Hemijska veza

Iz Wikipedije, slobodne enciklopedije
Idi na navigaciju Idi na pretragu

Hemijska veza je interakcija atoma koja određuje stabilnost molekula ili kristala u cjelini. Hemijska veza je određena interakcijom između nabijenih čestica ( jezgra i elektrona ). Savremeni opis hemijske veze izveden je na osnovu kvantne mehanike [1] . Glavne karakteristike hemijske veze su čvrstoća , dužina , polaritet , stabilnost.

Evolucija ideja o prirodi hemijskih veza

Koncepti kemijske veze prije otkrića elektrona

Elektronske teorije hemijskog vezivanja

Kvantne teorije hemijskog vezivanja

Vrste odnosa

Postoji samo 6 vrsta veza:

Najjednostavnija jednoelektronska kovalentna hemijska veza

Slika 1. Orbitalni radijusi elemenata (r a ) i dužina jednoelektronske hemijske veze (d)

Najjednostavniju jednoelektronsku hemijsku vezu stvara jedan valentni elektron . Ispostavilo se da jedan elektron može zadržati dva pozitivno nabijena jona u jednoj cjelini. U sprezi s jednim elektronom, Kulonove sile odbijanja pozitivno nabijenih čestica kompenziraju se Kulonovskim silama privlačenja ovih čestica negativno nabijenom elektronu. Valentni elektron postaje zajednički za dva atoma.

Primeri takvih hemijskih jedinjenja su molekularni joni: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + [2] :

Element H Li N / A K Rb Cs
Elektronska konfiguracija 1S 1 [On] 2S 1 [Ne] 3S 1 [Ar] 4S 1 [Kr] 5S 1 [Xe] 6S 1
Međunuklearna udaljenost

u molekulskom ionu x z + , Å

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

Postojanje molekularnih jona vodonika i alkalnih metala, u kojima jedan valentni elektron stvara hemijsku vezu, proširuje i dopunjuje koncept hemijske veze. Kod navedenih jona ne može biti govora o bilo kakvoj interakciji elektronskih spinova i preklapanju elektronskih oblaka. Jedan vezni elektron je lokalizovan u prostoru između jezgara atoma i drži ih u jedinstvenoj celini, formirajući stabilan hemijski sistem (slika 1).

Jednostruka (obična) kovalentna veza

Slika 2 Nepolarna kovalentna veza
Slika 3 Polarna kovalentna veza
Slika 4 Električni vodovi električnog dipola

Jednu kovalentnu hemijsku vezu stvara vezni elektronski par . U svim postojećim teorijama ( teorija valentnih veza , teorija molekularnih orbitala , teorija odbijanja valentnih elektronskih parova , Bohrov model hemijskih veza ) vezni elektronski par se nalazi u prostoru između atoma molekula . Razlikovati polarne i nepolarne kovalentne veze.

Postoje hemijski elementi kao što su: He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn , koji nisu u stanju da formiraju hemijsku vezu između sebe i drugih atoma, jer im nisu potrebni elektroni drugih atoma, već su završili poslednji sloj.

Nepolarna kovalentna veza se odvija u homonuklearnim dvoatomskim molekulima , u kojima je vezni elektronski par jednako udaljen od oba jezgra molekularnog sistema (slika 2). Udaljenost d između atomskih jezgri može se smatrati zbirom kovalentnih polumjera odgovarajućih atoma.

Udaljenost između atomskih jezgara u jednoj dvoelektronskoj kovalentnoj vezi je kraća od one u najjednostavnijoj jednoelektronskoj hemijskoj vezi.

Molekul H 2 Li 2 Na 2 K 2 Rb 2 Cs 2
Međunuklearna udaljenost, Å [3] 0,74 2.67 3.08 3.92 4.10 4.30
Kovalentni radijus, Å 0,37 1,335 1.54 1.96 2.05 2.15
Orbitalni radijus, Å 0,53 1.57 1,715 2.09 2.22 2.35
Radijus veznog elektronskog para, Å 0,379 0,826 0,755 0,726 0,852 0.949
Energija prekida veze, kJ/mol [3] 436 102 73 57 49 42

Razlika između orbitalnog i kovalentnog radijusa karakterizira stupanj preklapanja atomskih orbitala atoma koji formiraju kemijsku vezu i odražava deformaciju elektronske ljuske atoma.

Polarna kovalentna veza se javlja u heteronuklearnim dvoatomskim molekulima (slika 3). Vezni elektronski par u polarnoj hemijskoj vezi blizak je atomu sa većim potencijalom prve jonizacije . [4]

Udaljenost d između atomskih jezgri koja karakterizira prostornu strukturu polarnih molekula može se približno smatrati zbirom kovalentnih polumjera odgovarajućih atoma. [5]

Karakteristike nekih polarnih supstanci [3]
Molekul LiH NaH KH RbH CsH
Međunuklearna udaljenost, Å 1.60 1.89 2.24 2.37 2.49
Energija prekida veze, kJ / mol 236 200 182 165 176

Pomak veznog elektronskog para na jedno od jezgara polarnog molekula dovodi do pojave električnog dipola (elektrodinamika) (slika 4).

Udaljenost između centara gravitacije pozitivnih i negativnih naboja naziva se dužina dipola. Polaritet molekule, kao i polaritet veze, procjenjuje se veličinom dipolnog momenta μ, koji je proizvod dužine dipola l na vrijednost elektronskog naboja :

μ = lq

Višestruke kovalentne veze

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

Višestruke kovalentne veze predstavljaju nezasićena organska jedinjenja koja sadrže dvostruke i trostruke hemijske veze . Da bi opisao prirodu nezasićenih spojeva, L. Pauling uvodi koncepte sigma i π-veze , hibridizacije atomskih orbitala .

Paulingova hibridizacija za dva S i dva p elektrona omogućila je da se objasni smjer kemijskih veza, posebno tetraedarska konfiguracija metana . Da bi se objasnila struktura etilena, jedan p-elektron mora biti izolovan iz četiri ekvivalentna Sp 3 - elektrona atoma ugljika da bi se formirala dodatna veza, nazvana π-veza. U ovom slučaju, tri preostale Sp 2 -hibridne orbitale nalaze se u ravnini pod uglom od 120° i formiraju osnovne veze, na primjer, planarni molekul etilena (slika 5).

U slučaju molekule acetilena , u hibridizaciji (prema Paulingu) sudjeluju samo jedna S i jedna p orbitala, pri čemu nastaju dvije Sp orbitale smještene pod kutom od 180° i usmjerene u suprotnim smjerovima. Dvije "čiste" p-orbitale atoma ugljika preklapaju se u parovima u međusobno okomitim ravninama, formirajući dvije π-veze linearne molekule acetilena (slika 6).

Paulingovi stavovi su se odrazili u njegovoj knjizi "Priroda hemijske veze" [6] , koja je dugi niz godina postala referentna knjiga za hemičara. L. Pauling je 1954. godine dobio Nobelovu nagradu za hemiju sa formulacijom "Za proučavanje prirode hemijskih veza i njene primene za određivanje strukture kompleksnih jedinjenja".

Međutim, fizičko značenje selektivne hibridizacije atomskih orbitala ostalo je nejasno, hibridizacija je bila algebarska transformacija koja se ne može pripisati fizičkoj stvarnosti.

Linus Pauling je pokušao da poboljša opis hemijske veze eliminisanjem selektivnosti hibridizacije orbitala u molekulima nezasićenih jedinjenja i stvaranjem teorije savijene hemijske veze. U svom izvještaju na simpozijumu o teorijskoj organskoj hemiji posvećenom sjećanju na Kekulea ( London , septembar 1958.), L. Pauling je predložio novi način opisivanja dvostruke veze kao kombinacije dvije identične savijene hemijske veze, i trostruke veze - tri savijene hemijske veze [7] . Na ovom simpozijumu L. Pauling je kategorički ustvrdio:

Možda postoje hemičari koji vjeruju da je izuzetno važna inovacija... bio opis σ, π-opisa za dvostruku ili trostruku vezu i konjugirane sisteme umjesto opisa koji koristi savijene veze. Tvrdim da je σ, π-opis manje zadovoljavajući od opisa uz pomoć zakrivljenih veza, da ova inovacija samo prolazi i da će uskoro izumrijeti. [7]

U Paulingovoj novoj teoriji, svi vezani elektroni postali su jednaki i jednako udaljeni od linije koja povezuje jezgre molekula. Paulingova teorija savijene hemijske veze uzela je u obzir statističku interpretaciju Bornove valne funkcije , Kulonove odbijanja elektrona. Pojavilo se fizičko značenje - priroda kemijske veze u potpunosti je određena električnom interakcijom jezgara i elektrona. Što je više elektrona vezanih, kraća je međunuklearna udaljenost i jača je kemijska veza između atoma ugljika.

Frekvencija komunikacije Komunikacijska struktura Međunuklearna udaljenost, Å Energija vezivanja, kJ/mol
samac (CC) Dvoelektronski sa dva centra 1.54 348
duplo (C = C) Četiri elektrona sa dva centra 1.34 614
trostruko (C C) Šestoelektronski sa dva centra 1.20 839

Hemijska veza sa tri centra

Daljnji razvoj koncepta hemijske veze dao je američki fizikohemičar W. Lipscomb , koji je razvio teoriju dvoelektronskih trocentričnih veza i topološku teoriju koja omogućava predviđanje strukture još nekih bor-hidrida (borhidrida) .

Elektronski par u hemijskoj vezi sa tri centra postaje uobičajen za tri atomska jezgra. U najjednostavnijem predstavniku hemijske veze sa tri centra - molekularnom vodikovom jonu H 3 +, elektronski par drži tri protona u jednoj celini.

Slika 7 Diboran

U molekulu diborana postoje četiri jednostruke kovalentne BH veze i dvije dvoelektronske veze sa tri centra (slika 7). Internuklearna udaljenost u jednostrukoj kovalentnoj BH vezi je 1,19 Å, dok je slična udaljenost u trocentričnoj BHB vezi 1,31 Å. Ugao trocentrične veze BHB (φ) je 83 0 . Kombinacija dvije trocentrične veze u molekulu diborana omogućava da se jezgra atoma bora drže na udaljenosti d BB = 2 · 1,31 · sin φ / 2 = 1,736 Å. Jezgra veznih atoma vodonika su uklonjena iz ravni u kojoj se nalaze četiri jednostruke kovalentne BH veze, na udaljenosti od h = 1,31 · cos φ / 2 = 0,981 Å.

Trocentrične veze mogu se realizovati ne samo u trokutu od dva atoma bora i jednog atoma vodika, već i između tri atoma bora, na primjer, u okvirnim borohidridima ( pentaboran - B 5 H 9 , dekaboran - B 10 H 4 itd. .). Ove strukture sadrže obične (terminalne) i trocentrične veze (premosne) atome vodika i trokute atoma bora. [osam]

Postojanje borana sa njihovim dvoelektronskim trocentralnim vezama sa "premošćujućim" atomima vodika narušilo je kanonsku doktrinu valencije . Pokazalo se da je atom vodika, koji se ranije smatrao standardnim monovalentnim elementom, vezan istim vezama s dva atoma bora i formalno je postao dvovalentni element. Rad W. Lipscomba na dešifrovanju strukture borana proširio je koncept hemijskog vezivanja. Nobelov komitet odlikovao je Williama Nunn Lipscomba nagradom za hemiju 1976. za njegova proučavanja strukture borana (borohidrita), razjašnjavajući probleme hemijskih veza.

Višecentrična hemijska veza

Slika 8 Molekul ferocena
Slika 9 Dibenzen hrom
Slika 10 Uranocen

Godine 1951. T. Keely i P. Pawson su neočekivano dobili potpuno novo organsko-gvozdeno jedinjenje tokom sinteze diciklopentadienila. Priprema do tada nepoznatog izuzetno stabilnog žuto-narandžastog kristalnog jedinjenja željeza odmah je privukla pažnju.

E. Fisher i D. Wilkinson su nezavisno ustanovili strukturu novog jedinjenja - dva ciklopentadienilna prstena su locirana paralelno, u slojevima ili u obliku "sendviča" sa atomom gvožđa koji se nalazi u centru između njih (slika 8. ). Naziv "ferocen" predložio je R. Woodward (tačnije, D. Whiting, zaposlenik njegove grupe). Odražava prisustvo u spoju atoma željeza i deset atoma ugljika (zehn - deset). [osam]

Svih deset (C-Fe) veza u molekulu ferocena su ekvivalentne, međunuklearna udaljenost Fe-C je 2,04 Å. Svi atomi ugljika u molekulu ferocena su strukturno i hemijski ekvivalentni, dužina svake CC veze je 1,40 - 1,41 Å (za poređenje, dužina CC veze u benzenu je 1,39 Å). Oko atoma gvožđa pojavljuje se ljuska od 36 elektrona . [osam]

1973. godine Ernst Otto Fischer i Jeffrey Wilkinson dobili su Nobelovu nagradu za hemiju sa formulacijom " Za inovativne, samostalno obavljene radove u oblasti organometalnih, tzv. sendvič spojeva ". Ingvar Lindqvist, član Kraljevske švedske akademije nauka , u svom govoru na predstavljanju laureata, izjavio je da je „ otkriće i dokaz novih principa veza i struktura prisutnih u sendvič jedinjenjima [en] značajno dostignuće, čiji je praktični značaj još uvek nemoguće predvideti ".

Trenutno su dobijeni diciklopentadienilni derivati ​​mnogih metala . Derivati ​​prelaznih metala imaju istu strukturu i istu prirodu veze kao ferocen. Lantanidi ne formiraju sendvič strukturu, već strukturu koja liči na trokraku zvijezdu [8] . La, Ce, Pr, Nd atomi, dakle, stvaraju hemijsku vezu sa petnaest centara.

Krom dibenzen je dobijen ubrzo nakon ferocena (slika 9). Dibenzen-molibden i dibenzen-vanadijum dobijeni su po istoj šemi [8] . U svim spojevima ove klase atomi metala drže dva šestočlana prstena u jednoj cjelini. Svih 12 veza metal-ugljik u ovim jedinjenjima je identično.

Sintetizovan je i uranocen [bis (ciklooktatetraen) uranijum], u kome atom uranijuma drži dva osmočlana prstena (slika 10). Svih 16 veza uranijum-ugljik u uranocenu je identično. Uranocen se dobija interakcijom UCl 4 sa mešavinom ciklooktatetraena i kalijuma u tetrahidrofuranu na minus 30 0 C. [9]

Dinamika hemijske veze

Hemijska veza je prilično dinamična. Dakle, metalna veza se transformiše u kovalentnu vezu tokom faznog prelaza tokom isparavanja metala. Prijelaz metala iz čvrstog u parno stanje zahtijeva velike količine energije. [deset]

Metal Li N / A K Rb Cs
Toplina sublimacije (kcal / g-atom) 36 26 22 21 19

U parama, ovi metali se sastoje praktično od homonuklearnih dvoatomskih molekula i slobodnih atoma. Nakon kondenzacije metalnih para, kovalentna veza prelazi u metalnu.

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.