Химическая связь тронная

Вследствие волнового характера движения электрона атом не имеет строго определенных границ. Поэтому измерить абсолютные размеры атомов невозможно. За радиус свободного атома можно принять теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних элм<тронных облаков (рис. 16). Это так называемый орбитальный радиус. Практически приходится иметь дело с радиусами атомов, связанных друг с другом тем или иным типом химической связи. Такие радиусы следует рассматривать как некоторые эффективные (т. е. проявляющие себя в действии) величины. Эффективные радиусы определяют при изучении строения молекул и кристаллов. [c.35]

Термодинамическая и механическая прочность АЬОз, несомненно, связана с большой энергией его кристаллической решетки, что в свою очередь объясняется сильным кулоновским взаимодействием ионов АР+ и 0 , а также вкладом в химическую связь ковалентной составляющей. Возникновение последней можно объяснить очень сильным поляризующим действием маленького по размерам высокозаряженного иона AF+. Ион А з+ смещает на себя эле - тронную плотность окружающих его ионов О , при этом электронные пары 0 могут занимать свободные р- и d-орбитали алюминия (донорно-акцепторная связь). Перенос электронов с ионов О на орбитали АР+, конечно, понижает эффективный положительный заряд иона А1 (III) и уменьшает кулоновское взаимодействие противоположно заряженных ионов. Однако этот эффект компенсируется ковалентным взаимодействием, и, как мы видели, прочность АЬОз действительно уникальна. [c.57]

Выражения 1/3 эле трона . доля электрона и т. п. не следует понимать буквально. Говоря, что в данной химической связи атомов участвует /3 электрона , мы хотим сказать, что рассматриваемый электрон участвует одновременно в трех химических связях атомов. [c.248]

Учитывая эти обстоятельства, представлялось целесообразным включить в книгу учение об элементах и атомах, периодический закон и периодическую систему химических элементов Д. И. Менделеева, классификацию неорганических соединений, рассмотрение наиболее важных классов неорганических соединений, редокс-реакции, теорию кислот и оснований. В разделе об атомах и элементах содержатся сведения по ядерной химии и о радиоактивных элементах (в частности, приведены уравнения ядерных реакций синтеза трансурановых элементов, рассмотрены пози-тронный распад и электронный захват при радиоактивных превращениях, дана характеристика наиболее стабильных изотопов). Кроме того, в книгу включена глава, в которой излагается материал о природе химической связи в той мере, в какой это необходимо для понимания свойств рассматриваемых неорганических соединений. [c.3]

Неожиданные свойства хорошо изученных индиго и индан-трона давно обратили внимание химиков. Многочисленные интерпретации классических формул этих соединений отражают эволюцию представлений о характере химической связи за последние 50 лет. [c.121]

Разрабатывая теорию химического строения, Бутлеров не ста зил перед собой задачу выяснения природы химической связи, справедливо считая, что химия в то время еще не была готова к решению этой задачи. Действительно, необходимой предпосыл кой создания теории химической связи было выяснение строения атома. Лишь после того, как стали известны основные черты элеК тронной структуры атомов, появилась возможность для разработки такой теории. В 1916 г. американский физико-химик Дж. Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам эта идея послужила исходным пунктом для разработки современной теории ковалентной связи. В том же 1916 г. немецкий ученый В. Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов один нз них отдает, а другой принимает электроны при этом первый атом превращается в положительно заряженный, а второй — в отрицательно заряженный ион взаиМ ное электростатическое притяжеиие образовавшихся ионов и приводит к образованию устойчивого соединения. Дальнейшее развитие идей Косселя привело к созданию современных представлений [c.119]

В рабочий язык химии прочно вощли льюисовы представления и элек-тронно-точечные структурные формулы. Если известна льюисова структура молекулы, можно кое-что сказать об устойчивости, порядке, энергиях и длинах связей этой молекулы. А если воспользоваться методом ОВЭП, часто удается предсказать и геометрическое строение молекулы. В данной главе будет показано, что можно продвинуться еще дальще в определении электронного строения молекул, исходя из рассмотрения пространственной направленности и энергии валентных атомных орбиталей, принимающих участие в образовании химической связи. Этот более глубокий метод анализа известен под названием теории молекулярных орбиталей. [c.509]

О перестановочных группах см. гл. VII нашей книги Молекулы без химических связей . В более полном виде теория та ких групп изложена в книге И. Г. Каплан, Симметрия многоэ.чек тронных систем, М. Наука, 1969. [c.118]

Иными словами, понятие обмена отражает такие важные для понимания- природы химической связи явления, как коллективизация (обобществление) элек-,тронов- и перестройку электронных оболочек взаимодействующих атомов. [c.151]

В молекуле водорода два электрона занимают связывающую орбиталь, образовавщуюся из ls-атомных орбиталей. Как было отмечено выше, можно условно считать, что два связывающих эл ек-трона соответствуют одной химической связи. [c.103]

Если в образовании ковалентной углерод-углеродной связи принимают участие две или более электронных пар, то такую химическую связь называют кратной. Она может быть двойной (в случае двух пар электронов) или тройной (с участием трех пар электронов). Кратные связи состоят из одной а-связи и одной или двух я-свЯзей. я-Связь осуществляется негибрндизированными 2р-элек-тронами (я-электронами). [c.21]

Температура плавления металлов. Твердое тело начинает плавиться, когда кинетическая энергия движения его частиц становится соизмеримой с энергией их притяжения друг к другу. Таким образом, чем меньше прочность химической связи в металлах, тем ниже температуры их плавления. Прочность химической связи в металлах определяется количеством валентных электронов атома элемента, причем увеличение их числа увеличивает прочность связи. Определяющим фактором увеличения с номером периода прочности связи между атомами ( -элементов является увеличение (по модулю) энергии з-элек-тронов из-за эффектов проникновения. Эффект проникновения з-электронов под (1- и /-электронные подоболочки стабилизирует состояние электронов и понижает их энергию. Наличие неспаренных (п — 1) -электронов также увеличивает прочность химической связи в металлах за счет образования дополнительных ковалентных связей. Увеличение размеров атомов действует в противоположном направлении, как и увеличение координационного числа. Характер изменения температуры плавления металлов по периодам периодической системы во многом близок к изменению их плотности. В целом для металлов соблюдается следующая закономерность [c.322]

Направленность связи выражается в том, что она имеет вполне определенную форму. В зависимости от способа перекрывания и симметрии образующегося облака различают а-, л- и б-связи (рис. 13.5). Связь, образованную электронным облаком, имеющим максимальную плотность на линии, соединяющей центры атомов, называют сигма-связью. Связь, образованную электронами, орбитали которых дают наибольшее перекрывание по обе стороны от линии, соединяющей центры атомов, называют пи-связью. Дельта-связь образуется при перекрывании всех четырех лопастей -элек-тронных облаков, расположенных в параллельных плоскостях. Как видно из рис. 13.5, электроны -орбиталей могут участвовать лишь в образовании ст-связей, р-электроны — в образовании о-, п-связей, -электроны — в образовании ст-, л- и б-связей. Поскольку электронные облака (кроме х-облака) направлены в пространстве, химические связи, образованные с их участием, также пространственно направлены. Например, гантелевидные р-орбитали расположены в [c.231]

Как видно из электронной конфигурации атома марганца, у него недостроена /-орбиталь. Наличие 4з-элек-тронов и З -электронов на внешних уровнях указывает прежде всего на металлические свойства марганца и обусловливает существование характерных свойств у соединений марганца. В возбужденном состоянии максимальное число электронов, участвующих в образовании химической связи, доходит до семи. [c.379]

Для понимания сущности химической связи между атомам Б молекулах простых и сложных веществ главное значение ир ют следующие элементарные частицы протон, нейтрон и элеь трон. [c.18]

Электронные орбитали двух оставшихся неспаренных р-эле1- тронов одного атома перекрываются соответствующими орбиталями /)-электронов другого по я-типу и образуют две я-связи. Таким образом, между двумя атомами азота возникает тройная химическая связь, составляющие которой неодинаковы одна из них— а-связь, а две другие — я-связи. Три черточки, которыми принято обозначать тройную связь в графических формулах, этой разницы не отражают. Тройная связь прочная, поэтому азот мало актив(ш. Большинство молекул имеет ст- и л-связи. [c.26]

В положительных ионах по Косселю реализуется устойчивая 8-элек-тронная оболочка (октет). Таким же образом возникают положительные ионы с зарядами 2+ и 3+. Оторвать большое число электронов от атома не удается, так как это связано с затратой большого количества энергии, которая не окупается энергией образования химических связей. Кроме того, атом данного элемента может проявлять иную положительную валентность, меньшую, чем максимальная. [c.86]

В отличие от элементов главной подгруппы VII группы рассматриваемые элементы образуют химические связи за счет орбиталей как внешнего, так и предвнешнего электронных слоев. Валентные электроны в их атомах находятся в двух электронных слоях (два 5-элек-трона на внешнем энергетическом уровне и пять /-электронов на предвнешнем) (табл. 39). Эти элементы в своих соединениях проявляют только положительные степени окисления Мп—(1), 2, 3, 4, (5), 6, 7 Тс и Ре — (1), 2, 3, 4, 5, 6, 7. [c.475]

Рассмотрение электронных конфигураций атомов показало, что конфигурация пз пр соответствует неону, аргону, криптону и ксенону. Эти газы, а также гелий (конфигурация 15 ) называют благородными. В течение многих лет после их открытия считали, что благородные газы не способны принимать участие в химических реакциях они химически инертны (гл. 16). Химическую устойчивость благородных газов связывали с заполненной внешней оболочкой из 8 элек-V,, lii , тронов (или с заполненной /(-оболочкой из двух 1( Мг электронов в случае гелия). В 1916 г. Коссель и Льюис независимо друг от друга выдвинули теории, - i i I химической связи. Оба объясняли образование хими-iii11, I ческой СВЯЗИ стремленибм атомов отдать, получить 1ы, ч )Г , , . I или разделить с другими атомами электроны, чтобы II -и. приобрести устойчивую электронную конфигурацию [c.79]

При образовании химических связей атом церия моч жет отдавать два бь -электрона и один или два 4/-элек-трона, проявляя стеиени окисления - -3 и - -4. Большин- ство лантаноидов проявляет степень окисления +3. Стс пень окисления +4, кроме церия, характерна для празеодима Рг и тербия ТЬ. [c.258]

Химия висмута, как и химия всех р-элементов шестого периода, связана с особенностью строения их электронных оболочек. Как говорилось в разд. 2.7 и 2.8, проникающая способность s-элек-тронов заметно больше, чем р-электронов. Связанная с этим разница в энергиях S- и р-атомных орбиталей увеличивается по мере увеличения заряда ядра, и у р-элементов шестого периода, после появления в электронной оболочке /-электронов, эта разница уже так велика, что s-электроны предпочитают оставаться неподеленной парой атома. В результате высшая степень окисления в соединениях р-элементов шестого периода достигается с большим трудом, такие соединения редки и, как правило, являются сильными окислителями. Само явление пониженной склонности бз-электронов к участию в образовании химических связей часто называют эффектом инертной пары. [c.286]

При использовании квантовой механики для решения проблем химической связи приходится поневоле прибегать к приближенным методам из-за чрезвычайной трудности точного решения волнового уравнения. Существуют два различных приближенных подхода. В методе валентных связей сохраняется представление о молекуле как совокупности атомов, соединенных определенными свя зями, и к этим связям в полуколичественной форме при лагаются представления о перекрывании атомных орбит С другой стороны, в методе молекулярных орбит отбрасы вается сама идея о химических связях. Вместо этого мо лекулу рассматривают как расположение атомных ядер создающее потенциальное поле, в котором движутся элек троны. Затем строятся возможные молекулярные орбиты (также на основании полуколичественного рассмотрения), аналогичные атомным орбитам электронов, находящихся в поле одного ядра. Недостатком метода молекулярных орбит является то, что в случае многих молекул сильно переоценивается молекулярный характер орбит. Как уже указывалось, для многих орбит вероятность нахождения электронов в любых областях, кроме участка около некоторого данного атома, в действительности чрезвычайно мала. Вследствие этого было введено представление о локализованных молекулярных орбитах. На чисто качественном уровне проводимого обсуждения это соответствует такому же положению, как идея валентных связей из перекрывающихся атомных орбит. [c.123]

В заключительном разделе раскрывается роль теории элек тронной локализации в математическом и физическом описа ниях природы химической связи и классификации химических связей. [c.8]

Степень проникновения электронов, характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа, уменьшается в следующем порядке 5 >> р > й > /. Этот порядок соответствует прочности химической связи электронов данного уровня я5-элек-трон имеет большую часть плотности заряда вблизи ядра, чем пр, а последний больше, чем пй, и т. д. Например, электроны предпоследнего уровня в конфигурации Зз Зр Зй не экранируют ядро атома меди 1 = 29) от 45-электрона в той же степени, как в конфигурации Зз Зр они экранируют ядро атома калия I = 19) от 45-электрона. [c.123]

Представление о молекулярных орбиталях с учетом межэлек-тронного и межъядерного отталкивания и принципа Паули позволяет дать удовлетворительное объяснение химической связи. Согласно квантово-механическим представлениям значительные силы, обеспечивающие химическую связь между атомами, возникают, когда атомы сближаются и начинают перекрываться их электронные облака. Из всех электронов, входящих в состав этого облака, особенно важны те, что относят к внещнему окружению и называют валентными, т. е. способными принимать участие в образовании химических связей. Электроны внутренних уровней свое состояние при образовании связей не изменяют. Действительно, периодическая зависимость наблюдается только для таких свойств элементоз, которые определяются энергетическим состоянием внешних электронов атома. [c.70]

Известно, что при образовании химической связи между атомом водорода и атомами фтора, кислорода и азота имеет место обеднение и без того бедной эле1 тронной оболочки водорода. В вышеупомянутых химических связях водород наделен сравнительно высоким эффективным положительным зарядом. [c.435]

Кроме этих традиционных валентных существует еще большой класс соединений, химическая связь в которых может быть представлена как образованная из атомов и атомных групп, не имеющих неспаренных электронов. В данном случае предполагается, что два электрона, необходимые для образования связи по валентной схеме, поставляются одной из связывающихся групп (донором электронов), в то время как вторая группа лишь акцептирует элекг троны. В этом случае связь называется донорно-акцепторной или координационной, причем эти два понятия отождествляются. [c.9]

Термин переходные металлы относится ко всем элементам, имеющим на своих -орбитах от одного до десяти электронов, т. е., иными словами, к таким элементам, у которых предпоследняя оболочка находится в процессе достройки от восьми электронов до восемнадцати. Это определение охватывает элементы 5с, Т1, V, Сг, Мп, Ре, Со и N1 в первом большом периоде, Y, 2г, МЬ, Мо, Тс, Ки, НЬ и Р(1 во втором большом периоде и Ьа, Hf, Та, У, Ре, Оз, 1г и Р1 в третьем. Оно включает также все редкоземельные и так называемые актиноидные элементы, которые являются особыми классами переходных элементов, но все же относятся к этой категории, если рассматривать их химические свойства. Можно предполагать, что в подобной классификации медь, серебро, золото, цинк, кадмий и ртуть также будут отнесены к переходным металлам однако, ввиду того что им обычно приписывают десять -электронов, мы можем считать, что их 18-элек-тронные оболочки заполнены и что они в соответствии с этим дейбтвуют обычным химическим путем. Благородные металлы в степени окисления -Ы, несомненно, используют -электроны для образования химических связей при этих условиях они как теоретически, так и практически являются переходными металлами. Имея это в виду и учитывая также, что благородным металлам было уделено недостаточное внимание при обсуждении щелочных металлов, их, по-видимому, лучше всего включить в данную главу. [c.254]

Химическая связь между атомами осуществляется валентными электронами у 5- и р-элементов — внешними электронами, у -элементов — внешними з-элек-тронами и -электронами предвнешнего уровня, у / -элементов — -внешними электронами, й- и f-элeк тронами предвнешних уровней. [c.50]

При образовании химических связей электронные облака двух связывающих электронов перекрываются. Прочность связей зависит от степени перекрытия. Вытянутые в виде объемных восьмерок облака р-элек-тронов образуют направленные связи. [c.8]

Важным фактором, определяющим уменьшение энергии кристаллической решетки, является реализация определенной симметрии химических связей, приводящая к энергетически выгодному распределению заряда ионов во внутрикрнсталлическом поле. Например, известно, что ионам и С(3 + энергетически выгоднее занимать тетраэдрические узлы, при этом 45р-элек-троны цинка и 5р-электроны кадмия могут образовывать связь [c.21]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология