Валентность гетерополярная

В отличие от гетерополярной связи теория Бора не позволила дать количественную теорию гомеополярной связи. Она дала лишь основания для формальных, хотя и весьма плодотворных представлений о соответствии между валентным штрихом и парой электронов с насыщенными спинами, а также представлений [c.467]

Вследствие противоположности своих зарядов оба иона притягиваются друг к другу. Однако, сблизившись до известного предела, они останавливаются на таком расстоянии, при котором притяжение уравновешивается взаимным отталкиванием их электронных оболочек. Валентная связь, сопровождающаяся практически полным перетягиванием электронной пары одним из атомов и последующим стяжением образовавшихся ионов, называется ионной связью (иначе электровалентной, гетерополярной). Соединение по типу ионной связи происходит в тех случаях, когда реагирующие атомы обладают резко противоположным химическим характером. [c.88]

Электровалентная, или ионная (гетерополярная), связь. При взаимодействии атомы, значительно отличающиеся по способности отдавать или присоединять валентные электроны, превращаются в противоположно заряженные ионы. Так, при реакции между хлором и натрием хлор, имеющий семь валентных электронов, отнимает у натрия его единственный валентный электрон и превращается в отрицательно заряженный нон хлора. При этом у хлора образуется устойчивый восьмиэлектронный слой, подобный внешнему слою инертного газа (аргона). Но образовавшийся ион хлора содержит уже на один электрон больше, чем нейтральный атом хлора суммарный отрицательный заряд всех его 18-ти электронов превышает положительный заряд ( + 17) ядра, и поэтому ион хлора несет отрицательный заряд (—1). Натрий легко отдает электрон, так как у него, таким образом, обнажается устойчивый слой из восьми электронов, подобный внешнему электронному слою неона, и атом превращается в положительно заряженный ион. Этот ион содержит на один электрон меньше, чем нейтральный атом натрия суммарный заряд 10-ти оставшихся у него электронов меньше, чем положительный заряд (+11) ядра. Поэтому ион натрия несет положительный заряд (+1). Это видно из схемы, приведенной на рис. 3. [c.25]

Химики давно уже связывали различие в свойствах типичных неорганических и органических соединений с существованием разных видов химической связи в этих соединениях. Как известно, соединения, подобные хлориду натрия, диссоциируют на ноны не только в водном растворе уже в твердой соли в узлах кристаллической решетки находятся не атомы, а катион натрия и анион хлора, притягивающиеся друг к другу электростатическими силами. Ионы образуются из атомов путем передачи внешних (валентных) электронов, Так, атом натрия способен легко отдавать свой единственный внешний электрон и превращаться в катион. Атом хлора, наоборот, принимает один электрон, превращаясь в анион. В результате этого процесса внешние электронные слои обоих атомов приобретают строение электронной оболочки инертных газов, создаются устойчивые восьмиэлектронные группировки, так называемые октеты электронов. Такой тип связи называется гетерополярным или ионным [c.77]

Бинарные соединения, несмотря на кажущуюся простоту их химического состава, представляют собой следующий после простых веществ принципиально важный объект изучения природы вещества.. С химической точки зрения этот класс веществ обладает и качественно иными характеристиками, с которыми не приходится сталкиваться при изучении простых веществ. Во-первых, помимо внешних факторов, влияющих на состояние и свойства вещества (температура и давление), здесь появляется и внутренний фактор — состав, и связанная с ним проблема постоянства и переменности состава, имеющая фундаментальное значение в химии. Во-вторых, при описании бинарных соединений впервые формируются такие базисные понятия, как валентность, степень окисления, поляризация химической связи. Здесь в отличие от простых веществ появляются гетерополярная составляющая химической связи и все эффекты, связанные с разностью электроотрицательностей компонентов. [c.47]

В отличие от гетерополярной связи теория Бора не позволила дать количественную теорию гомеополярной связи. Она дала лишь основания для формальных, хотя и весьма плодотворных представлений о соответствии между валентным штрихом и парой электронов с насыщенными спинами, а также представлений о стремлении атома окружить себя оболочкой из восьми электронов, включающих свои и чужие (других атомов) электроны. [c.594]

Практически все рассмотренные выше реакции гомеополярны (гомолитические), т. е. протекают без разделения валентной пары электронов. Гетерополярные (свободнорадикальные) реакции менее свойственны формальдегиду. Молекула его весьма прочна, и для превращения ее в свободный радикал требуется подвод энергии извне, например в виде УФ-излучения [1] [c.83]

Изложение построено в основном на качественной теории молекулярных орбит (МО), хотя в некоторых случаях используется более известная теория валентных связей (ВС). Это сделано отчасти в надежде на то, что более новые взгляды теории МО дополнят и расширят современные представления в данной области. Теоретическое изложение начинается с рассмотрения связи в НеН+, для того чтобы можно было почувствовать, что дает теория МО в применении к простейшей гетерополярной системе. Основные принципы, которые при этом раскрываются, применены к некоторым неорганическим производным переходных элементов и затем последовательно к некоторым цианидам, карбонильным и циклопентадиенильным производным, что создает основу для более специфического применения этого метода в последующих главах. Значительное количество изложен ных здесь мелких подробностей при первом чтении можно опустить они включены не только для того, чтобы описать все разнообразие создающих связь взаимодействий в соединениях переходных металлов, но также и для того, чтобы указать, каким путем в подобных случаях используется теория МО. [c.13]

Для проявления гетерополярной валентности решающее значение,, согласно изложенному выше, имеют только те электроны, которые расположены вне оболочек инертного газа, так называемые внешние электроны атома. По существу то же относится к проявлению и гомеополярной валентности. Вследствие особого значения внешних электронов для проявления валентности их называют валентными электронами. [c.158]

Этим объясняется то, что элементы трех первых главных подгрупп в своих гетерополярных соединениях почти исключительно проявляют валентности, соответствующие их групповым номерам. [c.176]

На влажном воздухе щелочные металлы тотчас тускнеют и вскоре покрываются толстой коркой гидроокиси. Поэтому их следует хранить под слоем керосина или парафинового масла. При незначительном нагревании на воздухе или в струе кислорода они воспламеняются. Продуктами сгорания большинства щелочных металлов являются не нормальные окислы, а перекиси. Во всех соединениях щелочные металлы проявляют валентность только 1 поскольку соединения можно рассматривать как гетерополярные, щелочные металлы в них всегда несут один положительный заряд. Щелочные металлы обладают наиболее ярко выраженным электроположительным характером. Правило, что электроположительный характер элементов, т. е. стремление их перейти в электроположительное состояние, внутри одной и той же главной подгруппы периодической системы увеличивается с возрастанием атомного веса, отчетливо выступает у щелочных металлов при рассмотрении, их общих химических свойств. [c.178]

Из приведенных в табл. 46 потенциалов ионизации (полученных из спектроскопических данных) следует, что для отщепления третьего электрона, принадлежащего оболочке инертного газа, необходимо затратить значительно большую работу, чем Нри отщеплении обоих электронов, находящихся вне оболочки инертного газа. Эта работа значительно больше той, которая выделяется при образовании кристаллической решетки. Поэтому невозможно химическим путем получить гетерополярные соединения щелочноземельных металлов, в которых они проявляли бы валентность, большую двух. [c.268]

На основании теории Косселя, т. е. на основании положения, что в гетерополярных соединениях атомы различного электрохимического характера можно рассматривать в первом приближении как электрически заряженные шары (соответственно их валентности), действующие друг на друга по закону Кулона, не только может быть объяснено образование комплексов, например комплексов фтороборной кислоты, но существование подобных комплексов становится даже необходимым следствием, вытекающим из теории. Если рассматривать бор как электроположительную составную часть соединения ВРз, то можно показать, что та же сила, которая вызывает образование трехфтористого бора из электроположительного бора и электроотрицательного фтора, обусловливает и способность бора связывать еще один ион фтора и, следовательно, образовывать комплексный ион [ВЕ4] . [c.441]

Аналоги же кислорода способны отдавать до шести электронов, и поэтому в соединениях, которые имеют гетерополярный характер, они могут являться положительно заряженными составными частями, а именно нести заряд до 6-]-. Если отщепляется менее шести электронов, то гомологи кислорода могут проявлять положительную валентность меньше шести. При этом они, как и элементы ранее рассмотренных главных подгрупп, отщепляют электроны парами, так что в гетерополярных (по теории Косселя) соединениях эти элементы могут иметь) кроме шести, еще четыре и (однако значительно реже) два положительных заряда. [c.737]

Химические связи, в основе которых лежит электростатическое притяжение ионов, называются гетерополярными, или электро-валентными связями. [c.34]

Решетка кристалла диэлектрика всегда состоит из замкнутых и разделенных элементов (ионы в гетерополярных кристаллах, молекулы или атомы с симметричными периферическими орбитами), тогда как атомы металлов с их электронами различной валентности касаются или проникают друг в друга так, что всякий металл обладает непрерывным электрическим полем, где электроны движутся по квантованным орбитам, не будучи связаны с каким-либо определенным ядром. С этой точки зрения электрический ток можно рассматривать как эффект Штарка для квантованных электронов металла. [c.229]

Подобные попытки наглядного описания (в отличие от некоторых моделей, рассматриваемых ниже и сводимых к оптико-механи-ческой аналогии Гамильтона) некорректны и недопустимы квантово-волновой дуализм — это один из фундаментальных фактов, лежащих в основе квантовой механики. Таким же фундаментальным фактом является и обмен спинов, т. е. обменное взаимодействие, лежащее в основе образования гомеополярной (т. е. ковалентной) связи. Поэтому не может существовать долей того, что принципиально неделимо существует, однако, вполне определенная вероятность обнаружить валентные электроны в состоянии обменного или кулонова (ионного, гетерополярного) взаимодействия. Вот эти вероятности и трансформируют в злополучные проценты. Есть прямой метод оценки этих вероятностей — аннигиляция позитронов, — основанный на том, что время жизни позитрона до аннигиляции, или способность его к образованию позитрония (т. е. е+е аналога атома водорода), зависит от состояния электрона, с которым он взаимодействует [25, с. 40]. [c.20]

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]

Различают два основных вида химической связи ковалентную. иначе гомёополярную, или атомную, и электро-валентную, иначе гетерополярную, или ионную. [c.58]

Как можно предвидеть па основании структурного анализа, кристаллы первичной валентности отличаются высокой мехагш-ческои прочностью и весьма высокими точками плавления и кипения, тогда как кристаллы вторичной валентности мягки, слабы и имеют очень низкие точки плавления и кипения. Полярные кристаллы занимают промежуточное положение. Другими словами, внутрикристаллические силы весьма велики в гомеополярных и гетерополярных кристаллах, ио очень слабы в веществах с В1орпчной валентной связью. [c.281]

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]

Еще Абегг (AЬegg, 1904) привел многочисленные факты, подтверждаюпще взгляд, что подавляющее больншнство неорганических соединений построено гетерополярно. Однако точных доказательств этого, помимо указанных случаев, пока нет. Поэтому следует учесть, что эти обобщения имеют гипотетический характер, т. е. это руко- водягцая гипотеза, которая ведет к общей теории и которая позволяет понять зависимость свойств, особенно валентности, от положения элемента по отнощению к инертным газам. Если эту гипотезу доказать другим путем, то тогда можно судить, в какой мере эти обобщения фактически обусловливаются теорией, насколько они впоследствии будут лучше подтверждаться и в какой мере они должны быть подвергнуты сомнению или изменению. [c.151]

Рассматривая соединения, в которых элементы обнаруживает характерную для их места в периодической сйстеме валентность, в общем как гетерополярные, Коссель рассчитал для первых 57 элементов, до подгруппы лантанидов, количества электронов, которыми они обладают в тех соединениях, где они проявляют высшую отрицательную и высшую положительную валентности. На оси абсцисс рис. 28 элементы расположены в соответствии с их порядковыми числами и через равные промежутки рассчитанное Косселем для каждого элемента число электронов нанесено в качестве ординаты и отмечено черной точкой. Те элементы, которые лиогут быть заряжены и отрицательно и положительно, имеют по две черные точки, которые конечно расположены на одной вертикали одна над другой на расстоянии 8 единиц в соответствии с тем фактом, что сумма положительных и отрицательных высших валентностей равна 8, на что указывал еще Аббег. Кружки на рисунке соответствуют числу электронов для элементов в состоянии нейтральных атомов. В то время как эти числа естественно возрастают от элемента к элементу на одинаковую величину и соответственно этому лежат на прямой, расположенной под углом 45° к оси абсцисс, черные точки для элементов, расположенных рядом с инертными газами, все лен ат на прямых, параллельных осп абсцисс, и находятся от нее на том же расстоянии, как и точка, обозначающая число электронов инертного газа, вокруг которого группируются элементы. Это значит, что число электронов, которыми обладают атомы элементов, стоящих рядом с инертными газами (т. е. элементов главных подгрупп периодической системы) в своих типичных соединениях, равно числу электронов ближайшего инертного газа. И отсюда следует .если два элемента, например натрий и фПгор, образуют химическое соединение, то один из них отдает другому такое количество электронов, что у каждого из них после этого остается столько электронов, сколько их имеет ближайший инертный газ. [c.151]

Расчв й Гейтлера — Лондона (Heitler — London) показали, что мерой гомеополярной валентности атома во многих случаях служит число так называемых неспаренных электронов. Под спаренными электронами понимают два эдектрона одного и того же атома, все квантовые числа которых совпадают, за исключением спиновых квантовых чисел (которые у них противоположны). Например, у Не в нормальном состоянии оба электрона спарены (ср. стр. 145). Так как Не не обладает неспаренными электронами он столь же мало способен образовывать гомеополярные соединения, как и (вследствие своего высокого потенциала ионизации) гетерополярные соединения,. Литий, наоборот, как и Н, обладает неспаренным электроном поэтому литий может (кроме гетерополярных) образовать также гомеополярные соединения. Так, например, атомы Li могут соединяться в молекулу Lig. Расчет дает, однако, в этом случае <в совпадении с опытом) значительно меньшую величину устойчивости соединения, чем в случае молекулы Hj (1,14 по сравнению с 4,45 эв). [c.157]

В общем можно сказать, что у элементов главных подгрупп периодической системы максимальная валентность, проявляющаяся в гетерополярных соединениях, определяется общим числом внешних электронов а максимальная валентность в гомеополярных соединениях определяйся числом неспаренных электронов. Однако следует обратить внимание, что> гомеополярные соединения не всегда образуются из атомов в основных состояниях, а в некоторых случаях из атомов в возбужденном состоянии, в котором число неснаренных электронов больше, чем в основном состоянии. Например, в нервом периоде системы для электронных конфигураций в основном состоянии атома и для чисел неспаренных электронов приняты следующие значения [c.158]

Если бы гомеополярные соединения во всех случаях происходили из основного состояния атома, то углерод должен был бы тогда проявлять максимальную валентность два, а бор — максимальную валентность один, бериллий вообще не был бы способен образовывать гомеополярные соединения. Тот факт, что в гомеополярных соединениях, так же как в гетерополярных, бериллий может быть вужвалентпым, бор трех-, а углерод четеьфбжвалептным, показывает, что соответствующие соединения происходят из возбужденных состояний атомов, и именно из таких состояний, в которых все электроны неспарены. Это состояния зр, зр и р . Как следует из спектрографических данных, требуется лишь относительно небольшая затрата энергии, чтобы электроны указанных атомов поднять с -уровня на р-уровень. Требующаяся для этого затрата энергии с избытком компенсируется получением энергии, которое связано с образованием соединения. [c.159]

В фосфорной кислотце фосфор можно рассматривать как положительно пятивалентный, в фосфорноватой — положительно четырехвалентный, в фосфористой— положительно трехвалентный и в фосфорноватистой — положительно одновалентный. Эти степени валентности определяйтся при том допущении, что связи фосфора рассматриваются как гетерополярные, хотя и с некоторыми ограничениями. В этом случае фосфор и водород должны нести вместе вдвое большее число зарядов, чем имеется кислородных атомов в соединении, потому что кислород в гетерополярных соединениях всегда двухвалентно отрицателен (см. стр. 739). [c.677]

Строение серной кислоты и сульфатов. Поскольку Серная кислота и ее ангидрид, трехокись серы, не имеют характера производных перекиси водорода и в их молекулах, очевидно, нет перекисной связи, то серу в этих соединениях недо считать шест,и--валентной, а именно, если эти соединения можно было бы считать гетерополярными (что, впрочем, допустимо лишь с известными ограничениями), гаоложмтеелько шести-.еалентной. То, что сера может быть шестивалентной, вне всякого сомнения подтвер-ткдается существованием гексафторида серы, для которого в силу одновалентности фтора отпадает любая другая формула, кроме формулы с шестивалентной серой. Исходя из этих положений для серной кислоты, если ее рассматривать как гидроксильное соединение, получается структурная формула I. Если же, напротив, принять, что атомы водорода связаны не с отдельными атомами кислорода, а с радикалом SO4 как целым, то получим формулу II. Такое строение имеют прежде всего типичные соли серной кислоты (формула III). Рентгенометрические определения показали, что в солях серной кислоты радикал SO4 отчетливо проявляется как структурная группа (ср. )ис. 51 стр. 247). С точки зрения координационного учения сере в сульфатах следует [c.765]

Эти ядерные формулы , выведенные сначала на основании химических свойств, были подтверждены в последнее время рентгеноструктурпыми определениями солей. Ничто не препятствует считать валентности хлора в приведенных выше ионах (а также в кис лотах) по существу обусловленными соответствующим положительным зарядом атома хлора, т. е. отдачей, или по меньшей мере частичной отдачей (переход на более высокие квантовые уровни), соответствующего числа электронов. Следовательно, ионы можно считать построенными гетеропопярно или смешанно гомеополярно — гетерополярно. Окислы хлора, вероятно, следует рассматривать как чисто гомеополярные соединения. Может быть, этим объясняется, что для части кислородных кислот (а именно для хлористой кислоты и хлорноватой кислоты) не получены ангидриды и что, с другой стороны, из некоторых окислов (а именно двуокиси хлора и гексаокиси хлора) нельзя образовать кислоты. [c.856]

Ограниченность знаний о характере химической связи и природе валентности наложила отпечаток и на другие электронные теории и гипотезы начала нынешнего столетия (Фрай, Фальк и Нельсон, Форлендер). Авторы этих гипотез распространяли представления об электростатических гетерополярных связях (справедливые для большинства неорганических соединений) и на такие симметричные двухатомные м.олекулы, как молекулы водорода (изображая их как Н Н"), а также на молекулы углеводородов и других органических веществ, для которых никогда не были обнаружены явления электролитической диссоциации, т. е. на те связи,- которые получили название гомеополяр ных связей. Чтобы объяснить электростатическими силами свойства соединений с гомео-полярными связями, авторы этих гипотез были вынуждены прибегнуть к ряду не оправдавших себя добавочных гипотетических представлений. [c.97]

Химическая связь, возникающая за счет перехода электронов от атома к атому, называется ионной, или электровалентной, связью. Электровалентность определяется числом электронов, теряемых или приобретаемых каждым атомом. Электроположительная валентность свойственна атомам металлов (восстановителей), отдающим электроны электроотрицательная валентность свойственна атомам (окислителей), принимающим электроны. Молекулы химических соединений, возникающие за счет электровалентной связи, называются ионными или гетерополярными ( гетерос означает различный гетерополярная молекула рассматривается как частица с резко выраженными электрическими полюсами). [c.119]

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]

Г етерополярная (электро-валентная) связь. Связь называется гетерополярной, или электровалентной, если между двулМЯ атомами или двумя группами атомов имеет место электростатическое взаимодействие, приводящее к образованию химической связи. [c.53]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология