Развитие электронной теории валентности

Ионизация электролитов при растворении. Причины электролитической диссоциации. Несмотря на хорошее согласие многих выводов с фактами, гипотеза электролитической диссоциации долгое время не получала общего признания. Главной причиной этого было то, что на основе представлений об атома.х как о неделимых частицах, которое было общепринятым в прошлом веке, нельзя было понять причину и сущность этого явления, нельзя было понять, почему свойства нейтрального атома и получающегося из него иона могут так резко различаться. Лишь в результате развития электронных теорий валентности было установлено, что электронная структура, а следовательно, и свойства иона и нейтрального атома различны. Для нас теперь естественно, что ион натрия не обладает теми же свойствами, которые присущи нейтральному атому его. Мы знаем, что химические свойства атома натрия обусловливаются наличием в нем одного слабо связанного электрона и что в ионе натрия такого электрона уже нет. [c.383]

Изучение неорганических металлсодержащих соединений свыше ста лет было в значительной степени описательным, что в то время было характерно для всей химии вообще. Настоящий теоретический прогресс в понимании структуры и поведения неорганических соединений был невозможен вплоть до от крытия электрона в 1897 г. Это открытие дало толчок развитию электронной теории валентности, и с этого времени теоретическая неорганическая химия стала быстро развиваться. Этому способствовали главным образом работы пионеров в области химии координационных соединений — Льюиса, Косселя, Лэнгмюра, Сиджвика, Фаянса, Полинга, а также многих других ученых, распространявших и пропагандировавших их идеи. [c.230]

С развитием электронной теории валентности этот вопрос стал постепенно проясняться. В 1920 г. В. Коссель предложил элект- [c.275]

Развитие электронной теории валентности [c.198]

По мере развития электронной теории валентности все больше выяснялась несостоятельность водной теории кислот и оснований. Еще более важным было широкое распространение работ с другими растворителями. Вскоре стало очевидно, что кислотно-основные явления могут также наблюдаться в неводных растворителях. Многие неводные растворители неспособны в отличие от воды к ионизации, а многие из так называемых органических оснований также не ионогенны, например пиридин. Повидимому приходится решать альтернативу 1) сделать определения не зависящими от растворителя, но сохранить водород как единственный элемент, или 2) сделать определения не зависящими от какого-либо элемента, но прочно привязать их к растворителю, в котором наблюдаются явления. Разберем сначала протонную теорию. [c.11]

Ионизация электролитов при растворении. Причины электролитической диссоциации. В молекулах или в кристаллах соединений с ионной связью содержатся не нейтральные атомы элементов, а их ионы, и, например, хлористый натрий состоит из ионов Ка и С1 -не только в водных растворах, но и в любом его состоянии. Из этих ионов состоят, в частности, и кристалл поваренной соли и молекулы ЫаС в парах. Таким образом, в отношении ионных соединений развитие электронной теории валентности избавило гипотезу электролитической диссоциации от задачи объяснить процесс образования ионов, так как при растворении такого электролита происходит лишь разъединение нонов, а не образование их. Переход ионов в раствор происходит в результате взаимодействия их с молекулами растворителя, в результате образования связей между ионом и молекулами растворителя сольватация ионов) и, в частном случае, молекулами воды гидратация ионов). [c.517]

С развитием электронной теории валентности эти идеи о валентном сродстве были оставлены. В 1920 г. Г. Н. Льюис указал, что поскольку все стабильные молекулы и ионы имеют четное число электронов, то нормальная, неионкая валентная или ковалентная связь, образуется, очевидно, путем обобществления пары электронов между двумя атомными ядрами. Неспаренные или нечетные электроны имеются в активных свободных атомах, как, например, в натрии или иоде, и, как будет [c.12]

Ионам 5104 , Р04 и СЮ приписывались такие -же фор.мулы, содержащие О, 1 и 3 двойные связи соответственно, С развитием электронной теории валентности стало ясно, что эти формулы дают ломам кремния, фосфора, серы и хлора валентные группы, содержа- цие 8, 10, 12 и 14 электронов соответственно (а). Однако возможны другие формулы, в которых во всех случаях сохраняется октет валентных электронов. Высказывалось предположение, что два электрона, нужные для образования простой ковалентной связи, могут принадлежать одному атому, и такая координационная связь изображалась символом—>. Тогда все атомы элементов 1)т кремния до хлора могли бы образовывать иоиы АО , как это изображено в (б). [c.365]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология