Химическая связь. Валентность химических элементов

Распространяя проведенные рассуждения на другие системы, можно сказать, что химическая связь возникает в тех случаях, когда встречаются два атома, имеющие неспаренные электроны. Тогда становится возможным перекрывание электронных облаков (точнее волновых функций) неспаренных электронов, в результате которого между атомами создается зона повышенной электронной плотности, обусловливающая химическую связь. -Очевидно, если в атоме имеется п неспаренных электронов, то этот атом может образовать химические связи с п другими атомами, имеющими по одному неспаренному электрону. Поэтому, согласно теории 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 Льюиса о том, что химическая связь обусловлена парой электронов. [c.157]

Строение атома и периодический закон 58 13. Характер изменения свойств элементов в периодах и группах периодической системы 61 14. Потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность 63 15. Природа химической связи и валентность элементов 67 16. Постоянная и переменная валентность 72 17. Донорно-акцепторная связь 78 18. Одинарные и кратные связи. Ковалентная, полярная и ионная [c.381]

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]

Химическая связь. Валентность химических элементов [c.20]

Современные представления о природе химической связи. Квантово-химические расчеты показали, что общая электронная пара двух атомов может образоваться лишь в том случае, когда у обоих атомов на наружных энергетических уровнях имеются неспаренные электроны с противоположно направленными спинами (стр. 38). Для образования одной валентной связи каждый атом предоставляет один неспаренный электрон. Следовательно, валентными электронами являются лишь неспаренные электроны, и валентность элемента определяется количеством неспаренных электронов в его атомах. Неспаренные электроны могут находиться у элементов главных подгрупп лишь на наружном энергетическом уровне, а у элементов побочных Подгрупп, кроме того, на -подуровне второго снаружи энергетического уровня. [c.57]

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]

Несколько по-иному решается вопрос о валентностях элементов побочных подгрупп, или -элементов. У этих элементов в образовании химических связей наряду с электронами внешней оболочки принимают участие также электроны предвнешней оболочки, находящиеся на -орбиталях. Если у элементов главных подгрупп все неспаренные электроны внешней оболочки валентны и принимают участие в образовании химических связей, то для неспаренных -электронов предвнешней оболочки это вовсе не обязательно. Рассмотрим, например, хром и марганец. Строение внешних и предвнешних оболочек их атомов в основном состоянии см. в табл. 7. В наиболее характер-ных валентных состояниях строение валентных оболочек мож но представить следующим образом [c.77]

В последние годы широкую известность завоевал метод полного наложения конфигураций в пространстве активных орбиталей. В методе наложения конфигураций и в методе МК ССП некоторая часть конфигураций может быть отобрана из простых соображений. При переходе от легких атомов к более тяжелым, например атомы переходных элементов, возникает вопрос об участии -электронов в химической связи. Для этих элементов характерно относительно небольшое изменение полной энергии при переходе от конфигурации основного состояния к возбужденной и в этих условиях возможна сложная схема изменения весов различных конфигураций при разрыве химической связи. Явный учет даже относительно небольшого числа валентных электронов и возможных схем их расселения приводит к внушительному списку конфигурационных функций. Например, если расселить 8 электронов на восьми 262 [c.262]

Молекулярные орбитали в двухатомных молекулах, состоящих из атомов 1-го и 2-го периодов. При построении молекулярных орбиталей обычно ограничиваются использованием валентных атомных орбиталей — орбиталей внешнего электронного слоя, так как именно они вносят основной вклад в образование химической связи. Для i-элементов валентными следует считать также d-орбитали слоя, предшествующего внешнему (см. стр. 228). [c.189]

Глава III. СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА. ПРИРОДА ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ И ВАЛЕНТНОСТЬ ЭЛЕМЕНТОВ. СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ [c.38]

Природа химической связи и валентность элементов [c.67]

При образовании химических связей в качестве валентных электронов у атомов (/-элементов выступают 1-электроны внешнего энергетического уровня и часть или все (/-электроны предпоследнего уровня, причем (/-электроны участвуют в образовании химических связей лишь после того, как будут связаны внешние 1-электроны. Исключениями являются подгруппа цинка, в атомах элементов которой нет валентных (/-электронов, а также палладий Р(1 (4элементов большой набор их [c.476]

Если сопротивление разрушению определяется противодействием сил главных валентностей, то, естественно, что достигнуть определенную прочность можно уже при синтезе полимеров с прочными химическими связями в основной цепи. Чем прочнее эти связи, чем больше значение энергий этих связей, тем прочнее должен быть полимер. Разрыв химических связей обуславливает прочность материала только при достаточно больших значениях молекулярный массы. При этом энергия суммарного противодействия отрыву элементов структуры друг от друга за счет межмолекулярного взаимодействия должна быть больше энергии рвущихся химических связей [297, с. 314]. Увеличение числа химических связей, несущих нагрузку, сопровождается увеличением прочности материала также в случае трехмерных структур, содержащих химические связи. Это происходит, например, при химическом сшивании молекул полимера. В дальнейшем будет показано, что ориентация анизодиаметричных элементов структуры способствует преимущественному разрыву химических связей. [c.235]

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И ВАЛЕНТНОСТЬ ЭЛЕМЕНТОВ. МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ ВЗАИМОДЕЙСТВИЯ [c.59]

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И ВАЛЕНТНОСТЬ ЭЛЕМЕНТОВ [c.35]

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

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

В соответствии с методом ВС валентность атома равна числу его одиночных электронов. С этой позиции валентности атомов элементов второго периода системы элементов Д. И." Менделеева объясняют следующим образом. Первый энергетический уровень заполнен (1х ) и не может внести вклад в валентность атома. Ответственными за образование химических связей у атомов этих элементов являются электроны второго (внешнего) уровня [c.48]

В связи с периодическим изменением валентности химических элементов периодически изменяются также формы (состав, строение) и свойства оксидов и водородных соединений (гидридов) химических элементов. Так, например, оксид лития ЫгО, оксид натрия ЫагО, оксид калия К2О сходны не только по составу и строению, но н по свойствам. Все они бурно реагируют с водой с образованием соответствующих оснований, обладающих сильнощелочными свойствами. Однако между этими оксидами имеются и различия. От оксида лития к оксиду калия, т. е. в группе сверху вниз, основные свойства оксидов усиливаются. Например, оксид калия образует сравнительно более сильную щелочь, чем оксид натрия. [c.69]

Интерпретация целочисленных дискретных значений валентности химических элементов неразрывно связана с выявлением природы химической связи. Поэтому иногда говорят о валентной связи. Однако для правильного понимания рассматриваемого вопроса [c.74]

Теория валентных связей и теория молекулярных орбиталей используются и для описания химической связи в молекулах более тяжелых элементов. В таких молекулах в образование связи вовлекаются не только s-орбитали, но также р-, d- и даже /-орбитали. Но так же как и при образовании ионов, энергией, подходящей для возникновения ковалентных связей, обладают только орбитали валентной оболочки. Остовные орбитали, с более низкой энергией, продолжают испытывать существенное влияние только одного ядра и не дают значительного вклада в образование молекулярной связи. Орбитали с более высокой энергией, чем в валентной оболочке, могут заселяться электронами в возбужденных состояниях молекул, однако их энергия слишком велика, чтобы они смогли принимать заметное участие в образовании связи у невозбужденных молекул, в их основном состоянии. [c.117]

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]

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]

При установлении любой структурной формулы необходимо исходить из хорошо известного свойства элементов образовывать химическую связь с вполне определенным числом атомов других элементов. Это свойство обычно выражают тем, что приписывают данному элементу одну или несколько определенных валентностей. Так, например, водород, как известно, одновалентен, кислород в большинстве случаев двухвалентен (в оксониевых солях он может иметь, как мы увидим на стр. 151 другую валентность), азот — трех- и пятивалентен (или же координационно четырехвалентен) и т. п. В органической химии особо важную роль играет валентность углерода, который почти всегда бывает четырехвалентным, как видно, например, из существования простейших углеродных соединений СНь СС ь СОо, СЗг и т. п. Не четы-рехвалеитным углерод является лишь в очень немногих соединениях, обладаюиа,их специфическим строением, чрезвычайно ненасыщенным характером и часто неустойчивостью. С ними мы встретимся позднее в других главах этой книги. Исключением является окись углерода СО, известная уже из неорганической химии. [c.14]

Поскольку в образовании химических связей принимают участие неспаренные электроны, то количество связей, которое образует атом данного элемента, или его валентность, равны числу неспаренных электронов. Таким образом, получает свое объяснение целочислениость и насыщаемость валентности количество неспаренных электронов измеряется целыми числами, атом не может образовать химических связей больше, чем у него имеется неспаренных электронов. Неспаренные электроны, принимающие участие в образовании химических связей, называются валентными электронами, а электронные оболочки, на которых располагаются валентные электроны — [c.70]

Валентность н степень окисления. Валентность (от слова valentia— сила)—свойство атома данного элемента присоединять, ли замещать определенное число атомов другого элемента. Под валентностью химического элемента понимается также способность -его атомов к образованию химических связей (осуществляемых при образовании соединенпй). Количественно валентность определяется числом химических связей, образованных атомом. [c.52]

Валентность и степень окисления. Валентность (от лат. va lentia — сила) — свойство атома данного элемента присоединять или замеш,ать определенное число атомов другого элемента. Под валентностью химического элемента понимают также способность его атомов образовывать химические связи в соединениях. Количественно валентность определяется числом химических связей, образованных атомом. [c.76]

Валентность. Окислительное число. Валентность — это мера способности атома элемента к образованию химических связей с атомами других или того же самого элемента. Так, хлор в НС1 одновалентен, кислород в HjO двухвалентен и т. д. В пособиях по химии не всегда однозначно указываются валентные числа атомов элементов из-за трудности всей проблемы химической связи в целом. В настоящем посрбии авторы пользуются как понятием валентность , так и окислительное число . Под валентностью элемента подразумевается число одиночных электронов, которые атом выделил для образования химических связей. Азот в NH, трехвалентен, но в HNO3 не пятивалентен, так как атом азота не имеет пяти одиночных электронов (см. стр. 213). В молекуле Nj азот трехвалентен (а не нульвалентен), так как каждый из атомов азота выделил по три электрона для создания трех связующих электронных пар. Углерод во всех < лучаях четырехвалентен, кислород двухвалентен. Для интерметаллических соединений обычное понятие валентности неприменимо и этот вопрос в практикуме не рассматривается. Валентность указывается без знака плюс или минус. [c.68]

Энергия химических связей. Теоретический расчет знергии химических связей является весьма сложной задачей и в настоящее время выполнен только для молекулы водорода. Тем не менее, на основании высказанных выше соображений и формул можно качественно связать значения энергии химических связей с валентностью и объемом взаимодействующих атомов. Поскольку энергия химической связи выделяется за счет уменьшения концентрации неразличимых электронов, то согласно формуле (53), эта величина должна зависеть от начального и конечного значения объема, приходящегося на один неразличимый электрон. Начальный объем совпадает, очевидно, с элементарным объемом, т. е. с объемом одного атома данного эле1 1снга. Конечный объем определяется валентностью рассматриваемого элемента и при образовании кова-лентшт связи равен двум элементарным объемам. При образовании металлической связи конечный объем равен восьми или четырем элементарным объемам. Таким образом, суммарная энергия ковалентных связей в кристаллах четырехвалентных элементов равна [c.70]

Следует заметить, что для образования связей и проявления степени окисления +3 необходимо участие спаренных электронов, занимающих -орбиталь в атомах этих элементов. Пара электронов 5 устойчива и принимает участие в образовании химических связей лишь у элементов, образующих прочные связи например, у алюминия валентность +3 является преобладающей. Устойчивость одновалентных состояний растет в подгруппе по мере снижения прочности связей, и у таллия известны многочисленные соединения, в которых он одновалентен. Напротив, бор в соединениях всегда трехвалентен образование ковалентных связей в общем случае может доставить энергию, необходимую для того, чтобы перевести электроны атома бора в реакционноспособное возбужденное состояние, отвечающее 5р -гибридизации. Ионизационный потенциал (первый) бора настолько высок (8,29 эВ), что образование одной связи с одновалентным катионом бора не может компенсировать затраты энергии на отрыв электрона. Направление осей гибридных облаков этого типа характеризуется углами 120°, причем все три оси лежат в одной плоскости. Поэтому молекула соединения бора типа ВС1з имеет плоскую структуру. Бор в гидридах формально ведет себя как четырехвалентный элемент. Боран ВНз в свободном состоянии неизвестен и обнаружен только как неустойчивый промежуточный продукт. Но диборан ВгНв исследован детально. Этот гидрид был использован для получения и ряда других боранов. Диборан получают в чистом виде из борогидрида натрия и три-фторида бора [c.157]

Попять физический смысл валентности помогло учение о строении атомов и химической связл. Как уже отмечалось, электроны, которые участвуют в образовании химических связей между атомами, называются валентными. Зто электроны, наиболее слабо связанные с ядром. У химических элементов общее число валентных электронов в атоме, как правило, равно номеру группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Так, атом серы (элемент VI группы) содержит всего 16 электронов, нз них валентных 6. К валентным относятся прежде всего электроны внешних незавершенных уровней. Однако валентными могут быть и электроны второго снаружи уровня (например, у -элементов), а также электроны третьего снаружи уровня (например, у /-элементов). [c.58]

В настощее время валентность химических элементов принято определять числом ковалентных связей, которыми данный атом соединен с другими атомами. [c.66]

На почве атомно-молекулярного учения вьфосло учение о валентности и учение о химической связи. В 1812-1813 гг. Я. Берцелиус предложил новую функциональную моде.чь атома в виде электрического диполя. Модель атома Берцелиуса внесла новые представления о природе химической связи, объяснила различные химические свойства одного и того же элемента, специфичность химического сродства различных атомов. [c.68]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология