Валентные связи направленные

Зависимость характера валентной связи Э—Г от природы образующего данный галид элемента определяется прежде всего его положением в периодической системе. Из рис. ХУ-8 на примере связей Э—Г видно, что переход Э по малому периоду слева направо (вертикальный разрез рисунка) сопровождается быстрым уменьшением полярности связи р. Та же закономерность сохраняется для начал и концов больших периодов. В последних элементы левых подгрупп (ряды аналогов 1—7) всегда характеризуются большей полярностью связи Э—Г, чем соответствующие им элементы правых подгрупп (ряды 11 —17), причем различие проявляется тем резче, чем ниже валентность Э. По мере повышения главного квантового числа п, т. е. при переходе по подгруппе сверху вниз, в рядах аналогов 1—7 происходит закономерное увеличение полярности связи Э—Г, тогда как в рядах 11—17 обычно наблюдается ее максимум для элементов 5 периода. В общем можно сказать, что галогениды с наибольшей полярностью св 1зи отвечают элементам левой и нижней части, а с наименьшей полярностью — элементам правой и верхней части развернутой формы периодической системы. [c.480]

Углерод встал. Он все время внимательно слушал, но чувствовал, что не сможет ответить на этот вопрос правильно. Что делать при встрече с Водородом Нужно вступить с ним в связь — это ясно, но как У меня четыре свободных валентных электрона, но беда в том, что они не одинаковые. Точнее, электроны одинаковые, но они различаются по своей энергии- три являются р-электронами, а один — 5-электрон, Кислороду и Азоту просто. Их работа ясна. А я Куда направить мне свои четыре валентные связи Но нужно что-то отвечать . И Углерод начал [c.198]

Зависимость характера валентной связи Э—Г от природы образующего данный галогенид элемента определяется прежде всего его положением в периодической системе. Из рис. XV-35 на примере связей —С1 видно, что переход Э по малому периоду слева направо (вертикальный разрез рисунка) сопровождается быстрым уменьшением полярности связи (р). Та же закономерность сохраняется для начал и концов больших периодов. В последних элементы левых подгрупп (ряды аналогов 1—7) всегда характеризуются большей полярностью связи [c.502]

Зависимость характера валентной связи Э—Г от природы образующего данный галогенид элемента определяется прежде всего его положением в периодической системе. Из рис. XV-37 на примере связей Э — С1 видно, что переход Э по малому периоду слева направо (вертикальный разрез рисунка) сопровождается быстрым уменьшением [c.289]

В простейшем случае этана можно предвидеть существование двух конформеров, модели которых изображены на рисунке 8. Для изображения этих моделей пользуются условными формулами. В верхней части рисунка 8 две конформации (два поворотных изомера, или конформера) представлены в перспективной проекции левый атом углерода в каждой из двух схем надо представлять себе ближе к наблюдателю, чем второй (правый) углеродный атом каждой пары. Таким образом, связь С—С уходит вдаль слева направо. В нижней части рисунка та же пара поворотных изомеров представлена в иной проекции — при рассмотрении вдоль связи С—С. При этом исходящие из центра круга линии изображают направление валентностей первого (ближайшего к наблюдателю) углеродного атома, а высовывающиеся из-за круга линии — валентности второго (удаленного) углеродного атома. Такие условные изображения называются формулами Ньюмена. [c.69]

Порядок составления формулы сульфата Ре(III) несколько сложнее. Рекомендуется выписать налево столбиком друг под другом два иона железа, а направо тоже столбиком друг под другом два иона серы, затем связать между собой ионы железа и серы через ионы кислорода, учитывая, что шесть валентностей трех ионов кислорода распределяются поровну между тремя ионами серы, то есть на каждый ион серы придется по две валентности. Затем насытить оставшиеся валентности серы ионами кислорода. Проверить чередование зарядов и полное насыщение валентностей в полученной формуле. [c.44]

ПОЛЯ (вправо). Кроме того, на место образовавшейся дырки (+) перейдет электрон из какого-либо места соседней связи левее дырки. Таким образом, образуется новая дырка вместо прежней. Следовательно, дырка перемещается по направлению поля (влево) при скачках электронов в валентной зоне, совершающихся слева направо, как показано на рис. 72,а (стрелками). Перенос заряда электронами валентной зоны называют дырочным. Таким образом, в собственных полупроводниках бывает двоякий механизм проводимости электронный и дырочный. Удельная электропроводность полупроводника в общем случае выражается уравнением [c.237]

Характерной особенностью -элементов является их способность к образованию химической связи за счет электронов (п—1) -подуровня. Так, конфигурация валентных электронов в атомах 5с, Т1, V, Сг и Мп выражается соответственно формулами ls V, s V, Первый и последний члены ряда -элементов, например 5с и 2п в 4-м периоде, имеют постоянную и устойчивую степень окисления, равную номеру группы (+3 и +2 соответственно). Промежуточные элементы проявляют переменную степень окисления, а устойчивость максимальной из инх падает в ряду слева направо, и вместе с тем возрастают окислительные свойства соответствующих соединений. [c.96]

В периодической системе элементов наблюдается увеличение сродства к электрону и электроотрицательности при переходе слева направо вдоль каждого из периодов, что соответствует возрастанию заряда ядра элементов и, следовательно, числа их валентных электронов, а также уменьшению размеров атомов. Сродство к электрону и электроотрицательность достигают максимальных значений у галогенов — элементов седьмой группы, а затем резко убывают до нуля при переходе к благородным газам — элементам нулевой группы. Другая закономерность изменения сродства к электрону и электроотрицательности заключается в том, что они увеличиваются при переходе снизу вверх вдоль каждой группы периодической системы, что соответствует уменьшению атомного радиуса элементов. В связи с этим следует ожидать, что наибольшей способностью к восстановлению должен характеризоваться фтор. Способность к восстановлению [c.323]

При движении слева направо по ряду увеличивается число валентных электронов и, соответственно, потенциальные возможности атомов к образованию все большего числа связей, к большему разнообразию состояний окисления и к более высоким степеням окисления. Эта тенденция, действительно, хорошо прослеживается в первой половине ряда от скандия (3-я группа) до марганца (7-я группа). У этих элементов высшая степень окисления равна номеру группы, и реализуется богатый набор промежуточных состояний окисления. Однако после марганца эта тенденция нарушается высшая степень окисления железа в ферратах - солях с анионами ГеО - равна -Ьб, а кобальта - уже +4. Как отмечено в гл. 27, при движении вправо по ряду кроме числа валентных электронов растет и эффективный заряд ядра, который не только закрепляет -электроны, но и подтягивает их к ядру, заставляя постепенно зарываться в остов, т. е. фактически превращаться из валентных электронов в остовные. В результате этого способность -орбиталей к участию в ковалентных связях падает и практически полностью исчезает к концу ряда. Соответственно, снижаются и устойчивые степени окисления элементов. У последнего элемента ряда - цинка - -электроны фактически уже не способны принимать участия в образовании связей и у него реализуется только степень окисления +2 за счет 48-электронов. [c.363]

В качестве примера рассмотрим первый переход я - -я в молекуле бутадиена. Структура этой молекулы (1) показана на с. 241 в разд. 12.4. Если начало декартовой системы координат поместить в центре простой связи Сг—Сз, ось х выбрать в направлении, параллельном связям С1—Сг и Сз—С4, так чтобы центры С и Сг имели положительные значения х, а ось у совместить с плоскостью молекулы и направить так, чтобы центрам С и Сг тоже соответствовали положительные значения у, то, используя данные о длинах связей, приведенные в разд. 12.6, и полагая все валентные углы равными 120°, получим следующие значения координат для углеродных центров [c.259]

Внешняя электронная оболочка может состоять из отдельных электронов, называемых неспаренными или валентными электронами, с помощью которых атом способен образовывать связи с другими атомами, и из электронов, соединенных в электронные пары. Первые принято изображать в виде точек ( ), а вторые — в виде двух сближенных точек ( ) или лучше в виде тире (—). Рассматривая схему в направлении слева направо, можно видеть, что число валентных электронов сначала возрастает от 1 до 4, а затем вновь уменьшается от 4 до 1. [c.10]

В твердых гидроокисях, чем менее прочно связан протон с кислородом, тем легче образуются водородные связи. Поэтому за меру кислотности и основности в гидроокисях можно принять длину водородной связи о—Н.. . 0 или радиус гидроксила а также сдвиг максимума поглощения валентного колебания ОН-группы по сравнению с невозмущенной ОН-группой [245—247]. У основных гидроокисей водородная связь О—Н.. . 0 практически не образуется, ее длина (3,2—3,3 A) и радиус (1,6—1,7 A) велики, валентное колебание ОН-группы не возмущено, максимум поглощения лежит при длине волны К = 2,7—2,8 У кислотных гидратов расстояние О—Н.. . 0 сокращается до 2,9 А, а до 1,3 А за счет образования водородного мостика, максимум поглощения валентного колебания ОН-группы сдвигается в длинноволновую область (3,4—3,5 мк). На рис. 30 изображена связь между длиной волны, соответствующей максимуму поглощения к и [245]. При переходе слева направо по кривой кислотность падает, а основность растет. [c.70]

Внутри периода таблицы Д. И. Менделеева слева направо связь валентных электронов с ядром постепенно усиливается вследствие увеличения в последнем числа протонов. Поэтому металлические свойства постепенно слабеют. При переходе же к новому периоду они резко усиливаются, так как электроны нового уровня расположены гораздо дальше от ядра, а заряд ядра увеличивается при этом слишком мало. В силу этого возникает неодинаковость притяжения электронов к ирнам различных металлов, что делает возможным переход электронов от одного металла к другому при прямом контакте различных металлов или при соединении их проводником. [c.75]

Например, сравним теплоты испарения магния и алюминия. Более высокое значение для алюминия показывает, что металлическая связь действительно становится более прочной при увеличении числа валентных электронов и заряда ядра. Таким образом, прочность металлической связи возрастает при переходе от элемента к элементу вдоль периода периодической таблицы слева направо. Кристаллические решетки переходных металлов являются более прочными, и эти металлы плавятся и кипят при более высоких температурах, чем щелочные и щелочно-земельные металлы. [c.456]

В самом деле, металлические радиусы элементов закономерно уменьшаются слева направо в Периодической системе вследствие роста Z в этом же направлении (см. табл. 6) при одновременной ионизации внешних валентных электронов. В случае кристаллических соединений элементов а-подгрупп и 1в-4в-подгрупп ситуация с изменением ковалентных радиусов, по существу, аналогична, но, начиная с элементов 5в-подгруппы, характер межатомных связей изменяется. Элементы 5в 7в-подгрупп имеют на внешней оболочке больше электронов, чем соответствует их нормальной валентности, вследствие чего на внешней орбите у них возникают изолированные электронные пары, которые увеличивают эффективный размер атома, т.е. действуют в направлении, противоположном влиянию 2. Пока абсолютный радиус атома мал, действие превалирует над стерическим эффектом изолированных пар, но с увеличением номера периода оно начинает падать и к VI периоду оба эффекта полностью компенсируют друг друга. [c.118]

Теория строения химических соединений А. М. Бутлерова (1861 г.) направила умы ученых на открытие природы валентности. В еще большей степени интерес к этому возрос в связи с открытием Д. И. Менделеевым периодического закона и периодической системы элементов. Необходимо было дать объяснение закономерно- [c.66]

В таких окисях металлов, как ЫагО и MgO, кислород соединен электровалентной связью в виде ионов О . При переходе в приведенном ряду слева направо возрастает заряд положительного иона и уменьшается его объем (рис. 54, табл. 18, стр. 122—123). По этой причине расстояние между положительным ионом и ионом кислорода уменьшается и последний деформируется (поляризуется) в большей степени. Начиная с элементов с валентностью 4 и более связи элемент — кислород становятся ковалентными. [c.340]

Практически можно считаться только с поляризующим действи< ем катионов и поляризуемостью анионов. Поляризующее действие катионов в первую очередь зависит от его электронной структуры, величины заряда (степени окисления) и радиуса. Чем меньше радиус и главное квантовое число внешних электронных орбиталей иона и больше его заряд, тем значительнее его поляризующее дей ствие. Отсюда сильным поляризующим действием обладают небольшие катионы первых рядов Периодической системы, особенно при передвижении слева направо. Поляризуемость анионов зависит от тех же факторов, что и поляризующее действие катионов. Анионы с большими радиусом (размером) и зарядом сильнее поляризуются. Чем больше главное квантовое число внешних электронных орбиталей аниона, тем выше его поляризуемость. При одинаковом главном квантовом числе р-электронные облака поляризуются в большей степени, чем s-облако. Поляризующее действие катиона сводится к оттягиванию на себя электронного облака от аниона. Этот процесс можно уподобить возникновению донорно-акцепторной связи, в котором катион выполняет роль акцептора, а <1ни0н — донора неподеленной электронной пары. В результате ионность химической связи уменьшается а степень гомеополярности растет, т. е. связь становится полярной ковалентной. Таким образом, поляризация ионов уменьшает степень ионности химической связи и по своему эффекту противоположна поляризации ко-валентной связи. [c.103]

Высшая положительная валентность элементов обычно отвечает номеру группы, причем в высших оксидах и гидроксидах кислотный характер растет слева направо по периодам, а основной — ослабевает. У фтора вообще не обнаружена положительная валентность в соединениях он всегда одновалентен. Положительная валентность кислорода проявляется только в соединениях с фтором и равна двум. Железо, кобальт и никель проявляют высшую валентность соответственно шесть, четыре и три, палладий — четыре, родий, иридий и платина — шесть, бром и астат — пять. У некоторых благородных газов высшая положительная валентность достигает восьми (ХеРв). У элементов подгруппы меди в образовании валентных связей могут участвовать с1-злектроны предпоследнего уровня, поэтому их высшая положительная валентность оказывается больше номера группы — бывает +1, +2, +3. Эти элементы являются неполными аналогами элементов главной подгруппы I группы и вместе с тем продолжают развитие свойств элементов семейства железа и платиновых металлов, к которым они вплотную примыкают в системе элементов. [c.79]

В периодах Периодической системы слева направо у элементов последовательно увеличивается заряд ядер атомов и количество внешних электронов. Одиопременно уменьшаются радиусы атомов элементов. В результате прочность связи внешних электронов с ядром атома увеличивается. Металлические же свойства элементов определяются легкостью отдачи валентных электронов. Поэтому при увели-чен1 И заряда ядер атомов и уменьшении их радиусов металлические свойства элементов в ряду натрий — хлор ослабевают. [c.206]

Кз[Со(Ы02)б], К2(Рс1(Ы02)4], К2[Р1(Ы02)4], К2И(Ы02)б], СНзЫОз. в этом ряду наблюдается увеличение ковалентного характера связи слева направо. В том же порядке в общем происходит повышение частот симметричных и асимметричных валентных колебаний. Деформационные колебания ЫОг-группы мало зависят от природы металла-комплексообразователя. Подобные соотношения наблюдаются, как это видно из табл. 89, в ряду одинаково построенных цианокомплексов ряда металлов. [c.323]

Как правило, под действием внешнесферного заместителя происходит несильное изменение в положении полос поглощения в ИК-спектре. Однако, если внешнесферный ион имеет тенденцию к Н-связеобразованию с аддендом, то такого рода взаимодействие неминуемо скажется на характере колебаний внутрисферной группы, что в свою очередь ведет к смещению полосы поглощения. Так, в ряду СЮ N0 , 1 , Вг , С1 слева направо увеличивается тенденция к образованию водородных связей. В соответствии с этим уменьшаются частоты валентных колебаний ЫН. [c.331]

Простые вещества. Физические свойства. Все р-эле. енгы образуют простые вещества с ковалентной связью. Но в периодах слева направо п в группах сверху Binia вследствие увеличения радиуса атома и удаления валентных электронов от ядра складываются условия для образования металлической связи (. 1, РЬ и т, д.), [c.97]

Если ось Z направить вдоль линии, соединяющей два атома азота, то одна из химических связей образуется при перекрывании волновых функции рг) обоих атомов. Соответствующая молекулярная функция не зависит от угла ф, t. е. не меняется при вращении вокруг оси z и при отражениях во всех плоскостях, проходящих через ось z. Электроны, образующие такую связь, называются а-электронами. Отметим попутно, что электроны, образующие одиночные связи между атомами, всегда являются а-электронами. Две другие пары валентных электронов в молекуле N2 образуют две дополнительные связи. Одна пара электронов образует связь при перекрывании волновых функций состояний рзс) обоих атомов. Вторая пара электронов— при перекрывании волновых функций Ру). Волновая функция молекулы, образованная из атомных функций ру), меняет знак при отражении в плоскости, прохо,дящей через ось г, т, е. через линию, соединяющую атомы (когда эта плоскость перпендикулярна оси у), так как функция ру) содержит sin ф и меняет знак при ф—> —ф. Электроны, образующие такую связь, называются п-электронами. Естественно, что энергия связи, образованной я-электронами, меньше, чем энергия связи, образованной о-электронами (меньше перекрываются волновые функции). Пара электронов в состоянии, определяемом волновой функцией, образованной из атомных функций рх), также называются я-электронами, так как эта функция меняет знак прй отражении в плоскости, перпендикулярной оси х и проходящей через линию связи. Таким образом, в молекуле азота из трех связей только одна связь между атомами образована [c.636]

Переходя, наконец, к рассмотрению химической связи в кристаллах иода, брома и хлора, вернемся сначала к рис. 9.11 и табл. 9.1 направим одну из осей координат вдоль линии 1234Г2 на рис. 9.11 и рассмотрим для простоты только р-орбитали, направленные вдоль этой оси. Нетрудно заметить тогда, что связь между атомами I вдоль линии 12341 2 описывается при помощи валентных структур типа [c.115]

Устойчивость характеристической валентности в каждом иа рядов периодической системы Д. И. Менделеева падает слева направо . В конце рядов переходных элементов наблюдается и падение устойчивости высших валентностей. Это является естественным следствием уменьшения числа неспаренных электронов атомов и необходимости значительной затраты энергии для возбуждения высших валентностей. Во многих фторидах могут проявляться более высокие валентности, чем в других галогенидах, но падение максимальной валентности по фтору в пределах VIII и I групп слева направо проявляется вполне отчетливо. Единственным исключением являются недавно описанные [2] очень мало устойчивые фторокомплексы КоСоР-и К2М1Р железо образует только КзРеРв- Может быть это связано, как предполагают авторы [2]. с особой устойчивостью группировки из электронов. [c.571]

Как известно, соединения различных актиноидов, находящихся в одном и том же валентном состоянии, сходны по химическим -свойствам. В связи с этим ниже дается характеристика, систематизированная по валентным состояниям. Необходимо учесть, что наиболее устойчивые валентности актиноидов возрастают от трех для актиния до шести для урана устойчивость высших валент-иостеи трансурановых элементов падает слева направо поэтому [c.679]

Наряду с этим Д. И. подверг критике структурную теорию и само понятие атомности (валентности), причем главное свое возражение он направил против признания постоянства атомности, на чем метафизически настаивали Кекуле и его сторонники. Например, рассматривая типы аммиачных соединений платины, Д. И. указывает, что допущения, которые принимают сторонники учения об атомности для объяснения строения этих соединений, разрушают всю постройку, основанную на допущении связи элементов по их атомности... Это безысходный круг принимается атомность Н=1, С1 = 1, 0=2, на основании этого находят атомность R = m, а, приняв это, видят, что или ее надо допустить больше, чем нашли, или для Н, I, О нужно допустить иную атомность. Так ведь и доказывается в точных знаниях, неприменимость известных допущений. Потому-то мы и не признавали во всем этом сочинении понятия об атомности элементов, как исходной точки для отправления в химических рассуждениях. То, что мы называем типом или стадией соединения, есть не что иное, как представление о замещаемости, выводимое прямо из факта (т. XIV, стр. 835). Говоря в заключении Основ химии об известных формах соединений, Д. И. поясняет Это называют также атомностью элементов,, но так как с этим понятием соединяется ряд иных представлений (постоянство форм, разделение соединений на атомные и частичные, связь элементов определенным числом сродств и т. п.), которые мы считаем неудовлетворительными,то мы и не употребляем, для избежания двусмыслия, слова атомность (т. XIV, стр. 907, примечание). (В т. XIV в этом месте допущена грубая опечатка, искажающая весь смысл примечания— пропущена частица пе перед словом употребляем . — Ред.). [c.716]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология