Электронная теория валентности. Образование химических соединений

На основе теории валентных связей (МЕС) и теории кристаллического поля (ТКП) невозможно достаточно полно описать свойства комплексных соединений. МВС, хотя и дает наглядное представление о химической связи между атомами, но ограничивается только качественными объяснениями. Не приводится интерпретация спектров комплексов и детальное объяснение магнитных свойств, не учитываются энергетические и другие факторы при образовании комплексов. Достоинство ТКП в возможности количественных расчетов и в сопоставлении теории с экспериментом, ио это сопоставление далеко не всегда на пользу ТКП. Для комплексов, в которых энергия делокализации играет значительную роль, например для систем, в которых существуют я-связи, электростатическая теория непригодна. ТКП не рассматривает электронную структуру лигандов и принимает их как неизменные частицы. Невозможность удовлетворительного описания свойств комплексов в МВС и ТКП в значительной степени связана с тем, что обе теории исходят из одностороннего и абстрактного предположения о природе связей в комплексах — чисто ковалентной (в МВС) или чисто ионной (в ТКП). Эти недостатки в известной мере преодолеваются в теории поля лигандов, которая использует метод молекулярных орбиталей (метод МО). [c.232]

В 1916 г. В. Коссель выдвинул предположение, что при образовании химической связи происходит передача электронов от одного атома к другому в результате образуются заряженные частицы, которые притягиваются друг к другу. Это представление правильно отразило природу ионной (гетерополярной, электровалентной) связи, характерной для большинства неорганических соединений. Однако было ясно, что в таких молекулах, как водород Нз, хлор С1г, метан СН4, и в более сложных органических соединениях природа связи должна быть иной. Основы для понимания этого типа связи были заложены в работах Г. Льюиса и И. Ленгмюра (1913— 1920 гг.), указавших на особую роль октета электронов как устойчивой электронной оболочки и на возможность создания октета не только путем передачи, но и путем обобщения электро1Юв. От этих работ ведет свое начало представление о существовании особого типа связи (ковалентной, гомеополярной), осуществляемой парой электронов. Так валентная черточка классической теории строения получила физическое истолкование. И все же перед учеными продолжали стоять вопросы почему именно электронная пара необходима для создания ковалентной связи, почему устойчив именно октет электронов, в каком состоянии находятся связующие электроны Поиски ответа на эти вопросы с помощью зародившейся в середине 20-х годов квантовой механики явились одним из направлений дальнейшего развития теории химической связи. Для судьбы электронных представлений в органической химии важнейшее значение имело и развитие в другом направлении объяснение с новых позиций богатого экспериментального материала органической химии предсказание новых, еще неизвестных экспериментальных фактов. [c.38]

Точно установленный состав этого соединения никак ие мог быть объяснен с точки зрения обычных представлений о валентности азота, хлора и водорода. Были известны и другие более сложные соединения, для установления природы которых первоначальное понятие о валентности оказалось явно недостаточным. Альфред Вернер (1866—1919) в 1891 г. для случаев, когда к молекулам соедииений, в которых валентность элементов была полностью насыщена, присоединялись другие молекулы, предложил понятие побочной валентности. Вслед за этим (1893) Вернер разработал координационную теорию для объяснения природы этих молекулярных соединений, которые в дальнейшем были названы комплексными соединениями. В настоящее время механизм образования химических связей в комплексных соединениях вскрыт на основе электронных представлений. Рассмотрим этот механизм на примере образования соединения аммиака с хлороводородом. [c.65]

Для вывода с помощью теории Косселя формул химических соединений необходимо решить вопрос какую — положительную или отрицательную — валентность будет проявлять данный элемент в процессе образования данного соединения Это прежде всего должно зависеть, очевидно, от того, насколько прочно атом удерживает свои собственные электроны и с какой энергией он притягивает к себе электроны извне. И для того и для другого свойства атома найдена своя численная мера ионизационный потенциал и электронное сродство. [c.87]

Валентность химических элементов. Под валентностью, как известно, понимают способность атомов данного элемента соединяться с атомами другого элемента в определенных соотношениях, За единицу валентности была принята соответствующая способность атома водорода. Валентность элемента определяли как способность его атома присоединять (или замещать) то или иное число атомов водорода. В связи с возникновением и развитием теории строения атома и химической связи вален гность стали связывать с соответствующими структурно-теоретическими представлениями, а именно с числом электронов, пере-ходян их от одного атома к другому, или с числом химических связей, Bi.l.зпикaк)Lми.x мсж.ау атомами в процессе образования химического соединения. [c.44]

В дальнейшем, в связи с возникновением и развитием электронной теории строения атома и химической связи, валентность стали связывать с числом электронов, переходящих от одного атома к другому, или с числом химических связей, возникающих между атомами в процессе образования химического соединения (см. III.7). [c.15]

Теория валентных связей. Теория ВС, созданная в основном трудами В. Гейтлера и Ф. Лондона, исходит из того, что единичную химическую связь образуют два электрона с противоположными спинами, принадлежащие двум атомам. При этом происходит перекрывание волновых функций электронов, между атомами возникает зона со значительной электронной плотностью, что приводит к уменьшению потенциальной энергии системы, т. е. к образованию связи. Образованная химическая связь двухцентровая, двухэлектронная, обозначается в структурных формулах соединений черточкой и называется ковалентной. [c.230]

Теория валентных связей сыграла большую роль в развитии представлений о химической связи, однако ей не хватило внутренней согласованности, ее математический аппарат оказался слишком громоздким и не позволил провести расчеты достаточно сложных молекул. Кроме того, стали известны соединения, строение которых принципиально не согласуется с теорией валентных связей. Например, в молекуле диборана ВаНв число межатомных промежутков В — Н (8) больше числа электронных пар (6) в циклопентадиениле железа Ре (С5Н5)а атом железа связан с 10 атомами углерода, хотя у них и нет 10 электронных пар, необходимых для образования таких связей. Точно так же с точки зрения метода локализованных пар не могли быть описаны соединения, содержащие связи металл — металл (кластеры типа КезС ), соединения нульвалентных металлов (карбонилы типа Сг (С0 ) и т. д. [c.264]

Основные научные исследования посвяш,ены развитию электронных представлений в химии. Предложил (1916) статическую электронную теорию строения атомов и молекул, согласно которой а) атомы благородных газов обладают особенно устойчивой восьмиэлектронной внешней оболочкой (атом гелия — двухэлектронной) б) атомы других элементов во внешней оболочке имеют неполный электронный октет в) образование химического соединения происходит вследствие перехода электронов от атома одного элемента к атому другого элемента и появления ионной химической связи, то есть благодаря электростатическому притяжению. Наиболее устойчивыми должны быть те соединения, в которых валентные электроны распределяются так, чтобы каждый атом был окружен оболочкой, имитирующей электронную оболочку благородного газа. Гипотеза Косселя о гетерополярных связях легла в основу теории ионной связи и гетеровалентности. [22, 324[ [c.258]

Для объяснения этого противоречия теория валентных связей вводит понятие о гибридизации связей. Согласно идее о гибридизации, орбитали комплексообразователя, участвующие в образовании двухэлектронных связей с лигандами, должны претерпевать определенные изменения. Действительно, до координации лигандов распределение электронной плотности этих орбиталей определяется тем, что они принадлежат к системе с одним атомным ядром. После координации орбитали, осуществляющие химические связи, принадлежат к системе с несколькими атомными ядрами. Такие изменения в системе, конечно, должны отражаться на распределении электронной плотности орбиталей, участвующих в образовании связи. Поэтому при координации происходит гибридизация все орбитали электронов комплексообразователя, осуществляющие химические связи, становятся совершенно одинаковыми, за исключением их направлений. Образуются гибридные орбитали, характерной особенностью которых является растянутость электронного облака в направлениях, обусловленных расположением лигандов. Точнее, гибридные орбитали направлены к лигандам. При этом растянутая форма этих орбиталей способствует большему перекрытию при взаимодействии с орбиталями лигандов, т. е. способствует упрочнению связей. Другими словами, гибридизация упрочняет связи в комплексных соединениях. [c.88]

Причина возникновения связей между атомами в молекулах оставалась неизвестной до развития учения о строении атома. После открытия электрона и появления первых моделей атомов был сделан ряд попыток объяснить валентность строением атомов. В 1904 г. английский ученый Дж. Томсон связал валентность с перемещением электронов от одного атома к другому при образовании химических соединений. Позднее, в 1914 г., этот же вопрос был более детально разработан Л. В. Писаржевским. В 1915 г. немецкий химик Коссель предложи.л теорию химической связи, названную впоследствии теорией электровалентной связи. В своей теории он исходил из того факта, что атомы элементов нулевой группы периодической системы инертны, т. е. не вступают в химические реакции с другими атомами. Отсюда Коссель сделал вывод, что атомы инертных элементов имеют особо устойчивые электронные оболочки. В основу теории химической связи он положил представление о том, что одни атомы, химически свя-вываясь с другими атомами, теряют с внешнего энергетического [c.54]

Согласно теории Бора, стремление каждого атома к заполнению внешнего электронного слоя до восьми электронов есть причина их химического сродства. Устойчивая оболочка атома гелия состоит из двух электронов. Отсюда образование химических соединений есть следствие перехода наружных (валентных) электронов от одних атомов к другим с образованием у них внешних [c.58]

Согласно теориям Косселя и Льюиса, излагаемых в курсах неорганической химии, атомы различных элементов (особенно стоящих в начале и в конце периода периодической системы), вступая в химическое соединение, отдают или получают валентные электроны при этом один из атомов заряжается положительно, другой отрицательно образуются ионы возникающее электростатическое взаимодействие между ионами приводит к образованию молекулы. Здесь мы имеем дело с гетерополярной связью (ионной). Так, например, атомы металлов легко теряют свои валентные электроны, а атомы неметаллов (металлоидов), напротив, стремятся присоединить добавочные электроны при этом возникают устойчивые катионы и анионы. [c.39]

Насыщаемость ковалентной связи. Насыщаемость ковалентной связи проявляется в том, что одна атомная орблталь атома может принимать участие в образовании только одной ковалентной химической связи. Это свойство определяет стехиометрию молекулярных химических соединений. Давно обнаруженное химиками, оно служило критерием правильности теории химической связи. Не случайно Дальтон, критикуя Авогадро, утверждал, если к атому водорода может присоединиться второй атом, то что мешает это сделать третьему, четвертому и т. д. В соответствии-с теорией валентных связей причина невозможности присоединения третьего атома водорода заключается в том, что исчерпаны возможности образования электронами с антипараллельными спинами прочных связей. [c.85]

В примерах с литием и свинцом на первый план выступает роль не столько валентных электронов, сколько атомного остова. Способность атомов вступать в соединения с другими и тем самым проявлять химическую активность разного типа определяется, таким образом, составом и строением 1) атомного остова (ядро + невалентные электроны) 2) валентной зоны 3) вакантных орбиталей. Только с учетом этого можно рассматривать все валентные возможности атома, учитываемые в теории валентности и проявляющиеся в реакциях окисления-восстановления, при образовании различных соединений. [c.45]

Главное в учении о ковалентной связи — обобществление валентных электронов. В молекуле водорода обобществляются оба электрона от каждого атома водорода, которые и являются валентными. При этом одна обобществленная электронная пара соответствует одной валентности в теории химического строения Бутлерова. Общая электронная пара, ответственная за химическую связь, иначе называется поделенной парой электронов. Возникновение кратной — двойной и тройной — связи сопровождается образованием соответственно двух и трех поделенных электронных пар. Соединение атомов азота с возникновением трех ковалентных связей (тройная связь), по Льюису, можно представить следующим образом . [c.86]

Едка появилась ка свет эта революционная теория, как начали думать и о способе соединения планетарных систем при образовании химических связей. Вскоре стал ясен физический смысл черточек, которыми уже целых полвека обозначали связи. Каждая черточка — это два электрона, орбита которых охватывает сразу два атома. Такую орбиту могут занять только самые верхние , или внещние,— валентные электроны, и с такой орбиты при столкновении молекулы с подходящим световым квантом, естественно, тоже можно подняться на другую, расположенную повыще, но тоже дозволенную . А при возвращении с нее — излучить поглощенный квант снова. [c.162]

Однако при использовании теории для вычисления констант связи в более сложных молекулах возникают трудности, связанные с тем, что ферми-взаимодействие не равно нулю лишь в том случае, если электронная волновая функция молекулы не обращается в нуль вблизи ядра. Как известно, этому условию отвечают только волновые функции -электронов, в то время как орбиты р-, -электронов и другие, а также гибридные орбиты,-ответственные за образование химических связей в молекуле, в точке ядра равны пулю. Для объяснения возникновения снин-спиновой связи в более сложных молекулах, особенно в системах с сопряженными я-электронами, было введено понятие о так называемом конфигурационном взаимодействии, учитывающем возбужденные состояния молекулы [И]. Дальнейшее развитие теории связано с использованием для расчета констант связи методов молекулярных орбит и валентных связей. Ценность этих методов [12] определяется скорее возможностью качественного объяснения результатов экспериментов, а также количественных расчетов для ряда близких по строению соединений с использованием эмпирических параметров. Точный априорный количественный расчет констант связи для более сложных соединений до настоящего времени представляет значительные трудности. [c.109]

Элементарные процессы в газовом разряде и химическое взаимодействие атомов и молекул. Современная наука стёрла грань между химией и физикой. Теория атома не только объясняет излучение каждым веществом свойственного ему спектра, но и сущность химических сил, действующих между атомами. Теория валентности переплетается с учением об уровнях энергии атомов, вступающих в соединение и образующих молекулу. Согласно этой теории, взаимодействие между атомами и прочность связи между ними зависят от энергетических уровней, на которых находятся вступающие в соединение атомы. Поэтому естественно ожидать, что электрический разряд, приводящий к образованию в газе значительного числа возбуждённых и ионизованных частиц, может оказывать большое влияние на протекание химических реакций в газах. Кроме того, многие химические реакции требуют для своего начала наличия определённого запаса энергии у реагирующих частиц, так называемой энергии активации данной химической реакции. В то же время в газе, в котором происходит электрический разряд, налицо много частиц с большим запасом энергии возбуждённых атомов и молекул, ионов и, наконец, более или менее быстрых свободных электронов. [c.677]

Теория валентных связей, разработанная Полингом (1930 г.), явилась первой квантовомеханической теорией, позволяющей исследовать химические связи в комплексных соединениях. Согласно теории валентных связей, при образовании комплексов возникают донорно-акцепторные связи за счет неподеленных электронных пар лигандов. Эти электронные пары поступают в общее пользование лиганда и центрального нона, занимая при этом свободные гибридные орбитали комплексообразователя. [c.149]

Во всяком случае теория катализатора (пусть даже еще только в ее основах) позволяет утверждать, что в процессе контакта реагента с катализатором происходит химическое взаимодействие A-f К, т. е. взаимодействие с участием валентных электронов реагента, с одной стороны, и единой системы электронов катализатора — с другой. Может ли это взаимодействие — в том случае, если действительно происходит катализ,— не привести к определенной форме промежуточного соединения АК или А...К с некоторой продолжительностью жизни Вероятно, нет, так как валентно-химическое взаимодействие, в отличие от физической формы движения, предполагает или перераспределение электронов с образованием той или [c.259]

Теория валентности Льюиса. Опубликованная Джольбертом Льюисом в январе 1916 г. теория валентности имеет с теорией Косселя, опубликованной в конце декабря 1915 г., общий принцип, а именно причиной образования химических соединений является особая стабильность электронных конфигураций, существующих в инертных газах. Однако Льюис в противоположность Косселю выдвигает в своих рассуждениях на первый план гомеополярные соединения. В соответствии с этим он принимает, что отличающиеся особой стабильностью электронные конфигурации возникают не только благодаря полному переходу электронов от одного атома к другому, но очень часто также благодаря тому, что атомы, участвующие в образовании химического соединения, 1шею/ г общие электроны. [c.154]

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]

Описание химической связи в металлах, ионных и молекулярных кристаллах, комплексных соединениях в настоящее время основывается все еще на различающихся между собою модельных представлениях. Мы вправе ожидать, что различные типы химической связи, существующие в твердых телах, могут проявляться и в явлениях гетерогенного катализа. Это положение находит свое отражение в существующих теориях катализа. В мультиплетной теории [1] на первое место выдвигается представление о валентно-химической связи, в то время как в электронной теории катализа на полупроводниках [2]— адсорбционно-химическая связь, в образовании которой играют роль электроны проводимости и электронные дырки. Эти представления о природе химической связи, обусловливающей образование переходных активированных комплексов на поверхности катализатора, не являются, конечно, единственными, или даже г,11авными характеристиками соответствующих теорий. Так, в мультиплетной теории, несомненно, важнейшей стороной является стереохимия катализа — пространственные соотношения и принцип структурного соответствия между расположением атомов в реагирующих молекулах и симметрией атомов на поверхности катализатора. [c.86]

В то время еще не было возможности понять самый механизм химических процессов и образования молекул из атомов. Толька с развитием учения о строении атома оказалось возможным прийти к более точным представлениям о процессах соединения атомов в молекулы и о структуре самих молекул. Отметим, что-представления об электронной природе валентности были еще в 1908 г. четко сформулированы В. Я. Курбатовым. Эти представления развивались Л. В. Писаржевским (1914), применившим их к окислительно-восстановительным процессам, и А. М. Беркен-геймом (1915), излагавшим на их основе курс органической химии, Косселем и Льюисом (1916), давшими основы электронной теории валентности, и другими. [c.55]

В разд. 5.2 было отмечено, что под влиянием работ Вернера и ею современников, а также представлений Льюиса и Сиджвика об образовании химической связи за счет пары электронов возникла мысль о том, что лиганд представляет собой группу атомов, способную отдавать пару электронов иону металла или какому-либо другому акцептору, в результате чего образуется так называемая координационная связь. Эти представления о характере химической связи в комплексных соединениях в дальнейшем были развиты Полингом и сформулированы в виде теории валентных связей. Теория Полинга пользовалась широкой популярностью среди химиков в период 30—40-х годов. Однако в 50-е годы в дополнение к ней получила распространение теория поля лигандов. Эта теория была разработана физиками, главным образом Ван Флеком и его учениками, в период 30—40-х годов и вновь открыта химиками-теоретиками в начале 50-х годов. Теория поля лигандов в ее современном виде является развитием чисто электростатических представлений, впервые сформулированных в 1929 г. Г. Бете в виде так называемой теории кристаллического поля. [c.48]

Сегодня квантовая химия позволяет с высокой точностью вычислять равновесные межъядерные расстояния и валентные углы, барьеры внутреннего вращения, энергии образования и энергии диссоциации, частоты и вероятности переходов под влиянием электромагнитного излучения в весьма широком диапазоне длин волн (от рентгеноэлектронных спектров до спектров ЯМР), энергии активации, сечения и константы скорости простейших химических реакций. В ходе квантовохимических расчетов для многих молекул было обнаружено, с одной стороны, существование значительного числа минимумов на потенциальных поверхностях, разделенных часто невысокими барьерами (нежесткие молекулы), была установлена высокая чувствительность электронного распределения к изменениям ядерной конфигурации, а с другой стороны, были подтверждены и постулируемые классической теорией возможности переноса локальных характеристик отдельных фрагментов молекул в рядах родственных соединений и т.п. Квантовая химия значительно облегчает интерпретацию различных экспериментальных спектров. [c.5]

Атом азота обладает 5 валентными электронами. Однако они не могут участвовать в образовании 5 ковалентных связей, так как при этом азот обладал бы, в результате обобщения 5 электронных пар, 10 электронами, что противоречит одному из основных положений э.пектронной теории химической связи. Лишь 3 валентных электрона атома азота могут участвовать в образовании трех ковалентных связей. Остальные 2 электрона, составляющие так называемую неподеленную электронную пару, принадлежат только атому азота и определяют способность азотсодержащих веществ образовывать координационные связи (стр. 23). Сочетание 3 обобщенных и 1 неподеленной электронных пар создает в азотсодержащих соединениях у атома азота устойчивое сочетание из 8 электронов. [c.146]

Антимониды переходных металлов. Зонная теория твердого тела в общем виде исключает образование полупроводниковых соединений в системах с участием переходных металлов. Наличие у атомов переходных металлов дефектных -оболочек должно привести к перекрытию валентных зон и зон проводимости. Однако опыты подтвердили полупроводниковые свойства соединений, в состав которых входят атомы переходных металлов. Так как вырождение энергетических состояний электронов в зону происходит при химическом взаимодействии, которое может наблюдаться при каком-то критическом расстоянии между атомами, был предложен следующий критерий для определения состояния -электронов в соединениях переходных металлов. В качестве основной характеристики выбран коэффициент [c.221]

Образование химической связи обычно мыслится как следствие процесса спаривания двух (или больше) принадлежащих различным атомам электронов внешней валентной оболочки. Существует, однако, целый класс соединений, к которым такие представления неприменимы. К ним относятся в первую очередь комплексные соединения ионов элементов переходных периодов, а также полученные в самое недавнее время соединения инертных газов. Ни упомянутые ионы, ни атомы благородных газов не имеют электронов на валентной оболочке, и тем не менее в ряде случаев их соединения не уступают в устойчивости соединениям, в которых связь осуществляется обычным путем. Поэтому главный вопрос теории комплексных соединений и состоит в описании координационных связей с точки зрения электронной теории. Оказывается, что в случае близкого соседства атомов или молекул среды, имеющем место в жидкой и твердой фазе, может происходить возмущение невыгодных для заполнения в обычных условиях электронных уровней. При этом энергетически выгодным становится образование смешанных орбиталей, когда неноделенпые электроны окружающих молекул часть времени проводят на такой упомянутой возмущенной орбитали центрального атома или иона. Более просто можно охарактеризовать подобное состояние, сказав, что для образования химической связи в этом случае одна молекула предоставляет орбиту, а другая — пару электронов. Такие связи получили название координационных, так как вероятность их возникновения тесно связана с совершенно определенным пространственным расположением образующих их атомов, ионов или молекул. [c.96]

Теория валентности Льюиса. Значение электронной пары в образовании связи было понято Льюисом задолго до того, как выкристаллизовались современные представления квантовой теории, которые, как уже было показано в предыдущей главе, определенно позволяют предсказать этот феномен. Льюис привлек внимание к тому факту, что практически все химические соединения содержат четное число электронов. Почти единственными обыкновенными соединениями, существующими при комнатной температуре и содержащими нечетное число электронов, являются N0, N02 и С1О2. Как хорошо известно, N02 стремится полимеризоваться, образуя N304, содержащее четное число электронов. У N0 также имеется некоторая тенденция к образованию сдвоенных молекул. Льюис рассматривал и некоторые другие соединения с нечетным числом электронов, но все они принадлежат к числу неустойчивых веществ, существующих лишь при особых условиях. [c.154]

Исключительна роль водорода и в химическом отношении. Если ато.мы всех остальных элементов (кроме химически инертного ге тя) под валентной оболочкой имеют электронный остов предыдущего благородного газа и размеры их положительных ионов не намного меньше размеров нейтральных атомов, то иои Н+ представляет собой просто протон, размеры которого примерно в 10 раз меньше размеров атома. Поэтому положительно поляризованный атом водорода обладает исключительно сильно выраженным поляризуюи им действием, что является одним из ос1ювных мотивов в химии этого элемента. С этим связаны такие особые свойства элемента, как образование водородных связей, ониевых соединений (оксоний, аммоний и т. и.), протолитические реакции, протонная (бренстедовская) теория кнс ют и оснований и нр. [c.96]

Начиная с америция, электронные конфигурации элементов,, по-видимому, подобны конфигурациям лантанидов и вполне отвечают актинидной теории. Из электронных структур и валентных состояний тяжелых элементов вытекают свойства 5/-элект-ронов, отличающиеся от свойств 4/-электронов лантанидов. Энергия связи 5/-электронов мала и сравнима с энергией связи б электронов. Это приводит к тому, что первые элементы ряда — ТЬ, Ра и и могут отдавать все валентные электроны в том числе и 5/-электроны, с образованием устойчивых к восстановлению многозарядных ионов. У следующих за ними элементов энергия связи 5/-электронов все еще остается в пределах энергии химической связи, благодаря чему нептуний, плутоний и америций могут проявлять высокую валентность 6. Даже для кюрия, имеющего сравнительно устойчивую семиэлектронную конфигурацию в 5/-слое, известны четырехвалентные соединения-СтОг и Стр4, образующиеся за счет отщепления одного 5/-электрона. [c.15]

Основываясь на теории электронной структуры атомов, он допустил, что химическая связь возникает не только путем передачи одного или более электронов от одного атома к другому (электровалентность или ионная связь), но и при спаривании валентных электронов (образование соединения, в котором два атома в молекуле обладают общей парой электронов). Такого рода химическая связь по предложению И. Лзнгмюра (1881 —1957) получила название ковалентной связи. [c.224]

Сделаны первые попытки создания радикально-цепной теории, основанной на трактовке активных центров как свободных валентностей [58, 2] и на механизмах полупроводникового катализа. Влияние контактных реакций на орто-пара-щеаращеъже водорода и изотопный обмен целыми радикалами при этих реакциях [59] указывают на существование лабильных радикалов или радикалонодобных форм при классическом органическом катализе. В то же время делается очевидным, что как и в гомогенном катализе, в жидкостях в качестве отправного элементарного акта чаще, чем образование обычных ковалентных связей и переход электронов, происходит образование лабильных комплексов присоединения со всем широким набором химических связей, встречающихся в электронной химии лигандов и твердых тел. Дальнейшая конкретизация структуры и свойств этих соединений и изучение закономерностей химии двухмерных поверхностных координационных соединений — задача ближайшего времени. Вторая актуальная задача — установление роли свободных радикалов и цепных реакций в осуще- [c.511]

Под теорией электронных смещений понимается совокупность представлений о том, что свойства химических связей и, следовательно, органических соединений обусловливаются характером смещения валентных электронов, образующих связь, от середины связи в сторону одного из атомов или даже перемещением их с данной связи на соседнюю. Истоком первых представлений в этой области послужило упомянутое выше объяснение Льюисом образования ковалентной полярной и, в пределе, гетерополярной связи. В качестве примера объяснения взаимного влияния атомов в органических соединениях приведем выдержку из статьи Льюиса 1916 г., где речь идет о сравнении хлоруксусной кислоты НгСЮСООН с уксусной НдССООН Притяжение электрона к хлору благоприятствует приближению пары электронов, соединяющей метильную и карбоксильную группы, Ii метильному углероду. Вследствие того, что эта [c.63]