Химическа връзка

От Уикипедия, свободната енциклопедия
Отидете на навигация Отидете на търсене

Химичната връзка е взаимодействието на атоми, което определя стабилността на молекула или кристал като цяло. Химическата връзка се определя от взаимодействието между заредени частици ( ядра и електрони ). Съвременното описание на химическата връзка се извършва на базата на квантовата механика [1] . Основните характеристики на химическата връзка са здравина , дължина , полярност , стабилност.

Еволюция на представите за природата на химичните връзки

Концепции за химическо свързване преди откриването на електрона

Електронни теории на химическото свързване

Квантови теории на химическото свързване

Типове взаимоотношения

Има само 6 вида връзки:

Най-простата едноелектронна ковалентна химична връзка

Фиг. 1. Орбитални радиуси на елементи (r a ) и дължина на едноелектронна химическа връзка (d)

Най-простата едноелектронна химическа връзка се създава от един валентен електрон . Оказва се, че един електрон е в състояние да задържи два положително заредени йона в едно цяло. При едноелектронно свързване кулоновите сили на отблъскване на положително заредени частици се компенсират от кулоновите сили на привличане на тези частици към отрицателно зареден електрон. Валентният електрон става общ за два атома.

Примери за такива химични съединения са молекулни йони: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + [2] :

елемент Х Ли на К Rb Cs
Електронна конфигурация 1S 1 [Той] 2S 1 [Ne] 3S 1 [Ar] 4S 1 [Kr] 5S 1 [Xe] 6S 1
Междуядрено разстояние

в молекулния йон x z + , Å

1.06 3.14 3.43 4.18 4.44 4.70
Орбитален радиус на атом, Å 0,53 1.57 1,715 2.09 2.22 2.35

Съществуването на молекулярни йони на водород и алкални метали, при които единичен валентен електрон създава химическа връзка, разширява и допълва концепцията за химическа връзка. В изброените йони не може да се говори за взаимодействие на електронни спинове и припокриване на електронни облаци. Един единствен свързващ електрон е локализиран в пространството между ядрата на атомите и ги поддържа в едно цяло, образувайки стабилна химическа система (фиг. 1).

Единична (обикновена) ковалентна връзка

Фиг. 2 Неполярна ковалентна връзка
Фигура 3 Полярна ковалентна връзка
Фиг. 4 Силови линии на електрически дипол

Единична ковалентна химична връзка се създава от свързваща електронна двойка . Във всички съществуващи теории ( теорията на валентните връзки , теорията на молекулярните орбитали , теорията на отблъскването на валентните електронни двойки , моделът на химичните връзки на Бор ) свързващата електронна двойка се намира в пространството между атомите на молекулата . Разграничаване на полярни и неполярни ковалентни връзки.

Има химични елементи като: He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn , които не са в състояние да образуват химична връзка между себе си и другите атоми, тъй като не изискват електроните на други атоми, те вече са завършили последен слой.

Неполярната ковалентна връзка се осъществява в хомонуклеарни двуатомни молекули , в които свързващата електронна двойка е на еднакво разстояние от двете ядра на молекулярната система (фиг. 2). Разстоянието d между атомните ядра може да се разглежда като сума от ковалентните радиуси на съответните атоми.

Разстоянието между атомните ядра в единична двуелектронна ковалентна връзка е по-късо от това в най-простата едноелектронна химическа връзка.

Молекула H 2 Ли 2 на 2 К 2 Rb 2 Cs 2
Междуядрено разстояние, Å [3] 0,74 2.67 3.08 3.92 4.10 4.30
Ковалентен радиус, Å 0,37 1,335 1.54 1,96 2.05 2.15
Орбитален радиус, Å 0,53 1.57 1,715 2.09 2.22 2.35
Радиусът на свързващата електронна двойка, Å 0,379 0,826 0,755 0,726 0,852 0,949
Енергия на разкъсване на връзката, kJ / mol [3] 436 102 73 57 49 42

Разликата между орбиталния и ковалентния радиус характеризира степента на припокриване на атомните орбитали на атомите, образуващи химическа връзка, и отразява деформацията на електронната обвивка на атомите.

Полярна ковалентна връзка възниква в хетероядрени двуатомни молекули (фиг. 3). Свързващата електронна двойка в полярна химическа връзка е близка до атома с по-висок първи йонизационен потенциал . [4]

Разстоянието d между атомните ядра, характеризиращи пространствената структура на полярните молекули, може да се разглежда приблизително като сума от ковалентните радиуси на съответните атоми. [5]

Характеристики на някои полярни вещества [3]
Молекула LiH NaH KH RbH CsH
Междуядрено разстояние, Å 1,60 1.89 2.24 2.37 2.49
Енергия на разкъсване на връзката, kJ / mol 236 200 182 165 176

Изместването на свързващата електронна двойка към едно от ядрата на полярната молекула води до появата на електрически дипол (електродинамика) (фиг. 4).

Разстоянието между центровете на тежестта на положителните и отрицателните заряди се нарича дължина на дипола. Полярността на молекулата, подобно на полярността на връзката, се оценява от величината на диполния момент μ, който е произведението на дължината на дипола l от стойността на електронния заряд :

μ = lq

Множество ковалентни връзки

Фиг. 5.sp 2 -хибридизация
Фиг. 6.sp-хибридизация

Множеството ковалентни връзки са представени от ненаситени органични съединения, съдържащи двойни и тройни химични връзки . За да опише природата на ненаситените съединения, Л. Полинг въвежда концепциите за сигма и π-връзки , хибридизация на атомни орбитали .

Хибридизацията на Полинг за два S и два p електрона направи възможно да се обясни посоката на химичните връзки, по-специално тетраедричната конфигурация на метана . За да се обясни структурата на етилена, един р-електрон трябва да бъде изолиран от четири еквивалентни Sp 3 - електрона на въглероден атом, за да се образува допълнителна връзка, наречена π-връзка. В този случай трите останали Sp 2 -хибридни орбитали са разположени в равнината под ъгъл от 120 ° и образуват основни връзки, например плоска етиленова молекула (фиг. 5).

В случай на ацетиленова молекула, само една S и една p орбитали участват в хибридизацията (според Полинг), с образуването на две Sp орбитали, разположени под ъгъл от 180 ° и насочени в противоположни посоки. Две „чисти“ p-орбитали на въглеродни атоми се припокриват по двойки във взаимно перпендикулярни равнини, образувайки две π-връзки на линейна ацетиленова молекула (фиг. 6).

Възгледите на Полинг са отразени в книгата му „Природата на химическата връзка“ [6] , която за много години се превръща в справочник за химика. През 1954 г. Л. Полинг е удостоен с Нобелова награда по химия с формулировката „За изследване на природата на химичните връзки и нейното приложение за определяне на структурата на комплексните съединения“.

Въпреки това, физическият смисъл на селективната хибридизация на атомните орбитали остава неясен, хибридизацията е алгебрична трансформация, която не може да бъде приписана на физическата реалност.

Линус Полинг се опитва да подобри описанието на химичната връзка, като елиминира селективността на хибридизацията на орбиталите в молекулите на ненаситени съединения и създава теорията за огъната химическа връзка. В своя доклад на симпозиума по теоретична органична химия, посветен на паметта на Кекуле ( Лондон , септември 1958 г.), Л. Полинг предлага нов начин за описване на двойната връзка като комбинация от две идентични огънати химически връзки и тройна връзка - три огънати химически връзки [7] . На този симпозиум Л. Полинг категорично твърди:

Може да има химици, които вярват, че изключително важна иновация... е описанието на σ, π-описанието за двойна или тройна връзка и конюгирани системи вместо описание, използващо огънати връзки. Аз твърдя, че σ, π-описанието е по-малко задоволително от описанието с помощта на извити връзки, че тази иновация само преминава и скоро ще изчезне. [7]

В новата теория на Полинг всички свързващи електрони стават равни и еднакво отдалечени от линията, свързваща ядрата на молекулата. Теорията на Полинг за огъната химическа връзка взе предвид статистическата интерпретация на вълновата функция на Борн , кулоновото отблъскване на електроните. Появи се физически смисъл - естеството на химичната връзка се определя напълно от електрическото взаимодействие на ядрата и електроните. Колкото повече свързващи електрони, толкова по-късо е междуядреното разстояние и толкова по-силна е химическата връзка между въглеродните атоми.

Честота на комуникация Комуникационна структура Междуядрено разстояние, Å Енергия на свързване, kJ / mol
единичен (CC) Двуелектронна двуцентрова 1.54 348
двойно (C = C) Четириелектронна двуцентрова 1.34 614
Троен (C C) Шестелектронна двуцентрова 1.20 839

Трицентрова химическа връзка

По-нататъшно развитие на концепцията за химическо свързване даде американският физикохимик У. Липскомб , който разработи теорията за двуелектронните трицентрови връзки и топологична теория, която дава възможност да се предскаже структурата на още борни хидриди (борохидриди) .

Електронна двойка в трицентрова химическа връзка става обща за три атомни ядра. В най-простия представител на трицентровата химическа връзка - молекулярния водороден йон H 3 +, електронната двойка държи три протона в едно цяло.

Фиг. 7 Диборан

В молекулата на диборана има четири единични ковалентни BH връзки и две двуелектронни трицентрови връзки (фиг. 7). Междуядреното разстояние в единичната ковалентна BH връзка е 1,19 Å, докато подобното разстояние в трицентровата BHB връзка е 1,31 Å. Ъгълът на трицентровата връзка BHB (φ) е 83 0 . Комбинацията от две трицентрови връзки в молекулата на диборана позволява поддържането на ядрата на борните атоми на разстояние d BB = 2 · 1.31 · sin φ / 2 = 1.736 Å. Ядрата на свързващите водородни атоми се отстраняват от равнината, в която са разположени четири единични ковалентни BH връзки, на разстояние h = 1,31 · cos φ / 2 = 0,981 Å.

Трицентрови връзки могат да се реализират не само в триъгълник от два борни атома и един водороден атом, но и между три борни атома, например в рамкови борохидриди ( пентаборан - B 5 H 9 , декаборан - B 10 H 4 и др. .). Тези структури съдържат обикновени (крайни) и трицентрови връзки (мостови) водородни атоми и триъгълници от борни атоми. [осем]

Съществуването на борани с техните двуелектронни трицентрови връзки с "мостови" водородни атоми нарушава каноничната доктрина за валентността . Водородният атом, който преди се е считал за стандартен едновалентен елемент, се оказва свързан със същите връзки с два борни атома и формално става двувалентен елемент. Работата на W. Lipscomb по дешифрирането на структурата на бораните разшири концепцията за химическо свързване. Нобеловият комитет удостои Уилям Нън Липскомб с наградата по химия през 1976 г. за неговите изследвания върху структурата на бораните (борохидрити), изясняващи проблемите на химичните връзки.

Многоцентрова химическа връзка

Фиг. 8 Фероценова молекула
Фиг. 9 Дибензол хром
Фиг. 10 Ураноцен

През 1951 г. Т. Кили и П. Поусън неочаквано получават напълно ново органично желязо по време на синтеза на дициклопентадиенил. Приготвянето на неизвестно досега изключително стабилно жълто-оранжево кристално желязо, веднага привлече вниманието.

E. Fisher и D. Wilkinson независимо установяват структурата на новото съединение - два циклопентадиенилови пръстена са разположени успоредно, на слоеве или под формата на "сандвич" с железен атом, разположен в центъра между тях (фиг. 8 ). Името "фероцен" е предложено от Р. Удуърд (или по-скоро от Д. Уайтинг, служител на неговата група). Той отразява наличието в съединението на железен атом и десет въглеродни атома (zehn - десет). [осем]

Всичките десет (C-Fe) връзки в фероценовата молекула са еквивалентни, Fe-C междуядреното разстояние е 2,04 Å. Всички въглеродни атоми в фероценовата молекула са структурно и химически еквивалентни, дължината на всяка CC връзка е 1,40 - 1,41 Å (за сравнение, дължината на CC връзката в бензола е 1,39 Å). Около атома на желязото се появява 36- електронна обвивка . [осем]

През 1973 г. Ернст Ото Фишер и Джефри Уилкинсън са удостоени с Нобелова награда по химия с формулировката „ За иновативна, независимо извършена работа в областта на металоорганичните, така наречените сандвич съединения “. Ингвар Линдквист, член на Шведската кралска академия на науките , в речта си при представянето на лауреатите заяви, че „ откриването и доказването на нови принципи на връзки и структури, присъстващи в сандвич съединения [en], е значително постижение, чието практическо значение все още е невъзможно да се предвиди “.

Понастоящем са получени дициклопентадиенилови производни на много метали . Производните на преходните метали имат същата структура и същата природа на връзката като фероцена. Лантанидите не образуват сандвич структура, а структура, наподобяваща трилъча звезда [8] . Следователно атомите La, Ce, Pr, Nd създават петнадесетцентрова химическа връзка.

Хром дибензен се получава малко след фероцен (фиг. 9). По същата схема се получават дибензен-молибден и дибензен-ванадий [8] . Във всички съединения от този клас металните атоми държат два шестчленни пръстена в едно цяло. Всички 12 връзки метал-въглерод в тези съединения са идентични.

Синтезиран е и ураноцен [бис (циклооктатетраен) уран], в който урановият атом държи два осемчленни пръстена (фиг. 10). Всички 16 връзки уран-въглерод в ураноцена са идентични. Ураноценът се получава чрез взаимодействието на UCl 4 със смес от циклооктатетраен и калий в тетрахидрофуран при минус 30 0 С. [9]

Динамика на химическата връзка

Химическата връзка е доста динамична. По този начин, метална връзка се трансформира в ковалентна връзка по време на фазов преход по време на изпаряване на метала. Преходът на метал от твърдо към парно състояние изисква големи количества енергия. [десет]

метални Ли на К Rb Cs
Топлина на сублимация (kcal / g-атом) 36 26 22 21 19

В парите тези метали се състоят практически от хомоядрени двуатомни молекули и свободни атоми. При кондензация на метални пари ковалентната връзка се превръща в метална.

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.