Натрий по Косселю

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]

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]

Теория 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 веш еств более естественным было ожидать, что размер анионов (например, хлора) будет больше, чем катионов (например, натрия), так как порядковый номер натрия — [c.134]

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]

Нарисуйте модели атомов водорода, лития и натрия (по Косселю). [c.53]

Льюис рассматривал строение атома, используя понятия положительно заряженного остова (т. е. ядра плюс внутренние электроны) и внещней оболочки, которая можёт содержать до восьми электронов. Он предположил, что эти внешние электроны располагаются в вершинах куба, окружающего остов. Таким образом, единственный электрон внешней оболочки натрия должен был занять одну вершину куба, тогда как электроны внешней оболочки инертного газа заняли бы все восемь вершин. Этот октет электронов представляет собой особенно стабильную электронную- конфигурацию, и Льюис предположил, что когда атомы соединены химической связью, их внешние оболочки представляют собой стабильный октет электронов. Такие атомы, как натрий и хлор, могут образовывать внешний октет благодаря переносу электрона от натрия к хлору, превращаясь в ионы N3+ и С1 соответственно. По существу это тот же самый механизм Косселя, но Льюис предложил также другой механизм, чтобы объяснить образование неполярных молекул. По этому механизму не предполагалось переноса электронов от одного атома к другому (т.е. не было образования ионов), а считалось, что связи возникают благодаря участию пар электронов, причем каждый атом выделяет для пары один электрон. [c.12]

Ионная связь. Первая научная теория ионной химической связи была сформулирована в 1916 г. Косселем. Исходя из того, что атомы гелия (двухэлектронная наружная оболочка), неона и аргона (восьмиэлектронные наружные оболочки) химически очень устойчивы, Коссель предположил, что атомам других элементов свойственно стремление приобрести такие устойчивые наружные оболочки. Например, атом N3, имеющий только один электрон на внешней оболочке, стремится его отдать с другой стороны, атом хлора, у которого не хватает одного электрона до внешней оболочки аргона, стремится его приобрести. С этой точки зрения при взаимодействии натрия с хлором процесс идет так [c.308]

По теории Косселя, образование бинарных солей типа хлористого натрия осуществляется путем присоединения или отдачи электронов с созданием в образующихся ионах конфигурации инертного [c.12]

Преимущественное направление диссоциации, определяющее оснбвный или кислотный характер соединения, зависит от положения элемента Э в периодической системе. С ростом заряда и уменьшением радиуса ионов происходит ослабление оснбвных и усиление кислотных свойств. Упрощенно представляя ионную связь (по Косселю) как результат перехода электрона от одного атома к другому, можно наглядно проследить эту зависимость на примере элементов третьего периода. Натрий и магний имеют малый заряд и сравнительно большой радиус в молекулах NaOH и Mg(0H)2 ион водорода, имеющий малые размеры, связан с кислородом прочнее, чем ион металла, и диссоциация протекает по типу I, т. е. по типу основания. [c.21]

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]

Молекулы. Как уже указывалось, электронная конфигурация инертного газа является наиболее стабильной, и естественно предположить поэтому, что в химическом соединении атомы стремятся принять структуру инертных газов (теория Косселя). Например, натрий имеет один электрон на своей внешней (валентной) оболочке, а хлор имеет семь электронов. Натрий, следовательно, переносит один электрон на хлор, образуя при этом структуру неона, тогда как хлор приобретает структуру аргона. Этот перенос делает натрий заряженным положительно, тогда как хлор становится заряженным отрицательно. Эти заряженные частицы известны как ионы хлора и натрия. Так как эти ионы заряжены противоположным знаком, то между ними существует электростатическое притяжение такая электростатическая связь называется ионной связью. Это обычный тип химической связи между электроположительными элементами I или II группы и электроотрицательными элементами VII группы периодической таблицы. Во всех этих элементах легко совершается переход к С1руктуре инертного газа. [c.19]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология