Сиджвик Природа связей

H. B. Сиджвик, Природа связей в органических соединениях, Химтеорет, 1936 см. также [16], гл. 6. [c.129]

Сиджвик Н. Природа связи в химических соединениях. Л., ОНТИ Химтеорет., 1936. [c.109]

В конце 1930-х годов назрел вопрос о природе химической связи ненасыщенных молекул с центральным атомом в комплексных соединениях. Причину координационной связи этилена и его производных искали в наличии дипольного момента (который, кстати, оказался равным нулю) и в образовании уединенной пары электронов [374]. В последнем случае тип связи этилена должен был быть аналогичен типу связи аммиака, согласно Сиджвику, [c.142]

Природа связи бор — азот, образованной смеще нием электронной пары трехвалентного азота к бору, не установлена однозначно, и эта связь может колебаться между двумя крайними структурами. Незавер-щенная электронная оболочка приводит к очень слабой связи, тогда лак при заполнении электронной оболочки происходит перенос заряда к акцепторному атому, в результате чего образуется очень прочная связь. Сиджвик [3] предложил этот тип связи изображать стрелкой (I), но большее признание получило изображение с использованием зарядов (И), подразумевающее электронный переход [4] [c.23]

Вопросы структуры этих соединений и природы связи между металлом и молекулами окиси углерода (а также окиси азота) являются предметом многочисленных исследований и еще не могут считаться окончательно разрешенными. Я. К. Сыркин и М. Е. Дят-кпна в своей монографии рассматривали некоторые относяхциеся к этому классу соединения как обычно валентные. Больщая часть химиков, работающих с комплексными карбонилами и их производными, трактует их в свете теории Сиджвика и принимает, что каждая ирисоединяющаяся к атому металла молекула СО доставляет ему два дополнительных внешних электрона. В ряде случаев к атому металла присоединяется столько молекул СО, чтобы эффективный атомный номер центрального атома стал равен атомному номеру следующего за ним инертного газа. Таково как раз положение в случае гексакарбонилов Сг, Мо и W, а также в случае никеля. Такая формальная трактовка удобна для классификации простейших карбонилов и даже является полезной рабочей гипотезой, но она никак [c.591]

Природа связи М—КО впервые была рассмотрена ( дхвикон в 1934 году [ ЗО]. В своей теории Сиджвик исходит яз того, что но-лекула окиси азота, имея один неспаренный электрон, проявляет -сильную тенденцию к потере этого электрона, особенно если пот -циал ионизации партнера больве потенциала иовиаации окиси азота. [c.185]

Признавая правильность взглядов Сиджвика на природу связи М-это, Флетчер считает [ы], что при образовании связи Ки-эю наиболее вероятна стабилизация рутения в форне , а окиси [c.186]

Развитие представлений о природе комплексных соединений тесно связано с созданием и развитием общей теории химической связи. Уже в 20-х годах появились первые работы, применявшие идеи ионной и ковалентной связи к комплексным соединениям. Так, Косселю и Магнусу принадлежит большая заслуга в разработке электростатических представлений, а приложение идеи о парноэлектронной связи разрабатывалось в работах Сиджвика. В дальнейшем было разработано три квантовомеханических метода МВС, теория кристаллического поля (ТКП) и ММО. Ни один из этих методов не предназначался для объяснения связи только в комплексных соединениях, но и в этой области применение их оказалось весьма успешным. Они не являются противоположными друг другу. Наоборот, во многих отношениях они дополняют друг друга, трактуя одни и те же вопросы с различных точек зрения, и зачастую приводят к идентичным результатам. [c.160]

Со времени возникновения теории Льюиса—Лэнгмюра было немало сделано для дальнейшей равработки теории химической связи с применением квантовомеханических представлений. Вместе с тем теория Льюиса получила широкие приложения при объяснении образования различных соединений особенно благодаря исследованиям И. Лэнгмюра. В 1923 г. Н. В. Сиджвик (1873—1952), профессор Оксфордского университета в Англии, на основе положений теории Льюиса—Лэнгмюра объяснил природу химических связей в комплексных соединениях. [c.224]

Перед детальным обсуждением структурной химии этих элементов необ.ходимо обратить внимание на одну особенность, прису-П1ую. многим из нпх. Уже от.мечалось ранее, что элементы Си, Ag и Аи могут использовать для связи d-электроны с главным квантовым числом на единицу меньшим, чем у s- и р-орбиталей, причем медь может терять 1 или 2 Зс -электронов и образовывать ионы Си + и Си +. Однако некоторые элементы последующих Б-подгрупп ведут себя совершенно иначе. Кроме образования обычного иона с потерей всех N электронов внешней оболочки N — номер группы в периодической системе) может происходить потеря только р-электронов, а пара s-электро-пов оставаться связанной с ядром в виде так называемой инерт-нон пары. В случае одноатомного иона это означает, что М должен иметь по крайней мере 3 электрона в валентной оболочке и, следовательно, необходимо искать подтверждения факта существования ионов у металлов группы П1Б и нонов в группе IVB. В состоянии одноатомного газа ртуть сохраняет структуру 78 (2) тогда ион (Hg—ng) + (еслн бы такой свободный ион существовал) сохранял такой же эффективный атомный номер (к этому вопросу мы вернемся позже). Чрезвычайно низкую степень ионизации галогенидов ртути Сиджвик рассматривал как доказательство инертности пары бх-электро-нов Hg, однако нет сомнения в том, что в кристаллическом HgFa (структура флюорита) присутствуют ионы Hg +. Доказательство существования нонов можно получить, изучая свойства соединений в растворах нли в расплавах, а также природу нх кристаллических структур. [c.287]

Первым понятным примером из открытых соединений с дефицитом электронов был диборан ВгНв, который является одним из членов ряда бороводородов, занимавших значительное место в научных исследованиях Стока [53]. Действительно, хотя диборан не был первым из полученных соединений этого класса гидридов, однако он является простейшим членом этого ряда, и его строение представляло наиболее явный вызов существовавшим тогда теориям химической валентности. ]г1е было сомнений в эмпирической формуле диборана и его молекулярном весе, так же как пе было сомнений и относительно числа электронов, имеющихся у бора и водорода для образования связей. Единственный достигнутый тогда вывод заключался в том, что имеющихся электронов недостаточно, чтобы связать 2 атома бора и 6 атомов водорода посредством двухэлектропных связей, как это требовалось с позиций классических теорий связи. Сиджвик [51] иредположид, что электронные пары использованы в связях бор — бор и в четырех связях бор — водород, в то время как между атомами бора и двумя остающимися атомами водорода образуются одноэлектронные связи. Впоследствии резонанс 6 электронных пар между 7 положениями был предположен Г. Льюисом [26]. Эти теории рассмотрены Полингом во втором издании книги Природа химической связи [37]. [c.413]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология