Связь атомов, взаимная ковалентная

Для наглядности обозначим внешние электроны точками, тогда ковалентная связь и взаимная достройка электронных слоев станет более наглядной. Так, например, атом водорода имеет один электрон. Молекула водорода образуется из двух атомов [c.69]

Одновалентный атом имеет только одну орбиталь, которая может участвовать в образовании связи, но атомы с валентностью 2 и более должны образовывать связи, используя по крайней мере две орбитали. Так, атом кислорода имеет две наполовину заселенные орбитали, определяющие его валентность, равную двум. Кислород образует простые связи за счет перекрывания этих орбиталей с орбиталями двух других атомов. Согласно принципу максимального перекрывания, ядра этих двух атомов должны образовывать с ядром кислорода угол 90°, так как в образовании связи участвуют р-орбитали кислорода, расположенные взаимно перпендикулярно. Аналогичным образом следовало бы ожидать, что при образовании трех простых связей у атома азота, имеющего три взаимно перпендикулярные р-орбитали, углы между связями должны составлять 90°. Однако в действительности наблюдаемые величины валентных углов отличаются так, в молекуле воды они составляют 104°27, в молекуле аммиака — 106°46 [5], а в спиртах и простых эфирах углы еще больше (табл. 1.5). Этот вопрос будет обсуждаться в разд. 1.11 здесь же важно отметить, что ковалентные соединения действительно имеют определенные углы между связями, и хотя атомы постоянно колеблются, средние положения для каждой молекулы данного соединения остаются неизменными. [c.19]

В образовании молекулы NHg участвуют три неспаренных р-электрона атома азота, электронные орбитали которых также взаимно перпендикулярны, и ls-электроны трех атомов водорода. Связи располагаются вдоль трех осей р-орбиталей (рис. 1.9). Молекула имеет форму правильной пирамиды в углах треугольника находятся атомы водорода, в вершине пирамиды — атом азота. Угол между связями 2Н—N—Н = 107,3°. Ковалентные связи, образуемые многовалентными атомами, всегда имеют пространственную направленность. Углы между связями называют валентными. [c.45]

Ионная, или электростатическая связь (рис. 3.2, в) образуется в случае полного переноса связывающих электронов к более электроотрицательному атому, который становится в результате этого отрицательным ионом - анионом с зарядом, равным количеству перенесенных электронов. Менее электроотрицательный атом теряет соответствующее количество электронов и становится положительным ионом - катионом. По существу, это предельный случай полярной ковалентной связи, который может реализоваться лишь при взаимодействии атомов, очень сильно отличающихся по электроотрицательности, например в 1лГ, СаРг, ВаО. Однако, строго говоря, даже в таких соединениях электроны не полностью переходят с катионов на анионы, а некоторая часть электронной плотности остается делокализованной между ними. Такую связь правильнее рассматривать как преимущественно ионную с малой примесью ковалентности. Ионная связь имеет электростатическую природу это значит, что она не имеет определенного направления в пространстве и ионные соединения не состоят из отдельных молекул, а образуют трехмерные пространственные кристаллические структуры, в которых соотношение между количеством катионов и анионов определяется их зарядами, а взаимное расположение - соотношением радиусов. Энергия ионной связи может быть легко рассчитана по закону Кулона, если известны заряды и радиусы ионов и тип кристаллической решетки. Подробнее об ионных кристаллах - см. разд. 6.3. [c.45]

Аллотропные модификации серы. Атомы галогенов, обладая валент- остью, равной 1, могут образовать октеты при взаимном соединении одним единственным способом сцепляясь попарно в молекулы Ga, т. е. G — G. Поэтому у галогенов аллотропия отсутствует. Так как сера обладает ковалентностью, равной 2, она также образует молекулы Sg за счет возникновения двух связующих электронных пар между двумя атомами серы (S = S) но, с другой стороны, каждый атом серы может затратить свои две единицы валентности на присоединение к себе двух разных атомов серы, образуя цепи—S—S—S—S—S—S—S—S—, которые могут замыкаться в кольца этим предопределяется возможность аллотропии для серы. [c.269]

Химические соединения с чисто ионной, или ковалентной, связью встречаются, однако, сравнительно редко. В большинстве случаев область максимальной электронной плотности в общем электронном облаке молекулы в силу различной электроотрицательности образующих ее атомов и их взаимного влияния бывает несколько смещена в сторону одного из них, в сторону более электроотрицательного атома. Такое смещение электронной плотности вызывает появление в молекуле двух полюсов с эффективным отрицательным и эффективным положительным зарядами. Например, при образовании молекулы НС1 общее электронное облако, связывающее атом водорода с атомом хлора, несколько смещено в сторону хлора, как обладающего большей электроотрицательностью. В результате атом водорода, обедненный электронной плотностью, приобретает положительный эффективный заряд, а атом хлора — отрицательный. [c.151]

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]

Галогеналкилы не диссоциируют на ионы, поскольку атомы галогена связаны с радикалом не ионной связью, а ковалентной. Так как атом галогена более электроотрицателен, чем углерод, эта связь в известной мере поляризована — результат прямого взаимного влияния атомов согласно теории А. М. Бутлерова. Следовательно, галогеноалкилы полярны, имеют дипольные моменты [c.76]

В радикале [8104] " каждый атом кислорода, будучи связан непосредственно ковалентной связью с атомом кремния, в то же время отталкивается от других атомов кислорода. Благодаря этому взаимное расположение атомов приобретает тетраэдрический характер. В центре тетраэдра располагается атом кремния, а в четырех его вершинах — атомы кислорода, по одному в каждой вершине. Таким образом, у кислородных атомов остается по одной свободной валентности. Это дает возможность всей группе превратиться в четырехвалентный отрицательно заряженный ион [8104] , который и является основным структурным элементом в строении силикатов. [c.132]

Что удерживает атомы в комплексном ионе Существуют два возможных ответа. В некоторых комплексах, например A1FI связь между атомами обусловлена взаимным притяжением положительного иона АР и отрицательно заряженных ионов F . Следовательно, связь ионная. В других комплексных ионах, таких, KaKIFei N) ] ", налицо заметное обобщение электронов центрального атома-комплексообразователя и окружающих его групп. Следовательно, связь в основном ковалентная. При таком обобщении электрон или электронная пара присоединяющейся группы часть времени находится на орбите, принадлежащей центральному атому. В других случаях электронная пара образуется обоими атомами, участвующими в образовании химической связи, как это уже отмечалось в главе 16. [c.587]

Наконец, к третьему типу относятся вещества, обладающие атомной решеткой (т. е. такой решеткой, в узлах которой расположены отдельные атомы). Типичными представителями этого класса веществ являются многие металлы. Связь атомов такой структуры, обычно называемая атомной, ковалентной или гемеополярнок связью, осуществляется взаимным притяжением ато- [c.212]

До сих пор в основном рассматривалась природа связи в двухатомных молекулах, хотя в предыдущей главе при описании резонанса и были сделаны определенные предположения о форме молекул. Сейчас приступим к обсуждению образования связей в молекулах, в которых центральный атом связан более чем с одним соседом. Рассмотрение может быть проведено в рамках как метода молекулярных орбиталей, так и валентных связей. Однако во многих случаях можно предсказать форму ковалентных молекул и без этих методов, исходя из простого предположения, что электрон- ные пары стремятся расположиться так, чтобы находиться возможно дальше друг от друга. Например, можно предположить, что в ряду хлоридов ВеС1г (в газовой фазе), ВСЬ и ССЬ атом хлора присоединен к бериллию, бору или углероду простой двухэлектронной связью, тогда взаимное отталкивание этих электронных пар должно придать молекулам линейную, плоскую тригональную и тетраэдрическую формы соответственно. Они приведены на рис. 8.1. [c.91]

Вместо лигазы (ферментативный путь) в 1970 г. для зашивания разрывов в комплементарных полинуклеотидах предложен химический метод (М. А. Прокофьев, 3. А. Шабарова). Фосфатную группу в месте разрыва фосфатных связей синтетическим пyтeiM превращают в амидофосфатную, При сближении ее с концевым гидроксилом соседнего блока до расстояния ковалентной связи (что должно обеспечиваться компле-ментационными свойствами двух цепей) из-за образования водородной связи происходит взаимная активация групп в месте разрыва гидроксил приобретает свойства алкокси-иона, а атом фосфора становится более электрофильным (рис. 129 К —остаток аминокислоты). [c.697]

Открытие новых структурных разновидностей углерода - карбина, фуллеренов, нанотрубок и др. диктует необходимость поиска закономерностей их формирования. Нужна схема, которая позволила бы классифицировать разнообразные структурные модификации и предсказывать новые. Существующая на сегодня классификационная схема, основанная на определении степени гибридизации углеродных атомов [1,2], не может адекватно репшть эти задачи. Представляется необходимым введение раздельных классификаций - во-первых, структурных состояний углеродных аллотропов, во-вторых, состояния гибридизации отдельных углеродных атомов. Для построения первой диаграммы необходимо абстрагироваться от возможности существования не дискретных промежуточных состояний гибридизации углеродных атомов и считать, что структурных состояний только три. Тогда любая точка на такой тройной диафамме состояния даст однозначную информацию о соотнощении атомов углерода образующих ковалентные связи с двумя, тремя или четырьмя соседними атомами для соответствующей структурной модификации. Вторую диафамму состояния необходимо ввести для классификагщи состояний, в которых может находиться отдельный атом углерода. Разница между состояниями атома в различных гибридизированных состояниях заключается во взаимном пространственном расположении 4 орбиталей и их размере. Поэтому классификационная схема должна однозначно задавать эту конфигурацию, для этого необходимо определение б независимых переменных - углов между орбиталями. [c.56]

Механизм образования химической связи удобнее всего рассмотреть на примере образования молекулы водорода из атомов. Формула электронной конфигурации ато1 водорода — 15, т. е. у него имеется только один неспарен ный электрон. В соответствии с законами квантовой механики атом водорода, содержащий неспаренный электрон, находится в неустойчивом состоянии, поскольку обладает избытком потенциальной энергии. Такой атом будет притягивать к себе другой атом водорода при условии, если спин его электрона имеет противоположное направление. Взаимное притяжение атомов приводит к тому, что их атомные орбитали перекроются, при этом оба электрона станут в равной мере принадлежать обоим атомам, т. е. образуется пара электронов с противоположно направленными спинами, которая осуществляет химическую связь. Электронное облако, образуемое этой парой электронов, охватывает, связывает воедино ядра обоих взаимодействующих атомов. Такая связывающая два одинаковых атома двухэлектронная связь называется ковалентной. [c.69]

Когда тетради собраны для проверки, к доске вызывают трех учащихся, которым предлагают записать на доске формулы соединений в соответствии с тем, какие они писали при выполнении работы. В объяснениях должно быть отмечено следующее углерод может образовывать с водородом п кислородом только ковалентные связи потому, что он неметалл. Его атом, имеющий на внешнем слое четыре электрона, способен в равной мере и к отдаче их, и к присоединению четырех электронов. Отдавая четыре электрона и одновременно принимая четыре, атом углерода связывается с атомами других элементов посредством пар электронов, находящихся во взаимном пользовании. Образуя с другими химическими элементами четыре ковалентные связи, углерод может быть четырехвалеитным, хотя на внешнем электронном слое атома углерода только два песпаренных электрона. Наличие в атоме углерода одной свободной р-орбитали дает возможность паре электронов, нахо-Д5 щихся на внешнем слое, распариться. [c.132]

Перекись водорода действует и как окислитель и как восстановитель. Она окисляет хлористое железо до хлорно го и способна восстановить перманганат до соли закиси марганца. Такое аномальное поведение ее послужило причиной обширных дискуссий в специальной литературе. Нет необходимости входить в детали возникших Споров, но уместно дать простое объяснение указанной особенности. В большинстве соединений водорода и кислорода первый положительно однсивалентен, а второй отрицательно двухвалентен. Можно считать, что в перекиси водорода Еодород также имеет нормальную валентность, соответствующую одному положителшо1му заряду. Если, таким обраг зом, водород является положительно одновалентным, то группу О — О в молекуле Н — О — О — Н нужно считать по отношению к водороду отрицательно двухвалентной (так. же как и один атом кисло рода). Другими словами, связь двух атомов одного и того же рода между собою взаимно насыщает по одной валентности каждого атома. Такая связь называется ковалентной связью, так как в данном случае нет никаких данных в пользу долущеиия полярности между двумя группами ОН в НО — ОН. [c.48]

Галогены воспроизводят электронные оболочки благородных газов путем привлечения одного электрона от какого-либо другого атома с образованием соответствующего иона. Например, фтор в соединениях воспроизводит электронную конфигурацию неона (152252р ) при этом атом, вступающий в реакцию с галогеном, превращается в катион. Система из семи периферических электронов атомов галогенов з р ру р/) обеспечивает возможность образования электронного октета. В этом случае два атома, взаимно обменивающиеся электронами, образуют систему, воспроизводящую простую ковалентную связь. Примерами такой связи могут служить молекулы самих двухатомных галогенов межгалоидных соединений, в том числе галоидофторидов и галоидоводородов. [c.14]

Энергетическое взаимодействие атомов в кристалле обусловливается строением электронных оболочек, что позволяет разделить химическую связь по роду атомов на типы ионные, ковалентные, металлические и молекулярные. В первых трех взаимодействие ато мов в основном определяется взаимным притяжением частиц, имеющих противоположные электрические заряды. Это так называемые кулоновские силы . Гравитационные силы настолько ничтожны, что ими можно пренебречь. Так, сила кулоновокого взаимодействия протона и электрона на расстоянии 1 А равна 2,3-Ю дин, тогда как сила гравитации составляет всего 5,5-10 дин. [c.12]

Основным видом связи атомов в молекуле является ковалентная связь. Посмотрим, как образуется такая связь на примере двух атомов водорода. Каждый свободный атом имеет по одному электрону на нижнем уровне (15). При сближении атомов между ними начинается взаимодействие. Можно откладывать энергию взаимодёйствия взм этих атомов в зависимости от расстояния между ними (рис. 159). На больших расстояниях атомы независимы друг от друга ( взм =0), но по мере сближения между ними начинают действовать силы притяжения или отталкивания, в зависимости от взаимной ориентации спинов. Если спины параллельны, то электроны находятся в одинаковом состоянии (все четыре квантовых числа равны) и поэтому стремятся возможно дальше находиться друг от-друга в пространстве. Ядра, имеющие одинаковый электрический заряд, отталкиваются друг От друга. Поэтому для сближения атомов надо затратить энергию за счет какого-нибудь дополнительного источника. Энергия взаимодействия атомов растет, когда внешняя сила заставляет их сближаться (пунктирная кривая на рис. 159). Если же спины обоих электронов направлены в равны е/ с т о р о и ы, то они стремятся образовать устойчивую оболочку с суммарным спином, равным нулю, подобную оболочке атома гелия, который также имеет два электрона на уровне 1 2. Образование такой оболочки приводит к появлению сил притяжения между атомами. Энергия системы в этом случае убывает по мере сближения атомов, так что часть ее должна быть отвё- [c.313]

Наряду с взаимным перекрыванием атомных орбит вдоль линий, соединяющих центры атомов, которое приводит к образованию а-связи, может также происходить взаимное перекрывание атомных орбит в стороне от этих линий, давая тс-связь. Наличие этой и-связи приводит к трем важным эффектам 1) к повышению общей прочности связи по сравнению с одной лишь а-связью 2) к уменьшению межатомного расстояния по сравнению с а-Связью и 3) (обычно) К ограничснию возможностей поворота или вращения связи в результате стерических условий перекрывания тт-связи. Все это может оказывать влияние на стереохимию. Обычно увеличение прочности связи, обусловленное л -связью, меньше, чем прочность самой а связи, вследствие меньшей величины интеграла перекрывания, но это не всегда так Мулликен (Mulliken, 1952) развивает взгляды, согласно которым в молекуле N2, обладающей одной о-связью и двумя тс-связями, а связь уменьшает величину прочности связи вследствие близости взаимного расположения двух атомов азота. Он предполагает, что связь обусловлена ir-перекрыванием и что возможны два типа т -связей, отвечающие ковалентным и координационным связям. В первом из них оба связанных атома передают по одному электрону в тг-электронную пару. Такая тс-связь существует, например, в этилене. Во втором типе тг-связи оба электрона первоначально принадлежали одному атому. Эта связь образуется при условии, если (а) один атом обладает электронной парой, которую он может отдать, и (б) второй атом обладает соответствующей свободной р- или d-орбитой, которая может осуществить перекрывание с электронной парой первого атома. [c.251]

На схеме пунктиры со стрелками соединяют вакантные 3d-op-битали с парами Зр-электронов. Пара р-электронов одного атома хлора образует связь с другим атомом хлора, располагаясь на его свободной -орбитали в свою очередь, этот атом соединяется с первым за счет своей пары р-электронов и чужой свободной ii-орбита-ли. Таким образом, каждый атом хлора молекулы СЬ является и донором и акцептором электронов одновременно. Атом хлора имеет большее число электронов, чем фтор, и больше по размеру. Его ковалентный радиус 0,99 А, т. е. в полтора раза больше, чем у фтора, а электроотрицательность 2,83, почти на полторы единицы меньше. У атома хлора имеется такая особенность. Его потенциал ионизации меньше, чем у фтора (это естественное следствие большего размера атОхМа), но сродство к электрону (370 кДж/г-атом) выше, чем у того же фтора (350,7 кДж/г-атом). Энергия диссоциации молекулы хлора примерно в полтора раза больше, чем у фтора. Существует на этот счет два мнения. Согласно первому из них в молекуле фтора ядра расположены ближе и сильнее их взаимное отталкивание, приводящее к более легко.му разрыву. В соответствии с другим повышение энергии диссоциации — следствие наличия дополнительного я-связывания по донорно-акцептормому хмеханизму. Такая особенность объясняет необ-ходимость затраты энергии на разрыв дативных связей в молекуле хлора. Свободная З -орбиталь и относительно небольшая энергия возбуждения (861 кДж/моль), требующая для перевода одного из р-электронов на -подуровень, позволяет одному атому хлора образовывать три связи. Он действует в таком случае как атОхМ с тре.мя неспаренными электронами, образуя ковалентные соединения типа IF3 (жидкость с /к1ш=12°С) и дал е с пятью неспаренными электронами ( 1F ). Образование положительных ионов хлора требует довольно больших затрат энергии. Так, для получения иона С + в газовой фазе требуется 1370 кДж/моль атомов. Поэтому в тех соединениях, где [c.271]

По внешнему электронному уровню, радиусам атомов и ионов группа делится на две подгруппы IVA — С, Si, Ge, Sn, Pb и IVB — Ti, Zr, Hf, Ku. По структуре предвнешнего электронного уровня главную подгруппу IVA можно разделить на два семейства С, Si к семейство германия. Величины / ат и Rkoh изменяются закономерно от С к РЬ, и, значит, строение предвяешнего электронного уровня мало сказывается на свойствах элементов. Главная роль принадлежит изменению размеров атома, т. е. электронам внешнего уровня. В IV группе ясно проявляется тенденция усиления металлических свойств с увеличением порядкового номера при сохранении подобия внешнего энергетического уровня электронов. Углерод типичный неметалл, кремний фактически тоже неметалл титан, сохраняя в свободном состоянии качества металла, в степени окисления -Ь4 образует связи ковалентного характера и в некоторых отношениях соединения его с этой степенью окисления похожи на элементы подгруппы IVA (Si, Ge и особенно Sn). Германий — полупроводник, а остальные элементы — металлы. Изменение степени окисления в соединениях элементов двух подгрупп IVA и IVB взаимно противоположно в главной подгруппе с увеличением порядкового номера устойчивость высшей степени окисления падает (для свинца более стабильно состояние +2), а в подгруппе т та-на растет. [c.326]

Оказалось также, что ковалентные радиусы атомов одного и того же периода Менделеевской системы уменьшаются по мере увеличения атомных номеров. Это связывается с соответствующим увеличением эффективного заряда ядра. На этом основании можно ожидать уменьшения радиуса, если атом окажется носителем положительного заряда, или увеличения его, если заряд будет отрицательным. Если же один из атомов приобретает отрицатель-ньп заряд, в то время как связанный с ним атом приобретает положительный заряд, то надо ожидать, что эти эффекты будут взаимно компенсироваться, так как один из радиусов будет увеличиваться, а другой уменьшаться (например, связь 5—О в диметилсульф-оксиде). Такое предсказание не может еще быть строго проверено из-за отсутствия необходимых данных, однако то, что уже имеется, свидетельствует, повидимому, в его пользу [66]. [c.191]

Когда тот или иной неметалл силами природы или искусством человека выделяется в свободном состоянии, его атомы могут образовывать октеты лишь за счет образования друг с другом ковалентных связей. Каждому атому фосфора не хватает до образования электронного октета 8—5=3 электронов, которые он может заимствовать от трех других атомов фосфора же — по одному от каждого. Следовательно, нужно ожидать, что в кристаллической решетке любой аллотропной модификации фосфора (за исключением молекулы Ра) каждый атом фосфора будет непосредственно связан с тремя другилш. Если у хлора образование октетной конфигурации электронов может произойти лишь одним-единственным путем — путем сцепления двух атомов хлора в молекулу С з, если уже для серы, ковалентность которой равна 2, кроме люлекулы 2, выявляются и другие возможные способы взаимного сочетания атомов, осуществляющиеся в аллотропных модификациях серы,— то тем больше возможностей к образованию многочисленных аллотропных модификаций имеется у фосфора. Несомненно, что аллотропных модификаций фосфора можно получить больше, чем их известно до сих пор. [c.475]

Гидроксил, связанный с атомом кремния. В кристаллах кислых силикатов и родственных им соединений (германатов, фосфатов и др.) гидроксил образует химическую, преимущественно ковалентную связь только с одним атомом X (X — Si, Ge, Р.. . ). Взаимное влияние связей в силанолах и в ряде других соединений типа RjSiY (Y — Н, F, С1, Вг, I, 0D, ОСНд) изучалось спектроскопическим методом в частотном диапазоне 400—4000 см [1, стр. 28]. Особое внимание было уделено исследованию скелетных колебаний силанолов в ас-социатах RgSiOH- - В (В — основание). При этом было установлено, что усиление водородной связи О—Н -В сопряжено с резким повышением частоты и динамического коэффициента связи Si—О. Поскольку динамический коэффициент ковалентной связи находится в линейной зависимости от ее порядка, в рассматриваемом случае можно говорить о повышении порядка связи Si—О при поляризации связи О—Н под воздействием Н-связи. Вероятным механизмом данного взаимодействия является сопряжение а-связи О—Н и донорно-акцеп-торной 7Г-СВЯЗИ О Si. Увеличение эффективного заряда атома кислорода должно привести также к некоторому усилению его электростатического притяжения к положительно заряженному атому кремния [1, стр. 32]. [c.134]

Простейшая модель строения двухкомпонентного стекла — чистого оксида АОг (В2О3, 5102, ОеОг, Р2О5) была предложена Захариазеном. Он обратил внимание на важность направленных ковалентных связей в стеклообразной жидкости и описал структуру стекла как трехмерную сетку, не имеющую периодичности, но имеющую энергию связи, сравнимую с кристаллической. Он предложил несколько эмпирических правил стеклообразования, из которых важнейшие а — атом кислорода связан не более чем с двумя атомами А б — кислородные многогранники имеют общие вершины и образуют трехмерную сетку. Так, в стеклообразном диоксиде кремния сетка построена из кислородных тетраэдров, окружающих атомы кремния. Тетраэдры имеют общие вершины, так что каждый атом кислорода связан с двумя атомами кремния (мостиков ый кислород). Если в кристаллической 5102 ориентация двух тетраэдров с общими вершинами одинакова, то в стекле их взаимная ориентация может изменяться в довольно широких пределах. [c.55]

Алмаз — прозрачный, твердый, тугоплавкий кристалл, давно известен как драгоценный камень. Его кристаллическое строение далр название структурному типу. Число атомов в элементарной ячейке алмаза равно восьми. Половина атомов находится в углах гранецентрированной кубической решетки, другая половина занимает центры четырех октантов из восьми. Октанты образованы тремя взаимно перпендикулярными плоскостями, проходящими через центр ячейки параллельно ее граням. В структуре алмаза каждый атом, окруженный четырьмя другими, образует четыре ковалентные связи, отдавая в общее пользование для каждой связи один из своих валентных электронов и получая второй от соседнего атома. Этот процесс образования химической связи в алмазе, а также и в его аналогах, в квантовой химии описывается следующим образом. [c.62]

Природа ковалентной связи значительно сложнее, чем ионной. При образования этой связи электроны не переходят от одного атома к другому — связь осуществляется электронной па- рой, в которой электроны поступают в общее обладание взаимо- действующих атомов, взаимно дополняя электронные оболочкиХ их. Число электронов, которые атом данного элемента может- дать для образования связей с другими атомами, а следовательно и валентность элемента, определяется тем, что наружная электронная оболочка наиболее устойчива в том случае, когда обладает структурой из восьми электронов, кроме оболочки водорода, для которой устойчива структура из двух электронов. Схему образования молекулы воды можно представить так [c.27]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология