Электровалентность

Второй тип активированного комплекса представляет подготовку к распаду на ионы. В этом случае преобладают ионные или полярные связи, т. е. электроны более тесно связаны с какими-либо одними из соединенных атомов. Пределом является диссоциация на ионы, так же как и в растворах. Реально существуют все степени перехода от ковалентной связи к чисто электровалентной, что в различной мере облегчает реакции. В случае органических соединений допускают и ионный механизм реакции в результате деформирующего действия катализатора и поляризации молекул. [c.133]

Электровалентная связь 23 Электронная модель атома 49 Электронное состояние бензола 471 Электронное строение свободных радикалов 495 [c.1213]

При изучении условий реакции принимаются во внимание многие факторы разрыв связей (ковалентных и электровалентных) между атомами, формирование соединений из атомов, радикалов и ионов, изменение строения молекул без перехода через эти промежуточные формы и, наконец, термодинамическое равновесие и изменение скоростей различных параллельно и последовательно протекающих реакций. [c.11]

Ионная (электровалентная, или гетерополярная) связь. С помощью ионной связи построено большинство неорганических соединений. Эта связь возникает между атомами, которые сильно отличаются по электроотрицательности. Процесс образования связи состоит в передаче электрона от одного атома к другому. Отдавая электрон, атом превращается в положительный ион — катион, а второй атом, приобретая этот электрон, переходит в отрицательно заряженную частицу — анион. Образовавшиеся противоположно заряженные ионы связываются силами электростатического взаимодействия. Схематически это можно представить так [c.19]

Образование понной (электровалентной) связи при переходе электрона адсорбированной частицы в решетку кристалла. При этом положительно заряженный адсорбированный ион будет удерживаться избыточным отрицательным зарядом решетки. [c.66]

В 1915—1916 гг. Коссель и Льюис применили эту атомную модель для объяснения электровалентной и ковалентной связей. Коссель [c.23]

Более содержательное определение валентности v получено на основании метода молекулярных орбиталей и понятий ковалентности (и ) и электровалентности (ue)- Валентность равна сумме ковалентности и модуля электровалентности [c.118]

НОСТИ И электровалентности атомов углерода и кислорода в некоторых соедине-ниях, расчитанные методом квантовой химии. [c.119]

Рис. 9.1. Изменение ковалентности и электровалентности центрального атома идеализированной молекулы состава ЭХ в зависимости от ионности химической связи атом X одновалентный атом,типа Н, Р и т. п.

Таким образом, степень окисления характеризует валентность и электроотрицательность атома элемента в составе молекулы. Если бы связи в молекуле были абсолютно ионными, то степень окисления равнялась бы электровалентностям атомов. [c.261]

Степенью окисления называется заряд элемента, вычисленный исходя из предположения, что соединение состоит только из ионов. Степень окисления является формализованным отображением общей валентности элемента в соединении, определяемой суммой его ковалентности и электровалентности. [c.261]

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]

Валентность элементов в ионных соединениях характеризуется числом отданных или просоединенных электронов и, таким образом, равна элехтровалент-пости. В приведенном примере электровалентность лития равна +1, а электровалентность фтора равна —1. [c.143]

Понятие степени окисления, таким образом, пришло на смену понятию электровалентности. В связи с этим представляется нецелесообразным пользоваться и понятием ковалентности. Для характеристики элементов лучше применять понятие валентности, определяя ее чис-лом электронов, используемых данным атомом для образования электронных пар, независимо от того, притягиваются они к данному атому или, наоборот, оттягиваются от него. Тогда валентность будет выражаться числом без знака. В отличие от валентности степень окисления определяется числом электронов, оттянутых от данного атома, — положительная, или притянутых к нему, — отрицательная. Во многих случаях арифметические значения валентности и степени окисления [c.16]

Однако Абегг рассматривал только полный переход электронов от одного атома к другому, приводящий к образованию разноименно заряженных атомов, которые затем удерживаются вместе под действием электростатического притяжения, другими словами, Абегг рассматривал электровалентность Два американских химика Джильберт Ньютон Льюис (1875—1946) и Ирвинг Ленгмюр (1881—1957) в период после 1916 г. независимо друг от друга расширили это понятие. Они, в частности, объяснили строение молекулы хлора. В молекуле хлора два атома хлора прочно связаны друг с другом. Никаких причин для перехода электрона от одного атома к другому, несомненно, не существует, и атомы хлора не могут удерживаться вместе под действием обычного электростатического притяжения. Теории межатомного притяжения Берцелиуса и Абегга не объясняют, как образуется такая молекула. [c.159]

Степень окисления (электровалентность) центрального иона — это разность заряда комплексной частицы и суммы формальных зарядов лигандов. Это понятие очень удобно при классификации [c.12]

Распределение зарядов в таком ионе [СоСи] соответствует формальной электровалентности частиц. При переходе от идеального к реальному распределению зарядов произойдет частичная передача донорных электронов от лигандов к иону металла, что сопровождается уменьшением эффективного положительного заряда центрального иона, эффективных зарядов лигандов н полярности связей. Этот процесс иногда трактуют как внутримолекулярную реакцию окисления — восстановления. Итак, эффективные заряды кобальта и хлора в [СоСи] по абсолютной величине меньше формальных (2 и 1 соответственно). Таким образом, электровалентность не отражает истинной картины распределения зарядов в соединениях. [c.15]

Зачастую в конденсированных фазах ковалентность выше формальной электровалентности. Так, Ве2+ обычно образует четыре а-связи с лигандами, расположенными по вершинам тетраэдра, при этом обобществляется восемь электронов. Ионы Се + и ТЬ + часто имеют КЧ 8 и выше, т. е. минимальное значение ковалентности равно восьми. [c.18]

Со временем понятие валентности расширилось, оно стало указывать и природу химических связей между атомами в их соединении. В соединениях с ионной (или электровалентной) связью валентность равна числу электронов, отданных или присоединенных атомом при превращении его в ион. В соединениях с ковалентной связью валентность определяется числом элект- [c.76]

В 1926 г. Гейзенберг и Шредингер создали механику атомных и молекулярных систем, которая получила широкое применение в атомной и молекулярной физике. Необходимое дополнение в квантовую механику внес Паули, разработавший теорию электронных спинов. Это явилось фундаментом, на котором с учетом известного правила несовместимости (запрет Паули в атоме не может быть двух электронов, обладающих 4 одинаковыми квантовыми числами) было построено учение о химических силах, в принципе позволяющее понять и описать образование химических соединений. Сначала удалось интерп )етировать устойчивость электронных оболочек атомов инертных газов, благодаря чему нашло исчерпывающее объяснение понятие электровалентной связи, лежащее в основе теории Косселя. Затем получила квантово-механическое истолкование и ковалентная связь. Гейтлером и Лондоном было показано, что связь двух атомов в молекуле водорода может быть объяснена чисто электростатическими силами, если для этого использовать квантовую механику. Силы, связывающие два атома и два электрона, возникают благодаря тому, что оба электрона имеют антипараллельные спины и с большой степенью вероятности находятся между двумя атомными ядрами насыщаемость химических связей объясняется принципом Паули. Таким образом, представления Льюиса получили исчерпывающее физическое обоснование. [c.24]

Ионная х электровалентная, или гетерополярная) связь возникает между атомами, которые сильно отличаются по электроотрицательности (см.табл. 10). Процесс образования этой связи состоит в передаче электрона от одного атома к другому.. Отдавая электрон, атом превращается в катион, а второй атом, приобретаяртот электрон, становится анионом. Образовавщие- ся противоположно заряженные ионы (увязываются силами электростатического взаимодействия [c.28]

Ковалентность атома характеризует степень участия атома в ковалентных химических связях или степень сосредоточенности электронной плотности в межъядерном пространстве. Расчеты ковалентности показывают, что, как правило, она принимает нецелочисленные значения. Аналогично электровалентность атома, определяемая величиной эффективного заряда атома, также бывает нецелочисленной. В качестве примера в табл. 4.3, приведены ковалент-Таблица 4-3. Ковалентности и электровалентности углерода и кислорода, а.е. [c.118]

В простых веществах химическад связь — ковалентная непо.пярная. В двухцентровой двухэлектронноЙ связи связывающая электронная пара симметрична и сосредоточена посредине межатомного расстояния. Оба взаимодействующих атома проявляют ковЕшентность равную сумме порядков всех связей данного атома с другими атомами молекулы. Взаимодействующие <атомы не имеют эффективных зарядов — связь не полярна, электровалентности атомов равны нулю. [c.259]

Рис, 9,1 построен на основании того, что ко-валентьюсть атома определяется неполярной со-став,ляющей химической связи, а электровалентность — эффективными зарядами атомов. Из рис, 9,1 также видно, что, хотя ковалентность и электровалентности атомов изменяются различным образом, сумма ковалентности и модуля электровалентности, т. е. валентность, атома остается постоянной. [c.259]

Катионит как поливалентный электролит с электровалентностью х запишем схематично как R . Тогда после внесения Н -формы катионита в раствор электролита, например, Na l, установится равновесие [c.303]

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ — взаимодействие между атомами, обусловлива-ющее образование устойчивой многоатомной системы (молекулы, радикала, молекулярного иона, комплекса, кристалла и др.). Все химические превращения сопровождаются разрушением химической связи. X. с. возникает вследствие кулоновского притяжения между ядрами и электронным зарядом, распределение которого обусловлено динамикой поведения электронов и подлежит квантовомеханическим законам. Электронный заряд многоатомной системы возникает нри обобществлении атомных электронов. Различают ионную (гетерополяр-ную, электровалентную), ковалентную (гомеополярную, атомную) и металлическую X. с. X. с. н зыз 1ЮТионной, если она возникает вследствие практически полного перехода электронов с орбитали одного атома на орбиталь другого. Например, во время реакции натрия с хлором атомы натрия теряют, а атомы хлора присоединяют по одному электрону, превращаясь в ионы Ыа+ и С1 (электронный заряд локализован на атомах). Если ионная связь возникает между ионами и полярными (дипольными) молекулами, то ее называют ионно-ди-10 8-149 [c.273]

Среди химических соединений встречаются такие, в молекулах которых атомы не поляризованы. Очевидно, для них понятие о положительной и отрицательной электровалентности неприменимо. Если же молекула составлена из атомов одного элемента (элементарные вещества), теряет смысл и обычное понятие о стехиометрической валентности. Однако, чтобы оценивать способность атомов присоединять то или иное число других атомов, стали использовать число химических связей, которые возникают между данным атомом и другими атомами при образовании химического соединения. Поскольку эти химические связи, представляющие собой электронные пары, одновременно принадлежащие обоим соединенным атомам, называются ковалентными, способность атома образовать то или иное число химических связей с другими атомами получила название ковалент- [c.15]

Степень окисления и окислительное число. При реакциях образования ионных соединений переход электронов от одних реагирующих атомов или ионов к другим сопровождается соответствующим изменением величины или знака их электровалентности. При образовании соединений ковалентной природы такого изменения электровалент-. ного состояния атомов фактически не происходит, а только имеет место перераспределение электронных связей, причем валентность элементов исходных реагирующих веществ не изменяется. В настоящее время для характеристики состояния элемента в соединениях введено условное понятие степени окисления. Численное выражение степени окисления называют окислительным числом. [c.16]

Прежде чем обсуждать некоторые теории координационной связи следует отметить, что теория — не более чем приближение к дей ствительности. И если бывают из нее исключения, этого еще не достаточно, чтобы обесценить всю теорию. Более вероятно, что исключения указывают на наше неумение давать им удовлетворительные объяснения. Обычно нужно только видоизменять тео-шю таким образом, чтобы эти исключения были ею охвачены Лримером может служить современное состояние метода валент ных связей. Часто одни и те же явления могут быть объяснены двумя или даже более теориями, и тогда мы должны искать более фундаментальную концепцию, общую для обеих теорий, которая будет по всей вероятности лучшим приближением к действительности. Такое положение существует сейчас и с теориями кристаллического поля, и молекулярных орбиталей в их применении к комплексам. На их основе вырос в настоящее время более универ сальный метод, известный как теория поля лигандов. Электронная теория валентности, сформулированная Льюисом в 1916 г. и распространенная на многие системы Лэнгмюром е 1919 г. и другими авторами в течение последующего десятилетия дала химикам возможность выразить вернеровское понятие валентности с помощью электронных представлений. Основная за слуга в использовании новой теории валентности принадлежит Сиджвику и Лаури . Главные валентности Вернера были интерпретированы как результат электровалентности, или пере коса электрона, а побочные рассматривали как проявление ковалентности, или обобщения электронных пар. Главная валент ность может быть, а может и не быть ионной. Так, если во внутрен пей координационной сфере находится отрицательный ион, на пример ион хлора в нитрате хлорпентаамминохрома (И1) Сг(ЫНз)цС1](ЫОз)з, он может быть связан с атомом металла как главной, так и побочной валентностями. В данном случае ион хлора потерял свой ионный характер. Только нитрат-ионы насы щают главную валентность и поэтому сохраняют свой ионный рактер. [c.245]

Расчет формальной электровалентности затруднен, если свободный лиганд может существовать в нескольких формах, различающихся зарядом. Наиболее известные примеры — это комплексы N0 и Ог. В нитрозилах координация осуществляется через атом N молекула N0 имеет нечетное число электронов—15, т.е. является молекулой-радикалом. Комплексы, содержащие N0, можно рассматривать как происходящие от N0, N0 или N0 , например нитропруссид калия K2IFe( N)5N0]—как соединение Ре + с N0, Ре + с N0 или Ре2+ с N0+. Предполагается, что вариант с низкозарядным катионом и N0+ стабилизируется за счет образования л-связи М—Ь металл является донором я-электронов, лиганд — акцептором. Условием образования кумулированных двойных связей в группировке М—N—О является ее линейность. Поэтому изогнутые нитрозилы нельзя производить от N0+. [c.13]

В многоядерных комплексных соединениях, содержащих одинаковые атомы металла, в простейшем случае они структурно эквивалентны и имеют одинаковую степень окисления. Структурная неэквивалентность может наблюдаться как при разных, так и при одинаковых степенях окисления. Первый вариант реализуется в СзАиСЬ формальная электровалентность золота 2+ возникает за счет наличия равного количества линейных ионов ЛиС12 и квадратных ионов ЛиС14 . происходящих от Аи+ и Аи + соответ- [c.13]

Идея электровалентности опирается на ионные представления Берцелиуса. Представим себе, что образование комплексного иона, например [ o l4] из свободных ионов Со + и С1 , происходит [c.14]

Со временем понятие валентности расширилось — валентность стала ука. ывать и природу химических связей между атомами и их соедииенни. В соединениях с ионной (или электровалентной) связ1>ю валентность равна числу электронов, отданных или присоединенных атомом при превращении его в иои. В соединениях с ковалентной связв.ю валентность определяется числом электронов, которые атом отдает для образования общих электронных пар. [c.52]

Основы неорганической химии для студентов нехимических специальностей (1989) -- [ c.14 ]

Аналитическая химия (1994) -- [ c.17 ]

Введение в электронную теорию органических реакций (1965) -- [ c.14 ]

Курс неорганической химии (1963) -- [ c.161 ]

История химии (1975) -- [ c.325 ]

Очерки кристаллохимии (1974) -- [ c.161 ]

Электронные представления в органической химии (1950) -- [ c.473 ]

Общая и неорганическая химия (1959) -- [ c.88 , c.91 ]

Введение в электронную теорию органических реакций (1977) -- [ c.10 ]

Валентность и строение молекул (1979) -- [ c.11 ]

Органическая химия Том 1 (1963) -- [ c.26 , c.51 ]

История химии (1966) -- [ c.317 ]

Теоретические основы органической химии (1973) -- [ c.13 ]

Общая химия (1968) -- [ c.52 , c.88 , c.90 ]

Органическая химия Том 1 (1962) -- [ c.26 , c.51 ]

Курс неорганической химии (1972) -- [ c.145 ]

Курс органической химии (1955) -- [ c.17 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология