Спиновая теория валентности

В большинстве учебников, вплоть до современных, валентность определяется как способность атома образовывать различное число химических связей с другими атомами. Современные представления о природе химической связи основаны на электронной (спиновой) теории валентности (наибольший вклад в развитие этой теории внесли Г.Льюис и В.Коссель), в соответствии с которой атомы, образуя связи, стремятся к достижению наиболее устойчивой (т.е. имеющей наименьшую энергию) электронной конфигурации. При этом электроны, принимающие участие в образовании химических связей, называются валентными. [c.43]

Спиновая теория валентности. Согласно теории Льюиса — Лондона, валентность атомов определяется числом неспаренных электронов, за счет которых осуществляется химическая связь между атомами. [c.75]

Изучая окислительно-восстановительные процессы, следует различать понятия валентность и степень окисления . Под валентностью элемента мы будем понимать способность его атомов образовывать химические связи без учета характера этих связей. Следовательно, количественно валентность равна числу связей без знака плюс или минус. Степень же окисления, как сказано выше, может иметь положительное, нулевое и отрицательное значение. Часто степень окисления элемента не совпадает с числом образуемых им связей, или, иными словами, не соответствует валентности данного элемента. Например, в молекуле СЬ степень окисления атомов равна нулю, а с точки зрения спиновой теории валентности каждый атом хлора одновалентен. В метане СН4, метиловом спирте СН3ОН, формальдегиде СН2О, муравьиной кислоте НСООН и двуокиси углерода СО2 степени окисления углерода соответственно равны —4, —2, О, +2, 4-4, тогда как валентность его во всех этих веществах четыре. Для наглядности приведем их структурные формулы [c.46]

Как и для фтора, для кислорода не типична валентность, равная номеру группы. Это можно объяснить с помощью спиновой теории валентности. [c.145]

Согласно спиновой теории валентности, атом азота, имеющий три неспаренных электрона, может образовывать в соединениях только три ковалентных связи. По той же причине атом кислорода образует две, а атом фтора — одну ковалентную связь. Более того, эти элементы относятся ко второму периоду системы Д. И. Менделеева. Б атомах их внешние электроны характеризуются главным квантовым числом п = 2, при котором возможны только два подуровня побочного квантового числа - и р-подуровни. Поэтому, даже при поступлении энергии извне, невозможно разъединение ( распаривание ) парных электронов с переходом их на следующий энергетический подуровень ( -подуровень). По этой причине ни в каких соединениях у азота не бывает ковалентности выше трех. У кислорода ковалентность всегда равна двум, а у фтора — единице. [c.59]

Спиновая теория валентности. Согласно теории Льюиса — Лондона, валентность атомов определяется числом неспаренных [c.98]

На основе принципа несовместимости и представления об определяющей роли электронных спинов при взаимодействии атомов (П1 5 доп. 2) была построена спиновая теория валентности. Согласно этой теории (Лондон, 1928 г.), образование валентной связи между двумя атомами обусловлено взаимной компенсацией спинов их валентных электронов, причем получающаяся электронная пара входит во внешние электронные слои обоих атомов. [c.228]

Подводя итоги, можно сказать, что основные идеи спиновой теории валентности (размещение электронов по квантовым ячейкам, значение нх спаривания) применительно к ковалентной связи, несомненно, правильны. Однако даваемые теорией в ее современной форме конкретные указания по тем или иным вопросам нередко противоречат опыту. Такое несовершенство теории обусловлено, по-видимому, прежде всего тем, что квантовые уровни атомов в молекулах отождествляются ею с квантовыми уровнями соответствующих изолированных атомов. [c.231]

Следовательно, с точки зрения спиновой теории валентности ковалентность азота и фосфора равна трем (3 неспаренных электрона), а с учетом донорно-акцепторного взаимодействия за счет неподеленной 5-пары ковалентность азота и фосфора достигает четырех, что реализуется, например, в катионах аммония и фосфония [c.13]

Приведенных примеров достаточно для подтверждения так называемой спиновой теории валентности, согласно которой валентность элемента определяется общим числом неспаренных электронов как в нормальном, так и в возбужденном состоянии. Способ образования ковалентной связи, когда каждый из взаимодействующих атомов отдает по одному электрону для общей электронной пары, называется обменным. Но нередко валентность элемента [c.95]

Начало одному из методов было положено работой В. Гейтлера и Ф. Лондона (1927). Они впервые объяснили природу сил в молекуле водорода. В 30-х годах эти идеи были развиты Слейтером и Полингом для многоатомных молекул. Их представления получили название — спиновая теория валентности, или метод электронных пар. Параллельно с указанным плодотворно развивается другой подход к объяснению ковалентной связи, получивший название метода молекулярных орбиталей (Гунд, Милликен, Хюккель, Леннард-Джонс, Коулсон). [c.87]

Из спиновой теории валентности вытекает, что образовать ковалентную связь способны только неспаренные электроны. Они и определяют число связей данного атома с другими, а следовательно, и валентность [10, стр. 158]. Рассмотрим валентность элементов второго периода системы элементов, пользуясь табл. 7. [c.90]

Согласно спиновой теории валентности (см. учебник), валентность определяется числом неспаренных (разъединенных) электронов. Поскольку атом О и ранее рассмотренный атом Р (стр. 127) имеют на внешнем уровне соответственно 2 и 1 неспаренных электрона, постольку они и бывают первый— только двухвалентным, второй — только одновалентным. Их же аналоги, как видно из схем (стр. 145 и 127), могут иметь соответственно 2, 4, 6 и 1, 3, 5, 7 неспаренных электронов, а потому и проявляют соответствующие значения валентностей, т. е. 2, 4, 6 — у аналогов кислорода и 1, 3, 5, 7 — у аналогов фтора. См. примечание на стр. 127. [c.145]

Область пространства между атомами, в которой вероятность нахождения электрона максимальна, по аналогии с атомной орбиталью (АО) называется молекулярной орбиталью (МО). Согласно принципу Паули (с. 34), в ней не могут находиться одновременно два электрона с параллельными спинами ( ). Общая электронная пара образуется в случае антипараллельности спинов двух электронов. Объяснение химической связи возникновением общих электронных пар между атомами легло в основу спиновой теории валентности, инструментом которой является метод валентных связей (ВС). [c.51]

Образование химических связей. Свойства любого вещества в первую очередь зависят от характера связей между атомами в молекуле. Эти связи образуются валентными электронами. Современная теория химической связи, названная спиновой теорией валентности, или методом электронных пар, создана на основе достижений квантовой [c.27]

Для преодоления этого затруднения спиновой теории валентности надо допустить в соединениях пятивалентного азота существование одной ионной связи за счет потери электрона. Значит, N может образовывать 4 ковалентные связи (4 неспаренных электрона) и одну ионную, например в ЫгОз [c.109]

При тех высоких температурах, которые рассматриваются в этой книге, будет происходить диссоциация молекул и в результате возникает значительная концентрация радикалов ). На больших расстояниях сила взаимодействия радикалов в основном состоит из дисперсионных компонент, которые, как мы видели, изменяются пропорционально Когда два радикала приближаются один к другому, на них по законам квантовой механики накладываются ограничения, которые определяют, будет ли комплекс, образовавшийся в результате столкновения, в состоянии притяжения или отталкивания. В соответствии со спиновой теорией валентности в результате взаимодействия двух радикалов, непарные электроны которых при столкновении переходят парами на орбиты образовавшегося при столкновении комплекса (таким образом, что электронные пары имеют антипараллельные спины), образуется комплекс, находящийся в состоянии притяжения. В самом деле, две такие частицы, имеющие нулевую относительную скорость на больших расстояниях (г оо), будут образовывать устойчивый комплекс, так как описываемый процесс есть процесс образования химических связей. Однако если в результате столкновения некоторые из ранее непарных электронов переходят парами на орбиты образовавшегося в результате столкновения комплекса (с антипараллельными спинами), а некоторые нет, то имеется возможность, что образовавшийся в результате столкновения комплекс не будет находиться в состоянии притяжения. [c.386]

Для атомов, входящих в состав молекул, молекулярных ионов или радикалов характерно образование вполне определенного числа химических связей. Это число называется валентностью, оно играет исключительную роль в химии. Современные представления о природе химической связи основаны на электронной (спиновой) теории валентности, в соответствии с которой валентность атома определяется числом его неспаренных электронов, которые называют валентными. Так как число неспаренных электронов у атома всегда ограничено (см. предыдущую главу), то валентность выражается всегда небольшими целыми числами. [c.30]

Основные положения спиновой теории валентности примени-тельво к ковалентной связи являются правильными. Но даваемые ею менкретные указания по ряду вопросов нередко противоречат опыту, что обусловлено, очевидно, тем, что квантовые уровни ато-М01 в молекулах отождествляются с квантовыми уровнями изоли-рошаниых атомов. Этим недостатком не страдает метод молекулярных орбиталей, дающий теоретическое обоснование нелокализо-ванной связи. [c.76]

Спиновая теория валентности (метод электронных пар). В 1927 г. на базе квантовомеханических представлений были впервые рассчитаны основные параметры молекул водорода— длина связи (расстояние между ядрами атомов водорода) и энергия связи Н—Н. Найденные значения (гн-н = 0,87 А и н-н = 72,3 ктл1моль) впоследст- [c.87]

О пространственной симметрии молекул до некоторой степени можно судить и по их дипольным моментам. Дипольный момент многоатомной молекулы можно считать равным векторной сумме дипольных моментов всех связей. Сложение векторов производят по правилу параллелограмма сил (рис. 30). На нем видно, что дипольные моменты связей в молекулах ВеС1 и B I3 направлены радиально от центра, и результирующая их должна быть равна нулю. Это и подтверждается экспериментальным исследованием мол екул. Значительные дипольные моменты у молекул воды и аммиака хорошо согласуются с их строением и свойствами в соответствии со спиновой теорией валентности. [c.96]

Приведенных примеров достаточно для подтверждения так называемой спиновой теории валентности, согласно которой вапентность элемента определяется общим числом неспаренных электронов как в нормальном, так и в возбужденном состоянии. Способ образования ковалентной связи, когда к 1ждый из взаимодействующих атомов отдает по одному электрону для образования общей электронной пары, называется обменным. Но нередко валентность элемента превосходит число неспаренных электронов в его атомах. Происходит это потому, что помимо обменного механизма образования ковалентной связи существует и другой, заключающийся в том, что один атом отдает в общее пользование неподеленную пару электронов, а партнер предоставляет свободную орбиталь. Первый называется донором, а второй — акцептором. Ковалентную связь, образующуюся за счет неподеленной пары электронов донора и свободной орбитали акцептора, называют донорно-акцепторной связью. Схематически ее образование может быть показано так [c.72]

Только с созданием теории строения атома и квантовой (спиновой) теории валентности многие из этих трудностей были преодолены. Принцип Паули и правило Хунда дали возможность объяснить наличие валентных возможностей атомов, которые проявляются при образовании бинарных соединений [33, 34]. Согласно теории Гейтлера и Лондона, валентность элемента равна числу неспаренных электронов, которые имеются в его атоме. Число несп аренных электронов может быть повышено при возбуждении атома. [c.343]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология