(ЫНз)5С1]С12 надо учитывать строение комплексного соединения, заряд комплексного иона, атомный номер центрального атома. Атомный номер Со равен 27. Пять молекул аммиака образуют донорно-акцепторные связи за счет свободных пар электронов. Заряд комплексного иона +2. Внутрисферная хлорогруппа предоставляет для связи один электрон. Суммируя, находим, что значение эффективного атомного номера пентамминахлорокобальтихлорида равно 27+5-2+[ —2—36, т. е. соответствует атомному номеру инертного газа аргона. Для соединения триамминового типа [Со(ЫНз)зС1з] он также равен l27-f 3 2 + 3= 3 6. Таким образом, при переходе от соединений одного типа к другому эффективный атомный номер не изменяется. [c.247]

Книга является первым томом двухтомной монографии, суммирующей основные особенности химии всех химических элементов. Она охватывает вводные разделы и сведения по УИ, VI, V, IV группам периодической системы, а также инертным газам (включая их основные соединения). Из общих вопросов химии, не вошедших в вводные разделы (1- У1), рассмотрены окислительно-восстановительные реакций, адсорбция, катализ, комплексообраэование, коллоиды. В большей или меньшей степени затронуты и многие вопросы, смежные с другими науками (реактивное топливо, полупроводники и т. п.). Особое внимание уделено энергетическим уроАням атомов и пространственному строению молекул. [c.2]

Появление напряжения сдвига т на поверхности пленки может ыть вызвано различными причинами например, потоком газа, обдувающим пленку, или градиентом ее поверхностного натяжения. Сду- вание пленки потоком инертного газа давно используется для нахождения по форме профиля h х) сдуваемой пленки распределения вязкости по ее толщине [81]. Методом сдувания исследованы смачивающие пленки различных жидкостей на хорошо полированных по- верхностях стекла и стг1ли (см. главу VII). Показано, что в зависи-Л10СТИ от строения граничных слоев жидкости они могут обладать jtaK повышенной вязкостью, например, при нормальной к поверхности ориентации вытянутых молекул, так и пониженной вязкостью — при ориентации осей молекул параллельно твердой подложке. [c.320]

В настоящее время строение карбонилов железа н других металлов объясняют с помощью координационной теории, разработанной для комплексных соединений. Пользуясь ею, в 1927 г. Вело, Баудшн, Ладекбург, а также Сиджвик установили, что атомы — акцепторы металлов переходных групп, в частности железа, способны к присоединению именно такого количества электронов, какое недостает для построения атома инертного газа, расположенного в конце данного периода таблицы Д. И. Менделеева. Электроны приобретаются у молекул— доноров окиси углерода. [c.22]

В периодической таблице справа налево п сверху вниз характер и строение простых веществ, образуемых элементами главных подгрупп, изменяются в сторону увеличения числа атомов в молекз ле, а характер структуры — от молекулярной к атомной и, наконец, к металлической. Так, инертные газы образуют одноатомные молекулы, галогены и кислород — двухатомные, сера и фосфор — молекулы с большим числом атомов (Рд, За), углерод, кремний и бор имеют атомные решетки, где уже нет отдельных молекул, а алюминий и элементы, расположенные влево и вниз от него в периодической таблице, — типичные металлические решетки. [c.152]

А. С. Квистом, в воде возможно образование гидратов газов додекаэдрического строения (12-гранников из 20 молекул воды) с полостью диаметром около 0,52 нм. Попадание, в эту полость молекул газов близких размеров вызывает стабилизацию структуры. Сильное влияние инертных газов на реакции, идущие в воде под действием ультразвука, связывается с попаданием в клат-ратные полости комплексов Н2О4 и НО2О2, имеющих наибольший размер около 0,48 нм [И]. Возможна ста- [c.14]

Отметим, что при увеличении энергии ионизующих электронов различия сечений ионизации различных атомов и молекул, обусловленные их строением и энергетическими характеристиками, все более и более сглаживаются, и при достаточно больших энергиях электронов сечения ионизации главным образом определяются числом электронов в ионизуемой частице. Так, при энергии электронов, превышающей 5 кэв, сечения ионизации различных двухатомных и многоатомных газов, отнесенные к числу электронов в дагшой молекуле, различаются не более чем иа 30%, при раз.чичии самих сечений в несколько (до 13) раз (см. [59, стр. 158]). Такое же постоянство отношения сечения ионизации к числу электронов наблюдается и в случае атомов инертных газов однако при переходе от атомов к молекулам это отношение увеличивается в несколько раз (приблизительно в три раза). Таким образом, из этих данных следует, что при больших скоростях электронов вероятность ионизации молекулы, так же как и вероятность ионизации атома инертного газа, пропорциональна числу электронов в ионизуемой частице. [c.408]

Научные исследования относятся к учению о химических процессах. В первых работах (1916— 1925) получил данные о явлениях, вызванных прохождением электрического тока через газы, об ионизации паров металлов н солей под действием электронного удара и о механизме пробоя диэлектриков. Разработал основы тепловой теории пробоя диэлектриков, исходные положения которой были использованы им при создании (1940) теории теплового взрыва и горения газовых смесей. На основе этой теории вместе с учениками развил учение о распространении пламени, детонации, горении взрывчатых веществ и порохов. Его работы по ионизации паров металлов и солей легли в основу современных представлений об элементарном строении и динамике химического превращения молекул. Изучая окисление паров фосфора, в сотрудничестве с /О. Б. Харитоном и 3. Ф. Вальтой открыл (1926--1928) предельные явления, лимитирующие химический процесс,— критическое давление , критический размер реакционного сосуда и установил пределы добавок инертных газов к реакционным смесям, ниже которых реакция не происходит, а выше которых идет с огромной скоростью. Те же явления обнаружил (1927—1928) в реакциях окисления водорода, окиси углерода и других веществ. Открыл (1927) новый тип химических процессов — разветвленные цепные реакции, теорию которых впервые сформулировал в 1930—1934, показав их большую распространенность. Доказал экспериментально и обосновал теоретически все наиболее важные представления теории цепных реакций о реакционной способности свободных атомов и радикалов, малой энергии активации [c.456]

Как раз перед первой мировой войной Льюис установил, что старые правила валентности могут быть выведены из электронной теории валентности. Существенными чертами этой теории была констатация необычно устойчивой электронной конфигурации инертных газов, пршщипы образования электронных пар и обобщения их двумя ядрами. Эти понятия были использованы в первых четырех главах при описании строения органических молекул. Для того чтобы понять поведение органических соединений, необходимо более глубокое описание, к которому мы теперь и переходим. [c.101]

Современная теория газов требует, чтобы молярная теплоемкость газов при постоянном давлении составляла примерно 5 кал/град для одноатомных газов, 7 кал/град для двухатомных газов (а также для многоатомных газов, имеющих линейное строение молекул как у двуокпс1[ углерода) и 8 кал град для других многоатомных газов. Теплоемкостью называют количество энергии, необходимое, чтобы температура вещества повысилась на один градус, молярная теплоемкость относится к одному молю вещества. Этот метод был использован в 1876 г., чтобы показать, что пары ртути состоят из одноатодшых молекул и, следовательно, атомный вес ртути равен молекулярному весу, определенному методом, оспованным на измерении плотности газа (см. следующий раздел этой главы). Он был использован также для определення строения инертных газов после их открытия (они оказались одно а томны ми). [c.247]

Хотя представление о ковалентной, ионной и металлической связи может быть использовано для объяснения строения молекул большого числа веществ в твердом, жидком и газообразном состояниях, все же есть немало систем, существование которых нельзя объяснить наличием этих связей. Наиболее наглядным примером служат инертные газы. Атомы этих элементов обладают сферической симметрией и не способны образовать ни одной из выше названных связей. Но поскольку при температуре вблизи абсолютного нуля инертные газы все-таки могут быть переведены в жидкое или твердое состояние, то должны быть и какие-то силы, стягивающие атомы этих элементов. Видимо, такие же силы имеют место при взаимодействии насыщенных молекул, например На, N2, СН4 и т. п. В этих молекулах валентные электроны использованы для образования связей между атомами, и у них, по-види-мому, не осталось возможностей для связей друг с другом. [c.204]

Природа связи в карбонилах металлов будет рассмотрена подробно после описания их строения. Для установления структурных закономерностей необходимо рассмотреть один из аспектов вопроса о природе связи. Атомы металла имеют девять валентных орбиталей Ind , ( +l)s, (rt+l)p ] и при образовании связей стремятся использовать все свои орбитали. Не пытаясь описать истинное распределение электронов, а лишь ради простоты можно предположить, что в концевой группе МСО молекула СО отдает два электрона на пустую орбиталь атома металла. В то же время относительно мостиковой группы М(СО)М полагают, что каждая М—С-связь образуется за счет одного электрона атома металла и одного электрона атома углерода. Так, в Ре(С0)5 для образования а-связей Fe—С используется пять орбиталей, на которых располагаются электроны, при-надлежаш,ие группам СО. Остальные четыре орбитали заполняются электронами атома Fe, которые также участвуют в образовании я-связей. Поскольку концевые группы СО имеют пары электронов, то все одноядерные соединения М(СО)п с атомами металла, имеющими нечетное число электронов (например, Мп, Со), должны содержать неспаренный электрон. Чтобы использовать этот электрон, один фрагмент М (СО)n соединяется с другим и возникает связь металл — металл. Единственным исключением является V( O)g, поскольку в этом случае стерические факторы препятствуют димеризации. Приведенное рассуждение об использовании в связях всех валентных орбиталей атома металла по существу повторяет в иной форме упомянутое выше правило инертного газа. [c.118]

При этом необходимо иметь в виду, что напряженность поля иона металла в большой степени зависит от строения его электронной оболочки. Например, ионы меди (I) и натрия имеют примерно одинаковые соотношения заряда и объема, однако ион меди (I) (электронная оболочка палладиевого типа) обладает более сильным полем, чем ион натрия (электронная оболочка инертного газа). Сильными полями ионов серебра (I), меди (I), цинка (II), кадмия (II), меди (II) и других родственных им ионов, способными индуцировать дипольный момент в поляризующейся молекуле аммиака, объясняется высокая прочность амминов этих катионов. [c.13]

Рассматривая электронное строение атомов элементов группы VIIА, легко обнаружить, что самый верхний энергетический уровень этих атомов содержит пять р-электронов, т. е. они обладают электронной конфигурацией р . Таким образом, у них остается одна полузаполнеиная р-орбиталь, на которую каждый из атомов может принять еще по одному электрону. Если электрон другого атома спаривается на такой орбитали с уже имеющимся на ней электроном, то образующаяся пара должна одновременно притягиваться к ядрам обоих атомов и связывать их между собой. Так происходит в молекулах Рг, СЬ, Вгг и Ь. В результате обобществления электронов или перекрывания орбиталей (напомним, что орбитали представляют собой области пространства) атомы этих элементов приобретают электронное строение внешних орбиталей с конфигурацией р , характерное для инертных газов. Аналогичное электронное строение, присущее инертным газам, обнаруживается во многих других молекулах. [c.200]

Действительное развитие теории валентности не было возможно до тех пор, пока после 1913 г. не было установлено значение атомного номера и Коссель и Льюис в 1916 г. не заложили основы современной теории химических связей. Коссель указал, что элементы, число электронов у которых близко к числу электронов у инертных газов, достигают устойчивой электронной конфигурации этих последних, теряя или приобретая соответствующее число электронов. Например, сера и хлор требуют добавления двух и одного электронов соответственно, а Са и К достигают аргоновой структуры, теряя два или один электрон, в результате чего образуются ионы S -, С1 , К" " и Са +. Связи в таких солях, как КС1 и aS, будут, следовательно, вызываться электростатическим притяжением между составляющими ионами. Такое объяснение было вполне достаточно для элементов, недалеко отстоящих от инертных газов, так как существование подобных ионов было уже известно. Однако по отношению к молекуле СН4 было не столь правдоподобнп полагать, что она имеет строение С - Свойства метана резко отличаются от свойств такой соли, как КС1. Теория Льюиса дополнила теорию Косселя и, как уже упоминалось, постулировала, что электрон может быть поделен между атомами, причем два поделенных электрона осуществляют химическую связь между ними, [c.58]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология