Валентность координационная ковалентность

Большая часть исследований карбонилов металлов посвящена изучению природы химической связи между окисью углерода и металлом с нулевой валентностью. Все карбонилы металлов имеют общую формулу М (СО)у. В соответствии с пространственной конфигурацией молекулы их можно разбить на девять групп, как показано на рис. 1. Кроме того, было показано, что возможных типов химической связи в этих соединениях значительно меньше. Предполагают существование трех типов связи 1) ковалентной связи между двумя атомами металла, когда каждых атом металла поставляет для связи один электрон 2) координационной ковалентной связи между металлом и окисью углерода (а-связь), причем атом углерода отдает металлу электронную пару и дополнительно связывается с металлом частичной -к-связью с участием [c.91]

Ионный радиус. Используя представление о ковалентном радиусе атома, можно в принципе определить радиус иона. Для простого ионного кристалла А В+, состоящего из одновалентных атомов, расстояние между ядрами ближайших соседей А- и В+ должно быть равно сумме ионных радиусов ионов А- и В+. Соотношения такого рода для нескольких ионных кристаллов позволят получить относительные ионные радиусы. На первый взгляд кажется, что найти абсолютные значения ионных радиусов нелегко, так как нет кристаллов, состоящих из ионов одного вида, т. е. только из ионов А- или В+. Абсолютные значения ионных радиусов можно установить (см. гл. 6) или теоретически вычислить, рассматривая энергии притяжения и отталкивания между ядрами и электронами (см. гл. 8). Определение ионных радиусов становится более сложным при изменении валентности, координационного числа и структуры кристалла. Простейший тип ионного радиуса называется одновалентным кристаллическим радиусом. Для более сложных ситуаций понятие ионного радиуса нуждается в уточнении. [c.29]

Осн. работы посвяш,ены развитию электронных представлений в орг. химии. В начале своей научной деятельности изучал физико-хим. св-ва орг. соед. — их ионизацию, р-римость, цвет, позднее (с 1919) электронное строение хим. соед. Занимался выяснением структуры различных типов комплексных соед. Объяснил (1923) координационную связь в рамках представлений электронной теории валентности выдвинул (1925) понятие хелатов и хелатных колец для характеристики молекул соед., со-держаш их внутренние водородные связи. По совету П. Й. В. Дебая занимался (с 1928) определением дипольных моментов молекул с целью выяснения корреляции между их значениями и св-вами в-в. Автор книг Органическая химия азота (1910). Электронная теория валентности (1927), Ковалентная связь в химии (1933), Химические элементы (1950). Президент Фарадеевского об-ва (1932—1934) и Лондонского хим. [c.408]

Пространственная структура комплексных частиц может быть объяснена с позиций метода валентных связей (метод ВС). Этот метод предполагает, что комплексная частица возникает в результате образования ковалентных связей между комплексообразователем и лигандами. При этом ковалентная а-связь образуется в результате перекрывания вакантной орбитали атома (или иона) комплексообразователя (акцептора) с заполненными, т. е. содержащими не-поделенные пары электронов, орбиталями лигандов (доноров). Максимальное возможное число с-связей определяет координационное число комплексообразователя. [c.209]

Это сходство с металлами указывает, что валентные электроны в германии не связаны с атомами столь прочно, как можно было бы ожидать для настоящего ковалентного каркасного кристалла. Мыщьяк, сурьма и селен существуют в одних модификациях в виде молекулярных кристаллов, а в других модификациях - в виде металлических кристаллов, хотя атомы в их металлических структурах имеют относительно низкие координационные числа. Известно, что теллур кристаллизуется в металлическую структуру, но довольно вероятно, что он может также существовать в виде молекулярного кристалла. Положение астата в периодической таблице заставляет предположить наличие у него промежуточных свойств, однако этот элемент еще не исследован подробно. [c.607]

Кристаллы неметаллических элементов с каркасной структурой, подобные углероду или кремнию, обладают свойствами диэлектриков (изоляторов), т.е. не проводят электрический ток. Применение теории молекулярных орбиталей к обсуждению химической связи в неметаллических каркасных кристаллах сталкивается со значительными трудностями. Достаточно сказать, что в ковалентных каркасных кристаллах обычно удается вести подсчет валентных электронов вокруг каждого атома, подобно тому как это делается при составлении льюисовых структур, и оказывается, что при этом выполняется правило октета. Это объясняется тем, что атомы в неметаллических каркасных кристаллах обычно имеют по крайней мере столько валентных электронов, сколько у них есть валентных орбиталей. Следовательно, в таких кристаллах предпочтительны низкие координационные числа, и между каждым атомом и его ближайшими соседями могут образовываться простые двухэлектронные связи. Низкие координационные числа являются причиной того, что потенциальная энергия электрона внутри таких кристаллов не постоянна она значительно понижается в межъядерных областях, и поэтому электроны не могут свободно перемещаться по кристаллу, подобно тому как это происходит в металлах. [c.629]

В последнее время представление о валентности очень усложнилось и сегодня нет единого подхода для количественной оценки способности атомов к образованию химической связи. Для характеристики способности атомов соединяться друг с другом чаще всего используются три понятия валентность (ковалентность), степень (состояние) окисления и координационное число атома. Между численными значениями степени окисления, координационного числа и валентности (число связей) в общем случае прямой связи нет. [c.79]

Координационное число. Координационным числом называется число атомов или их группировок, непосредственно связанных с центральным. В ковалентных молекулах и комплексных ионах координационное число центрального атома обычно равно числу его ст-связей. Например, атом четырехвалентного углерода в F4 образует четыре, а в Oj — две ст-связи. Координационное число углерода в этих соединениях равно соответственно четырем и двум. Как видим, в частном случае, когда с центральным атомом молекулы (или комплекса) соединены одновалентные атомы (или радикалы), численное значение координационного числа совпадает со значением валентности центрального атома. [c.74]

Появление определенной симметрии в молекулах было уже объяснено (разд. 6.3.2) на основе метода валентных связей при образовании ковалентной связи (гибридизация). Однако как чисто электростатические, так и геометрические соотношения могут привести к определенной симметрии в координационных соединениях, если исходить из ионной модели строения молекулы. Рассмотрим, например, координационный полиэдр А +Вр, в котором центральный ион с зарядом - п окружен р однозарядными лигандами. Потенциальная энергия комплекса складывается из отдельных членов, учитывающих кулоновское взаимодействие ионных пар. Сумма отрицательных (связывающих) членов тем больше, чем меньше расстояние между ионом и лигандом. Минимальное расстояние между ионом и лигандом равно гп+г (гп —радиус центрального иона, г —радиус лиганда). Для октаэдрического комплекса с симметрией Ол [c.121]

Однако применение законов кинетической теории газа к электронному газу приводит к значению а, отличающемуся от эксперимента. Делокализация валентных электронов-в кристаллической решетке металла, а следовательно, отсутствие в ней направленных валентных связей объясняет тот факт, что металлы имеют большое координационное число К, плотнейшую сферическую упаковку, а также чаще всего кубическую объемно-центрированную элементарную ячейку решетки. Некоторые металлы могут кристаллизоваться в различных типах решеток например, при температуре <768 °С магнитное -железо имеет /( = 8, а при температуре >906 °С устойчивым является немагнитное у-железо с /С=12. Впрочем, для некоторых тяжелых металлов наряду с металлической связью, образованной З -электронами, реализуются слабые ковалентные связи между атомами, в то время как 45-электроны образуют электронный газ. Для такой смешанной металлической и межатомной связи характерно образование пар электронов как с параллельными, так и с антипараллельными спинами (для марганца— антипараллельные, для железа — параллельные). Этим объясняется различие в магнитных свойствах металлов параллельные спины обусловливают ферромагнетизм, т. е. положительная магнитная восприимчивость на два или три порядка [c.138]

Металлические решетки образуют простые вещества большинства элементов периодической системы — металлы. По прочности. металлические решетки находятся между атомными и молекулярными кристаллическими решетками. Это связано с тем, что металлической связи присущи и характерные черты ковалентной связи, и отдельные черты дальнодействующей связи. Металлические решетки бывают и малопрочные, например, ртуть — жидкая. Металлам свойственны непрозрачность, характерный металлический блеск, хорошая тепло- и электропроводность и другие характерные свойства. Упрощенно металлическая решетка представляется в виде положительно заряженных ионов, располагающихся в узлах ее, и электронов, двигающихся между ними. Атомы металлов, с характерным для них дефицитом валентных электронов, должны иметь как можно больше соседних атомов, чтобы этот дефицит компенсировать за счет электронов соседей. Поэтому координационное число здесь достигает больших значений (8—12). [c.161]

Общее число валентных электронов в молекулах, подобных ВеСЬ, недостаточно для того, чтобы целиком заполнить внешнюю электронную оболочку атома бериллия. Поэтому такие молекулы называют электронодефицитными. Так, в молекуле ВеСЬ в наружном слое атома бериллия находятся всего четыре электрона. Поэтому атом бериллия способен быть акцептором электронных пар и образовывать еще две ковалентные связи по донорно-акцепторному способу. В то же время каждый атом хлора, входящий в состав молекулы ВеСЬ, обладает неподеленными электронными парами и может выступать в качестве их донора. Поэтому при охлаждении газообразного хлорида бериллия между отдельными молекулами ВеСЬ возникают новые ковалентные связи в соответствии со схемой 4.8. В итоге, при конденсации хлорида бериллия образуются линейные полимерные цепи, в которых атомы хлора играют роль мостиков, связывающих атомы бериллия. Атомы, выполняющие такую функцию, называются мостиковыми атомами. Видно, что ковалентность и координационное число бериллия в твердом ВеСЬ равны четырем. [c.389]

Во всех подобных соединениях ковалентность и координационное число бора равны четырем, а атом бора образует тетраэдрические структуры, определяемые минимумом энергии. Это объясняется отталкиванием 4-х электронных пар валентной оболочки или зр -гибридизацией атома бора. [c.397]

Понятие ковалентность в ряде случаев оказывается более полезным, в частности при рассмотрении элементоорганических и координационных соединений. Максимальная ковалентность элементов второго периода (в том числе С, Ы, О), имеющих на внешнем валентном уровне четыре орбитали, равна четырем (рис. 7). [c.29]

Теория кристаллического поля, развившаяся из простой электростатической модели, может быть применена к комплексам для интерпретации и предсказания наиболее выгодных координационных чисел, стереохимии, путей реакций замещения, спектров поглощения, магнитных и термодинамических свойств. На некоторых из этих вопросов следует остановиться более подробно. В частности, будут рассмотрены стереохимия, магнитные свойства, спектры поглощения и термодинамические свойства комплексных ионов. Это отчетливо покажет, что теория кристаллического поля — более удовлетворительный и более общий метод изучения комплексов, чем метод валентных связей. Однако, придавая особое значение орбиталям и электронам центрального атома, теория кристаллического поля неизбежно должна стать менее точной, когда усиливается роль делокализации электронов и орбиталей лиганда, т. е. при возрастании ковалентности связи. [c.264]

Для характеристики валентных соотношений в координационных соединениях ранее использовали один общий термин валентность . Его применяли, с одной стороны, для указания числа ковалентных связей между атомами, а с другой стороны, как синоним степени окисления. От этого термина отказались в связи с его многозначностью, которая зачастую приводила к противоречиям так, в Ре(С0)5, Ni( N)4 и Са(ЫНз)б нульвалентные металлы образуют по нескольку ковалентных связей с окружающими их лигандами. Валентные соотношения теперь характеризуют более точными терминами степень окисления, ковалентность и координационное число. [c.12]

Наличие свободных электронов обуславливает хорошую электро- и теплопроводность металлов, их непрозрачность, блеск, ковкость. Металлические свойства проявляют элементы, легко отдающие электроны —в частности, элементы первых двух групп периодической системы. С увеличением числа валентных электронов межатомные взаимодействия приобретают ковалентный характер. Кристаллическая структура металлов часто является плотноупакованной, с координационным числом 12 (гранецентрированная кубическая решетка для Си, Ад, РЬ, гексагональная — для 2п и M.g). Некоторые металлы (щелочноземельные, вольфрам) кристаллизуются в объемноцентрированной кубической структуре. [c.177]

Термин валентность применяется, с одной стороны, для указания числа ковалентных связей между атомами, а с другой стороны, как синоним степени окисления. Из-за многозначности этого термина он, как правило, не употребляется в химии координационных соединений. Вместо него используют более точные понятия степень окисления, ковалентность и координационное число. [c.5]

Атомы сурьмы и висмута образуют ромбоэдрическую решетку с координационным числом 3 + 3. Они обладают внешней электронной конфигурацией 5s 5p и 6s 6p соответственно. Перекрывание орбиталей р-электронов обусловливает ковалентные связи атомов сурьмы и висмута в твердом состоянии. При плавлении происходит отделение всех валентных электронов, вследствие чего эти элементы приобретают свойства металлов, а их структура становится более плотной. [c.183]

Отметим, что для любого числа электронных пар от двух до шести и независимо от того, эквивалентны эти пары или нет, конфигурации, приведенные в табл. 6-1, верно предсказывают форму молекул непереходных элементов . Некоторые примеры приведены в табл. 6-2, а в табл. 6-3 даны геометрические формы молекул непереходных элементов. Следует отметить, что максимальное число ординарных нормальных ковалентных связей, образуемых любым непереходным элементом, равно семи, так как это максимальное число электронов на внешнем квантовом уровне химически реакционноспособного атома. Таким образом, не следует ожидать появления примеров с восьмью и девятью электронными парами в валентном уровне, за исключением некоторых переходных элементов, у которых по крайней мере некоторые из связей, образуемых электронными парами, будут формироваться за счет координационной ковалентности, и в этом случае будет участвовать ( -подуровень. Например, ТаРа и ацетилацетонат тория ТЬ(С5Н702)4 имеют структуру квадратной антипризмы, показанной в табл. 6-3. Известно лишь одно соединение — Мо(СМ) , в котором имеется восемь электронных пар, но обладающее структурой додекаэдра. Однако было отмечено ранее, что атом молибдена в этом ионе в действительности имеет девять электронных пар на валентном уровне, одна из которых — не поделенная пара. [c.207]

Согласно ему координационная ковалентная связь образуется за счет перекрывания ряда орбиталей центрального атома, число которых равно числу лигандов, с орбиталями лигандов. Донорно-акцептор-ная связь возникает как результат перекрывания валентных вакантных атомных орбиталей комплексообразова-телей с заполненными орбиталями донора-лиганда. Чем больше степень перекрывания орбита-лей центрального атома и лигандов, тем прочнее связь между ними. При этом исходные атомные орбитали должны быть гибри-дизованы в новый набор эквивалентных орбиталей, которые обладают определенными пространственными свойствами (табл. 16.2). Так, набор четырех тетраэдрических орбиталей строится из одной 5- и трех р-орбиталей. Пространственное расположение гибридизованных орбиталей определяет геометрию комплексного соединения. Используются з-, р -, ру-, р -, г -орбитали. Наиболее прочны -орбитали. [c.379]

Однако полезно показать, как метод валентных связей описывает образование комплексов [СоРаР и [Со(МНз)бР , и сравнить с представлениями теории кристаллического поля и теории молекулярных орбит, которые будут рассмотрены в дальнейшем. Во-первых, необходимо указать, что [СоРб] " содержит четыре неспаренных электрона, в то время как у [Со(МНз)в] все электроны спарены. Каждый лиганд (по Льюису — основание) отдает электронную пару для образования координационной ковалентной связи. Наглядная иллюстрация электронных структур по методу валентных связей приведена на рис. 7. Связь в этом случае является ковалентной. Соответствующие комбинации атомных орбит металла, сливаясь, дают новый вид орбит, называемых гибридными последние образуют наиболее прочные ковалентные связи между металлом и лигандами. [c.42]

Существенный вклад координационно-ковалентных взаимодействий в сольватацию ионов находит подтверждение в следующих фактах 1) полосы и интервале 360 — 400 см 1, наблюдаемые в спектрах комбинационного рассеяния водных растворов М2+, которые отнесены к симметричным валентным колебаниям металл - ОН2, определяются до некоторой степени ковалентным характером связи М-0 (разд. З.Б) [436] 2 ДС° (пропиленкарбонат - Н20) хорошо коррелирует с RTlaKQ 1 где К0, - константа образования моногидрати-рованного М+ в пропиленкарбонате, содержащем небольшие количества воды (разд. 5. В) [171] 3) расстояние Li -О в гидратированном катионе лития (по данным о скорости релаксации) имеет промежуточ- [c.363]

Преимущество такой классификации состоит в том, что, будучи основана на экспериментальных данных, она также имеет простое теоретическое основЕние. Кислотно-основные реакции охватывают координационные ковалентные связи реакции окисления-восстановления относятся к перемене валентности нечетно-электронные реакции касаются простых ковалентных связей. Следующее сопоставление иллюстрирует различия между предлагаемой классификацией и прежней [c.104]

Алкильные производные элементов III группы имеют обшую формулу КзМ. Все они заметно менее полярны и более ковалентны ПО сравнению с соответствующими соединениями элементов II группы. Однако в своем обычном ковалентном состоянии, когда их валентность равна трем, элементы III группы являются сильными акцепторами электронов вследствие того, что в их валентных оболочках имеются незаполненные орбиты, способные принимать электроны от электронодонорных атомов. В результате этого металлалкилы III группы — одни из наиболее реакционноспособных металлоорганических соединений в отношении как интенсивности их реакций с окислителями и различными электронодонорными группами, так и многообразия образуемых ими производных. Склонность к реакциям, обусловленным взаимодействием донора с акцептором, а также способность к образованию производных за счет возникновения координационных ковалентных связей гораздо сильнее у алкильных соединений элементов III группы, чем у алкильных производных предшествующих им элементов II группы. Что касается алкильных производных элементов IV группы, то в этом случае валентные оболочки каждого из атомов, образующих металлоорганическое соединение, заполнены стабильными электронными октетами и, хотя некоторые реакции могут происходить путем промежуточного образования координационных связей между материнским элементом и атакующей группой, устойчивые производные со связями этого типа не образуются. Таким образом, в химическом отношении металлалй1лы III группы гораздо ближе к соединениям металлов II группы, чем IV группы. [c.145]

Побочную валентность — координационную связь — обоз шчают пунктиром или стрелкой, направленными к иону — комплексообразователю. Она представляет собой ковалентную связь, возникающую за счет пары электронов одного из двух атомов, участвующих в образовании этой связи. [c.118]

Одним из способов описания связей в комплексных соединениях является метод валентных связей [5], предложенный и разработанный главным образом Полингом [6]. Согласно этому методу, ряд орбиталей центрального атома, число которых равно числу лигандов, способны к образованию координационной ковалентной связи с орбиталями лигандов. Далее вводится критерий максимального перекрывания орбиталей, которое обеспечивает наиболее сильную ковалентную связь. При этом исходные атомные орбитали должны быть гибридизованы в новый набор эквивалентных орбиталей, которые обладают определенными пространственными свойствами. Так, набор четырех тетраэдрических орбиталей строится из одной 8- и трех р-орбиталей. Б табл. 2.1 приведены наиболее важные комбинации атомных орбиталей для координационных соединений и их расположение в пространстве. Это ир о-странственное расположение орбиталей определяет и геометрию соответствующего комплекса. Вводится также понятие об относительной силе связи в зависимости от угла, под которым орбиты перекрываются. Сила нен аправ-ленной связи, образованной х-орбиталями, принимается равной единице. В октаэдрических комплексах (или комплексах с координационным числом и[есть) шесть гибридных орбиталей идентичны, за исключением того, что различно их направление в пространстве, заданном прямоугольной систедюй [c.54]

Оба соединения должны быть высокополимерными, ссли только сохраняется неизменным координационное число хрома 6. В пиридине они растворяются мономоле-кулярно. Очевидно, замещение у азота настолько ослабляет координационные ковалентные мостиковые связи, что они при обработке пиридином разрываются и возникающие координационные валентности заполняются молекулами пиридина. Процесс обратим, т. е. молекулы пиридина при полимеризации опять легко отщепляются. Осторожное введение заместителей в высокополимерные координационные соединения приводит в большинстве случаев к образованию коллоиднорастворимых соедине- [c.109]

Как указывалось выше, в соединениях бериллия имеется значительная доля ковалентной связи. Это проявляется в сравнительно небольшой электропроводности нх расплавов (даже ВеРг), в гидролизе сэлей по катиону, в растворимости ряда соединений Вев органических растворителях. В кристаллах, растворах, комплексах (в том числе существующи.х в газовой фазе) атом Ве имеет координационное число 4. С лигандами он образует 4 химические связи, которые близки к ковалентным, две нз иих — донорно-акцепторные. Расположение связей тетраэдрическое, что свидетельствует о 5/5 -гибридизации валентных орбиталей атома Ве. [c.320]

Координационными или комплексными называют соединения, содержащие центральный атом или ион и группу молекул или ионов, его окружающих и связанных с ним (лигандов). Число лигандов, связанных с центральным атомом (ионом), называют координационным числом иона. Оно зависит как от электронной структуры, так и от соотношения между радиусами центрального атома (иона) и лигандов. Координационное число центрального атома (иона) обычно превышает его валентность, понимаемую как формальный положительный заряд на атоме. Высокая устойчивость многих комплексных соединений указываает, что химическая связь в них не отличается по своей природе от химической связи в обычных ионных или ковалентных соединениях. В большинстве координационных соединений центром является ион переходного металла (Т , Со , Сг " и др.), а лигандами — ионы или полярные молекулы (обладающие к тому же неподеленной парой электронов.) Именно поэтому электростатические представления легли в основу теории комплексных соединений, так называемой теории кристаллического поля, учитывающей также квантовомеханические особенности строения электронной оболочки центрального иона (Бете, Ван Флек). [c.120]

В 1893 г. 26-летний швейцарский химик Альфред Вернер выдвинул теорию, которая успешно объяснила изложенные выше факты и легла в основу теории комплексных соединений металлов. Одно из важнейших утверждений Вернера состояло в том, что металлы кроме главной (первичной) валентности обладают еще и побочной (вторичной) валентностью. В современной химии этим понятиям соответствуют степень окисления м еталла и его координационное число. Хотя Вернер не обосновал свое утверждение теоретически (теория ковалентной связи Льюиса появилась лишь 23 года спустя), он объяснил, исходя из вьщвинутого им утверждения, многие экспериментальные факты. Вернер постулировал, что кобальт(П1) имеет главную валентность 3 и побочную валентность 6. Поэтому он записал формулу o lj-SNHj как [Со(ННз)5С1]С12. Лиганды, помещенные в квадратных скобках, насыщали побочную валентность кобальта, [c.385]

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]

Четыре валентные орбитали азота могут находиться в состоянии 5/)-, 8р--, 5/7 -гибридизации координационное число может принимать значения 2,3,4. Не исключается, что у азота за счет промо-тнрования 25-электрона в третий слой (п=3) может образоваться пять неспаренных электр01юв и соответственно пять ковалентных связей (осуществлен синтез NOF )). Этот процесс иромотирования требует меньшей затраты энергии (1570 кДж/моль), чем образова-ш,е нона азота (IV) ( 1970 кДж/моль). [c.303]

Прежде чем обсуждать некоторые теории координационной связи следует отметить, что теория — не более чем приближение к дей ствительности. И если бывают из нее исключения, этого еще не достаточно, чтобы обесценить всю теорию. Более вероятно, что исключения указывают на наше неумение давать им удовлетворительные объяснения. Обычно нужно только видоизменять тео-шю таким образом, чтобы эти исключения были ею охвачены Лримером может служить современное состояние метода валент ных связей. Часто одни и те же явления могут быть объяснены двумя или даже более теориями, и тогда мы должны искать более фундаментальную концепцию, общую для обеих теорий, которая будет по всей вероятности лучшим приближением к действительности. Такое положение существует сейчас и с теориями кристаллического поля, и молекулярных орбиталей в их применении к комплексам. На их основе вырос в настоящее время более универ сальный метод, известный как теория поля лигандов. Электронная теория валентности, сформулированная Льюисом в 1916 г. и распространенная на многие системы Лэнгмюром е 1919 г. и другими авторами в течение последующего десятилетия дала химикам возможность выразить вернеровское понятие валентности с помощью электронных представлений. Основная за слуга в использовании новой теории валентности принадлежит Сиджвику и Лаури . Главные валентности Вернера были интерпретированы как результат электровалентности, или пере коса электрона, а побочные рассматривали как проявление ковалентности, или обобщения электронных пар. Главная валент ность может быть, а может и не быть ионной. Так, если во внутрен пей координационной сфере находится отрицательный ион, на пример ион хлора в нитрате хлорпентаамминохрома (И1) Сг(ЫНз)цС1](ЫОз)з, он может быть связан с атомом металла как главной, так и побочной валентностями. В данном случае ион хлора потерял свой ионный характер. Только нитрат-ионы насы щают главную валентность и поэтому сохраняют свой ионный рактер. [c.245]

Образование устойчивой электронной конфигурации может происходить несколькими способами и приводить к молекулам (и веществам) различного строения, поэтому различают несколько типов химической связи. Таковы ионная, ковалентная и донорно-акцепторная (координационная) связи. Кроме этих видов связей существуют другие, не относящиеся непосредственно к рассмотренным электронным оболочкам. Таковы водородная, металлическая и вандерваальсова связи. Далее мы рассмотрим каждый из указанных типов связи отдельно, но прежде нам необходимо рассмотреть понятие валентность элементов , так как имеет смысл говорить не просто о валентности элемента, но о валентности элемента в определенном химическом соединении. [c.70]

Как известно из курса неорганической химии, согласно электростатической теории валентности (Коссель, 1916 Льюис, Лангмюр), химическая связь между атомами осуществляется путем взаимодействия электронов внешних электронных слоев аюшов — валентных электронов. В результате у атомов, образовавших молекулу, создаются устойчивые внешние электронные слои, подобные внешним слоям инертных газов. При этом возможно образование ряда типов химической связи атомов, из которых наиболее важны электро-валентная, или ионная, связь и ковалентная связь, разновидностью последней является координационная связь. [c.25]