Атомы Косселя

Разрабатывая теорию химического строения, Бутлеров не ставил перед собой задачу выяснения природы химической связи, справедливо считая, что химия в то время еще не была готова к решению этой задачи. Действительно, необходимой предпосылкой создания теории химической связи было выяснение строения атома. Лишь после того, как стали известны основные черты электронной структуры атомов, появилась возможность для разработки такой теории. В 1916 г. 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. В. Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов один из них отдает, а другой принимает электроны при этом первый атом превращается в положительно заряженный, а второй [c.100]

Согласно представлениям Косселя, образованию соединения предшествует окислительно-восстановительный процесс, заключающийся в переходе электрона от атома одного элемента к атому другого. Например, при образовании NaF единственный электрон внешней оболочки атома Na переходит на внешнюю оболочку фтора. При этом у Na+ обнажается предпоследняя восьмиэлектронная оболочка, а ион F дополняет внешнюю электронную оболочку до устойчивого октета. Таким образом процесс перехода электрона от атома одного элемента к другому сопровождается возникновением положительно заряженного иона Na+ и отрицательно заряженного иона F-. Вторичный процесс — сое- [c.232]

По теории Косселя положительная валентность проявляется атомом при потере им валентных электронов, что характерно для металлических элементов. Например, атом натрия может при химических реакциях отдавать свой единственный электрон, превращаясь в положительный однозарядный ион [c.86]

По Косселю, атомы неметаллических элементов, стремясь к октетной конфигурации, принимая недостающее до 8 число электронов, превращаются в отрицательный ион. Например, атом фтора, имея семь внешних электронов, приобретает один электрон [c.86]

Сродство нейтрального атома серы к одному электрону положительно (-f48 ккал/г-атом), к двум электронам — отрицательно (—80 ккал/г-атом). Аналогичные значения для атома кислорода составляют около +34 и —156 ккал/г-атом. Такое их снижение обусловлено, по-видимому, более высокой плотностью отрицательного заряда на поверхности атома кислорода (ср. VII 4 доп. 14). С точки зрения представлений Косселя, большая затрата энергии на переходы Э -f- 2е = [c.319]

По представлениям В. Косселя (1916) атом, образующий ионные связи, присоединяет нли теряет столько электронов, сколько нужно для превращения его электронной оболочки в наиболее стабильную, т. е. в такую, как у атомов ближайшего к нему в периодической системе благородного газа. [c.65]

Ионная связь является предельным случаем полярной связи, так как при соединении элементов с малой электроотрицательностью (металлы) и высокой электроотрицательностью (кислород, сера, галогены) полярность молекулы возрастает настолько, что электроны атомов металла почти целиком переходят к атомам неметалла. Таким образом, теории, развитые Писаржевским и Косселем, о переходе электрона с атома одного элемента на атом другого в процессе химической реакции находят подтверждение. Ниже приведены электрические моменты соединений, содержащих металлические элементы [c.83]

В отношении электростатической теории это было сделано В. Косселем и М. Борном. В основу было положено представление о стремлении атомов при реакциях принимать электронную структуру ближайшего благородного газа. Атом натрия может выполнить это, отдав один электрон. Возникающий таким образом ион Ма+ имеет все электронные оболочки неона. Атом фтора для того, чтобы превратиться в ион с электронной структурой неона, должен, наоборот, получить электрон, образуя ион Р . Таким образом, при встрече атомов натрия и фтора электрон должен перейти от натрия к фтору, после чего возникшие ионы Ыа+ и притягиваются друг к другу благодаря кулоновскому притяжению. С энергетической точки зрения такой переход электрона объясняется тем, что у атомов щелочных металлов потенциал ионизации мал, а у галогенов имеется сродство к электрону. Эти обстоятельства и выражают указанные тенденции атомов получать электронную оболочку ближайшего благородного газа. Для атомов натрия и хлора сомнений в том, в какие ионы превращаются атомы, нет. Однако в общем случае решение этого вопроса может быть не столь простым. Так, неясно априори, какой из атомов передает свой электрон другому для пары атомов — литий или водород. Решение этого вопроса в общем виде принадлежит Л. Полингу. Его рассуждения сводятся к следующему. [c.322]

Образование ионов, постулируемое в теории Косселя, связано с перестройкой электронной оболочки атомов, вступающих в химическое соединение. Электрон (или несколько электронов) одного атома переходит к другому атому таким образом, чтобы образовались ионы, имеющие устойчивую электронную конфигурацию, близкую к структуре инертных газов. Такая перестройка осуществляется в том случае, когда она связана с выделением энергии при образовании молекулы. Атомы металлов обычно образуют положительные ионы, отдавая электроны атомам металлоидов. [c.629]

В широком смысле слова ковалентная связь — химическая связь между атомами, осуществляемая обобществленными электронами. Ковалентная связь является универсальным типом химической связи. Ионная же связь, по Косселю, может быть рассмотрена как предельный случай полярной ковалентной связи. В самом деле, общая электронная пара Льюиса в пределе может быть смещена (теоретически) полностью в сторону одного из взаимодействующих атомов. Это равносильно тому, что один из партнеров безвозмездно отдает принадлежавший ему ранее электрон (входивший в состав электронной пары) другому атому. [c.66]

На стороне металлической фазы можно рассмотреть то последнее состояние связи металлического иона Зм, из которого этот ион непосредственно переходит в раствор по реакции Зм + Зв Зо с соответствующей плотностью анодного тока г+. При противоположном направлении процесса комплекс Зо отдает катион Ме " металлу с возникновением того же состояния Зм. Металлический атом в таком, самом последнем или, наоборот, самом первом состоянии связи с металлической решеткой Лоренц назвал ад-атомом. Состояние Зм, как правило, не является нормальным состоянием металлического иона в поверхностном узле законченной кристаллической решетки. Чаще всего это менее стабильное состояние, такое, например, как на уступе растущего слоя решетки или над завершенной кристаллической гранью следующего, в данный момент отсутствующего слоя. О процессах, которые предшествуют образованию ад-атома при анодном направлении -тока или следуют за ним при катодном и которые Фольмер рассмотрел в свете представлений Странского и Косселя [c.138]

В следующем году немецкий физик В. Коссель (1888— 1956), рассматривая неорганические полярные соединения, пришел к выводу, что взаимодействие атомов сводится к передаче, электронов. Если атом отдает их, то возникает положительная валентность, равная числу потерянных электронов, и атом превращается в положительный ион. Присоединение электронов ведет к отрица- [c.102]

По теории Косселя, при этом появляется отрицательный заряд у атомов азота, фосфора и т. д., так что трижды отрицательно заряженный атом приобретает возможность связывать эквивалентные количества других электроположительных атомов. Согласно представлениям Льюиса и Лангмюра, образование октета достигается в результате совместного обладания электронами, которое, по квантово-механической теории атомной связи, возможно вследствие того, что происходит насыщение спинов трех неспаренных /7-электронов, существующих по спектральным данньш в атомах элементов главной подгруппы пятой группы, спинами такого же [c.632]

На рис. 1,5 представлена часть такой решетки, состоящая из 8 элементарных кубов. Атом, находящийся в центре, имеет определенное число соседей на различных расстояниях. В соответствии со сделанными выше допущениями число соседей и расстояние их от некоторого атома характеризуют прочность связи. В. Косселем предложена система записи числа соседей, находящихся на разных расстояниях. Для центрального атома можно написать 611218. [c.29]

Тео рия электростатической валентности была создана за несколько лет (Коссель, 1916 г.) до описываемых работ по кристаллохимии (1920 г.) и к этому времени достаточно прочно вошла в химию. С позиции электростатической теории строения неорганических вешеств более естественным было ожидать, что размер анионов (-например, хлора) будет больше, чем катионов (например, натрия), так как порядковый номер натрия — 11, а хлора— 17. Кроме того, атом натрия потерял один электрон и, следовательно, удерживает остальные прочнее, чем атом хлора, получивший лишний электрон. [c.159]

Разрабатывая теорию химического строения, Бутлеров не ста-вил перед собой задачу выяснения природы химической связи, справедливо считая, что химия в то время еще не была готова к решению этой задачи. Действительно, необходимой предпосылкой создания теории химической связи было выяснение строения атома. Лишь после того, как стали известны основные черты электронной 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 взан.мо-действии двух атомов один из них отдает, а другой принимает электроны при этом первый атом превращается в положительно заряженный, а второй — в отрицательно заряженный ион взаимное электростатическое притяжение образовавшихся ионов и приводит к образованию устойчивого соединения. Дальнейшее развитие идей Косселя привело к созданию современных представлений [c.119]

Для расчета работы осаждения Коссель ввел особую систему символов, которая исходит из координационных соотношений структуры. Например, в примитивной кубической решетке один атом окружен шестью ближайшими соседями на расстоянии Oi = a, 12 ближайшими соседями на расстоянии аг=а К2 и 8 ближайшими соседями на расстоянии аз = аУ 3. Следовательно, мы рассматриваем группировку атомов вдоль ребра куба [100], диагонали грани [ПО] и,диагонали куба [111]. В этом случае для оценки энергии осаждения атома на полукристаллическое положение рассматриваем группировку атомов 3/6/4, подразумевая под этим, сколько соседей имеет атом на расстоянии ai, аг, аз. Приведенные выше координационные числа должны быть разделены на 2, потому что рассматривались группировки атомов внутри кристалла, тогда как для анализа процесса роста нужно принимать во внимание поверхностные связи. [c.313]

Виднейшим представителем этого периода развития электронных представлений был в России А. М. Беркенгейм. Одновременно с Косселем им было осознано значение октета для представлений о валентности элементов. Существенной стороной воззрений А. М. Беркенгейма было представление о полярном характере каждой химической связи. При этом допускалось, что в процессе образования различных связей один и тот же атом способен одновременно приобретать заряды разных знаков. Так, например, формулу уксусного альдегида А. М. Беркенгейм изображал так [c.514]

В основе теории Косселя лежит постулат стабильности электронных конфигураций, свойственных атомам инертных газов двухэлектронный внешний слой у атомов гелия и восьмиэлектронный внешний слой в атомах остальных инертных газов. В этом и усматривается причина того, что атомы инертных газов не соединяются ни друг с другом, ни с атомами прочих элементов. Атомы прочих элементов имеют тенденцию принимать электронную конфигурацию атома инертного газа. Это может осуществиться двояким путем либо посредством захвата электронов извне, либо посредством отдачи всех электронов внешнего незавершенного слоя. Например, атом серы может включить во внешний слой два электрона и принять электронную конфигурацию атома аргона, либо отдать все шесть электронов внешнего слоя, приняв конфигура- [c.86]

Базир тощийся на квантовой механике подход к рассмотрению X. с, позволил объяснить многие теоретич. положения классич. и электронных моделей X. с. и понять эксперим. данные, не укладывающиеся в эти модели. Так, для атомов s-и р-элементов установление возможности образования не более четырех валентных связывающих мол. орбиталей привело к пониманию октетной теории Льюиса - Косселя. Структурная теотия Гиллеспи получила объяснение в рамках метода мол. орбиталей. Образование комплексных соед., у к-рых центральный атом образует большее число связей, чем то допустимо формальными правилами классич. теории валентности, стало понятным с развитием кристаллического поля теории и поля лигандов теории. Количеств, результаты, позволяющие характеризовать отдельные X. с., получают с помощью квантовохим. расчетов (см. Незмпирические методы, Полуэмпирические методы) и экспериментально, напр, при изучении распределения электронной плотности в мол. кристаллах рентгенографич. методами. [c.236]

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]

По теории Косселя атомы неметаллов также стре1лятся к устойчивому октету электронов. У неметаллов на последнем энергетическом уровне 4—7 электронов, и им легче принять электрон, чтобы приобрести восьмиэлектронную (октетную оболочку) и превратиться в отрицательно заряженный ион. Например, атом хлора имеет электронную конфигурацию 2) 8) 7), оп легко принимает электрон и превращается в отрицательно заряженный ион [c.6]

Большинство соединений углерода, прежде всего углеводороды и их производные, обладают ярко выраженным характером гомеополярных соединений. Поэтому теорию Косселя можно применить к ним только с существенные ограв)шениями. Однако, если учесть, что и у так называемых гомеополярных соединенйй в общем на одной составной части скапливается больше положительных Нарядов, а на другой больше отрицательных зарядов, то, теорию Косселя можно принять за основу при объяснении образования этих соединений. Например, образование метана СН4 можно тогда объяснить на основании допущения, что атом С вследствие его стремления принять электронную конфигурацию инертного газа. заряжается четырьмя отрицательными зарядами, отнимая у четырех атомов водорода их электроны, и затем свявы-вает электростатически положительные водородные ядра. (Благодаря малым размерам ядра водорода при этом проникают через внешнюю электронную оболочку внутрь атома.) Учитывая свойства соединений, эти представления следует, конечно, ограничивать, по крайней мере в том смысле, что электроны не полностью отнимаются у атомов водорода и что вследствие этого составные части соединения сцеплены не только за счет противоположных зарядов, но здесь проявляются еще и другие силы (резонансные силы в смысле волновой механики), которые способствуют тому, что в этом слз чае при образовании нечисто гетерополярного (соответственно гомеополярного) соединения выделяется больше энергии, чем при образовании чисто гетерополярных соединений, которых прежде всего следовало бы ожидать на основании представлений Косселя. То же можно сказать относительно образования силана 31Н4, а Также водородных соединений других элементов группы. [c.451]

По теории Косселя в реакции должны участвовать, с одной стороны, атом с более или менее ясно выряженной гпо-та гюстью фйксйрова чужие электроны, т. е. обладающий максимальным" сродством. к электрону, с другой-—атом, склонный легкоГ отдавать свои электроны, т, е. характеризующийся наименьшим ионизационным потенциалом. Прочность [c.6]

Строение органических соединений. Для орг. соед. характерны неполярные ковалентные связи С—С и полярные ковалентные связи С—О, С—N, С—Hal, С—металл и т.д. Образование ковалентных связей было объяснено на основании развитых Г. Льюнсом и В. Косселем (1916) предположений о важной роли электронных образований-октетов и дублетов. Молекула устойчива, если валентная оболочка таких элементов, как С, N, О, Hal, содержит 8 электронов (правило октета), а валентная оболочка водорода-2 электрона. Хим. связь образуется обобществленной парой электронов разл. атомов (простая связь). Двойные и тройные связи образуются соотв. двумя и тремя такими парами. Электроотрицат. атомы (F, О, N) используют для связи с углеродом не все свои валентные электроны неиспользо-ванвые электроны образуют неподеленные (свободные) электронные пары. Полярность и поляризуемость ковалентных связей в орг. соед. в электронной теории Льюиса-Косселя объясняется смещением электронных пар от менее электроотрицательного к более электроотрицат. атому, что находит выражение в индуктивном эффекте и мезомериом эффекте. [c.398]

Ионная связь. В 1916 г. В. Коссель предаоложил, что при взаимодействии двух атомов один из них может отдавать элепроны, а другой—принимать их. Атом, отдавший электрон, пртрбретает положительный заряд и становится катионом, а атом, принявший электрон, приобретает отрицательный заряд и становится анионом. Электрическое взаимодействие положительного/, и отрицательного ионов приводит к образованию нового соедине-, ния. Эти идеи легли в основу учения о ионной связи. [c.26]

Энергии связи строительных элементов как на поверхности, так и внутри гомеополярпой решетки недоступны для столь же простых расчетов, однако предложенный Косселем схематический подход, получивший дальнейшее развитие в работах И. П. Странского [67] и его сотрудников, так же как Р. Беккера и В. Дёринга [23], привел к существенным результатам, ра.э-витым применительно к простой кубической атомной решетке. Рассматриваемый внутренний атом окружен шестью ближайшими соседями на расстоянии б, 12 атомами на расстоянии бУ2 восемью на расстоянии б УЗ, шестью на расстоянии 26 и т. д.... [c.43]

По теории Косселя и Странского на поверхности кристалла имеется три различных положения атомов или ионов. Схематически это показано на рис. 103. Состояние а на рис. 103 соответствует нахождению атома (иона) вне твердой фазы (металлической фазы). В положении б находится атом (ион) на плоскости решетки в виде ад-атома (ад-иона), в положении е — на кристаллической ступени из — в полукристаллическом положении, которое называется также местом роста кристалла. Только в местах роста атом (ион) по настоящему включается в кристаллическую решетку. Для места роста существенно, чтобы при единич- [c.314]

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]

Если сравнить теперь химические соединения, образующие при электролитической диссоциации перечисленные ионы, с соединениями других элементов главных подгрупп, которые построены аналогично и обладают аналогичными свойствами, то можно предположить, что в этих соединениях атомы находятся в заряженном состоянии, т. е. в ионной форме, даже и в тех случаях, когда ионы не содержатся в заметном количестве в свободном состоянии. Существуют соединения, для которых другими путями (например, рентгенометрически, см. гл. 7) можно показать, что в твердом состоянии они также построены из противоположно заряженных ионов. Такое доказательство, например, проведено для окиси магния MgO (стр. 242). Установлено,, что она состоит из положительно двухвалентных ионов магния и отрицательно двухвалентных ионовТкислорода 0 . Путем обобщения Коссель пришел к выводу, что окислы других металлов также состоят из положительных ионов металла и отрицательных ионов кислорода и что вообще соединения металла с неметаллом всегда содержат металл в положительно заряженном состоянии, а неметалл в отрицательно заряженном состоянии. Далее Коссель предположил, что в соединениях неметаллов, которые построены аналогично гетерополярным соединениям, атомы заряжены противоположными электрическими зарядами, а именно каждый более электроотрицательный атом должен быть заряжен отрицательно, а менее электроотрицательный атом вследствие этого — положительно. В соответствии с этим слабо электроположительные металлы должны иметь отрицательный [заряд, [c.150]

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]

С точки зрения теории Косселя, отрицательную валентность галогенов, равную ЗДинице, и положительную валентность семь можно объяснить, исходя из их положения в таблице по отношению к инертным газам, или соответственно тем, что в их атомах имеется семь электронов с равным главным квантовым числом. Коссель предположил, что внешние оболочки атомов галогенов стремятся заполниться до оболочек инертных газов. Между тем, были определены величины сродства к электрону галогенов (хотя еще пё очень точно) (Мауег, 1932). Положительные значения этих величин (см. табл. 113) свидетельствуют, что присоединение электрона к атому, т. е. Переход атома в отрицательный ион, в случае галогенов идет с выделением энергии. Таким образом [c.827]

При очень большой разности ЭО атомов имеет место явная односторонняя поляризация электронное облако связи максимально смещается в сторону атома с наибольшей ЭО (это равносильно переходу электрона с атома на атом по теории Косселя), атомы переходят в противоположно заряженные ионы и возникает ионная молекула (рис. 34, в). Ковалентная связь становится ионной. Электроасимметрия молекул возрастает, увеличивается длина диполя и диполь-ный момент до 10 О. [c.118]

Для вывода с помощью теории Косселя формул химических соединений необходимо решить вопрос каткую, положительную или отрицательную, валентность будет проявлять данный элемент в процессе образования данного его соединения. Это прежде всего должно зависеть, очевидно, от того, насколько прочно атом удерживает свои собственные электроны и с какой энергией он притягивает к себе электроны из--зне. И для того и для другого свойства атома найдена сбоя численная. мера ионивационный потенциал и электронное сродство. [c.61]

Злектронная теория ковалентности Льюиса появилась почти одно-временно с электронной теорией электровалентности. Основной постулат ее тот же, что и основной постулат теории Косселя атомам элементов, не имеющим от природы электронной конфигурации атома инертного газа, присуще стремление к захвату недостающего ч сла электронов извне. Но так как нет основания к тому, чтобы при взаимодействии одинаковых и, следовательно, обладающих одинаковым электронным сродством атомов одни из них отдавали электроны другим, то образование электронных октетов здесь происходит не путем перемещения электронов от атома к атому, а путем образования у обоих атомов связующих эл бктронньгх пар, в состав каждой из которых входит по одному электрону ОФ каждого атома. [c.66]

Известная статья Льюиса Атом и молекула [24] вышла в том же, 1916 г., что и только что рассмотренные работы Рамзая и Косселя. Однако теор я Льюиса имеет гораздо более глубокую предысторию. Как рассказывает сам Льюис [там же, стр. 767 25, стр. 291, еще в 1902 г. он заинтересовался новой теор ей электрона и в по 1Сках объяснения учения Абегга о валентностях и [c.83]

Чтобы привести свою модель кубического атома в соответствие с фактом отсутствия ато лных изомеров. Льюис вводит пятый постулат, допускающий возможность перехода электрона внутри кубической оболочки с одного места на другое. Правда, при этом делается оговорка, что в зависимости от природы данного атома, а также других атомов, вступивших с ним в соединение, более прочным будет какое-то одно определенное расположение. Из этого примера видно, что постулаты Льюиса, собственно говоря, имеют эмпирическое происхождение, и в построении Boeii теории он и дет тем же путем, каким шли Штарк и Коссель. [c.86]

Ко времени выхода в свет монографии Льюиса влияние новых идей стало заметно сказываться даже на тех химиках, которые были раньше тopoнникa ш электростатических представлений о химической связи в органических соединениях. Правда, отступление, как обычно бывает в теоретической химии, было постепенным и внешне выглядело не как отказ от старых взглядов, а как их некоторое видоизменение, не затрагивающее основной идеи. Такова, например, была эволюция взглядов Штиглица. В 1922 г. он предложил [40] различать два вида полярности связей полярность крайнего типа , как в Na I, и полярность, типичную для органических соединений, где переход электронов от атома к атому не такой полный, как в случае обычных электролитов [там же, стр. 1313]. Штиглиц отмечает, что указание на существование такого рода полярности имеется в работах Бора, Льюиса и Косселя. [c.101]

Приведенное толкование процесса диссоциации СН3СООН, основанное на представлениях теории Косселя, является несколько упрощенным. Вероятное, что молекулы уксусной кислоты состоят не из готовых ионов Н+ и СН3СОО, но что последние образуются под влняннем притяжения диполей воды, вызывающего переход полярной связи м жду ато.мом Ь и атомом О в молекуле СН.,СС)ОН в ионную. После этого процесс идет так, как описано в тексте. Подробнее об ыоы см. в учебниках общей химии. [c.58]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология