www.wikidata.uk-ua.nina.az

Хімічний зв язок Хімі чний зв язо к це взаємодія між атомами яка утримує їх у молекулі чи твердому тілі Хімічні зв язки

Хімічний зв'язок

Хімі́чний зв'язо́к — це взаємодія між атомами, яка утримує їх у молекулі чи твердому тілі.

Хімічні зв'язки є результатом взаємодії електронів та ядер атомів і описуються квантовою механікою. В першій третині XX ст. зародилася окрема галузь хімії, предметом якої є вивчення структури молекул і кристалів за допомогою квантово-механічних розрахунків: квантова хімія. Ця галузь набула особливо інтенсивного розвитку протягом кількох останніх десятиріч.

Про розвиток поняття

Сучасного вигляду теорія хімічного зв'язку почала набувати після того, як Г. Льюїс та В. Коссель у 1916 р. відзначили, що атоми утворюють хімічний зв'язок для того, щоб доповнити свою електронну оболонку до певної «магічної» кількості електронів. Для гідрогену це число дорівнює 2, для атомів другого періоду — 8, третього — 18. Якщо розглядати лише зовнішню електронну оболонку, то для більшості елементів це число становитиме 8 (правило октету). Таке доповнення відбувається двома шляхами:

  • повна передача одного чи більше електронів від одного атома до іншого. Утворюються різнойменно заряджені іони, які притягуються електростатичними силами (іонний зв'язок);
  • усуспільнення атомами одної чи більше електронної пари. Згодом було з'ясовано, що ці усуспільнені електрони накопичуються здебільшого між ядрами, які й притягуються до накопиченого негативного заряду (ковалентний зв'язок).

З точки зору фізики, концепція утворення (спільної) електронної пари була на той час революційною. Саме вона, за Льюїсом, стала центральною концепцією хімічного зв'язку.

В подальшому (Л. Полінг, 1932) кожному з елементів зіставили певну числову величину, названу електронегативністю. Вона визначає здатність атома елементу притягувати електронну пару при утворенні хімічного зв'язку. Ковалентні зв'язки дістали класифікацію на неполярні (між атомами з однаковою електронегативністю, найчастіше одного елементу в ідентичному оточенні) та полярні. Також стало зрозумілим, що іонний зв'язок є граничним випадком ковалентного полярного.

Хімічний зв'язок і квантова хімія

Два основних наближених підходи до квантово-механічного обчислення енергії молекули — метод валентних зв'язків та метод молекулярних орбіталей — доповнюють один одного в описі хімічного зв'язку.

В методі валентних зв'язків утворення хімічного зв'язку асоціюється зі спаровуванням спінів електронів, що утворюють електронні пари. Електронні пари в початковому описі локалізовані між відповідними атомами, ступінь їх зміщення чи делокалізації визначається вже в ході обчислювального процесу. Хоча математичне формулювання методу виявилось дещо неефективним для комп'ютерної реалізації, його ілюстративний апарат під назвою теорії резонансу (Л. Полінг, 1931-33) і досі є суттєвим компонентом теоретичної органічної хімії.

В методі молекулярних орбіталей утворення хімічного зв'язку асоціюється з перекриттям хвильових функцій атомів — атомних орбіталей, що веде до суперпозиції цих функцій і утворення молекулярних орбіталей. Тут електронні пари делокалізовані по всій молекулі або кристалу, і для характеристики окремих хімічних зв'язків доводиться вдаватися до того чи іншого способу локалізації орбіталей чи то електронних пар. Просторову спрямованість зв'язку певною мірою пояснює концепція гібридизації орбіталей.

Способи утворення та розриву ковалентного зв'язку

Можливі два способи розриву ковалентного зв'язку, які різняться фінальним розподілом двох електронів, що складали спільну електронну пару, між атомами:

  • гомолітичний. Електронна пара ділиться порівну, кожен із атомів отримує по одному електрону, утворюються дві незаряджені частинки, що несуть по неспарованому електрону — вільні радикали;
  • гетеролітичний. Один із атомів отримує обидва електрони спільної електронної пари, інший — жодного. Утворюються різнойменно заряджені частинки — іони.

Коли ковалентний зв'язок утворюється між незарядженими частинками за другою схемою, атоми, які усуспільнили електронну пару, набувають (часткового) електричного заряду. Цей механізм називають донорно-акцепторним механізмом утворення ковалентного зв'язку. Найпростіший приклад дає катіон амонію NH+
4.

Теорія хімічної будови органічних сполук Бутлерова

Термін «хімічна будова» вперше ввів О. М. Бутлеров у 1861 році. Також він заклав основи теорії хімічної будови. Головні положення даної теорії наступні:

  1. Атоми в молекулах зв'язані один з одним у певній послідовності. Зміна цієї послідовності приводить до утворення нової речовини з новими властивостями.
  2. З'єднання атомів відбувається відповідно до їх валентності.
  3. Властивості речовин залежать не тільки від їх складу, а й від «хімічної будови», тобто від порядку з'єднання атомів у молекулах і характеру їх взаємного впливу. Найбільш сильно впливають один на одного атоми, які безпосередньо пов'язані між собою.

Типи хімічного зв'язку

Серед типів хімічного зв'язку розрізняють:

Найпростіший одноелектронний ковалентний хімічний зв'язок

Рис.1. Орбітальні радіуси елементів (ra) і довжина одноелектронного хімічного зв'язку (d)

Найпростіший одноелектронний хімічний зв'язок створюється єдиним валентним електроном. Виявляється, що один електрон здатний утримувати як одне ціле два позитивні іони. В одноелектронному зв'язку кулонівські сили відштовхування позитивно заряджених частинок компенсуються кулонівськими силами притягання цих частинок до негативно зарядженого електрона. Валентний електрон стає спільним для двох ядер молекули, що є типовою ознакою ковалентного зв'язку.

Приклад такого зв'язку надають молекулярні іони: H+
2, Li+
2, Na+
2, K+
2, Rb+
2, Cs+
2:

Елемент H Li Na K Rb Cs
Електронна конфігурація 1S1 [He]2s1 [Ne]3s1 [Ar]4s1 [Kr]5s1 [Xe]6s1
Між’ядерна відстань

у молекулярному іоні X+
2, Å

1,06 3,14 3,43 4,18 4,44 4,70
Орбітальний радіус атома, Å 0,53 1,57 1,715 2,09 2,22 2,35

Існування молекулярних йонів водню[ru] і лужних металів, у яких хімічний зв'язок створює єдиний валентний електрон, розширює і доповнює поняття хімічного зв'язку. Це найпростіший приклад дробового порядку зв'язку. Єдиний зв'язувальний електрон локалізується в просторі між ядрами атомів і утримує їх як єдине ціле, утворюючи стійку хімічну систему (рис.1).

Одинарний ковалентний зв'язок

Рис.2.Неполярний ковалентний зв'язок
Рис.3.Полярний ковалентний зв'язок
Рис.4.Силові лінії електричного диполя

Одинарний ковалентний хімічний зв'язок створюється зв'язувальною електронною парою. У всіх чинних теоріях (теорія валентних зв'язків, теорія молекулярних орбіталей, теорія відштовхування валентних електронних пар, борівська модель хімічного зв'язку) зв'язувальна електронна пара знаходиться в просторі між атомами молекули. Розрізняють полярний та неполярний ковалентний зв'язок.

Неполярний ковалентний зв'язок присутній в гомоядерних двоатомних молекулах, у яких зв'язувальна електронна пара рівновіддалена від обох ядер молекулярної системи (рис.2). Відстань d між атомними ядрами можна розглядати як суму ковалентних радіусів відповідних атомів.

Відстань між атомними ядрами в одинарному двохелектронному ковалентному зв'язку менша, ніж аналогічна відстань у найпростішому одноелектронному хімічному зв'язку.

Молекула H2 Li2 Na2 K2 Rb2 Cs2
Між’ядерна відстань, Å 0,74 2,67 3,08 3,92 4,10 4,30
Ковалентний радіус, Å 0,37 1,335 1,54 1,96 2,05 2,15
Орбітальний радіус, Å 0,53 1,57 1,715 2,09 2,22 2,35
Радіус зв'язувальної електронної пари, Å 0,379 0,826 0,755 0,726 0,852 0,949
Енергія розриву зв'язку, кДж/моль 436 102 73 57 49 42

Різниця між орбітальними і ковалентними радіусами характеризує ступінь перекриття атомних орбіталей атомів, що утворюють хімічний зв'язок, і відображає деформацію електронної оболонки атомів.

Полярний ковалентний зв'язок виникає в гетероядерних двоатомних молекулах (рис.3). Зв'язувальна електронна пара в полярному хімічному зв'язку наближена до атома з вищою електронегативністю.

Відстань d між атомними ядрами, що характеризує просторову структуру полярних молекул, можна наближено розглядати як суму ковалентних радіусів відповідних атомів.

Характеристика деяких полярних молекул
Молекула LiH NaH KH RbH CsH
Між’ядерна відстань, Å 1,60 1,89 2,24 2,37 2,49
Енергія розриву зв'язку, кДж/моль 236 200 182 165 176

Зсув зв'язувальної електронної пари до одного з ядер полярної молекули спричиняє появу електричного диполя (рис.4).

Відстань між центрами тяжіння позитивного і негативного зарядів називають довжиною диполя. Полярність молекули, як і полярність зв'язку, оцінюють величиною дипольного моменту μ, що являє собою добуток довжини диполя l на величину електронного заряду:

μ = lq

Кратні ковалентні зв'язки

Рис.5.sp2-гібридизація
Рис.6.sp-гібридизація

Приклад кратних ковалентних зв'язків надають ненасичені органічні сполуки, зокрема, ненасичені вуглеводні: вони містять подвійний і потрійний хімічні зв'язки. Для опису природи зв'язків у ненасичених сполуках Л.Полінг ввів поняття сигма- і π-зв'язків, гібридизації атомних орбіталей.

Гібридизація Полінга для s - і p - електронів зняла протиріччя між просторовою спрямованістю p-орбіталей та просторовою будовою молекул. Вона дозволила певною мірою пояснити спрямованість хімічних зв'язків, зокрема тетраедричну конфігурацію молекули метану. Для пояснення структури етилену з чотирьох рівноцінних sp3-електронів атома вуглецю доводиться виокремлювати один p-електрон для утворення додаткового зв'язку, що отримав назву π-зв'язку. При цьому решта три sp2-гібридні орбіталі розташовуються в площині під кутом 120° і утворюють σ-зв'язки, наприклад, плоску молекулу етилену (рис.5).

У випадку молекули ацетилену в гібридизації беруть участь лише одна s - і одна p-орбіталь, при цьому утворюються дві sp-гібридні орбіталі, розташовані під кутом 180° і спрямовані в протилежні сторони. Дві «чисті» p-орбіталі атомів вуглецю попарно перекриваються у взаємноперпендикулярних площинах, утворюючи два π-зв'язки лінійної молекули ацетилену (рис.6).

Погляди Л. Полінга знайшли відображення в його книзі «Природа хімічного зв'язку», яка на довгі роки стала настільною книгою хіміка. У 1954 році Л.Полінгу присуджено Нобелівську премію з хімії з формулюванням «За дослідження природи хімічного зв'язку і його застосування для визначення структури складних сполук».

Однак фізичний сенс вибіркової гібридизації атомних орбіталей залишався неясним, гібридизація являла собою алгебричні перетворення, яким не могла бути приписана фізична реальність.

Лайнус Полінг зробив спробу поліпшення опису хімічного зв'язку, виключивши вибірковість гібридизації орбіталей у молекулах ненасичених сполук і створивши теорію вигнутого ("бананового") хімічного зв'язку. У своїй доповіді на симпозіумі з теоретичної органічної хімії, присвяченій пам'яті Кекуле (Лондон, вересень 1958 року), Л.Полінг запропонував новий шлях опису подвійного зв'язку як комбінації двох однакових вигнутих хімічних зв'язків, а потрійного зв'язку — трьох вигнутих хімічних зв'язків. На цьому симпозіумі Л.Полінг з усією категоричністю стверджував:

Можуть знайтися хіміки, які вважають, що надзвичайно важливим нововведенням… став опис σ,π- опису для подвійного або потрійного зв'язку та спряжених систем замість опису за допомогою вигнутих зв'язків. Я ж стверджую, що σ,π- опис менш задовільний, ніж опис за допомогою вигнутих зв'язків, що це нововведення є лише перехідним і незабаром відімре.

Це одне з дуже небагатьох передбачень Л.Полінга, яке виявилося хибним. Класифікація зв'язків на σ-, π-, δ- спирається на симетрію, тобто має реальне фізичне підґрунтя і є сьогодні об'єктом стійкого наукового консенсусу. Ідея не знайшла ані розрахункового, ані експериментального підтвердження. Так, для молекули ацетилену модель "бананових зв'язків" передбачає наявність осі симетрії третього порядку, а модель двох π-зв'язків — осі четвертого порядку; жодна з цих картин не підтверджується високоточними квантово-хімічними розрахунками. Модель "бананових зв'язків" ґрунтується на, як згодом було з'ясовано, неприйнятному припущенні щодо локального характеру хімічного зв'язку. Найбільш змістовними є канонічні молекулярні орбіталі, отримувані в методі Гартрі — Фока, а вони симетричні й делокалізовані по всій системі (молекулі). Певні математичні процедури локалізації часто, але не завжди дозволяють перейти від канонічних до локалізованих орбіталей. Зокрема, локалізація неможлива у спряжених π-системах.

Чим більше зв'язувальних електронів, тим менша між'ядерна відстань і міцніший хімічний зв'язок між атомами вуглецю.

Кратність зв'язку Структура зв'язку Між’ядерна відстань, Å Енергія зв'язку, кДж/моль
Одинарний (C-C) Двохелектронна двоцентрова 1,54 348
Подвійний (C=C) Чотириелектронна двоцентрова 1,34 614
Потрійний (C≡C) Шестиелектронна двоцентрова 1,20 839

Трицентровий хімічний зв'язок

Подальший розвиток уявлень про хімічний зв'язок дав американський фізико-хімік В.Ліпском, який розробив теорію двохелектронних трицентрових зв'язків і топологічну теорію, що дозволяє передбачати будову ще деяких бороводнів (гідридів бору).

Електронна пара в трицентровому хімічному зв'язку усуспільнюється ядрами одразу трьох атомів. У найпростішого представника трицентрового хімічного зв'язку — молекулярного йона водню H+
3 одна електронна пара утримує в єдиному цілому три протони.

Рис.7.Диборан

В молекулі диборану виділяють чотири одинарні ковалентні зв'язки B-H і два двохелектронні трицентрові зв'язки (рис.7). Між'ядерна відстань в одинарному ковалентному зв'язку B-H становить 1,19 Å, в той час як аналогічна відстань у трицентровому зв'язку B-H-B складає 1,31 Å. Кут трицентрового зв'язку B-H-B (φ) дорівнює 83°. Комбінація двох трицентрових зв'язків у молекулі диборану дозволяє утримувати ядра атомів бору на відстані dB-B = 2 · 1,31 · sin φ/2 = 1,736 Å. Ядра місткових атомів водню віддалені від площини, в якій розташовані чотири одинарні ковалентні зв'язки B-H, на відстань h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å.

Трицентрові зв'язки можуть реалізуватися не тільки в трикутнику з двох атомів бору та одного атома водню, але й між трьома атомами бору, наприклад у каркасних бороводнях (пентаборан — B
5H
9, декаборан — B
10H
14 тощо). В цих структурах є звичайні (кінцеві) і вхідні в трицентровий зв'язок (місткові) атоми водню і трикутники з атомів бору.

Існування боранів з їхніми двоелектронними трицентровими зв'язками з «містковими» атомами водню порушувало канонічне вчення про валентність. Атом водню, який вважався раніше стандартним одновалентним елементом, виявився пов'язаним однаковими зв'язками з двома атомами бору і став формально двовалентним елементом. Роботи В. Ліпскома з розшифровки будови боранів розширювали уявлення про хімічний зв'язок. Нобелівський комітет нагородив Вільяма Нанна Ліпскома премією з хімії за 1976 рік з формулюванням "За дослідження структури боранів (боргідридів), що проясняють проблеми хімічних зв'язків".

Багатоцентровий хімічний зв'язок

Рис.8.Молекула фероцену
Рис.9. Дибензолхром[en]
Рис.10.Ураноцен[en]

У 1951 році Т. Кілі і П. Посон несподівано при синтезі дициклопентадієнілу отримали абсолютно нову залізоорганічну сполуку. Отримання невідомої раніше виключно стійкої жовто-оранжевої кристалічної сполуки заліза відразу привернуло до себе увагу.

Е. Фішер і Д. Вілкінсон незалежно один від одного встановили структуру нової сполуки — два кільця циклопентадієнілу розташовані паралельно, шарами, або у вигляді «сендвіча» з атомом заліза, розташованим між ними по центру (рис.8). Назву «фероцен» було запропоновано Р. Вудвордом (точніше, співробітником його групи Д. Вайтингом). У ній відображено наявність в молекулі сполуки атома заліза і десяти вуглецевих атомів (zehn — десять).

Всі десять зв'язків (C-Fe) у молекулі фероцену рівноцінні, величина між'ядерної відстані Fe-C — 2,04 Å. Всі атоми вуглецю в молекулі фероцену структурно і хімічно еквівалентні, довжина кожного зв'язку C-C 1,40 — 1,41 Å (для порівняння, в бензолі довжина зв'язку C-C 1,39 Å). Навколо атома заліза виникає 36-електронна оболонка.

У 1973 році Ернст Отто Фішер і Джефрі Вілкінсон отримали Нобелівську премію з хімії з формулюванням «За новаторську, проведену незалежно один від одного роботу, в галузі металоорганічних, так званих сандвічевих сполук». Інгвар Ліндквіст, член Шведської королівської академії наук, у своїй промові під час презентації лауреатів, заявив, що «відкриття і доведення нових принципів зв'язків і структур, наявних у сандвічевих сполуках[en], є значним досягненням, практичну значущість якого в даний час неможливо передбачити».

В наш час отримані дициклопентадієнильні похідні багатьох металів. Похідні перехідних металів мають таку саму структуру і природу, що й фероцен. Лантаноїди утворюють не сандвічеву структуру, а конструкцію, що нагадує трипроменеву зірку. Отже, атоми La, Ce, Pr, Nd створюють п'ятнадцяти центровий хімічний зв'язок.

Незабаром слідом за фероценом був отриманий дибензолхром (рис.9). За тією ж схемою отримані дибензолмолібден і дибензолванадій. У всіх сполуках цього класу атоми металу утримують в єдиному цілому два шестичленні ароматичні кільця. Всі 12 зв'язків метал-вуглець у цих сполуках ідентичні.

Синтезовано також ураноцен [біс(циклооктатетраен)уран], у якому атом урану утримує два восьмичленні кільця (рис.10). Всі 16 зв'язків уран-вуглець в ураноцені ідентичні. Ураноцен отримують взаємодією UCl4 з сумішшю циклооктатетраену і калію в тетрагідрофурані при мінус 30° C.

Всі ці дані лише підкреслюють хибність припущення про локалізований характер хімічного зв'язку і обмеженість застосування моделей, які на це припущення спираються, — зокрема, моделі гібридизації.

Динаміка хімічного зв'язку

Хімічний зв'язок достатньо динамічний. Так, металевий зв'язок трансформується в ковалентний у процесі фазового переходу при випаровуванні металу. Перехід металу з твердого в пароподібний стан вимагає витрати великих кількостей енергії.

Метал Li Na K Rb Cs
Теплота сублімації (ккал/г-атом) 36 26 22 21 19

У парах зазначені метали складаються практично з гомоядерних двоатомних молекул та вільних атомів. При конденсації пари металу ковалентний зв'язок перетворюється на металевий.

Випаровування солей з типово йонним зв'язком, наприклад фторидів лужних металів, призводить до руйнування йонного зв'язку та утворення гетероядерних двохатомних молекул з полярним ковалентним зв'язком. При цьому має місце утворення димеризованих молекул з містковими зв'язками.

Характеристика хімічного зв'язку в молекулах фторидів лужних металів та їх димерах.

EF dEF, Å μ D Е2F2 dEF, Å <F-Е-F
LiF 1,56 6,60 Li2F2 1,75 105°
NaF 1,93 - Na2F2 2,08 95°
KF 2,17 7,37 K2F2 2,35 88°
RbF 2,27 - Rb2F2 2,45 84°
CsF 2,35 7,88 Cs2F2 2,56 79°

При конденсації пари фторидів лужних металів полярний ковалентний зв'язок трансформується в йонний з утворенням відповідної кристалічної ґратки солі.

Механізм переходу ковалентного зв'язку в металічний

Рис.11. Співвідношення між радіусом орбіталі електронної пари re і довжиною ковалентного хімічного зв'язку d
Рис.12. Орієнтація диполів двоатомних молекул та утворення викривленого октаедричного фрагмента кластера при конденсації пари лужних металів
Рис.13. Об'ємноцентроване кубічне розташування ядер у кристалах лужних металів та зв'язувальної ланки

Дисперсійне притягання (сили Лондона) зумовлює міжатомну взаємодію і утворення гомоядерних двоатомних молекул з атомів лужних металів.

Утворення ковалентного зв'язку метал-метал пов'язане з деформацією електронних оболонок атомів, що взаємодіють, — валентні електрони утворюють зв'язувальну електронну пару, електронна густина якої концентрується в просторі між атомними ядрами молекули, що виникла. Характерною особливістю гомоядерних двохатомних молекул лужних металів є велика довжина зв'язку (в 3,6-5,8 рази більше від довжини зв'язку в молекулі водню) і низька енергія його розриву.

В теорії відштовхування електронних пар вважається важливим співвідношення між радіусом орбіталі електронної пари re і довжиною ковалентного хімічного зв'язку d (рис.11). Для елементів кожного періоду таблиці Д. В. Менделєєва існує певний радіус електронної пари (Е):

— 0,6 для елементів аж до неону;

— 0,75 для елементів аж до аргону;

— 0,75 для елементів аж до криптону;

— 0,8 для елементів аж до ксенону

Зазначене співвідношення між re і d визначає нерівномірність розподілу електричних зарядів у молекулі — в середній частині молекули зосереджено негативний електричний заряд зв'язувальної електронної пари, а на кінцях молекули — позитивні електричні заряди двох атомних кістяків.

Нерівномірність розподілу електричних зарядів створює умови взаємодії молекул за рахунок сил Ван дер Ваальса, а саме квадрупольної та дисперсійної взаємодії. Молекули лужних металів прагнуть орієнтуватися таким чином, щоб по сусідству виявлялися різнойменні електричні заряди. В результаті між молекулами виникають сили притягання. Завдяки наявності останніх, молекули лужних металів зближуються і більш менш міцно стягуються між собою. Одночасно відбувається певка деформація кожної з них під дією ближче розташованих полюсів сусідніх молекул (рис.12).

Фактично, зв'язувальні електрони початкової двохатомної молекули, потрапляючи в електричне поле чотирьох позитивно заряджених атомних кістяків молекул лужних металів, відриваються з орбітального радіуса атома і стають вільними.

При цьому зв'язувальна електронна пара стає спільною вже для системи з шістьма катіонами. Починається побудова кристалічної ґратки металу на етапі кластера. У кристалічній ґратці лужних металів чітко виражена структура зв'язувальної ланки, що має форму спотвореного сплющеного октаедра — квадратної біпіраміди, висота якої і ребра основи рівні величині сталої трансляційної ґратки aw (рис.13).

Величина сталої трансляційної ґратки aw кристала лужного металу значно перевищує довжину ковалентного зв'язку молекули лужного металу, тому прийнято вважати, що електрони в металі знаходяться у вільному стані:

Лужний метал Li Na K Rb Cs
Стала ґратки aw,Å 3,5021 4,2820 5,247 5,69 6,084
Довжина ковалентного зв'язку, Me2, Å 2,67 3,08 3,92 4,10 4,30

Наближений опис електронної будови кристалу метала надає модель вільних електронів. В теорії кристалів важливу роль відіграє поняття поверхні Фермі..

Рис. 14.Фазова діаграма водню

При зіставленні процесу конденсації пари лужних металів з процесом конденсації газів, наприклад, водню, проявляється характерна особливість у властивостях металу. Так, якщо під час конденсації водню проявляються слабкі міжмолекулярні взаємодії, то при конденсації пари металу протікають процеси, характерні для хімічних реакцій. Сама конденсація пари металу йде у кілька стадій і може бути описана такою процесією: вільний атом → двохатомна молекула з ковалентним зв'язком → металічний кластер → компактний метал з металічним зв'язком.

У 1935 році Юджин Вігнер і Гіллард Гантінгтон[en] передбачили можливість існування і металічного водню. Дійсно, ковалентний зв'язок, властивий молекулярному водню, переходить у металевий зв'язок. Цей перехід спостерігається для твердого водню при надвисокому тиску (рис.14).

Механізм переходу ковалентного зв'язку в іонний

Рис.15.Димеризація полярних молекул

Перехід ковалентного зв'язку в іонний спостерігається для гетероядерних двохатомних молекул з полярним ковалентним зв'язком, наприклад, галогенідів лужних металів при переході з газоподібного у твердий стан.

Атоми лужних металів при утворенні відповідного галогеніду втрачають свій єдиний зовнішній електрон і набувають позитивного електричного заряду. Негативний електричний заряд фіксується на атомі галогену. Молекули галогенідів лужних металів фактично є електричними диполями.

Довжина хімічного зв'язку в молекулах галогенідів лужних металів (газова фаза).
ЕХ Довжина хімічного зв'язку, Å
EF ECl ЕВг ЕІ
LiX 1,56 2,02 2,17 2,39
NaX 1,93 2,36 2,50 2,71
KX 2,17 2,67 2,82 3,05
RbX 2,27 2,79 2,95 3,18
CsX 2,35 2,91 3,07 3,32

Розподіл силових ліній електричного диполя полярного ковалентного зв'язку наведено на рис.4. При досить близьких відстанях силові лінії взаємно орієнтують полярні молекули — однойменно заряджені кінці (полюси) їхніх диполів взаємно відштовхуються, а різнойменно заряджені притягуються. Як наслідок між молекулами діють сили притягання, зумовлені взаємодією їхніх постійних диполів, які мають назву орієнтаційних сил.

Взаємодія молекул галогенідів лужних металів супроводжується їх димеризацією. Димерну молекулу можна розглядати як електричний квадруполь (рис.15). У цей час відомі основні характеристики димерів галогенідів лужних металів (довжини хімічного зв'язку і валентні кути між зв'язками).

Довжина хімічного зв'язку і валентні кути в димерах галогенідів лужних металів (Е2X2)(газова фаза).
Е2X2 X=F X=Cl X=Br X=I
dEF, Å <F-Е-F,° dECl, Å <Cl-Е-Cl,° dЕВг, Å <Br-Е-Br, ° dЕІ, Å <I-Е-I, °
Li2X2 1,75 105 2,23 108 2,35 110 2,54 116
Na2X2 2,08 95 2,54 105 2,69 108 2,91 111
K2X2 2,35 88 2,86 98 3,02 101 3,26 104
Cs2X2 2,56 79 3,11 91 3,29 94 3,54 94

В процесі конденсації дія орієнтаційних сил посилюється, міжмолекулярна взаємодія супроводжується утворенням кластерів, а потім і твердої речовини. Галогеніди лужних металів утворюють кристали з простою кубічною та об'ємно-центрованою кубічною ґраткою.

Тип кристалічної ґратки і постійна трансляційної решітки для галогенідів лужних металів.

Сполука і тип кристалічної ґратки Стала ґратки, Å
Li Na K Rb Cs
фториди (куб) 4,0279 4,628 5,344 5,64 6,020
хлориди (куб) 5,1399 5,639 6,21 - -
хлориди (ОЦК) - - - 3,749 4,10
броміди (куб) 5,501 5,973 6,599 6,868 7,23
броміди (ОЦК) - - - - 4,296
йодиди (куб) 6,012 6,475 7,066 7,340 7,66
йодиди (ОЦК) - - - - 4,567

У процесі кристалізації відбувається подальше збільшення міжатомної відстані, що призводить до зриву електрона з орбітального радіуса атома лужного металу і передачі електрона атому галогену з утворенням відповідних іонів. Силові поля іонів рівномірно розподіляються по всіх напрямках у просторі. У зв'язку з цим у кристалах лужних металів силове поле кожного іона координує не один іон протилежного знаку, як прийнято якісно подавати йонний зв'язок (Na+Cl-), а більше (6 чи 8).

У кристалах іонних сполук поняття простих двохіонних молекул типу Na+Cl− та Cs+Cl− втрачає сенс, оскільки йон лужного металу пов'язаний (координований) з шістьма йонами хлору (в кристалі хлористого натрію) і з вісьмома йонами хлору (в кристалі хлористого цезію). При цьому всі міжіонні відстані в кристалах однакові. Весь іонний кристал являє собою гігантську молекулу.

Примітки

  1. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. — М. : «Химия», 1987. — С. 124. — 320 с.
  2. ↑ Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. — М. : «Химия», 1987. — С. 132-136. — 320 с.
  3. Ганкин В.Ю., Ганкин Ю.В. Как образуется химическая связь и протекают химические реакции. — М. : издат.группа "Граница", 2007. — 320 с. — ISBN 978-5-94691296-9.
  4. Некрасов Б. В. Курс общей химии. — М. : Госхимиздат, 1962. — С. 88. — 976 с.
  5. Паулинг Л. Природа химической связи / под редакцией Я.К.Сыркина. — пер. с англ. М.Е.Дяткиной. — М.-Л. : Госхимиздат, 1947. — 440 с.
  6. ↑ Теоретическая органическая химия / под ред. Р.Х.Фрейдлиной. — пер. с англ. Ю.Г.Бунделя. — М. : Изд. иностранной литературы, 1963. — 365 с.
  7. ↑ Леменовский Д.А., Левицкий М.М. Российский химический журнал (журнал Российского химического общества им. Д.И.Менделеева). — 2000. — Т. XLIV, вып.6. — С. 63-86.
  8. Химический энциклопедический словарь / гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М. : Сов. энциклопедия, 1983. — С. 607. — 792 с.
  9. Некрасов Б. В. Курс общей химии. — М. : Госхимиздат, 1962. — С. 679. — 976 с.
  10. ↑ Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. — М. : «Химия», 1987. — С. 155-161. — 320 с.
  11. Гиллеспи Р. Геометрия молекул / пер. с англ. Е.З. Засорина и В.С. Мастрюкова, под ред. Ю.А Пентина. — М. : «Мир», 1975. — С. 49. — 278 с.
  12. ↑ Справочник химика. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.-М. : ГНТИ Химической литературы, 1962. — Т. 1. — С. 402-513. — 1072 с.
  13. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ.. — М. : «Химия», 1987. — С. 132—136. — 320 с.
  14. Зиман Дж. Электроны в металлах (введение в теорию поверхностей Ферми). Успехи физических наук.. — 1962. — Т. 78, вып.2. — 291 с.

Див. також

Література

  • Химическая связь // Химическая энциклопедия : в 5 т. / гл. ред. Н. С. Зефиров. — М. : Большая Рос. энцикл., 1998. — Т. 5 : Триптофан — Ятрохимия. — Стб. 460. — Библиогр. в конце ст. — ISBN 5-85270-310-9.(рос.)
  • Глосарій термінів з хімії // Й. Опейда, О. Швайка. Ін-т фізико-органічної хімії та вуглехімії ім. Л. М. Литвиненка НАН України, Донецький національний університет. — Донецьк : Вебер, 2008. — 758 с. — ISBN 978-966-335-206-0
  • Ч. Коулсон. Валентность / Пер. с англ. под ред. Соколова Н. Д. — М.: Мир, 1965. — 426 с. (рос.)
  • Маррел Дж., Кеттл С., Теддер Дж. Химическая связь [ 24 квітня 2019 у Wayback Machine.]. М.: Мир, 1980. 384 с.
  • Пиментел Г., Спратли Р. Как квантовая механика объясняет химическую связь. Пер. с англ. М.: Мир, 1973. 332 с.
  • Рюденберг К. Физическая природа химической связи. М.: Мир, 1964. 164 c.
  • Бердетт Дж. Химическая связь. М.: Бином. Лаборатория знаний, 2008. 248 с. ISBN 978-5-94774-760-7, ISBN 978-5-03-003847-6, ISBN 0-471-97129-4
  • Яцимирский К. Б., Яцимирский В. К. Химическая связь. Киев: Вища школа, 1975. 304 c.
  • Краснов К. С. Молекулы и химическая связь. 2-ое изд. М: Высшая школа, 1984. 295 с.
  • Татевский В. М.[ru] Строение молекул. М.: Химия, 1977. 512 с (Глава VIII. «Проблема химической связи в квантовой механике»)
  • Татевский В. М. Квантовая механика и теория строения молекул. М.: Изд-во МГУ, 1965. 162 с. (§§ 30-31)
  • Бейдер Р.[ru] Атомы в молекулах. Квантовая теория. М.: Мир, 2001. 532 c. ISBN 5-03-003363-7 Глава 7. Модели химической связи.

Посилання

Вікіпедія, Українська, Україна, книга, книги, бібліотека, стаття, читати, завантажити, безкоштовно, безкоштовно завантажити, mp3, відео, mp4, 3gp, jpg, jpeg, gif, png, малюнок, музика, пісня, фільм, книга, гра, ігри
Дата публікації:
Himi chnij zv yazo k ce vzayemodiya mizh atomami yaka utrimuye yih u molekuli chi tverdomu tili Himichni zv yazki ye rezultatom vzayemodiyi elektroniv ta yader atomiv i opisuyutsya kvantovoyu mehanikoyu V pershij tretini XX st zarodilasya okrema galuz himiyi predmetom yakoyi ye vivchennya strukturi molekul i kristaliv za dopomogoyu kvantovo mehanichnih rozrahunkiv kvantova himiya Cya galuz nabula osoblivo intensivnogo rozvitku protyagom kilkoh ostannih desyatirich Zmist 1 Pro rozvitok ponyattya 2 Himichnij zv yazok i kvantova himiya 3 Sposobi utvorennya ta rozrivu kovalentnogo zv yazku 4 Teoriya himichnoyi budovi organichnih spoluk Butlerova 5 Tipi himichnogo zv yazku 5 1 Najprostishij odnoelektronnij kovalentnij himichnij zv yazok 5 2 Odinarnij kovalentnij zv yazok 5 3 Kratni kovalentni zv yazki 5 4 Tricentrovij himichnij zv yazok 5 5 Bagatocentrovij himichnij zv yazok 6 Dinamika himichnogo zv yazku 6 1 Mehanizm perehodu kovalentnogo zv yazku v metalichnij 6 2 Mehanizm perehodu kovalentnogo zv yazku v ionnij 7 Primitki 8 Div takozh 9 Literatura 10 PosilannyaPro rozvitok ponyattya RedaguvatiSuchasnogo viglyadu teoriya himichnogo zv yazku pochala nabuvati pislya togo yak G Lyuyis ta V Kossel u 1916 r vidznachili sho atomi utvoryuyut himichnij zv yazok dlya togo shob dopovniti svoyu elektronnu obolonku do pevnoyi magichnoyi kilkosti elektroniv Dlya gidrogenu ce chislo dorivnyuye 2 dlya atomiv drugogo periodu 8 tretogo 18 Yaksho rozglyadati lishe zovnishnyu elektronnu obolonku to dlya bilshosti elementiv ce chislo stanovitime 8 pravilo oktetu Take dopovnennya vidbuvayetsya dvoma shlyahami povna peredacha odnogo chi bilshe elektroniv vid odnogo atoma do inshogo Utvoryuyutsya riznojmenno zaryadzheni ioni yaki prityaguyutsya elektrostatichnimi silami ionnij zv yazok ususpilnennya atomami odnoyi chi bilshe elektronnoyi pari Zgodom bulo z yasovano sho ci ususpilneni elektroni nakopichuyutsya zdebilshogo mizh yadrami yaki j prityaguyutsya do nakopichenogo negativnogo zaryadu kovalentnij zv yazok Z tochki zoru fiziki koncepciya utvorennya spilnoyi elektronnoyi pari bula na toj chas revolyucijnoyu Same vona za Lyuyisom stala centralnoyu koncepciyeyu himichnogo zv yazku V podalshomu L Poling 1932 kozhnomu z elementiv zistavili pevnu chislovu velichinu nazvanu elektronegativnistyu Vona viznachaye zdatnist atoma elementu prityaguvati elektronnu paru pri utvorenni himichnogo zv yazku Kovalentni zv yazki distali klasifikaciyu na nepolyarni mizh atomami z odnakovoyu elektronegativnistyu najchastishe odnogo elementu v identichnomu otochenni ta polyarni Takozh stalo zrozumilim sho ionnij zv yazok ye granichnim vipadkom kovalentnogo polyarnogo Himichnij zv yazok i kvantova himiya RedaguvatiDokladnishe Kvantova himiyaDva osnovnih nablizhenih pidhodi do kvantovo mehanichnogo obchislennya energiyi molekuli metod valentnih zv yazkiv ta metod molekulyarnih orbitalej dopovnyuyut odin odnogo v opisi himichnogo zv yazku V metodi valentnih zv yazkiv utvorennya himichnogo zv yazku asociyuyetsya zi sparovuvannyam spiniv elektroniv sho utvoryuyut elektronni pari Elektronni pari v pochatkovomu opisi lokalizovani mizh vidpovidnimi atomami stupin yih zmishennya chi delokalizaciyi viznachayetsya vzhe v hodi obchislyuvalnogo procesu Hocha matematichne formulyuvannya metodu viyavilos desho neefektivnim dlya komp yuternoyi realizaciyi jogo ilyustrativnij aparat pid nazvoyu teoriyi rezonansu L Poling 1931 33 i dosi ye suttyevim komponentom teoretichnoyi organichnoyi himiyi V metodi molekulyarnih orbitalej utvorennya himichnogo zv yazku asociyuyetsya z perekrittyam hvilovih funkcij atomiv atomnih orbitalej sho vede do superpoziciyi cih funkcij i utvorennya molekulyarnih orbitalej Tut elektronni pari delokalizovani po vsij molekuli abo kristalu i dlya harakteristiki okremih himichnih zv yazkiv dovoditsya vdavatisya do togo chi inshogo sposobu lokalizaciyi orbitalej chi to elektronnih par Prostorovu spryamovanist zv yazku pevnoyu miroyu poyasnyuye koncepciya gibridizaciyi orbitalej Sposobi utvorennya ta rozrivu kovalentnogo zv yazku RedaguvatiMozhlivi dva sposobi rozrivu kovalentnogo zv yazku yaki riznyatsya finalnim rozpodilom dvoh elektroniv sho skladali spilnu elektronnu paru mizh atomami gomolitichnij Elektronna para dilitsya porivnu kozhen iz atomiv otrimuye po odnomu elektronu utvoryuyutsya dvi nezaryadzheni chastinki sho nesut po nesparovanomu elektronu vilni radikali geterolitichnij Odin iz atomiv otrimuye obidva elektroni spilnoyi elektronnoyi pari inshij zhodnogo Utvoryuyutsya riznojmenno zaryadzheni chastinki ioni Koli kovalentnij zv yazok utvoryuyetsya mizh nezaryadzhenimi chastinkami za drugoyu shemoyu atomi yaki ususpilnili elektronnu paru nabuvayut chastkovogo elektrichnogo zaryadu Cej mehanizm nazivayut donorno akceptornim mehanizmom utvorennya kovalentnogo zv yazku Najprostishij priklad daye kation amoniyu NH 4 Teoriya himichnoyi budovi organichnih spoluk Butlerova RedaguvatiDokladnishe Teoriya ButlerovaTermin himichna budova vpershe vviv O M Butlerov u 1861 roci Takozh vin zaklav osnovi teoriyi himichnoyi budovi Golovni polozhennya danoyi teoriyi nastupni Atomi v molekulah zv yazani odin z odnim u pevnij poslidovnosti Zmina ciyeyi poslidovnosti privodit do utvorennya novoyi rechovini z novimi vlastivostyami Z yednannya atomiv vidbuvayetsya vidpovidno do yih valentnosti Vlastivosti rechovin zalezhat ne tilki vid yih skladu a j vid himichnoyi budovi tobto vid poryadku z yednannya atomiv u molekulah i harakteru yih vzayemnogo vplivu Najbilsh silno vplivayut odin na odnogo atomi yaki bezposeredno pov yazani mizh soboyu Tipi himichnogo zv yazku RedaguvatiSered tipiv himichnogo zv yazku rozriznyayut Kovalentnij zv yazok Harakterizuyetsya napravlenistyu ta nasichuvanistyu polyarnij nepolyarnij Ionnij zv yazok Napravlenist i nasichuvanist nepritamanni Metalichnij zv yazok Vinikaye vnaslidok ususpilnennya elektroniv velikoyu kilkistyu atomiv utvoryuyetsya elektronnij gaz Donorno akceptornij zv yazok a radshe mehanizm utvorennya kovalentnogo polyarnogo zv yazku Vede do perevishennya formalnoyi valentnosti elementu znajdenoyi za periodichnoyu sistemoyu Vodnevij zv yazok Mozhe buti klasifikovanij yak silna nevalentna vzayemodiya napravlenist ta nasichuvanist pritamanni lishe chastkovo Van der Vaalsiv zv yazok Nevalentna vzayemodiya molekul Nasichuvanist ne pritamanna napravlenist lishe pevnoyu miroyu Rozriznyayut takozh acetilenovij zv yazok bananovij zv yazok policentrovij zv yazok semipolyarnij zv yazok bagatocentrovij himichnij zv yazok Najprostishij odnoelektronnij kovalentnij himichnij zv yazok Redaguvati Ris 1 Orbitalni radiusi elementiv ra i dovzhina odnoelektronnogo himichnogo zv yazku d Najprostishij odnoelektronnij himichnij zv yazok stvoryuyetsya yedinim valentnim elektronom Viyavlyayetsya sho odin elektron zdatnij utrimuvati yak odne cile dva pozitivni ioni V odnoelektronnomu zv yazku kulonivski sili vidshtovhuvannya pozitivno zaryadzhenih chastinok kompensuyutsya kulonivskimi silami prityagannya cih chastinok do negativno zaryadzhenogo elektrona Valentnij elektron staye spilnim dlya dvoh yader molekuli sho ye tipovoyu oznakoyu kovalentnogo zv yazku Priklad takogo zv yazku nadayut molekulyarni ioni H 2 Li 2 Na 2 K 2 Rb 2 Cs 2 1 Element H Li Na K Rb CsElektronna konfiguraciya 1S1 He 2s1 Ne 3s1 Ar 4s1 Kr 5s1 Xe 6s1Mizh yaderna vidstan u molekulyarnomu ioni X 2 A 1 06 3 14 3 43 4 18 4 44 4 70Orbitalnij radius atoma A 0 53 1 57 1 715 2 09 2 22 2 35Isnuvannya molekulyarnih joniv vodnyu ru i luzhnih metaliv u yakih himichnij zv yazok stvoryuye yedinij valentnij elektron rozshiryuye i dopovnyuye ponyattya himichnogo zv yazku Ce najprostishij priklad drobovogo poryadku zv yazku Yedinij zv yazuvalnij elektron lokalizuyetsya v prostori mizh yadrami atomiv i utrimuye yih yak yedine cile utvoryuyuchi stijku himichnu sistemu ris 1 Odinarnij kovalentnij zv yazok Redaguvati Ris 2 Nepolyarnij kovalentnij zv yazok Ris 3 Polyarnij kovalentnij zv yazok Ris 4 Silovi liniyi elektrichnogo dipolyaOdinarnij kovalentnij himichnij zv yazok stvoryuyetsya zv yazuvalnoyu elektronnoyu paroyu U vsih chinnih teoriyah teoriya valentnih zv yazkiv teoriya molekulyarnih orbitalej teoriya vidshtovhuvannya valentnih elektronnih par borivska model himichnogo zv yazku zv yazuvalna elektronna para znahoditsya v prostori mizh atomami molekuli Rozriznyayut polyarnij ta nepolyarnij kovalentnij zv yazok Nepolyarnij kovalentnij zv yazok prisutnij v gomoyadernih dvoatomnih molekulah u yakih zv yazuvalna elektronna para rivnoviddalena vid oboh yader molekulyarnoyi sistemi ris 2 Vidstan d mizh atomnimi yadrami mozhna rozglyadati yak sumu kovalentnih radiusiv vidpovidnih atomiv Vidstan mizh atomnimi yadrami v odinarnomu dvohelektronnomu kovalentnomu zv yazku mensha nizh analogichna vidstan u najprostishomu odnoelektronnomu himichnomu zv yazku Molekula H2 Li2 Na2 K2 Rb2 Cs2Mizh yaderna vidstan A 2 0 74 2 67 3 08 3 92 4 10 4 30Kovalentnij radius A 0 37 1 335 1 54 1 96 2 05 2 15Orbitalnij radius A 0 53 1 57 1 715 2 09 2 22 2 35Radius zv yazuvalnoyi elektronnoyi pari A 0 379 0 826 0 755 0 726 0 852 0 949Energiya rozrivu zv yazku kDzh mol 2 436 102 73 57 49 42Riznicya mizh orbitalnimi i kovalentnimi radiusami harakterizuye stupin perekrittya atomnih orbitalej atomiv sho utvoryuyut himichnij zv yazok i vidobrazhaye deformaciyu elektronnoyi obolonki atomiv Polyarnij kovalentnij zv yazok vinikaye v geteroyadernih dvoatomnih molekulah ris 3 Zv yazuvalna elektronna para v polyarnomu himichnomu zv yazku nablizhena do atoma z vishoyu elektronegativnistyu 3 Vidstan d mizh atomnimi yadrami sho harakterizuye prostorovu strukturu polyarnih molekul mozhna nablizheno rozglyadati yak sumu kovalentnih radiusiv vidpovidnih atomiv 4 Harakteristika deyakih polyarnih molekul 2 Molekula LiH NaH KH RbH CsHMizh yaderna vidstan A 1 60 1 89 2 24 2 37 2 49Energiya rozrivu zv yazku kDzh mol 236 200 182 165 176Zsuv zv yazuvalnoyi elektronnoyi pari do odnogo z yader polyarnoyi molekuli sprichinyaye poyavu elektrichnogo dipolya ris 4 Vidstan mizh centrami tyazhinnya pozitivnogo i negativnogo zaryadiv nazivayut dovzhinoyu dipolya Polyarnist molekuli yak i polyarnist zv yazku ocinyuyut velichinoyu dipolnogo momentu m sho yavlyaye soboyu dobutok dovzhini dipolya l na velichinu elektronnogo zaryadu m lq Kratni kovalentni zv yazki Redaguvati Ris 5 sp2 gibridizaciya Ris 6 sp gibridizaciyaPriklad kratnih kovalentnih zv yazkiv nadayut nenasicheni organichni spoluki zokrema nenasicheni vuglevodni voni mistyat podvijnij i potrijnij himichni zv yazki Dlya opisu prirodi zv yazkiv u nenasichenih spolukah L Poling vviv ponyattya sigma i p zv yazkiv gibridizaciyi atomnih orbitalej Gibridizaciya Polinga dlya s i p elektroniv znyala protirichchya mizh prostorovoyu spryamovanistyu p orbitalej ta prostorovoyu budovoyu molekul Vona dozvolila pevnoyu miroyu poyasniti spryamovanist himichnih zv yazkiv zokrema tetraedrichnu konfiguraciyu molekuli metanu Dlya poyasnennya strukturi etilenu z chotiroh rivnocinnih sp3 elektroniv atoma vuglecyu dovoditsya viokremlyuvati odin p elektron dlya utvorennya dodatkovogo zv yazku sho otrimav nazvu p zv yazku Pri comu reshta tri sp2 gibridni orbitali roztashovuyutsya v ploshini pid kutom 120 i utvoryuyut s zv yazki napriklad plosku molekulu etilenu ris 5 U vipadku molekuli acetilenu v gibridizaciyi berut uchast lishe odna s i odna p orbital pri comu utvoryuyutsya dvi sp gibridni orbitali roztashovani pid kutom 180 i spryamovani v protilezhni storoni Dvi chisti p orbitali atomiv vuglecyu poparno perekrivayutsya u vzayemnoperpendikulyarnih ploshinah utvoryuyuchi dva p zv yazki linijnoyi molekuli acetilenu ris 6 Poglyadi L Polinga znajshli vidobrazhennya v jogo knizi Priroda himichnogo zv yazku 5 yaka na dovgi roki stala nastilnoyu knigoyu himika U 1954 roci L Polingu prisudzheno Nobelivsku premiyu z himiyi z formulyuvannyam Za doslidzhennya prirodi himichnogo zv yazku i jogo zastosuvannya dlya viznachennya strukturi skladnih spoluk Odnak fizichnij sens vibirkovoyi gibridizaciyi atomnih orbitalej zalishavsya neyasnim gibridizaciya yavlyala soboyu algebrichni peretvorennya yakim ne mogla buti pripisana fizichna realnist Lajnus Poling zrobiv sprobu polipshennya opisu himichnogo zv yazku viklyuchivshi vibirkovist gibridizaciyi orbitalej u molekulah nenasichenih spoluk i stvorivshi teoriyu vignutogo bananovogo himichnogo zv yazku U svoyij dopovidi na simpoziumi z teoretichnoyi organichnoyi himiyi prisvyachenij pam yati Kekule London veresen 1958 roku L Poling zaproponuvav novij shlyah opisu podvijnogo zv yazku yak kombinaciyi dvoh odnakovih vignutih himichnih zv yazkiv a potrijnogo zv yazku troh vignutih himichnih zv yazkiv 6 Na comu simpoziumi L Poling z usiyeyu kategorichnistyu stverdzhuvav Mozhut znajtisya himiki yaki vvazhayut sho nadzvichajno vazhlivim novovvedennyam stav opis s p opisu dlya podvijnogo abo potrijnogo zv yazku ta spryazhenih sistem zamist opisu za dopomogoyu vignutih zv yazkiv Ya zh stverdzhuyu sho s p opis mensh zadovilnij nizh opis za dopomogoyu vignutih zv yazkiv sho ce novovvedennya ye lishe perehidnim i nezabarom vidimre 6 Ce odne z duzhe nebagatoh peredbachen L Polinga yake viyavilosya hibnim Klasifikaciya zv yazkiv na s p d spirayetsya na simetriyu tobto maye realne fizichne pidgruntya i ye sogodni ob yektom stijkogo naukovogo konsensusu Ideya ne znajshla ani rozrahunkovogo ani eksperimentalnogo pidtverdzhennya Tak dlya molekuli acetilenu model bananovih zv yazkiv peredbachaye nayavnist osi simetriyi tretogo poryadku a model dvoh p zv yazkiv osi chetvertogo poryadku zhodna z cih kartin ne pidtverdzhuyetsya visokotochnimi kvantovo himichnimi rozrahunkami Model bananovih zv yazkiv gruntuyetsya na yak zgodom bulo z yasovano neprijnyatnomu pripushenni shodo lokalnogo harakteru himichnogo zv yazku Najbilsh zmistovnimi ye kanonichni molekulyarni orbitali otrimuvani v metodi Gartri Foka a voni simetrichni j delokalizovani po vsij sistemi molekuli Pevni matematichni proceduri lokalizaciyi chasto ale ne zavzhdi dozvolyayut perejti vid kanonichnih do lokalizovanih orbitalej Zokrema lokalizaciya nemozhliva u spryazhenih p sistemah Chim bilshe zv yazuvalnih elektroniv tim mensha mizh yaderna vidstan i micnishij himichnij zv yazok mizh atomami vuglecyu Kratnist zv yazku Struktura zv yazku Mizh yaderna vidstan A Energiya zv yazku kDzh molOdinarnij C C Dvohelektronna dvocentrova 1 54 348Podvijnij C C Chotirielektronna dvocentrova 1 34 614Potrijnij C C Shestielektronna dvocentrova 1 20 839Tricentrovij himichnij zv yazok Redaguvati Podalshij rozvitok uyavlen pro himichnij zv yazok dav amerikanskij fiziko himik V Lipskom yakij rozrobiv teoriyu dvohelektronnih tricentrovih zv yazkiv i topologichnu teoriyu sho dozvolyaye peredbachati budovu she deyakih borovodniv gidridiv boru Elektronna para v tricentrovomu himichnomu zv yazku ususpilnyuyetsya yadrami odrazu troh atomiv U najprostishogo predstavnika tricentrovogo himichnogo zv yazku molekulyarnogo jona vodnyu H 3 odna elektronna para utrimuye v yedinomu cilomu tri protoni Ris 7 DiboranV molekuli diboranu vidilyayut chotiri odinarni kovalentni zv yazki B H i dva dvohelektronni tricentrovi zv yazki ris 7 Mizh yaderna vidstan v odinarnomu kovalentnomu zv yazku B H stanovit 1 19 A v toj chas yak analogichna vidstan u tricentrovomu zv yazku B H B skladaye 1 31 A Kut tricentrovogo zv yazku B H B f dorivnyuye 83 Kombinaciya dvoh tricentrovih zv yazkiv u molekuli diboranu dozvolyaye utrimuvati yadra atomiv boru na vidstani dB B 2 1 31 sin f 2 1 736 A Yadra mistkovih atomiv vodnyu viddaleni vid ploshini v yakij roztashovani chotiri odinarni kovalentni zv yazki B H na vidstan h 1 31 cos f 2 0 981 A Tricentrovi zv yazki mozhut realizuvatisya ne tilki v trikutniku z dvoh atomiv boru ta odnogo atoma vodnyu ale j mizh troma atomami boru napriklad u karkasnih borovodnyah pentaboran B5 H9 dekaboran B10 H14 tosho V cih strukturah ye zvichajni kincevi i vhidni v tricentrovij zv yazok mistkovi atomi vodnyu i trikutniki z atomiv boru 7 Isnuvannya boraniv z yihnimi dvoelektronnimi tricentrovimi zv yazkami z mistkovimi atomami vodnyu porushuvalo kanonichne vchennya pro valentnist Atom vodnyu yakij vvazhavsya ranishe standartnim odnovalentnim elementom viyavivsya pov yazanim odnakovimi zv yazkami z dvoma atomami boru i stav formalno dvovalentnim elementom Roboti V Lipskoma z rozshifrovki budovi boraniv rozshiryuvali uyavlennya pro himichnij zv yazok Nobelivskij komitet nagorodiv Vilyama Nanna Lipskoma premiyeyu z himiyi za 1976 rik z formulyuvannyam Za doslidzhennya strukturi boraniv borgidridiv sho proyasnyayut problemi himichnih zv yazkiv Bagatocentrovij himichnij zv yazok Redaguvati Ris 8 Molekula ferocenu Ris 9 Dibenzolhrom en Ris 10 Uranocen en U 1951 roci T Kili i P Poson nespodivano pri sintezi diciklopentadiyenilu otrimali absolyutno novu zalizoorganichnu spoluku Otrimannya nevidomoyi ranishe viklyuchno stijkoyi zhovto oranzhevoyi kristalichnoyi spoluki zaliza vidrazu privernulo do sebe uvagu E Fisher i D Vilkinson nezalezhno odin vid odnogo vstanovili strukturu novoyi spoluki dva kilcya ciklopentadiyenilu roztashovani paralelno sharami abo u viglyadi sendvicha z atomom zaliza roztashovanim mizh nimi po centru ris 8 Nazvu ferocen bulo zaproponovano R Vudvordom tochnishe spivrobitnikom jogo grupi D Vajtingom U nij vidobrazheno nayavnist v molekuli spoluki atoma zaliza i desyati vuglecevih atomiv zehn desyat 7 Vsi desyat zv yazkiv C Fe u molekuli ferocenu rivnocinni velichina mizh yadernoyi vidstani Fe C 2 04 A Vsi atomi vuglecyu v molekuli ferocenu strukturno i himichno ekvivalentni dovzhina kozhnogo zv yazku C C 1 40 1 41 A dlya porivnyannya v benzoli dovzhina zv yazku C C 1 39 A Navkolo atoma zaliza vinikaye 36 elektronna obolonka 7 U 1973 roci Ernst Otto Fisher i Dzhefri Vilkinson otrimali Nobelivsku premiyu z himiyi z formulyuvannyam Za novatorsku provedenu nezalezhno odin vid odnogo robotu v galuzi metaloorganichnih tak zvanih sandvichevih spoluk Ingvar Lindkvist chlen Shvedskoyi korolivskoyi akademiyi nauk u svoyij promovi pid chas prezentaciyi laureativ zayaviv sho vidkrittya i dovedennya novih principiv zv yazkiv i struktur nayavnih u sandvichevih spolukah en ye znachnim dosyagnennyam praktichnu znachushist yakogo v danij chas nemozhlivo peredbachiti V nash chas otrimani diciklopentadiyenilni pohidni bagatoh metaliv Pohidni perehidnih metaliv mayut taku samu strukturu i prirodu sho j ferocen Lantanoyidi utvoryuyut ne sandvichevu strukturu a konstrukciyu sho nagaduye tripromenevu zirku 7 Otzhe atomi La Ce Pr Nd stvoryuyut p yatnadcyati centrovij himichnij zv yazok Nezabarom slidom za ferocenom buv otrimanij dibenzolhrom ris 9 Za tiyeyu zh shemoyu otrimani dibenzolmolibden i dibenzolvanadij 7 U vsih spolukah cogo klasu atomi metalu utrimuyut v yedinomu cilomu dva shestichlenni aromatichni kilcya Vsi 12 zv yazkiv metal vuglec u cih spolukah identichni Sintezovano takozh uranocen bis ciklooktatetraen uran u yakomu atom uranu utrimuye dva vosmichlenni kilcya ris 10 Vsi 16 zv yazkiv uran vuglec v uranoceni identichni Uranocen otrimuyut vzayemodiyeyu UCl4 z sumishshyu ciklooktatetraenu i kaliyu v tetragidrofurani pri minus 30 C 8 Vsi ci dani lishe pidkreslyuyut hibnist pripushennya pro lokalizovanij harakter himichnogo zv yazku i obmezhenist zastosuvannya modelej yaki na ce pripushennya spirayutsya zokrema modeli gibridizaciyi Dinamika himichnogo zv yazku RedaguvatiHimichnij zv yazok dostatno dinamichnij Tak metalevij zv yazok transformuyetsya v kovalentnij u procesi fazovogo perehodu pri viparovuvanni metalu Perehid metalu z tverdogo v paropodibnij stan vimagaye vitrati velikih kilkostej energiyi 9 Metal Li Na K Rb CsTeplota sublimaciyi kkal g atom 36 26 22 21 19U parah zaznacheni metali skladayutsya praktichno z gomoyadernih dvoatomnih molekul ta vilnih atomiv Pri kondensaciyi pari metalu kovalentnij zv yazok peretvoryuyetsya na metalevij Viparovuvannya solej z tipovo jonnim zv yazkom napriklad ftoridiv luzhnih metaliv prizvodit do rujnuvannya jonnogo zv yazku ta utvorennya geteroyadernih dvohatomnih molekul z polyarnim kovalentnim zv yazkom Pri comu maye misce utvorennya dimerizovanih molekul z mistkovimi zv yazkami Harakteristika himichnogo zv yazku v molekulah ftoridiv luzhnih metaliv ta yih dimerah 2 10 EF dEF A m D E2F2 dEF A lt F E FLiF 1 56 6 60 Li2F2 1 75 105 NaF 1 93 Na2F2 2 08 95 KF 2 17 7 37 K2F2 2 35 88 RbF 2 27 Rb2F2 2 45 84 CsF 2 35 7 88 Cs2F2 2 56 79 Pri kondensaciyi pari ftoridiv luzhnih metaliv polyarnij kovalentnij zv yazok transformuyetsya v jonnij z utvorennyam vidpovidnoyi kristalichnoyi gratki soli Mehanizm perehodu kovalentnogo zv yazku v metalichnij Redaguvati Ris 11 Spivvidnoshennya mizh radiusom orbitali elektronnoyi pari re i dovzhinoyu kovalentnogo himichnogo zv yazku d Ris 12 Oriyentaciya dipoliv dvoatomnih molekul ta utvorennya vikrivlenogo oktaedrichnogo fragmenta klastera pri kondensaciyi pari luzhnih metaliv Ris 13 Ob yemnocentrovane kubichne roztashuvannya yader u kristalah luzhnih metaliv ta zv yazuvalnoyi lankiDispersijne prityagannya sili Londona zumovlyuye mizhatomnu vzayemodiyu i utvorennya gomoyadernih dvoatomnih molekul z atomiv luzhnih metaliv Utvorennya kovalentnogo zv yazku metal metal pov yazane z deformaciyeyu elektronnih obolonok atomiv sho vzayemodiyut valentni elektroni utvoryuyut zv yazuvalnu elektronnu paru elektronna gustina yakoyi koncentruyetsya v prostori mizh atomnimi yadrami molekuli sho vinikla Harakternoyu osoblivistyu gomoyadernih dvohatomnih molekul luzhnih metaliv ye velika dovzhina zv yazku v 3 6 5 8 razi bilshe vid dovzhini zv yazku v molekuli vodnyu i nizka energiya jogo rozrivu V teoriyi vidshtovhuvannya elektronnih par vvazhayetsya vazhlivim spivvidnoshennya mizh radiusom orbitali elektronnoyi pari re i dovzhinoyu kovalentnogo himichnogo zv yazku d ris 11 Dlya elementiv kozhnogo periodu tablici D V Mendelyeyeva isnuye pevnij radius elektronnoyi pari E 0 6 dlya elementiv azh do neonu 0 75 dlya elementiv azh do argonu 0 75 dlya elementiv azh do kriptonu 0 8 dlya elementiv azh do ksenonu 11 Zaznachene spivvidnoshennya mizh re i d viznachaye nerivnomirnist rozpodilu elektrichnih zaryadiv u molekuli v serednij chastini molekuli zoseredzheno negativnij elektrichnij zaryad zv yazuvalnoyi elektronnoyi pari a na kincyah molekuli pozitivni elektrichni zaryadi dvoh atomnih kistyakiv Nerivnomirnist rozpodilu elektrichnih zaryadiv stvoryuye umovi vzayemodiyi molekul za rahunok sil Van der Vaalsa a same kvadrupolnoyi ta dispersijnoyi vzayemodiyi Molekuli luzhnih metaliv pragnut oriyentuvatisya takim chinom shob po susidstvu viyavlyalisya riznojmenni elektrichni zaryadi V rezultati mizh molekulami vinikayut sili prityagannya Zavdyaki nayavnosti ostannih molekuli luzhnih metaliv zblizhuyutsya i bilsh mensh micno styaguyutsya mizh soboyu Odnochasno vidbuvayetsya pevka deformaciya kozhnoyi z nih pid diyeyu blizhche roztashovanih polyusiv susidnih molekul ris 12 Faktichno zv yazuvalni elektroni pochatkovoyi dvohatomnoyi molekuli potraplyayuchi v elektrichne pole chotiroh pozitivno zaryadzhenih atomnih kistyakiv molekul luzhnih metaliv vidrivayutsya z orbitalnogo radiusa atoma i stayut vilnimi Pri comu zv yazuvalna elektronna para staye spilnoyu vzhe dlya sistemi z shistma kationami Pochinayetsya pobudova kristalichnoyi gratki metalu na etapi klastera U kristalichnij gratci luzhnih metaliv chitko virazhena struktura zv yazuvalnoyi lanki sho maye formu spotvorenogo splyushenogo oktaedra kvadratnoyi bipiramidi visota yakoyi i rebra osnovi rivni velichini staloyi translyacijnoyi gratki aw ris 13 Velichina staloyi translyacijnoyi gratki aw kristala luzhnogo metalu znachno perevishuye dovzhinu kovalentnogo zv yazku molekuli luzhnogo metalu tomu prijnyato vvazhati sho elektroni v metali znahodyatsya u vilnomu stani Luzhnij metal Li Na K Rb CsStala gratki aw A 12 3 5021 4 2820 5 247 5 69 6 084Dovzhina kovalentnogo zv yazku Me2 A 13 2 67 3 08 3 92 4 10 4 30Nablizhenij opis elektronnoyi budovi kristalu metala nadaye model vilnih elektroniv V teoriyi kristaliv vazhlivu rol vidigraye ponyattya poverhni Fermi 14 Ris 14 Fazova diagrama vodnyuPri zistavlenni procesu kondensaciyi pari luzhnih metaliv z procesom kondensaciyi gaziv napriklad vodnyu proyavlyayetsya harakterna osoblivist u vlastivostyah metalu Tak yaksho pid chas kondensaciyi vodnyu proyavlyayutsya slabki mizhmolekulyarni vzayemodiyi to pri kondensaciyi pari metalu protikayut procesi harakterni dlya himichnih reakcij Sama kondensaciya pari metalu jde u kilka stadij i mozhe buti opisana takoyu procesiyeyu vilnij atom dvohatomna molekula z kovalentnim zv yazkom metalichnij klaster kompaktnij metal z metalichnim zv yazkom U 1935 roci Yudzhin Vigner i Gillard Gantington en peredbachili mozhlivist isnuvannya i metalichnogo vodnyu Dijsno kovalentnij zv yazok vlastivij molekulyarnomu vodnyu perehodit u metalevij zv yazok Cej perehid sposterigayetsya dlya tverdogo vodnyu pri nadvisokomu tisku ris 14 Mehanizm perehodu kovalentnogo zv yazku v ionnij Redaguvati Ris 15 Dimerizaciya polyarnih molekulPerehid kovalentnogo zv yazku v ionnij sposterigayetsya dlya geteroyadernih dvohatomnih molekul z polyarnim kovalentnim zv yazkom napriklad galogenidiv luzhnih metaliv pri perehodi z gazopodibnogo u tverdij stan Atomi luzhnih metaliv pri utvorenni vidpovidnogo galogenidu vtrachayut svij yedinij zovnishnij elektron i nabuvayut pozitivnogo elektrichnogo zaryadu Negativnij elektrichnij zaryad fiksuyetsya na atomi galogenu Molekuli galogenidiv luzhnih metaliv faktichno ye elektrichnimi dipolyami Dovzhina himichnogo zv yazku v molekulah galogenidiv luzhnih metaliv gazova faza 2 EH Dovzhina himichnogo zv yazku AEF ECl EVg EILiX 1 56 2 02 2 17 2 39NaX 1 93 2 36 2 50 2 71KX 2 17 2 67 2 82 3 05RbX 2 27 2 79 2 95 3 18CsX 2 35 2 91 3 07 3 32Rozpodil silovih linij elektrichnogo dipolya polyarnogo kovalentnogo zv yazku navedeno na ris 4 Pri dosit blizkih vidstanyah silovi liniyi vzayemno oriyentuyut polyarni molekuli odnojmenno zaryadzheni kinci polyusi yihnih dipoliv vzayemno vidshtovhuyutsya a riznojmenno zaryadzheni prityaguyutsya Yak naslidok mizh molekulami diyut sili prityagannya zumovleni vzayemodiyeyu yihnih postijnih dipoliv yaki mayut nazvu oriyentacijnih sil Vzayemodiya molekul galogenidiv luzhnih metaliv suprovodzhuyetsya yih dimerizaciyeyu Dimernu molekulu mozhna rozglyadati yak elektrichnij kvadrupol ris 15 U cej chas vidomi osnovni harakteristiki dimeriv galogenidiv luzhnih metaliv dovzhini himichnogo zv yazku i valentni kuti mizh zv yazkami 10 Dovzhina himichnogo zv yazku i valentni kuti v dimerah galogenidiv luzhnih metaliv E2X2 gazova faza 10 E2X2 X F X Cl X Br X IdEF A lt F E F dECl A lt Cl E Cl dEVg A lt Br E Br dEI A lt I E I Li2X2 1 75 105 2 23 108 2 35 110 2 54 116Na2X2 2 08 95 2 54 105 2 69 108 2 91 111K2X2 2 35 88 2 86 98 3 02 101 3 26 104Cs2X2 2 56 79 3 11 91 3 29 94 3 54 94V procesi kondensaciyi diya oriyentacijnih sil posilyuyetsya mizhmolekulyarna vzayemodiya suprovodzhuyetsya utvorennyam klasteriv a potim i tverdoyi rechovini Galogenidi luzhnih metaliv utvoryuyut kristali z prostoyu kubichnoyu ta ob yemno centrovanoyu kubichnoyu gratkoyu Tip kristalichnoyi gratki i postijna translyacijnoyi reshitki dlya galogenidiv luzhnih metaliv 12 Spoluka i tip kristalichnoyi gratki Stala gratki ALi Na K Rb Csftoridi kub 4 0279 4 628 5 344 5 64 6 020hloridi kub 5 1399 5 639 6 21 hloridi OCK 3 749 4 10bromidi kub 5 501 5 973 6 599 6 868 7 23bromidi OCK 4 296jodidi kub 6 012 6 475 7 066 7 340 7 66jodidi OCK 4 567U procesi kristalizaciyi vidbuvayetsya podalshe zbilshennya mizhatomnoyi vidstani sho prizvodit do zrivu elektrona z orbitalnogo radiusa atoma luzhnogo metalu i peredachi elektrona atomu galogenu z utvorennyam vidpovidnih ioniv Silovi polya ioniv rivnomirno rozpodilyayutsya po vsih napryamkah u prostori U zv yazku z cim u kristalah luzhnih metaliv silove pole kozhnogo iona koordinuye ne odin ion protilezhnogo znaku yak prijnyato yakisno podavati jonnij zv yazok Na Cl a bilshe 6 chi 8 U kristalah ionnih spoluk ponyattya prostih dvohionnih molekul tipu Na Cl ta Cs Cl vtrachaye sens oskilki jon luzhnogo metalu pov yazanij koordinovanij z shistma jonami hloru v kristali hloristogo natriyu i z vismoma jonami hloru v kristali hloristogo ceziyu Pri comu vsi mizhionni vidstani v kristalah odnakovi Ves ionnij kristal yavlyaye soboyu gigantsku molekulu Primitki Redaguvati Lidin R A Andreeva L L Molochko V A Spravochnik po neorganicheskoj himii Konstanty neorganicheskih veshestv M Himiya 1987 S 124 320 s a b v g d Lidin R A Andreeva L L Molochko V A Spravochnik po neorganicheskoj himii Konstanty neorganicheskih veshestv M Himiya 1987 S 132 136 320 s Gankin V Yu Gankin Yu V Kak obrazuetsya himicheskaya svyaz i protekayut himicheskie reakcii M izdat gruppa Granica 2007 320 s ISBN 978 5 94691296 9 Nekrasov B V Kurs obshej himii M Goshimizdat 1962 S 88 976 s Pauling L Priroda himicheskoj svyazi pod redakciej Ya K Syrkina per s angl M E Dyatkinoj M L Goshimizdat 1947 440 s a b Teoreticheskaya organicheskaya himiya pod red R H Frejdlinoj per s angl Yu G Bundelya M Izd inostrannoj literatury 1963 365 s a b v g d Lemenovskij D A Levickij M M Rossijskij himicheskij zhurnal zhurnal Rossijskogo himicheskogo obshestva im D I Mendeleeva 2000 T XLIV vyp 6 S 63 86 Himicheskij enciklopedicheskij slovar gl red I L Knunyanc M Sov enciklopediya 1983 S 607 792 s Nekrasov B V Kurs obshej himii M Goshimizdat 1962 S 679 976 s a b v Lidin R A Andreeva L L Molochko V A Spravochnik po neorganicheskoj himii Konstanty neorganicheskih veshestv M Himiya 1987 S 155 161 320 s Gillespi R Geometriya molekul per s angl E Z Zasorina i V S Mastryukova pod red Yu A Pentina M Mir 1975 S 49 278 s a b Spravochnik himika 2 e izd pererab i dop L M GNTI Himicheskoj literatury 1962 T 1 S 402 513 1072 s Lidin R A Andreeva L L Molochko V A Spravochnik po neorganicheskoj himii Konstanty neorganicheskih veshestv M Himiya 1987 S 132 136 320 s Ziman Dzh Elektrony v metallah vvedenie v teoriyu poverhnostej Fermi Uspehi fizicheskih nauk 1962 T 78 vyp 2 291 s Div takozh RedaguvatiKompleksni spoluki Koordinaciya kristalohimiya Literatura RedaguvatiHimicheskaya svyaz Himicheskaya enciklopediya v 5 t gl red N S Zefirov M Bolshaya Ros encikl 1998 T 5 Triptofan Yatrohimiya Stb 460 Bibliogr v konce st ISBN 5 85270 310 9 ros Glosarij terminiv z himiyi J Opejda O Shvajka In t fiziko organichnoyi himiyi ta vuglehimiyi im L M Litvinenka NAN Ukrayini Doneckij nacionalnij universitet Doneck Veber 2008 758 s ISBN 978 966 335 206 0 Ch Koulson Valentnost Per s angl pod red Sokolova N D M Mir 1965 426 s ros Marrel Dzh Kettl S Tedder Dzh Himicheskaya svyaz Arhivovano 24 kvitnya 2019 u Wayback Machine M Mir 1980 384 s Pimentel G Spratli R Kak kvantovaya mehanika obyasnyaet himicheskuyu svyaz Per s angl M Mir 1973 332 s Ryudenberg K Fizicheskaya priroda himicheskoj svyazi M Mir 1964 164 c Berdett Dzh Himicheskaya svyaz M Binom Laboratoriya znanij 2008 248 s ISBN 978 5 94774 760 7 ISBN 978 5 03 003847 6 ISBN 0 471 97129 4 Yacimirskij K B Yacimirskij V K Himicheskaya svyaz Kiev Visha shkola 1975 304 c Krasnov K S Molekuly i himicheskaya svyaz 2 oe izd M Vysshaya shkola 1984 295 s Tatevskij V M ru Stroenie molekul M Himiya 1977 512 s Glava VIII Problema himicheskoj svyazi v kvantovoj mehanike Tatevskij V M Kvantovaya mehanika i teoriya stroeniya molekul M Izd vo MGU 1965 162 s 30 31 Bejder R ru Atomy v molekulah Kvantovaya teoriya M Mir 2001 532 c ISBN 5 03 003363 7 Glava 7 Modeli himicheskoj svyazi Posilannya RedaguvatiYu V Zefirov P M Zorkij Van der vaalsovy radiusy atomov v kristallohimii i strukturnoj himii Arhivovano 26 kvitnya 2019 u Wayback Machine N F Stepanov Himicheskaya svyaz v prostyh dvuhatomnyh molekulah Arhivovano 24 kvitnya 2019 u Wayback Machine SOZh 1998 Otrimano z https uk wikipedia org w index php title Himichnij zv 27yazok amp oldid 38222393