Валентность и валентные возможности атомов

Приведенных двух примеров (5-55) и (5-36) достаточно для того, чтобы понять сходство и отличие между идеями метода валентных связей и приближения молекулярных орбиталей. В методе валентных связей для образования нормальных связей необходимо взаимодействие двух наполовину занятых валентных орбиталей. Здесь предполагается, что атом А обладает одним из электронов и обоб-щ,ествляет его с атомом В, который в свою очередь обладает другим электроном и предоставляет возможность атому А воспользоваться также этим электроном. Для сравнения посмотрим, как следует изменить схему 5-35), чтобы она соответствовала методу молекулярных орбиталей [c.159]

Исходя из строения ато.ма водорода а) указать возможные валентные состояния и степени окисленности водорода б) описать строение молекулы Hj с позиций методов ВС и МО в) обосновать невозможность образования молекулы Нз. [c.219]

Какое максимальное значение валентности может иметь атом азота Какое максимальное значение степени окисления возможно для этого атома Каковы значения валентности и степени сжисления атома азота в азотной кислоте [c.63]

При затрате энергии атом Ре переходит в валентное состояние й 5р с 6 валентными электронами. Возможно также состояние с 8 валентными электронами. [c.248]

В соответствии с преобладающим типом химической связи в бинарных соединениях реализуются различные кристаллические структуры плотно упакованные ОЦК и другие для металлидов (к.ч. 8, 12 и более), менее плотно упакованные (к.ч. б, 8) для солеобразных ионных кристаллов и "рыхлые" структуры с невысокими координационными числами (к.ч. < 4) для ковалентных соединений. В последнем случае возможно также образование слоистых, цепочечных и молекулярных кристаллических структур. Изменение типа кристаллической структуры в зависимости от характера химической связи в бинарных соединениях можно проследить в так называемых изоэлектронных рядах. Изоэлектронным рядом называют последовательность соединений с одинаковым средним числом валент ных электронов на атом. Наиболее известны и показательны в этом отношении изоэлектронные ряды соединений, компоненты которых расположены симметрично относительно элементов IVA-группы. Четыре валентных электрона на атом обеспечивают возникновение пространственных тетраэдрических структур с ковалентным типом связи у простых веществ этой группы. [c.258]

Различие в свойствах металлов разных групп периодической таблицы можно описать с помощью зонной теории, Ш,елочные металлы имеют единственный валентный -электрон на атом в совокупности эти электроны заполняют лишь половину состояний в полосе вследствие двух возможных ориентаций спина каждого электрона. Это хорошо соответствует приближению свободных электронов со сферически симметричной поверхностью Ферми. Двухвалентные щелочноземельные металлы обладают двумя валентными [c.45]

Попробуем теперь разобраться, какие химические реакции происходят при выполнении этого опыта. Метаналь (формальдегид) имеет атом кислорода при двойной связи. Этот атом вместе с двумя атомами водорода фенола образует воду. За счет высвобождающихся при этом единиц валентности появляется возможность присоединения молекул фенола к остатку метаналя [c.174]

На рис. 176 дано схематическое изображение тетрадентатного лиганда РАЗ и приведены основные расстояния и валентные углы. Центральный атом Аз(1) имеет почти правильную тетраэдрическую координацию (углы Ки—Аз([)—С с атомами С(1), С(7) и С(13) равны 110°, 114° и 111° соответственно). Валентные утлы при остальных атомах Аз искажены довольно сильно (значения углов Ки—Аз—С лежат в пределах 103—124°, утлы С— Аз—С приведены на рис. 176). Заметно искажены и углы при мостиковых атомах углерода фенильных колец, соединяющих атомы Аз. Благодаря этим искажениям углов в лиганде становится возможной октаэдрическая координация металла. [c.69]

Тетраэдрическое расположение атомов в структуре алмаза и цинковой обманки требует среднего числа валентных электронов на атом, равного четырем. Отсюда, для сложных фаз этой группы, являющихся аналогами элементов четвертой группы, можно сформулировать следующее правило состав их должен быть таким, чтобы среднее число валентных электронов на атом равнялось четырем. Это правило сразу же резко ограничивает число возможных сочетаний элементов различных групп, среди которых следует искать фазы-аналоги четвертой группы. Например, число сочетаний по два элемента из семи различных групп таблицы Менделеева будет равно [c.20]

В насыщенных углеводородах каждый атом углерода использует четыре sp -гибрида для связывания с четырьмя группами, расположенными вокруг него в тетраэдрической конфигурации в ненасыщенных углеводородах имеются по крайней мере два атома углеводорода в состоянии sp - или sp-гибридизации, которые поэтому не используют всех своих валентных возможностей (присоединяют к себе меньше четырех групп). [c.595]

В заключение обзора следует отметить одну общую геометрическую особенность, присущую всем карбонилам и их производным, — нелинейность группировок металл —С—О (по крайней мере в кристаллическом состоянии). Возможны трактовки этого явления как следствия или электронных, или стерическнх эффектов. Кеттл, проанализировав взаимодействие я-орбиталей атома металла с я -орбиталями окиси углерода, пришел к выводу [158], что перекрывание радиальных и тангенциальных компонент я -орбиталей СО-групп с орбиталями атома металла неэквивалентно, следствием чего и является изгиб группировок металл —С—О. Однако, по мнению большинства авторов, существенную роль в наблюдаемом изгибе могут играть и стерические факторы — меж- и внутримолекулярные взаимодействия валентно не связанных ато- [c.211]

Возможность такого процесса становится очевидной из рассмотрения обратного процесса Н + НС -)- I- H, + lg. Действительно, если две валентно-ненасыщенные частицы — атом Н и атом I — подходят к молекуле НС с двух сторон, то они, естественно, будут стремиться перетянуть на себя по одному электрону из связи Н — С , причем их взаимные усилия при выбранном расположении не будут мешать друг другу. Поэтому, если реакция одного атома с молекулой (например, Н+ H l- Ha -f С ) идет с малым активационным барьером, то это тем более будет относиться и к рассматриваемому случаю (Приложение II). Но если это так, то и обратная эндотермическая реакция Н —Н -f I — l—>Н 4- H l -Ь С будет идти с малым активационным барьером (или даже совсем без него). [c.241]

Следовательно, в этих молекулах атому водорода приписывается валентность, равная единице, атому, кислорода — валентность, равная двум. Атомы водорода и кислорода этих рядов, как следует из формул строения, могут образовывать связи О—Н и О—О. На основании постулата, изложенного выше, возможно существование, например, следующих других молекул, содержащих атомы и связи тех же родов [c.52]

Природу химической связи и характерные особенности металлов можно объяснить на примере лития следующим образом. В кристалле лития орбитали соседних атомов перекрываются. Каждый атом предоставляет на связь четыре валентные орбитали и всего лишь один валентный электрон. Значит, в кристалле металла число электронов значительно меньше числа орбиталей. Поэтому электроны могут переходить из одной орбитали в другую. Тем самым электроны принимают участие в образовании связи между всеми атомами кристалла металла. К тому же атомы металлов характеризуются невысокой энергией ионизации — валентные электроны слабо удерживаются в атоме, т. е. легко перемещаются по всему кристаллу. Возможность перемещения электронов по кристаллу определяет также электрическую проводимость металла. [c.89]

Моноамиды тех двуосновных кислот, у которых без напряжения валентных углов возможно сближение карбоксильной и карб-амидной группировок, способны к внутримолекулярной реакции с выделением воды и с замыканием кольца. В состав последнего входит атом азота в виде группы NH, называемой имиднощ образующиеся кольчатые соединения называют имидами двуосновных кислот. [c.350]

В переводах названий неорганических соединений принята следующая система помимо обычного обозначения величины валентности, как, например, двухлористый, трёхбромистый, пятиокись и т. п., величина валентности указана цифрой, заключённой в скобки и поставленной после наименования соединения например, хлористое железо (2), хлористое железо (3) и т. п. При такой системе наимено(ваний химических соединений отпадает необходимость в окончаниях прилагательных, обозначающих величину валентности, не всегда удачных, как, например, хлорный, которое может быть отнесено как к производным хлористоводородной кислоты, так и хлорной кислоты. Цифровое обозначение валентности даёт возможность исключить такое неудобное обозначение, как соль окиси или соль закиси, применяемое тогда, когда прилагательное не может получить окончаний для обозначения валентности. Таким образом, вместо сернокислая соль закиси железа в словаре поставлено сернокислое железо (2), вместо сернокислая соль окиси железа — сернокислое железо (3) и т. п. Перевод названий комплексных соединений дан по номенклатуре А. Вернера и в её русском переложении, предложенном проф. Я. И. Михайленко. Центральный атом комплексного соединения обозначается наименованием элемента с цифровым обозначением его валентности для обозначения количества групп во внутренней сфере соединения применяются греческие наименования числительных к названию аниона прибавляется кислый . [c.5]

Вообще, отрицательные окислительные числа (отрицательная валентность) свойственны только тем элементам, атомы которых на внешнем энергетическом уровне содержат не менее четырех электронов. Однако это не то же самое, что четыре валентных электрона. Так, атом 11 из своих четырех валентных электронов на внешнем уровне имеет только два (конфигурация 4,5-, рис. 4-6), н соединений этого элемента, в которых его окислительное число было бы отрицательным, не получено. В то же время для олова получено соединение состава 5пН4. Окислительное число олова в нем равно —4. Это отвечает поставленному условию, так как атом Зп на внешнем уровне содержит требуемое число электронов (конфигурация 55-5р ). Возможны соединения состава В1Нз, РЬН4, АзНз. В них указанное выше требование также соблюдается. [c.75]

СЯ для образования ковалентных связей в кристаллической структуре кремния, у фосфора остается еще один электрон. При наложении на кристалл электрического поля этот электрон может смещаться в сторону от атома фосфора поэтому говорят, что фосфор является донором электронов в кристалле кремния. Для высвобождения донируемых электронов требуется лищь 1,05 кДж моль эта энергия превращает кристалл кремния с небольшой примесью фосфора в проводник. При введении в кристалл кремния примеси бора возникает противоположное явление. Атому бора недостает одного электрона для построения необходимого числа ковалентных связей в кристалле кремния. Поэтому на каждый атом бора в кристалле кремния приходится одна вакансия на связывающей орбитали. На эти вакантные орбитали, связанные с атомами бора, могут быть возбуждены валентные электроны кремния, что дает возможность электронам свободно перемещаться по кристаллу. Подобная проводимость осуществляется в результате того, что на вакантную орбиталь атома бора перескакивает электрон соседнего атома кремния. Вновь образовавшаяся вакансия на орбитали атома кремния тут же заполняется электроном со следующего за ним другого атома кремния. Возникает каскадный эффект, при котором электроны перескакивают от одного атома к следующему. Физики предпочитают описывать это явление как движение положительно заряженной дырки в противоположном направлении. Но независимо от того, как описывается это явление, твердо установлено, что для активации проводимости такого вещества, как кремний, требуется меньше энергии, если в кристалле содержится небольшое количество донора электронов типа фосфора либо акцептора электронов типа бора. [c.632]

Знаки плюс и минус в скоЗках обозначают электрическую асимметрию они не предназначены для обозначения единицы заряда или валентности.) Так как атом углерода во второй формуле имеет только шесть электронов, то этим выражена возможность кислотного поведения. Основное повэление возможно благодаря наличию электронных пар у кислорода. Соединения, содержащие такие гр шпы, должны быть амфотерными. Общеизвестные реакции присоединения альдегидов подтверждают этот вывод. Первая стадия этих реакций может быть изображена следующими уравнениями [c.81]

Что означал принцип переменной валентности Валентность большинства химических элементов переменна и изменяется в небольших пределах. Поэтому, когда из атомов отдельных элементов образуется молекула, то следует ожидать, что присоединение к ней новых атомов или совсем не должно происходить или будет ограничено небольшими пределами. Например, двуокись серы SO2 в соответствии с максимальной валентностью серы (шесть) может присоединить еще один атом кислорода или два атома хлора. При этом сера меняет свою валентность от четырех до шести, образуя соответственно трехокись серы SO3 или хлористый сульфурил SO2 I2. Но присоединить еще несколько атомов какого-либо элемента она не может, поскольку ее валентные возможности исчерпаны. А такие соединения, как хлорид кобальта СоСЬ или сульфат меди USO4, не способны к дальнейшему присоединению. Между тем давно наблюдались факты, противоречащие этому заключению. Существование аммиакатов, гидратов и двойных солей не объяснялось и в рамках учения о переменной валентности. [c.33]

Все это дает основание наряду с группой алмазоподобных полупроводников рассматривать крнсталлохимически родственные им дефектные и избыточные тетраэдрические фазы с отличным от четырех средним числом валентных электронов на атом. Отсюда возникает вопрос о пределах изменения среднего числа электронов на атом, в которых еще можно ожидать образования дефектных или избыточных тетраэдрических фаз с полупроводниковыми свойствами, а вслед за ним вопрос о возможных Т1шах дефектных или избыточных сложных веществ с тетраэдрическим (в основе) расположением атомов в структуре. [c.43]

Следовательно, химическая связь обусловливается валентными электронами (неспаренными или непрочно спаренными) и их количество определяет возможное число валентных связей, которое атом может проявить. Так, атом водорода, имеющий всего одан электрон, в соединениях может быть только одновалентным. Атом гелия, имеющий два спаренных электрона, не проявляет химической связи и не образует химических соединений. Однако при разобщении спаренных электронов гелий мог бы проявить две единицы валентности. Но это разобщение электронов потребо- [c.62]

Валентные углы зависят от природы атомов и характера химической связи. Подобно межъядерным расстояниям валентные углы. определяют в настоящее время с высокой To4Ho TbioJj I Как уже указывалось, четыре валентности атома углерода имеют тетраэдрическое расположение. Такое расположение характерно для многих других молекул и ионов, где центральный атом имеет четыре ближайших соседа (Sn U, 50Г, РОГ и др.)-Однако не всегда координационному числу 4 отвечает тетраэдрическое расположение связей. Например, ион [Pd U] имеет плоскую квадратную конфигурацию. Возможны также различные значения валентных углов при окружении центрального атома 3, 5, [c.58]

Одиночный (находящийся на поверхности) атом в первом из этих состояний обладает двумя свободными валентностями и может образовывать промежуточное соединение с кислородом. Два последних состояния ие обладают свободными валентностями, но для одиночных атомов не исключена возможность активирования в ходе самого процесса. Если же на поверхности находится неодноатомный ансамбль, то в активном состоянии в результате спинового взаимодействия между и -оболочками соседних атомов ансамбля эти оболочки взаимно насыщают свои валентности, и образование промежуточного соединения будет затруднено (если не исключено). Поэтому активным центром при окислении кислородом является одноатомный ансамбль. [c.362]

Атомы металлических элементов, как правило, имеют меньше валентных электронов, чем доступных для заселения орбиталей, другими словами, эти атомы являются электронно-дефицитными. Поэтому такие атомы имеют тенденцию обобшествлять электронную плотность с несколькими другими атомами, осушествляя этим способом свои максимальные валентные возможности. В большинстве металлов каждый атом окружен по крайней мере восемью ближайшими соседями , образующими одну из трех распространенных структур, которые показаны на рис. 14-7. В гексагональной плотноупакованной и кубической плотноупакованной структурах каждая сфера (атом) соприкасается с 12 другими сферами, 6 из которых находятся в общей плоскости с данным атомом и еще [c.605]

Максимальное число а-связей, которые могут образоваться из валентных в- и р-орбиталей одного атома, равно четырем. Поэтому непереходные эле енты второго периода образуют соединения с максимальным координационным числом 4. Эти элементы не имеют заполненных -орбиталей или доступных для образования связей пустых -орбиталей в следующей, надвалентной оболочке. Например, в молекуле СН центральный атом углерода насыщает свои валентные возможности, образуя четыре а-связи. Однако если центральным атомом является переходный металл четвертого периода (первого переходного периода), то в дополнение к четырем х- и р-орбиталям он имеет еще пять валентных -орбиталей. [c.222]

Тогда становится возможным перекрывание электронных облаков (точнее волновых функций) неспареиных электронов, в результата которого между атомами создается зона повышенной электроиной плотности, обусловливающая химическую связь. Очевидно, если в атоме имеется п неспареиных электронов, то этот атом может образовать химические связи с м, другими атомами, имеющими по одному иеспареииому электрону. Поэтому, согласно представлениям Гейтлера и Лондона, валентность элемента равна числу неспаренных электронов, которые имеются в его атоме. Таким образом, квантовомеханические расчеты Гейтлера и Лондона дали теоретическое обоснование предположению о том, что химическая связь обусловлена парой электронов. [c.81]

По мнению Н. И. Семенова, цепные реакции протекают обычно через образование и взаимодействие радикалов или свободных атомов с ненасыщенной валентностью. Этот путь взаимодействия является преимущественным по сравнению с взаимодействием валентно насыщенных -молекул, потому что свободная валентность придает радикалу (или атому) весьма высокую реакционную способность, что дает ему возможность легко вовлекать во взаимодействие и валентно насьпценные молекулы, как, например, в реакциях (б), (в) и (д) ргссмотренного процесса. [c.484]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология