Kemična vez

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Pojdi na navigacijo Pojdi na iskanje

Kemična vez je interakcija atomov, ki določa stabilnost molekule ali kristala kot celote. Kemična vez je določena z interakcijo med nabitimi delci ( jedri in elektroni ). Sodobni opis kemične vezi je izveden na podlagi kvantne mehanike [1] . Glavne značilnosti kemične vezi so moč , dolžina , polarnost , stabilnost.

Razvoj idej o naravi kemičnih vezi

Koncepti kemijske vezi pred odkritjem elektrona

Elektronske teorije kemijske vezi

Kvantne teorije kemijske vezi

Vrste odnosov

Obstaja samo 6 vrst povezav:

Najenostavnejša enoelektronska kovalentna kemična vez

Slika 1. Orbitalni polmeri elementov (r a ) in dolžina enoelektronske kemične vezi (d)

Najpreprostejšo enoelektronsko kemično vez ustvari en sam valenčni elektron . Izkazalo se je, da je en elektron sposoben zadržati dva pozitivno nabita iona v eni celoti. Pri enoelektronski sklopki se Coulombove sile odbijanja pozitivno nabitih delcev kompenzirajo s Coulombovimi silami privlačnosti teh delcev na negativno nabit elektron. Valenčni elektron postane skupen dvema atomoma.

Primeri takšnih kemičnih spojin so molekularni ioni: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + [2] :

Element H Li Na K Rb Cs
Elektronska konfiguracija 1S 1 [On] 2S 1 [Ne] 3S 1 [Ar] 4S 1 [Kr] 5S 1 [Xe] 6S 1
Medjedrska razdalja

v molekularnem ionu x z + , Å

1.06 3.14 3.43 4.18 4.44 4.70
Orbitalni polmer atoma, Å 0,53 1.57 1,715 2.09 2.22 2.35

Obstoj molekularnih ionov vodika in alkalijskih kovin, pri katerih en sam valenčni elektron ustvari kemično vez, širi in dopolnjuje koncept kemične vezi. Pri naštetih ionih ne more biti govora o kakršni koli interakciji elektronskih spinov in prekrivanja elektronskih oblakov. En sam vezni elektron je lokaliziran v prostoru med jedri atomov in jih drži v eni celoti ter tvori stabilen kemični sistem (slika 1).

Enojna (navadna) kovalentna vez

Slika 2 Nepolarna kovalentna vez
Slika 3 Polarna kovalentna vez
Slika 4 Električni vodi električnega dipola

Enotno kovalentno kemično vez ustvari vezni elektronski par . V vseh obstoječih teorijah ( teorija valenčnih vezi , teorija molekularnih orbital , teorija odbijanja valentnih elektronskih parov , Bohrov model kemičnih vezi ) se vezni elektronski par nahaja v prostoru med atomi molekule . Razlikovati med polarnimi in nepolarnimi kovalentnimi vezmi.

Obstajajo kemični elementi, kot so: He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn , ki ne morejo tvoriti kemične vezi med seboj in drugimi atomi, ker ne potrebujejo elektronov drugih atomov, so že dokončali zadnji sloj.

Nepolarna kovalentna vez poteka v homonuklearnih dvoatomskih molekulah , pri katerih je vezni elektronski par enako oddaljen od obeh jeder molekularnega sistema (slika 2). Razdaljo d med atomskimi jedri lahko štejemo kot vsoto kovalentnih polmerov ustreznih atomov.

Razdalja med atomskimi jedri v eni sami dvoelektronski kovalentni vezi je krajša od razdalje v najpreprostejši enoelektronski kemični vezi.

molekula H 2 Li 2 Na 2 K 2 Rb 2 Cs 2
Medjedrna razdalja, Å [3] 0,74 2.67 3.08 3.92 4.10 4.30
Kovalentni polmer, Å 0,37 1,335 1.54 1,96 2.05 2.15
Orbitalni polmer, Å 0,53 1.57 1,715 2.09 2.22 2.35
Polmer veznega elektronskega para, Å 0,379 0,826 0,755 0,726 0,852 0,949
Energija pretrganja vezi, kJ / mol [3] 436 102 73 57 49 42

Razlika med orbitalnim in kovalentnim polmerom označuje stopnjo prekrivanja atomskih orbital atomov, ki tvorijo kemično vez, in odraža deformacijo elektronske lupine atomov.

V heteronuklearnih dvoatomskih molekulah se pojavi polarna kovalentna vez (slika 3). Vezni elektronski par v polarni kemični vezi je blizu atoma z višjim prvim ionizacijskim potencialom . [4]

Razdaljo d med atomskimi jedri, ki označujejo prostorsko strukturo polarnih molekul, lahko približno obravnavamo kot vsoto kovalentnih polmerov ustreznih atomov. [5]

Značilnosti nekaterih polarnih snovi [3]
molekula LiH NaH KH RbH CsH
Medjedrna razdalja, Å 1.60 1.89 2.24 2.37 2.49
Energija prekinitve vezi, kJ / mol 236 200 182 165 176

Premik veznega elektronskega para na eno od jeder polarne molekule vodi do pojava električnega dipola (elektrodinamika) (slika 4).

Razdalja med težiščema pozitivnih in negativnih nabojev se imenuje dolžina dipola. Polarnost molekule, tako kot polarnost vezi, je ocenjena z velikostjo dipolnega momenta μ, ki je produkt dolžine dipola l z vrednostjo elektronskega naboja :

μ = lq

Več kovalentnih vezi

Slika 5.sp 2 -hibridizacija
Slika 6.sp-hibridizacija

Večkratne kovalentne vezi predstavljajo nenasičene organske spojine, ki vsebujejo dvojne in trojne kemične vezi . Za opis narave nenasičenih spojin L. Pauling uvaja koncepte sigma in π-vezi , hibridizacije atomskih orbital .

Paulingova hibridizacija za dva S in dva p elektrona je omogočila razlago smeri kemičnih vezi, zlasti tetraedrsko konfiguracijo metana . Za razlago strukture etilena je treba en p-elektron izolirati iz štirih enakovrednih Sp 3 - elektronov ogljikovega atoma, da se tvori dodatna vez, imenovana π-vez. V tem primeru se tri preostale Sp 2 -hibridne orbitale nahajajo v ravnini pod kotom 120 ° in tvorijo osnovne vezi, na primer planarno molekulo etilena (slika 5).

V primeru molekule acetilena pri hibridizaciji (po Paulingu) sodelujeta le ena S in ena orbitala p, pri čemer nastaneta dve Sp orbitali, ki sta nameščeni pod kotom 180 ° in usmerjeni v nasprotni smeri. Dve »čisti« p-orbitali ogljikovih atomov se v parih prekrivata v medsebojno pravokotnih ravninah in tvorita dve π-vezi linearne molekule acetilena (slika 6).

Paulingova stališča so se odražala v njegovi knjigi "Narava kemijske vezi" [6] , ki je dolga leta postala referenčna knjiga za kemike. Leta 1954 je L. Pauling prejel Nobelovo nagrado za kemijo s formulacijo "Za preučevanje narave kemičnih vezi in njeno uporabo pri določanju strukture kompleksnih spojin."

Vendar je fizični pomen selektivne hibridizacije atomskih orbital ostal nejasen, hibridizacija je bila algebraična transformacija, ki je ni bilo mogoče pripisati fizični realnosti.

Linus Pauling je poskušal izboljšati opis kemične vezi z odpravo selektivnosti hibridizacije orbital v molekulah nenasičenih spojin in ustvaril teorijo upognjene kemične vezi. L. Pauling je v svojem poročilu na simpoziju o teoretični organski kemiji, posvečenem spominu na Kekuleja ( London , september 1958), predlagal nov način opisovanja dvojne vezi kot kombinacije dveh enakih upognjenih kemičnih vezi in trojne vezi - tri upognjene kemične vezi [7] . Na tem simpoziju je L. Pauling kategorično zatrdil:

Morda obstajajo kemiki, ki verjamejo, da je bila izjemno pomembna inovacija ... opis σ, π-opisa za dvojno ali trojno vez in konjugirane sisteme namesto opisa z upognjenimi vezmi. Trdim, da je σ, π-opis manj zadovoljiv kot opis s pomočjo ukrivljenih povezav, da ta novost le mineva in bo kmalu zamrla. [7]

V Paulingovi novi teoriji so vsi vezni elektroni postali enaki in enako oddaljeni od črte, ki povezuje jedra molekule. Paulingova teorija upognjene kemijske vezi je upoštevala statistično razlago Bornove valovne funkcije , Coulombovega odbijanja elektronov. Pojavil se je fizični pomen - narava kemične vezi je popolnoma določena z električno interakcijo jeder in elektronov. Več kot je veznih elektronov, krajša je medjedrna razdalja in močnejša je kemična vez med ogljikovimi atomi.

Frekvenca komunikacije Komunikacijska struktura Medjedrna razdalja, Å Energija vezave, kJ / mol
samski (CC) Dvoelektronski dvocentrični 1.54 348
dvojno (C = C) Štirielektronski dvocentrični 1.34 614
trojni (C C) Šestelektronski dvocentrični 1.20 839

Tricentrična kemična vez

Nadaljnji razvoj koncepta kemične vezi je dal ameriški fizikokemik W. Lipscomb , ki je razvil teorijo dvoelektronskih tricentričnih vezi in topološko teorijo, ki omogoča napovedovanje strukture še nekaterih borovih hidridov (borohidridov) .

Elektronski par v tricentrični kemični vezi postane običajen za tri atomska jedra. V najpreprostejšem predstavniku tricentrične kemične vezi - molekularnem vodikovem ionu H 3 +, ima elektronski par tri protone v eni celoti.

Slika 7 Diboran

V molekuli diborana so štiri enojne kovalentne BH vezi in dve dvoelektronski tricentrični vezi (slika 7). Medjedrna razdalja v enojni kovalentni BH vezi je 1,19 Å, medtem ko je podobna razdalja v tricentrični BHB vezi 1,31 Å. Kot tricentrične vezi BHB (φ) je 83 0 . Kombinacija dveh tricentričnih vezi v molekuli diborana omogoča ohranjanje jeder atomov bora na razdalji d BB = 2 · 1,31 · sin φ / 2 = 1,736 Å. Jedra veznih atomov vodika so odstranjena iz ravnine, v kateri se nahajajo štiri enojne kovalentne BH vezi, na razdalji h = 1,31 · cos φ / 2 = 0,981 Å.

Tricentrične vezi je mogoče realizirati ne le v trikotniku dveh atomov bora in enega atoma vodika, temveč tudi med tremi atomi bora, na primer v okvirnih borohidridih ( pentaboran - B 5 H 9 , dekaboran - B 10 H 4 itd. .). Te strukture vsebujejo navadne (terminalne) in tricentrične vezi (premostitvene) atome vodika in trikotnike atomov bora. [osem]

Obstoj boranov z njihovimi dvoelektronskimi tricentričnimi vezmi s "premostitvenimi" vodikovimi atomi je kršil kanonično doktrino valence . Izkazalo se je, da je atom vodika, ki je prej veljal za standardni enovalentni element, vezan z istimi vezmi z dvema atomoma bora in je formalno postal dvovalentni element. Delo W. Lipscomba pri dešifriranju strukture boranov je razširilo koncept kemične vezi. Nobelov odbor je Williamu Nunnu Lipscombu podelil nagrado za kemijo leta 1976 za njegove študije strukture boranov (borohidritov), ​​ki pojasnjujejo probleme kemičnih vezi.

Večcentrična kemična vez

Slika 8 Molekula ferocena
Slika 9 Dibenzen krom
Slika 10 Uranocen

Leta 1951 sta T. Keely in P. Pawson med sintezo diciklopentadienila nepričakovano dobila popolnoma novo organsko železovo spojino. Pozornost je takoj pritegnila priprava doslej neznane izjemno stabilne rumeno-oranžne kristalne železove spojine.

E. Fisher in D. Wilkinson sta neodvisno ugotovila strukturo nove spojine - dva ciklopentadienilna obroča sta nameščena vzporedno, v plasteh ali v obliki "sendviča" z atomom železa, ki se nahaja v središču med njima (slika 8). ). Ime "ferocen" je predlagal R. Woodward (bolje rečeno D. Whiting, uslužbenec njegove skupine). Odraža prisotnost v spojini atoma železa in desetih atomov ogljika (zehn - deset). [osem]

Vseh deset (C-Fe) vezi v molekuli ferocena je enakovrednih, medjedrska razdalja Fe-C je 2,04 Å. Vsi atomi ogljika v molekuli ferocena so strukturno in kemično enakovredni, dolžina vsake CC vezi je 1,40 - 1,41 Å (za primerjavo je dolžina CC vezi v benzenu 1,39 Å). Okoli atoma železa se pojavi 36- elektronska lupina . [osem]

Leta 1973 sta Ernst Otto Fischer in Jeffrey Wilkinson prejela Nobelovo nagrado za kemijo s formulacijo " Za inovativno, neodvisno opravljeno delo na področju organokovinskih, tako imenovanih sendvič spojin ." Ingvar Lindqvist, član Kraljeve švedske akademije znanosti , je v svojem govoru ob predstavitvi nagrajencev izjavil, da je » odkritje in dokazovanje novih principov vezi in struktur, prisotnih v sendvič spojinah [en] , pomemben dosežek, katerega praktični pomen je še vedno nemogoče predvideti «.

Trenutno so pridobljeni diciklopentadienilni derivati ​​številnih kovin . Derivati ​​prehodnih kovin imajo enako strukturo in enako naravo vezi kot ferocen. Lantanidi ne tvorijo sendvič strukture, temveč strukturo, ki spominja na trikrako zvezdo [8] . Atomi La, Ce, Pr, Nd torej ustvarjajo petnajstcentrično kemično vez.

Krom dibenzen je bil pridobljen kmalu po ferocenu (slika 9). Dibenzen-molibden in dibenzen-vanadij smo dobili po isti shemi [8] . V vseh spojinah tega razreda imajo kovinski atomi dva šestčlenska obroča v eni celoti. Vseh 12 vezi kovina-ogljik v teh spojinah je enakih.

Sintetizira se tudi uranocen [bis (ciklooktatetraen) uran], v katerem ima atom urana dva osemčlenska obroča (slika 10). Vseh 16 vezi uran-ogljik v uranocenu je enakih. Uranocen se pridobi z interakcijo UCl 4 z mešanico ciklooktatetraena in kalija v tetrahidrofuranu pri minus 30 0 C. [9]

Dinamika kemičnih vezi

Kemična vez je precej dinamična. Tako se kovinska vez med faznim prehodom med izhlapevanjem kovine pretvori v kovalentno vez. Prehod kovine iz trdnega v parno stanje zahteva velike količine energije. [deset]

kovinski Li Na K Rb Cs
Toplota sublimacije (kcal/g-atom) 36 26 22 21 19

V hlapah so te kovine praktično sestavljene iz homonuklearnih dvoatomskih molekul in prostih atomov. Pri kondenzaciji kovinskih hlapov se kovalentna vez spremeni v kovinsko.

Испарение солей с типичной ионной связью, например фторидов щелочных металлов, приводит к разрушению ионной связи и образованию гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью. При этом имеет место образование димерных молекул с мостиковыми связями.

Характеристика химической связи в молекулах фторидов щелочных металлов и их димерах. [3] [11]

ЭF d ЭF , Å μ, D Э 2 F 2 d ЭF , Å <F-Э-F
LiF 1,56 6,60 Li 2 F 2 1,75 105°
NaF 1,93 - Na 2 F 2 2,08 95°
KF 2,17 7,37 K 2 F 2 2,35 88°
RbF 2,27 - Rb 2 F 2 2,45 84°
CsF 2,35 7,88 Cs 2 F 2 2,56 79°

При конденсации паров фторидов щелочных металлов полярная ковалентная связь трансформируется в ионную с образованием соответствующей кристаллической решётки соли.

Механизм перехода ковалентной в металлическую связь

Рис.11. Соотношение между радиусом орбитали электронной пары r e и длиной ковалентной химической связи d
Рис.12.Ориентация диполей двухатомных молекул и образование искажённого октаэдрического фрагмента кластера при конденсации паров щелочных металлов
Рис.13.Объёмноцентрированное кубическое расположение ядер в кристаллах щелочных металлов и связывающего звена

Дисперсное притяжение (силы Лондона) обусловливает межатомное взаимодействие и образование гомоядерных двухатомных молекул из атомов щелочных металлов.

Образование ковалентной связи металл-металл сопряжено с деформацией электронных оболочек взаимодействующих атомов — валентные электроны создают связывающую электронную пару, электронная плотность которой концентрируется в пространстве между атомными ядрами возникшей молекулы. Характерной особенностью гомоядерных двухатомных молекул щелочных металлов является большая длина ковалентной связи (в 3,6-5,8 раза больше длины связи в молекуле водорода) и низкая энергия её разрыва.

В теории отталкивания электронных пар считается важным соотношение между радиусом орбитали электронной пары r e и длиной ковалентной химической связи d (рис.11). Для элементов каждого периода таблицы Д. И. Менделеева существует некоторый радиус электронной пары (Å):

— 0,6 для элементов вплоть до неона;

— 0,75 для элементов вплоть до аргона;

— 0,75 для элементов вплоть до ксенона [12]

Указанное соотношение между r e и d определяет неравномерность распределения электрических зарядов в молекуле — в средней части молекулы сосредоточен отрицательный электрический заряд связывающей электронной пары, а на концах молекулы — положительные электрические заряды двух атомных остовов.

Неравномерность распределения электрических зарядов создаёт условия взаимодействия молекул за счёт ориентационных сил ( силы Ван-дер-Ваальса ). Молекулы щелочных металлов стремятся ориентироваться таким образом, чтобы по соседству оказывались разноимённые электрические заряды. В результате между молекулами действуют силы притяжения. Благодаря наличию последних, молекулы щелочных металлов сближаются и более менее прочно стягиваются между собой. Одновременно происходит некоторая деформация каждой из них под действием ближе расположенных полюсов соседних молекул (рис.12).

Фактически, связывающие электроны исходной двухатомной молекулы, попадая в электрическое поле четырёх положительно заряженных атомных остовов молекул щелочных металлов отрываются с орбитального радиуса атома и становятся свободными.

При этом связывающая электронная пара становится общей уже для системы с шестью катионами. Начинается построение кристаллической решётки металла на этапе кластера . В кристаллической решётке щелочных металлов чётко выражена структура связывающего звена, имеющего форму искажённого сплющенного октаэдра — квадратной бипирамиды, высота которой и рёбра базиса равны величина постоянной трансляционной решётки a w (рис.13).

Величина постоянной трансляционной решётки a w кристалла щелочного металла значительно превышает длину ковалентной связи молекулы щелочного металла, поэтому принято считать, что электроны в металле находятся в свободном состоянии:

Щёлочный металл Li Na K Rb Cs
Постоянная решётка a w[13] 3,5021 4,2820 5,247 5,69 6,084
Длина ковалентной связи, Me 2 , Å [14] 2,67 3,08 3,92 4,10 4,30

Математическое построение, связанное со свойствами свободных электронов в металле, обычно отождествляют с «поверхностью Ферми », которую следует рассматривать как геометрическое место, где пребывают электроны, обеспечивая основное свойство металла — проводить электрический ток [15] .

Рис. 14. Фазовая диаграмма водорода

При сопоставлении процесса конденсации паров щелочных металлов с процессом конденсации газов, например, водорода, проявляется характерная особенность в свойствах металла. Так, если при конденсации водорода проявляются слабые межмолекулярные взаимодействия, то при конденсации паров металла протекают процессы, характерные для химических реакций. Сама конденсация паров металла идёт в несколько стадий и может быть описана следующей процессией: свободный атом → двухатомная молекула с ковалентной связью → металлический кластер → компактный металл с металлической связью.

В 1935 году Юджин Вигнер и Хиллард Хантингтон предсказали возможность существования и металлического водорода. Действительно, ковалентная связь, свойственная молекулярному водороду, переходит в металлическую связь. Этот переход наблюдается для твёрдого водорода при высоком давлении (рис.14).

Механизм перехода ковалентной в ионную связь

Рис.15.Димеризация полярных молекул

Переход ковалентной в ионную связь наблюдается для гетероядерных двухатомных молекул с полярной ковалентной связью, например, галогенидов щелочных металлов при переходе из газообразного в твёрдое состояние.

Атомы щелочных металлов при образовании соответствующего галогенида расходуют свой единственный внешний электрон и приобретают чётко выраженный положительный электрический заряд. Отрицательный электрический заряд фиксируется на атоме галогена. Молекулы галогенидов щелочных металлов фактически являются электрическими диполями.

Длина химической связи в молекулах галогенидов щелочных металлов (газовая фаза). [3]
ЭX Длина химической связи, Å
ЭF ЭCl ЭBr ЭI
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

Распределение силовых линий электрического диполя полярной ковалентной связи представлено на рис.4. При достаточно близких расстояниях силовые линии взаимно ориентируют полярные молекулы — одноимённо заряженные концы (полюса) их диполей взаимно отталкиваются, а разноимённо заряженные притягиваются. В результате между молекулами действуют силы притяжения, обусловленные взаимодействием их постоянных диполей и носящие название ориентационных сил .

Взаимодействие молекул галогенидов щелочных металлов сопровождается их димеризацией. Димерную молекулу можно рассматривать как электрический квадруполь (рис.15). В настоящее время известны основные характеристики димеров галогенидов щелочных металлов ( длины химической связи и валентные углы между связями). [11]

Длина химической связи и валентные углы в димерах галогенидов щелочных металлов (Э 2 X 2 )(газовая фаза). [11]
Э 2 X 2 X=F X=Cl X=Br X=I
d ЭF , Å <F-Э-F,° d ЭCl , Å <Cl-Э-Cl,° d ЭBr , Å <Br-Э-Br, ° d ЭI , Å <I-Э-I, °
Li 2 X 2 1,75 105 2,23 108 2,35 110 2,54 116
Na 2 X 2 2,08 95 2,54 105 2,69 108 2,91 111
K 2 X 2 2,35 88 2,86 98 3,02 101 3,26 104
Cs 2 X 2 2,56 79 3,11 91 3,29 94 3,54 94

В процессе конденсации действие ориентационных сил усиливается, межмолекулярное взаимодействие сопровождается образованием кластеров, а затем и твёрдого вещества. Галогениды щелочных металлов образуют кристаллы с простой кубической и объёмно-центрированной кубической решёткой.

Тип кристаллической решётки и постоянная трансляционной решётки для галогенидов щелочных металлов. [13]

Соединения и тип кристаллической решётки Постоянная решётки, Å
Li Na K Rb Cs
фториды (куб) 4,0279 4,628 5,344 5,64 6,020
хлориды (куб) 5,1399 5,639 6,21 - -
хлориды (ОЦК) - - - 3,749 4,10
бромиды (куб) 5,501 5,973 6,599 6,868 7,23
бромиды (ОЦК) - - - - 4,296
иодиды (куб) 6,012 6,475 7,066 7,340 7,66
иодиды (ОЦК) - - - - 4,567

В процессе кристаллизации происходит дальнейшее увеличение межатомного расстояния, приводящее к срыву электрона с орбитального радиуса атома щелочного металла и передаче электрона атому галогена с образованием соответствующих ионов. Силовые поля ионов равномерно распределяются во всех направлениях в пространстве. В связи с этим в кристаллах щелочных металлов силовое поле каждого иона координирует отнюдь не один ион с противоположным знаком, как принято качественно представлять ионную связь (Na + Cl - ).

В кристаллах ионных соединений понятие простых двухионных молекул типа Na + Cl и Cs + Cl теряет смысл, поскольку ион щелочного металла связан ( координирован ) с шестью ионами хлора (в кристалле хлористого натрия) и с восемью ионами хлора (в кристалле хлористого цезия). При этом все межионные расстояния в кристаллах равноудалены. Весь кристалл представляет собой гигантскую молекулу.

Примечания

  1. Химическая энциклопедия / Редкол.: Зефиров Н.С. и др.. — М. : Большая Российская энциклопедия, 1998. — Т. 5. — 783 с. — ISBN 5-85270-310-9 .
  2. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. — М. : «Химия», 1987. — С. 124. — 320 с.
  3. 1 2 3 4 5 Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. — М. : «Химия», 1987. — С. 132-136. — 320 с.
  4. 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 .
  5. Некрасов Б. В. Курс общей химии. — М. : Госхимиздат, 1962. — С. 88. — 976 с.
  6. Паулинг Л. Природа химической связи / под редакцией Я.К.Сыркина. — пер. с англ. М.Е.Дяткиной. — М.Л. : Госхимиздат, 1947. — 440 с.
  7. 1 2 Теоретическая органическая химия / под ред. Р.Х.Фрейдлиной. — пер. с англ. Ю.Г.Бунделя. — М. : Изд. иностранной литературы, 1963. — 365 с.
  8. 1 2 3 4 5 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.
  9. Химический энциклопедический словарь / гл. ред. И. Л. Кнунянц. — М. : Сов. энциклопедия, 1983. — С. 607 . — 792 с.
  10. Некрасов Б. В. Курс общей химии. — М. : Госхимиздат, 1962. — С. 679. — 976 с.
  11. 1 2 3 Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ. — М. : «Химия», 1987. — С. 155-161. — 320 с.
  12. 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.
  13. 1 2 Справочник химика. — 2-е изд., перераб. и доп. — Л.-М.: ГНТИ Химической литературы, 1962. — Т. 1. — С. 402-513. — 1072 с.
  14. Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А. Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ.. — М. : «Химия», 1987. — С. 132—136. — 320 с.
  15. Зиман Дж. Электроны в металлах (введение в теорию поверхностей Ферми). Успехи физических наук.. — 1962. — Т. 78, вып.2. — 291 с.

Литература

  • Маррел Дж., Кеттл С., Теддер Дж. Химическая связь . 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. 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. Атомы в молекулах. Квантовая теория. М.: Мир, 2001. 532 c. ISBN 5-03-003363-7 Глава 7. Модели химической связи.

Ссылки


Иконка портала Химический портал — мир химии, веществ и превращений на страницах Википедии.