Химическая связь координационная

Координационные структуры. Координационными называются решетки, Б которых каждый атом (нон) окружен определенным числом соседей, находящихся на равных расстояниях и удерживаемых одинаковым типом химической связи (ионной, ковалентной, металлической). К координационным относятся ранее рассмотренные решетки хлорида натрия и хлорида цезия (см. рис. 58), алмаза (см. рис. 64) и металлов (см. рис. 65). [c.106]

Как и в ранее рассмотренных подгруппах р-элементов, с увеличением атомного номера участие 5 -электронов в образовании связей уменьшается. Особо инертна электронная пара Поэтому если для галлия наиболее характерна степень окисления +3, то для таллия + 1. Индий чаще всего проявляет степень окисления - 3. Вместе с тем для элементов Оа—1п—Т1 возрастает роль и /-орбиталей в образовании химической связи. Это сказывается на значении координационных чисел. Так, для галлия и индия типичны координационные числа шесть (зр с( -гибридизация) и четыре (зр -гибридизация), а для таллия еще, кроме того, семь (зр (1 /-гибридизация) и восемь. [c.536]

Первоначально сложилось представление об эффективных радиусах атомов, проявляющихся в их действиях, т.е. в химических соединениях. Эффективные радиусы определяли из экспериментальных данных по межъядерным расстояниям в молекулах и кристаллах. При этом предполагалось, что атомы представляют собой несжимаемые шары, которые соприкасаются своими поверхностями в соединениях. При определении значения эффективного радиуса из межъядерных расстояний в ковалентных молекулах подразумевали ковалентные радиусы, при вычислении их из данных для металлических кристаллов — металлические радиусы. Наконец, эффективные радиусы, рассчитанные для кристаллов с преимущественно ионной связью, назывались ионными радиусам[и. Для этого определяли радиус какого-нибудь иона, а затем вычисляли ионные радиусы других элементов из экспериментальных данных по межъядерным расстояниям в кристаллических решетках. Так, с помощью оптических методов, а затем расчетом был определен радиус аниона фтора, равный 0,11.3 нм. А расстояние между атомами Na и Г в решетке МаГ было установлено равным 0,231 нм. Отсюда радиус иона Ма равен 0,231 — 0,113 = 0,118 нм. Металлические радиусы получены делением пополам расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллических решетках металлов. Ковалентные радиусы неметаллов также вычислены как половина межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих простых веществ. Для одного и того же элемента эффективные радиусы (ковалентный, ионный, металлический) не совпадают между собой. Это свидетельствует о зависимости эффективных радиусов не только от природы атомов, но и от характера химической связи, координационного числа и других факторов (см. табл. 4). Изменение эффективных радиусов атомов носит периодический характер (рис. 22). В периодах по мере роста заряда ядра эффективные радиусы атомов уменьшаются, так как происходит стягивание электронных слоев к ядру (при постоянстве их числа для данного периода). Наибольшее уменьшение характерно для 5- и р-элементов. В больших периодах для и /-элементов наблюдается более плавное уменьшение эффективных радиусов, называемое соответственно г- и /сжатием. Эффективные радиусы атомов благородных газов, которыми заканчиваются периоды системы, значительно больше эффективных радиусов предшествующих им р-элементов. Значения эффективных радиусов благородных газов (см. табл. 4) получены из межъядерных расстояний в кристаллах этих веществ, существующих при низких температурах. А в кристаллах благородных газов действуют слабые силы Ван-дер-Ваальса в отличие, например, от молекул галогенов, в которых имеются прочные ковалентные связи. [c.52]

В данной главе обсуждается важный класс соединений, включающих переходные металлы. Помимо описания свойств координационных комплексных соединений и их роли в биологических системах в учебнике содержится материал по номенклатуре, типам изомерии, теории химической связи и равновесиям комплексообразования. Усвоение правил систематической номенклатуры и возможных проявлений изомерии в этих, по существу, неорганических соединениях должно помочь студентам в их последующем изучении органической химии. Материал по химической связи в координационных соединениях и равновесиям комплексообразования может рассматриваться как повторение, иллюстрация и расширение предшествующего прохождения этих тем. [c.581]

Химическая связь в координационных комплексах. Электростатическая теория. Теория валентных связей. Гибридные и хр внешнеорбитальные комплексы. Теория кристаллического поля. Энергия расщепления кристаллическим полем. Низкоспиновые комплексы и высокоспиновые комплексы. Сильные и слабые лиганды. Теория молекулярных орбиталей. я-Взаимодействие между лигандами и металлом. Дативное л-взаимо-действие между металлом и лигандами. [c.204]

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]

Современная химия принадлежит к числу фундаментальных наук, быстро развивающихся в последнее время. Поэтому содержание химии, преподаваемой в вузах, непрерывно изменяется, пополняясь новыми разделами, отражающими, в частности, современные представления о природе химической связи, координационных соединениях и соединениях переменного состава, закономерностях изменения электронной структуры и свойств химических элементов и их соединений. Педагогическая практика показывает, что введение этих новых разделов эффективно и целесообразно лишь при использовании новых форм обучения. [c.4]

Семиполярная, или полуполярная, связь. В некоторых соединениях имеются химические связи, координационные по своему происхождению, но обладающие особым электронным строением. Для того чтобы выяснить это строение, рассмотрим две химические реакции, применяя вначале обычные, неэлектронные структурные формулы. Одна из них — окисление третичного амина перекисью водорода в окись амина [c.109]

Кристаллы неметаллических элементов с каркасной структурой, подобные углероду или кремнию, обладают свойствами диэлектриков (изоляторов), т.е. не проводят электрический ток. Применение теории молекулярных орбиталей к обсуждению химической связи в неметаллических каркасных кристаллах сталкивается со значительными трудностями. Достаточно сказать, что в ковалентных каркасных кристаллах обычно удается вести подсчет валентных электронов вокруг каждого атома, подобно тому как это делается при составлении льюисовых структур, и оказывается, что при этом выполняется правило октета. Это объясняется тем, что атомы в неметаллических каркасных кристаллах обычно имеют по крайней мере столько валентных электронов, сколько у них есть валентных орбиталей. Следовательно, в таких кристаллах предпочтительны низкие координационные числа, и между каждым атомом и его ближайшими соседями могут образовываться простые двухэлектронные связи. Низкие координационные числа являются причиной того, что потенциальная энергия электрона внутри таких кристаллов не постоянна она значительно понижается в межъядерных областях, и поэтому электроны не могут свободно перемещаться по кристаллу, подобно тому как это происходит в металлах. [c.629]

Указать тип химической связи, координационные числа натрия и цезия, величины эффективных зарядов. Дать объяснения. [c.301]

Изложенные в предыдущих параграфах краткие сведения о химических связях, координационных числах атомов или ионов и о типичных кристаллических структурах лежат в основе изучения взаимодействий разнородных атомов, природы и свойств образующихся фаз. Отмечено, что понятия, при помощи которых описывается природа межатомных связей, являются эмпирическими характеристиками атомов (атомные радиусы, электроотрицательность, эффективные заряды). Но в ряде случаев качественные характеристики позволяют закономерно изменять свойства из- [c.55]

Физические свойства простых веществ р-элементов сильно различаются. Одни вещества — кислород, азот (газы) — кипят и плавятся при очень низких температурах, другие — бор, углерод — при очень высоких. По группам и периодам физические свойства изменяются немонотонно, и не всегда характер изменений легко связать со строением электронных оболочек атомов, типом химической связи, координационным числом атома. [c.309]

Особым видом ковалентной связи является так называемая координационная, или донорно-акцепторная связь. Координационной называется связь между атомами, один из которых — донор — имеет заполненную внешнюю атомную орбиту (как говорят, имеет неподеленную пару электронов, т. е. пару электронов, не принимающих участия в образовании других химических связей), а второй — акцептор — имеет пустую, не содержащую ни одного электрона, внешнюю атомную орбиту, В молекуле этим двум атом- [c.12]

В последнее время представление о валентности очень усложнилось и сегодня нет единого подхода для количественной оценки способности атомов к образованию химической связи. Для характеристики способности атомов соединяться друг с другом чаще всего используются три понятия валентность (ковалентность), степень (состояние) окисления и координационное число атома. Между численными значениями степени окисления, координационного числа и валентности (число связей) в общем случае прямой связи нет. [c.79]

Например, в кристалле алмаза каждый атом углерода имеет координационное число 4. Химическую связь в алмазе удается удовлетвори- [c.629]

Неустойчивость конфигурации d. Ион Сг" + (d ) представляет собой сильный восстановитель, который окисляется, приобретая конфигурацию d . Точно так же другой ион, Мп + (d ), является сильным окислителем и восстанавливается в ион с конфигурацией Наконец, ион Со . также обладающий конфигурацией d, вообще не образует устойчивых комплексов. Любая теория химической связи в координационных комплексах встает перед необходимостью объяснить эту чрезвычайную неустойчивость конфигурации d. [c.216]

В большинстве координационных комплексов атом металла использует для образования связей меньше девяти орбиталей. Познакомимся с теориями, созданными для объяснения химической связи в этих соединениях [c.222]

Химическая связь в координационных соединениях. [c.120]

На основе современных взглядов, основанных на классификации химических связей по их электронному строению и свойствам, к комплексным или координационным соединениям относят соединения с высокой координацией и трехмерно делокализованными связями (Берсукер). [c.44]

Существенные сведения относительно природы химической связи в металлах можно получить на основании двух характерных особенностей по сравнению с ковалентными и ионными соединениями. Металлы, во-первых, отличаются от других веществ высокой электропроводностью и теплопроводностью, во-вторых, в обычных условиях являются кристаллическими веществами (за исключением ртути), структуры которых характеризуются высокими координационными числами. [c.104]

Рассмотрим оксосоединения р-элементов 3-го периода для ряда С1 (VII)—5 (VI)—Р (V)—81 (IV). В высшей степени окисления устойчивое координационное число этих элементов в кислородных соединениях равно 4 за счет участия в образовании химических связей электронов 5- и р-орбиталей [c.207]

В фотометрическом анализе, как правило, используют поглощение света молекулами комплексных (координационных) соединений, сольватов, а в ряде случаев и более сложных соединений (ассоциатов, аддуктов и т. п.). Взаимодействие светового излучения с такими сложными многоэлектронными системами описывают с помощью молекулярных спектров поглощения, вид которых определяется в основном состоянием электронов внешних орбиталей, участвующих в образовании химической связи. [c.180]

Как и в других подгруппах р-элементов, в подгруппе германия с ростом порядкового номера элемента в образовании химических связей все большую роль начинают играть и /-орбитали. Поэтому в ряду С—51—Ое—5п—РЬ устойчивое координационное число повышается. [c.482]

Исследования магнитных свойств и окраски комплексов переходных металлов сыграли важную роль в создании различных теорий химической связи координационных соединений. Теория кристаллического поля успешно объясняет многие свойства координационных соединений. В рамках этой теории взаимодействие между ионом металла и лигандами рассматривается как электростатическое. Лиганды создают электрическое поле, которое вызывает расщепление энергетических уровней -орбиталей металла. Спектрохи-мический ряд лигандов соответствует их нарастающей способности расщеплять энергетические уровни -орбиталей в октаэдрических комплексах. [c.401]

Составьте формулы следующих комплексных соединений платины (11) (с указанием химических связей), координационное число которой равно четырем Р1( 12 . Н , Р(( .2-КС1, Р1С1г-2ЫН 1. Напишите уравнения диссоциации этих соединений в вод1п>1х растворах. [c.296]

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]

В-четвертых, изменения энтальпии и энтропии при экстрако-ординации в общем не коррелируют с устойчивостью экстракомплексов, однако исключения встречаются. Это указывает на изменение состояния химических связей координационного узла MN4 и сольватации в процессе экстракоординации. [c.272]

Межмолекулярные взаимодействия. Для растворов ПАВ в малополярной среде, какой является смазочное масло, характерны все виды энергетических межмолекулярных взаимодействий химическое (ковалентная, координационная, ионная связи), ван-дер-ваальсово (ориентационные, индукционные и дисперсионные силы), внутримолекулярное и межмолекулярное (водородная связь), электронодонорно-акцепторное (ЭДА-ком-плексы с переносом заряда, ионное межмолекулярное взаимодействие и взаимодействие стабильных свободных радикалов). Энергия некоторых из перечисленных взаимодействий относительно высока (до 210 кДж/моль), значительно выше обычных ван-дер-ваальсовых сил (л 4 кДж/моль), а в некоторых случаях она приближается к энергии химических связей (350— 600 кДж/моль). [c.203]

Кроме валеитиости ио водороду и по кислороду, способность атомов данного элемента соединяться друг с другом или с атомами других элементов можно выразить иными снособами например, числом химических связей, образуемых атомом данного элемента (ковалентность, см. 39), или числом атомов, непосредственно ок-ружаюи ,пх данный атом координационное число, см. стр. 162 и 5йЗ). С этими и близкими к ним понятиями будем знакомит .ся после изучения теории строения атома. [c.36]

Проблема взаимосвязи структуры и свойств вещества затрагивается в книге еще не раз так, для описания кристаллов используются соответственно их структурным особенностям зонная теория или теория вандер-ваальсовых сил, а для объяснения своеобразия координационных соединений последовательно применяются разные подходы электростатическая модель ионной связи, метод ВС (или локализованных МО), теория кристаллического поля и, наконец, теория поля лигандов (или делокализо-ванных МО). Таким образом, читатель получает возможность ознакомиться с проблемами химической связи на самых разных уровнях-от доквантового до современного. [c.7]

Как указывалось выше, в соединениях бериллия имеется значительная доля ковалентной связи. Это проявляется в сравнительно небольшой электропроводности нх расплавов (даже ВеРг), в гидролизе сэлей по катиону, в растворимости ряда соединений Вев органических растворителях. В кристаллах, растворах, комплексах (в том числе существующи.х в газовой фазе) атом Ве имеет координационное число 4. С лигандами он образует 4 химические связи, которые близки к ковалентным, две нз иих — донорно-акцепторные. Расположение связей тетраэдрическое, что свидетельствует о 5/5 -гибридизации валентных орбиталей атома Ве. [c.320]

Координационными или комплексными называют соединения, содержащие центральный атом или ион и группу молекул или ионов, его окружающих и связанных с ним (лигандов). Число лигандов, связанных с центральным атомом (ионом), называют координационным числом иона. Оно зависит как от электронной структуры, так и от соотношения между радиусами центрального атома (иона) и лигандов. Координационное число центрального атома (иона) обычно превышает его валентность, понимаемую как формальный положительный заряд на атоме. Высокая устойчивость многих комплексных соединений указываает, что химическая связь в них не отличается по своей природе от химической связи в обычных ионных или ковалентных соединениях. В большинстве координационных соединений центром является ион переходного металла (Т , Со , Сг " и др.), а лигандами — ионы или полярные молекулы (обладающие к тому же неподеленной парой электронов.) Именно поэтому электростатические представления легли в основу теории комплексных соединений, так называемой теории кристаллического поля, учитывающей также квантовомеханические особенности строения электронной оболочки центрального иона (Бете, Ван Флек). [c.120]

Координационными называются реп1етки, в которых каждый атом (ион) окружен определенным числом соседей, находящихся на равных расстояниях и удерживаемых одинаковым типом химической связи (ионной, ковалентной, металлической). [c.91]

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]

Краткий курс физической химии Изд5 (1978) -- [ c.68 ]

Органическая химия (1976) -- [ c.18 ]

Курс органической химии (1979) -- [ c.30 , c.31 ]

Курс органической химии (1970) -- [ c.31 , c.32 ]

Электронное строение и свойства координационных соединений Издание 2 (1976) -- [ c.12 ]

Строение и свойства координационных соединений (1971) -- [ c.13 ]

Курс органической химии _1966 (1966) -- [ c.51 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология