Химическая связь и валентность элементов

При подготовке настоящего издания большинство разделов коренным образом переработано, а некоторые из них написаны заново, в частности глава П1, в которой дано строение атома с привлечением некоторых понятий квантовой механики. На основе представлений о закономерностях формирования электронных оболочек атомов рассматриваются периодический закон и периодическая система химических элементов. Изложение природы химической связи, валентности элементов, строения молекул тесно связано со строением атомов. Существенной переработке подверглись главы Скорость химических реакций. Химическое равновесие , Растворы. Электролитическая диссоциация. Электролиз . В эти главы включен ряд новых тем зависимость скорости реакции от температурь ) химическое равновесие, гидролиз солей и др. [c.3]

Строго говоря, элементу нельзя приписать постоянную электроотрицательность. Она зависит от многих факторов, в частности от валентного состояния элемента, типа соединения, в которое он входит, н пр. Тем не менее эго понятие полезно для качественного объяснения свойств химической связи и соединений. [c.37]

Общая характеристика элементов подгруппы цинка. Электронная конфигурация (п—l)d °ns . Тем, что внешний энергетический уровень содержит два s-электрона, они сходны с элементами подгруппы ПА. Предпоследний энергетический уровень содержит 18 электронов. Этим они отличаются от элементов подгруппы ИА, в предпоследнем уровне которых 8 электронов (s p ). Если в подгруппе меди подуровень (п—еще не стабилен, то в подгруппе цинка он вполне стабилен, и d-электроны у элементов подгруппы цинка не принимают участия в химических связях. Валентность этих элементов 2, окислительное число +2 (у ртути бывает и +1). [c.361]

Строение молекул. Химическая связь. Валентность элементов 41 [c.1]

Учение о химической связи неразрывно связано с понятием валентности. Однако для правильного понимания рассматриваемого вопроса необходимо четко разграничить понятия валентности и химической связи. Валентность возникает как формальная числовая характеристика элемента, а химическая связь представляет собой физико-химическое явление. Валентность отражает форму химического взаимодействия элементов, а химическая связь — его содержание. Поэтому между валентностью и химической связью существует различие в той мере, в какой разграничиваются понятия формы и содержания предмета. В диалектическом единстве формы и содержания (валентности и химической связи) определяющим является содержание, т.е. химическая связь. [c.57]

Упражнения, предложенные в данной главе, рекомендуется выполнять в процессе изучения периодического закона, строения атомов, теории химической связи, валентности и степени окисления элементов. [c.43]

Сравнивая число непарных электронов (а именно они могут участвовать в образовании химических связей) у элементов одной группы, казалось бы, наблюдаем полную аналогию. Однако при химическом взаимодействии атомы элементов третьего периода проявляют, а второго не проявляют валентность, равную номеру группы (степень окисления азота, правда, может достигать -4-4 и +5. но тому есть свое объяснение). [c.39]

Понять физический смысл валентности и структурных формул помогает учение о строении атома и химической связи. Атомы элементов способны отдавать, присоединять электроны или образовывать общие электронные пары. Электроны, которые участвуют в образовании химических связей между атомами, называют валентными. Это наиболее слабо связанные в атоме электроны. [c.107]

Из приведенных схем видно, что каждая электронная пара соответствует одной единице валентности. Химическая связь, осуществляемая парой общих электронов, называется ковалентной, или атомной, связью. Валентность элемента в соединениях с ковалентной (атомной) связью определяется числом общих электронных пар. [c.57]

Электроны -подуровня при определенных условиях могут распариваться и принимать участие в образовании химической связи. Поэтому элементы подгруппы меди нередко проявляют валентность более высокую, чем единица. [c.213]

Схематическое описание ковалентных связей в химических соединениях при помощи формул, в которых валентные электроны изображаются точками, было предложено в 1916 г. Дж. Льюисом. И хотя современное толкование химической связи основывается на гораздо более глубоких представлениях, электронно-точечные формулы по-прежнему остаются удобными обозначениями. Каждый валентный электрон атома (т.е. электрон на самых внешних 5- и р-орбиталях) изображается точкой рядом с символом химического элемента, например [c.465]

Химическая связь. Валентность химических элементов [c.20]

Валентность. Как мы только что видели, связь двух атомов в молекуле водорода осуществляется спариванием их обоих антипараллельных электронов. Гейтлер и Ло н дон обобщили этот факт на любые атомы. Валентные электроны атома могут также образовывать пары, находящиеся на одинаковом уровне, но с противоположными спинами обоих электронов. Избыточные неспаренные электроны способны спариваться с такими же электронами других атомов, осуществляя химическую связь. Валентность атома равна таким образом числу его неспаренных электронов. При образовании каждой новой пары валентность уменьшается на две единицы. Если число валентных электронов четное, то возможны лишь четные валентности (например 6, 4, 2 для фосфора) если оно нечетное, то возможны лишь нечетные валентности (например 7, 5, 3, 1 для хлора). Это правило валентности давно известно химикам. Число неспаренных электронов не может быть произвольным оно ограничено принципом Паули ( 80), согласно которому на одном и том же уровне могут разместиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если их спины различны. Руководясь строением электронной оболочки (табл. 11) и принципом Паули, можно рассчитать валентность разных элементов. В табл. 79 повторена табл. 11 в несколько ином размещении для того чтобы выделить значение спина, в ней квантовое число /га заменено числом = а квантовое число у — спиновым числом s = =t /2 ( 52) . [c.319]

Атом серы 5, как и атом кислорода, имеет шесть валентных электронов (35 3/) ). Сера — типичный неметаллический элемент. По электроотрицательности (ЭО = 2,5) она уступает только галогенам, кислороду, азоту. Наиболее устойчивы четные степени окисления серы (—2, +2, -j-4 и +6), что объясняется участием в образовании химических связей двух непарных электронов, а также одной или двух электронных пар [c.322]

В одинаковом валентном состоянии, но в соединениях с различными элементами. Результаты его расчетов показывают некоторую неопределенность в значениях электроотрицательностей в зависимости от партнера химической связи данного элемента. Средние цифры, по Хаггинсу, приведены в табл. 4. [c.14]

Строение атома Строение молекул Химическая связь Валентность и степень окисления элемента в соединении Периодический закон и периодическая система элементов Кристаллические решетки [c.53]

Химическая связь. Валентность и степень окисления элемента в соединении [c.55]

Интенсивная а-радиация, возникающая при ядерном распаде полония, затрудняет изучение его химии. Полоний имеет металлический характер инертность бх -электронов обычно не позволяет ему проявлять валентность выше четырех. Однако химические связи этого элемента сохраняют значительный ковалентный характер. Так что тетрагалогениды полония летучи выше 150° и растворяются в органических растворителях. Эти тетрагалогениды сильно напоминают аналогичные соединения теллура. Они [c.347]

Электроны подоболочки, находящейся непосредственно под внешней подоболочкой (d-орбитали, полностью занятые электронами), не участвуют в образовании химических связей. Поэтому элементы побочной подгруппы II группы ведут себя как элементы главных подгрупп и отличаются от элементов других побочных подгрупп, характеризующихся именно тем, что их валентные электроны находятся в двух оболочках, имею дих различные квантовые числа. Так, например, элементы побочной подгруппы I группы хотя и име От полностью занятые орбитали предпоследних подоболочек (3d у Си, 4d у Ag и 5d у Аи), все же могут использовать электроны этих орбиталей для образования химических связей в соединениях с более высокой валентностью, чем единица. Неучастие этих орбиталей в образовании химических связей у элементов побочной подгруппы II группы вызвано зарядом ядра, который больше на единицу по сравнению с элементами побочной подгруппы I группы. Удаление третьего электрона из полностью занятой подоболочки потребовало бы в данном случае слишком много энергии. [c.695]

Книга посвящена физико-химической природе любопытного и широко распространенного явления — аллотропии, или полиморфизма, т. е. образования одним и тем же веществом при различных внешних условиях различных структурных форм. Из многообразия химических объектов автор выделил узкий круг веществ, ограничившись химическими элементами, и упростив таким образом задачу. Изложение ведется последовательно, с учетом влияния, которое оказывают на структуру тип химической связи, валентность, размеры атомов и другие факторы. Хотя прикладным вопросам автор уделил меньшее внимание, из приводимого материала логически вытекают практические следствия изучения аллотропии химических элементов. [c.4]

Химическая связь в основном осуществляется так называемыми валентными электронами. У s- и /7-элементов валентными являются электроны внешнего слоя, а у -элементов — электроны s-состояния внешнего слоя и -состояния предвнешнего слоя. [c.43]

Валентность. Как известно, под валентностью подразумевается свойство атома данного элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента. Мерой валентности поэтому является число химических связей, образуемых данным атомом с другими атомами. Таким образом, в настоящее время под валентностью химического элемента обычно понимается его способность (в более узком смысле — мера его способности) к образованию химических связей. В представлении метода валентных связей численное значение валентности соответствует числу ковалентных связей, которые образуют атом. [c.66]

Кристаллы неметаллических элементов с каркасной структурой, подобные углероду или кремнию, обладают свойствами диэлектриков (изоляторов), т.е. не проводят электрический ток. Применение теории молекулярных орбиталей к обсуждению химической связи в неметаллических каркасных кристаллах сталкивается со значительными трудностями. Достаточно сказать, что в ковалентных каркасных кристаллах обычно удается вести подсчет валентных электронов вокруг каждого атома, подобно тому как это делается при составлении льюисовых структур, и оказывается, что при этом выполняется правило октета. Это объясняется тем, что атомы в неметаллических каркасных кристаллах обычно имеют по крайней мере столько валентных электронов, сколько у них есть валентных орбиталей. Следовательно, в таких кристаллах предпочтительны низкие координационные числа, и между каждым атомом и его ближайшими соседями могут образовываться простые двухэлектронные связи. Низкие координационные числа являются причиной того, что потенциальная энергия электрона внутри таких кристаллов не постоянна она значительно понижается в межъядерных областях, и поэтому электроны не могут свободно перемещаться по кристаллу, подобно тому как это происходит в металлах. [c.629]

Рассмотрим теперь математическое представление реактантов, учитывающее явление геометрической изомерии. Отметим сразу, что современные формулы строения химических веществ непригодны для проведения расчетов на ЭВМ химических реакций, так как их нельзя непосредственно ввести в оперативную намять ЭВМ или записать на внешние носители информации. Далее, для этой цели нецелесообразно использовать и векторное представление молекул, которое строилось на основе их брутто-формул. Следовательно, требуются дальнейшие обобщения, связанные с представлением молекул в виде матриц определенной размерности, равной числу содержащихся в молекуле атомов. При формировании элементов этой матрицы, называемой В-матрицей, учитывается, что каждый атом состоит из атомного остова, составленного из ядра атома и внутренних электронов и имеющего некоторый формальный заряд, и электронов валентной оболочки. Последние менее сильно связаны с атомным остовом и участвуют в образовании химических связей. [c.174]

Однако между металлами главных и побочных подгрупп есть ц существенные различия. Они также связаны с особенностями электронного строения переходных элементов, а именно с тем, что во втором снаружи электронном слое их атомов имеется неполностью занятый электронами -подуровень. Для образования химических связей атомы переходных элементов могут использовать не только внешний электронный слой (как это имеет место у элементов главных подгрупп), но также -электроны и свободные -орбитали предшествующего слоя. Поэтому для переходных элементов значительно более характерна переменная валентность, чем для металлов главных подгрупп. Возможность создания химических связей с участием -электронов и свободных -орбиталей обусловливает и ярко выраженную способность переходных элементов к образованию устойчивых комплексных соединений, С этим же связана, как указывалось на стр. 598, характерная окраска многих соединений переходных элементов, тогда как соединения металлов главных подгрупп в большинстве случаев бесцветны. [c.646]

Простейшим представлением в теории химической связи, по-видимому, является понятие валентности, называемой также емкостью насыщения. Валентность элемента в данном соединении определяется как отношение его истинного ато.много веса (массы) к соединительному весу в данном соединении [c.294]

Непрерывность смешанного 5/6 -ряда позволяет удобно расположить эти элементы в периодической системе (см. стр. 21). Первые элементы-основатели ря-д.а выделены и размещены под соответствующими группами периодической системы по принципу максимальной валентности, стальные элементы, свойства которых лежат в пределах свойств элементов-основателей, расположены в два ряда друг под другом для того, чтобы подчеркнуть внутреннюю периодичность ряда. Это размещение актинидо-уранидов сохраняет все внутренние аналогии ряда, а также аналогии с переходными -рядами. Последние аналогии усиливаются благодаря еще одному характерному свойству /-электронов, заключающемуся в большой пространственной протяженности их орбит. Вследствие этого 5/-электроны могут принимать участие в образовании химических связей, а элементы имеют повышенную склонность к комплексообразованию, которое характерно для переходных -элементов. [c.20]

Таким образом, химия, изучающая превраЩ.ение веществ, качественно особую форму движения материи, является самостоятельной, специальной наукой, имеющей свой собственный предмет и метод изучения, свойственные ей специфические понятия (химический элемент, химическое соединение, химическая связь, валентность, радикал, функциональная группа и т. д.), с помощью которых она формулирует свои законы (периодический закон, закон химического строения, принцип валентности и др.), строит свои гипотезы и теории, составляющие базис химической науки, ее теоретическую основу. [c.34]

Со времен М. В. Ломоносова ученых занимал вопрос о причинах химического сродства между элементами, о природе сил, вызывающих образование химических соединений. Но решить этот вопрос удалось только на основе теории строения ато.ма. Оказалось, что наибольшее значение для возникновения химической связи имеют силы взаимодействия между электронами атомов, их движения и перегруппировки. При этом особенно ваншую роль играют валентные электроны, т. е. внешние, наиболее подвижные электроны незавершенных слоев атомов. Электроны же внутренних, завершенных энергетических уровней не участвуют в осуществлении химической связи. Поведение элемента в реакции зависит от свойств его атома терять свои электроны или приобретать чу>кие, от прочности связи между валентными электронами и атомом. [c.55]

Химия—это наука, изучающая состав, структуру и свойства веществ, а также процессы их получения и превращений. Получение веществ с ценными свойствами, использование энергии химических превращений при синтезе, использование законов катализа являются важнейшими задачами химии. На основе достижений химии развивается электроматериаловедение. Учение о химической связи, валентности, периодичности элементов основывается на изучении структуры атомов, строении электронных оболочек и условий образования электронных пар. [c.7]

Практика все убедительнее показывает, что в процессе воздействия факторами равновесия изменяется не только фазовый состав системы, не только физические свойства веществ, но и их химическая природа — валентность элементов, а отсюда и состав соединений. В связи с этим наблюдается разнообразие форм проявления химического взаимодействия, которые иногда трудно предвидеть, оставаясь в рамках существующих, общепринятых в данное время теорий. Открытие за последнее время, например, соединений благородных газов , реногидридов взамен предполагавшихся ренидов и др. заставляет очень осторожно относиться к возможности предсказания существования новых соединений, с теоретических позиций и более внимательно отнестись к новым фактам, которые нам дает систематически ведущийся эксперимент. Таким экспериментом и характеризуется метод физико-химического анализа. [c.3]

Излагаются совремеппые представления о строении вещества, о химической связи (теория валентных связей и теория молекулярных орбиталей), основные положения химической термодинамики и химия элементом с нривлечсниен структурных и термодинамических представлений. [c.2]

Иначе обстоит дело в сложных веществах. Химические связи между атомами различных элементов несимметричны в молеку лах сложных веществ осуществляются, как правило, полярные ковалентные связи. В ионных соединениях эта неравномерность распределения электронов максимальна — при образовании вещест с ионной связью валентные электроны практически полностью пег реходят от атома одного элемента к атому другого. [c.264]

Долгое время считалось, что атомы благородных газов вообще неспособны к образованию химических связей с атомами других элементов. Были известиы лншь сравнительно нестойкие молекулярные соединения благородных газов — иапример, гидраты Аг-бНаО, Кг-61-120, Хе-бНгО, образующееся при действии сжатых благородных газов на кристаллизующуюся переохлажденную воду. Эти гидраты принадлежат к типу клатратов (см. 72) валентные связи при образовании подобных соединений не возникают. Образованию клатратов с водой благоприятствует наличие в кристаллической структуре льда многочисленных полостей (см. 70). [c.668]

Водород по определению имеет валентность, равную 1. Валентность кислорода в Н2О и большинстве других соединений 2, но в пероксиде водорода, Н2О2, она равна 1. Пользуясь данными табл. 6-1, можно видеть, что С1 и Вг имеют валентность 1, Са 2, а Аз 3 углерод может проявлять различные валентности 4, 3, 2 и 1. Сера имеет валентность 2 в Н25, 4 в 502 и 6 в 50з. Валентность азота в аммиаке 3, в N02 4 и в N20 2. Отметим, что в указанных бинарных соединениях суммарная валентность всех атомов одного элемента точно равна суммарной валентности всех атомов другого элемента. В 50з один атом серы с валентностью 6 соединен с тремя атомами кислорода, имеющими каждый валентность 2. Формулировка понятия валентности, или емкости насыщения, была первым шагом на пути создания теории химической связи. Вторым шаю.м явилось введение положительных и отрицательных валентностей, с условие.м чтобы алгебраическая сумма валентностей всех атомов в молекуле была равна нулю Водороду приписывалась валентность -Ь 1 следовательно, чтобы сумма валентностей всех атомов в молекуле воды Н2О оказалась равной нулю, [c.294]