Хемијска веза

Из Википедије, слободне енциклопедије
Иди на навигацију Иди на претрагу

Хемијска веза је интеракција атома која одређује стабилност молекула или кристала у целини. Хемијска веза је одређена интеракцијом између наелектрисаних честица ( језгра и електрона ). Савремени опис хемијске везе изведен је на основу квантне механике [1] . Главне карактеристике хемијске везе су чврстоћа , дужина , поларитет , стабилност.

Еволуција идеја о природи хемијских веза

Концепти хемијског везивања пре открића електрона

Електронске теорије хемијског везивања

Квантне теорије хемијског везивања

Врсте односа

Постоји само 6 врста веза:

Најједноставнија једноелектронска ковалентна хемијска веза

Фиг. 1. Орбитални радијуси елемената (р а ) и дужина једноелектронске хемијске везе (д)

Најједноставнију једноелектронску хемијску везу ствара један валентни електрон . Испоставило се да је један електрон у стању да држи два позитивно наелектрисана јона у једној целини. У спрези са једним електроном, Кулонове силе одбијања позитивно наелектрисаних честица компензују се Кулоновским силама привлачења ових честица негативно наелектрисаном електрону. Валентни електрон постаје заједнички за два атома.

Примери таквих хемијских једињења су молекуларни јони: Х 2 + , Ли 2 + , На 2 + , К 2 + , Рб 2 + , Цс 2 + [2] :

Елемент Х Ли На К Рб Цс
Електронска конфигурација1 [Он] 2С 1 [Не] 3С 1 [Ар] 4С 1 [Кр] 5С 1 [Ксе] 6С 1
Међунуклеарна удаљеност

у молекуларном јону к з + , А

1.06 3.14 3.43 4.18 4.44 4.70
Орбитални радијус атома, А 0,53 1.57 1,715 2.09 2.22 2.35

Постојање молекуларних јона водоника и алкалних метала, у којима један валентни електрон ствара хемијску везу, проширује и допуњује концепт хемијске везе. У наведеним јонима не може бити говора о било каквој интеракцији електронских спинова и преклапању електронских облака. Један везивни електрон је локализован у простору између језгара атома и држи их у јединственој целини, формирајући стабилан хемијски систем (слика 1).

Једнострука (обична) ковалентна веза

Слика 2 Неполарна ковалентна веза
Слика 3 Поларна ковалентна веза
Слика 4 Електрични водови електричног дипола

Јединствена ковалентна хемијска веза је створена везујућим електронским паром . У свим постојећим теоријама ( теорија валентних веза , теорија молекуларних орбитала , теорија одбијања валентних електронских парова , Боров модел хемијских веза ) везујући електронски пар се налази у простору између атома молекула . Разликовати поларне и неполарне ковалентне везе.

Постоје хемијски елементи као што су: Хе , Не , Ар , Кр , Ксе , Рн , који нису у стању да формирају хемијску везу између себе и других атома, јер им нису потребни електрони других атома, већ су завршили последњи слој.

Неполарна ковалентна веза се одвија у хомонуклеарним двоатомским молекулима , у којима је везујући електронски пар једнако удаљен од оба језгра молекулског система (слика 2). Растојање д између атомских језгара може се сматрати збиром ковалентних полупречника одговарајућих атома.

Удаљеност између атомских језгара у једној двоелектронској ковалентној вези је краћа од оне у најједноставнијој једноелектронској хемијској вези.

Молецуле Х 2 Ли 2 На 2 К 2 Рб 2 Цс 2
Међунуклеарна удаљеност, А [3] 0,74 2.67 3.08 3.92 4.10 4.30
Ковалентни полупречник, А 0,37 1,335 1.54 1.96 2.05 2.15
Орбитални радијус, А 0,53 1.57 1,715 2.09 2.22 2.35
Радијус везног електронског пара, А 0.379 0.826 0.755 0.726 0.852 0.949
Енергија прекида везе, кЈ/мол [3] 436 102 73 57 49 42

Разлика између орбиталног и ковалентног радијуса карактерише степен преклапања атомских орбитала атома који формирају хемијску везу и одражава деформацију електронске љуске атома.

Поларна ковалентна веза се јавља у хетеронуклеарним двоатомским молекулима (слика 3). Везни електронски пар у поларној хемијској вези је близак атому са већим потенцијалом прве јонизације . [4]

Растојање д између атомских језгара које карактеришу просторну структуру поларних молекула може се приближно посматрати као збир ковалентних полупречника одговарајућих атома. [5]

Карактеристике неких поларних супстанци [3]
Молецуле ЛиХ НаХ КХ РбХ ЦсХ
Међунуклеарна удаљеност, А 1.60 1.89 2.24 2.37 2.49
Енергија прекида везе, кЈ / мол 236 200 182 165 176

Померање везујућег електронског пара на једно од језгара поларног молекула доводи до појаве електричног дипола (електродинамика) (сл. 4).

Растојање између центара гравитације позитивног и негативног наелектрисања назива се дужина дипола. Поларитет молекула, као и поларитет везе, процењује се величином диполног момента μ, који је производ дужине дипола л на вредност електронског наелектрисања :

μ = лк

Вишеструке ковалентне везе

Слика 5.сп 2 -хибридизација
Слика 6.сп-хибридизација

Вишеструке ковалентне везе су представљене незасићеним органским једињењима која садрже двоструке и троструке хемијске везе . Да би описао природу незасићених једињења, Л. Паулинг уводи концепте сигма и π-везе , хибридизације атомских орбитала .

Паулингова хибридизација за два С и два п електрона омогућила је да се објасни правац хемијских веза, посебно тетраедарска конфигурација метана . Да би се објаснила структура етилена, један п-електрон мора бити изолован од четири еквивалентна Сп 3 - електрона атома угљеника да би се формирала додатна веза, названа π-веза. У овом случају, три преостале Сп 2 -хибридне орбитале налазе се у равни под углом од 120 ° и формирају основне везе, на пример, планарни молекул етилена (слика 5).

У случају молекула ацетилена , само једна С и једна п орбитала учествују у хибридизацији (према Паулингу), при чему се формирају две Сп орбитале које се налазе под углом од 180 ° и усмерене су у супротним смеровима. Две „чисте“ п-орбитале атома угљеника се преклапају у паровима у међусобно окомитим равнима, формирајући две π-везе линеарног молекула ацетилена (слика 6).

Паулингови ставови су се одразили у његовој књизи „Природа хемијске везе“ [6] , која је дуги низ година постала референтна књига хемичара. Л. Паулинг је 1954. године добио Нобелову награду за хемију са формулацијом „За проучавање природе хемијских веза и њене примене за одређивање структуре комплексних једињења“.

Међутим, физичко значење селективне хибридизације атомских орбитала остало је нејасно, хибридизација је била алгебарска трансформација која се не може приписати физичкој стварности.

Линус Паулинг је покушао да побољша опис хемијске везе елиминисањем селективности хибридизације орбитала у молекулима незасићених једињења и стварањем теорије савијене хемијске везе. У свом извештају на симпозијуму о теоријској органској хемији посвећеном сећању на Кекуле ( Лондон , септембар 1958), Л. Паулинг је предложио нови начин описивања двоструке везе као комбинације две идентичне савијене хемијске везе, и троструке везе - три савијене хемијске везе [7] . На овом симпозијуму Л. Паулинг је категорички тврдио:

Можда постоје хемичари који верују да је изузетно важна иновација ... био опис σ, π-описа за двоструку или троструку везу и коњуговане системе уместо описа помоћу савијених веза. Тврдим да је σ, π-опис мање задовољавајући од описа уз помоћ закривљених веза, да ова иновација само пролази и да ће ускоро изумрети. [7]

У Паулинговој новој теорији, сви везани електрони постали су једнаки и једнако удаљени од линије која повезује језгра молекула. Паулингова теорија савијене хемијске везе узела је у обзир статистичку интерпретацију Борнове таласне функције , Кулоново одбијање електрона. Појавило се физичко значење - природа хемијске везе је потпуно одређена електричном интеракцијом језгара и електрона. Што је више електрона везаних, краћа је међунуклеарна удаљеност и јача је хемијска веза између атома угљеника.

Фреквенција комуникације Структура комуникације Међунуклеарна удаљеност, А Енергија везивања, кЈ / мол
самац (ЦЦ) Двоелектронски двоцентрични 1.54 348
дупло (Ц = Ц) Четири електрона са два центра 1.34 614
троструко Ц) Шестоелектронски двоцентрични 1.20 839

Хемијска веза са три центра

Даљи развој концепта хемијског везивања дао је амерички физикохемичар В. Липсцомб , који је развио теорију двоелектронских троцентричних веза и тополошку теорију која омогућава предвиђање структуре још неких бор-хидрида (борохидрида) .

Електронски пар у хемијској вези са три центра постаје уобичајен за три атомска језгра. У најједноставнијем представнику троцентричне хемијске везе - молекуларном водониковом јону Х 3 +, електронски пар држи три протона у једној целини.

Слика 7 Диборан

У молекулу диборана постоје четири једноструке ковалентне БХ везе и две двоелектронске везе са три центра (сл. 7). Интернуклеарна удаљеност у једнострукој ковалентној БХ вези је 1,19 А, док је слична удаљеност у троцентричној БХБ вези 1,31 А. Угао троцентричне везе БХБ (φ) је 83 0 . Комбинација две троцентричне везе у молекулу диборана омогућава да се језгра атома бора држе на удаљености д ББ = 2 · 1,31 · син φ / 2 = 1,736 А. Језгра везујућих атома водоника су уклоњена из равни у којој се налазе четири једноструке ковалентне БХ везе, на растојању од х = 1,31 · цос φ / 2 = 0,981 А.

Троцентричне везе могу се реализовати не само у троуглу од два атома бора и једног атома водоника, већ и између три атома бора, на пример, у оквирним борохидридима ( пентаборан - Б 5 Х 9 , декаборан - Б 10 Х 4 , итд. .). Ове структуре садрже обичне (терминалне) и троцентричне везе (премосне) атоме водоника и троуглове атома бора. [осам]

Постојање борана са њиховим двоелектронским троцентралним везама са "премошћујућим" атомима водоника нарушило је канонску доктрину валенције . Атом водоника, који се раније сматрао стандардним моновалентним елементом, испоставило се да је везан истим везама са два атома бора и постао је формално двовалентни елемент. Рад В. Липсцомба на дешифровању структуре борана проширио је концепт хемијског везивања. Нобелов комитет доделио је Вилијаму Нану Липскомбу награду за хемију 1976. за његова проучавања структуре борана (борохидрита), разјашњавајући проблеме хемијских веза.

Мултицентрична хемијска веза

Слика 8 Молекул фероцена
Слика 9 Дибензен хром
Слика 10 Ураноцен

Године 1951. Т. Кеели и П. Павсон су неочекивано добили потпуно ново органско гвожђе једињење током синтезе дициклопентадиенила. Препарат раније непознатог изузетно стабилног жуто-наранџастог кристалног једињења гвожђа одмах је привукао пажњу.

Е. Фисхер и Д. Вилкинсон су независно установили структуру новог једињења – два циклопентадиенилна прстена се налазе паралелно, у слојевима, или у облику „сендвича” са атомом гвожђа који се налази у центру између њих (Сл. 8). ). Назив "фероцен" је предложио Р. Воодвард (тачније, Д. Вхитинг, запосленик његове групе). Одражава присуство у једињењу атома гвожђа и десет атома угљеника (зехн - десет). [осам]

Свих десет (Ц-Фе) веза у молекулу фероцена су еквивалентне, међунуклеарна удаљеност Фе-Ц је 2,04 А. Сви атоми угљеника у молекулу фероцена су структурно и хемијски еквивалентни, дужина сваке ЦЦ везе је 1,40 - 1,41 А (за поређење, дужина ЦЦ везе у бензену је 1,39 А). Око атома гвожђа појављује се љуска од 36 електрона . [осам]

Ернст Ото Фишер и Џефри Вилкинсон су 1973. добили Нобелову награду за хемију са формулацијом „ За иновативне, самостално обављене радове у области органометалних, такозваних сендвич једињења “. Ингвар Линдквист, члан Краљевске шведске академије наука , у свом говору на представљању лауреата, изјавио је да је „ откриће и доказ нових принципа веза и структура присутних у сендвич једињењима [ен] значајно достигнуће, чији је практични значај још увек немогуће предвидети “.

Тренутно су добијени дициклопентадиенилни деривати многих метала . Деривати прелазних метала имају исту структуру и исту природу везе као фероцен. Лантаниди не чине сендвич структуру, већ структуру која личи на трокраку звезду [8] . Атоми Ла, Це, Пр, Нд, дакле, стварају хемијску везу са петнаест центара.

Хром дибензен је добијен убрзо након фероцена (слика 9). По истој шеми добијају се дибензен-молибден и дибензен-ванадијум [8] . У свим једињењима ове класе, атоми метала држе два шесточлана прстена у једној целини. Свих 12 веза метал-угљеник у овим једињењима је идентично.

Такође се синтетише ураноцен [бис (циклооктатетраен) уранијум], у коме атом уранијума држи два осмочлана прстена (слика 10). Свих 16 веза уранијум-угљеник у ураноцену је идентично. Ураноцен се добија интеракцијом УЦл 4 са смешом циклооктатетраена и калијума у ​​тетрахидрофурану на минус 30 0 Ц. [9]

Динамика хемијске везе

Хемијска веза је прилично динамична. Дакле, метална веза се трансформише у ковалентну везу током фазног прелаза током испаравања метала. Прелазак метала из чврстог у парно стање захтева велике количине енергије. [десет]

Метал Ли На К Рб Цс
Топлота сублимације (кцал / г-атом) 36 26 22 21 19

У парама, ови метали се састоје практично од хомонуклеарних двоатомских молекула и слободних атома. При кондензацији металних пара, ковалентна веза прелази у металну.

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.