Kimyəvi rabitə

Vikipediya, azad ensiklopediya
Jump to navigation Jump to search

Kimyəvi rabitəmolekullarda və onlar arasında əlaqə yaradan qüvvələr toplusu. Kimyəvi rabitə- maddənin xassəsi onun kimyəvi tərkibi, molekulundakı atomların qarışılıqlı təsiri ilə müəyyən edilir. Atomun quruluş nəzəriyyəsi kimyəvi rabitənin təbiətini və molekulun əmələgəlmə mexanizmini izah edir.

Kimyəvi rabitənin növləri[redaktə | əsas redaktə]

Rabitələrin aşağıdakı növləri var:

  • Vandervals
  • Hidrogen
  • Kovalent
  • İon
  • Metallik
  • Hidrofob

Molekul[redaktə | əsas redaktə]

Molekul, iki və daha çox atomdan təşkil olunmuş hissəcikdir. Ən sadə molekul iki hidrogen atomundan əmələ gəlmiş hidrogen molekuludur (H2).

Molekulda atomları bir-birinə bağlayan qüvvələr cəmi kimyəvi rabitə adlanır.

Müəyyən edilmişdir ki, kimyəvi rabitənin yaranması və onun təbiəti, əsasən qarşılıqlı təsirdə olan element atomlarının xarici elektron təbəqələrinin quruluşu ilə əlaqədardır.

Rabitənin əmələ gəlməsində iştirak edən elektronlara valent elektronları deyilir.

Oktet qaydasına görə, kimyəvi rabitə yaranarkən xarici energetik səviyyələr tamamlanır, əksər hallarda 8 elektronlu oktet... ns2np6, bəzi hallarda (H-, He0, Li+,Be2+, B3+ atom və ionları üçün 2 elektronlu dublet vəziyyəti -1s2 yaranır.

Elementlərin elektromənfiliyi[redaktə | əsas redaktə]

Birləşmələrdə kimyəvi rabitənin tipini qabaqcadan bilmək üçün elementlərin elektronmənfilik anlayışından istifadə edilir. Kimyəvi rabitənin tipi birləşən atomların elektromənfiliklər fərqindən asılıdır.

Elementlərin elektromənfiliyi bir-biri ilə qarşılıqlı təsirdə olan atomların arasında elektronların paylanmasına təsir edir. Maddələrdə elektronların paylanmasının xaraketerinə görə kimyəvi rabitənin üç əsas tipi ayrıd edilir. Kovalent, ion və metal rabitəsi. Kovalent rabitə elektromənfilikləri eyni olan və ya elektromənfilikləri az fərqlənən qeyri-metal atomları arasında yaranır.

Məsələn: elektromənfilikləri eyni olduqda (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, J2, P4, S8), elektromənfilikləri az fərqləndikdə (H2S, H2O, HCl, NH3, və s.)

Kovalent rabitə[redaktə | əsas redaktə]

Qeyri-polyar kovalent rabitə
Polyar kovalent rabitə
Elektron cütünün yerləşməsi və dipol momenti

Molekulların əksəriyyətinin əmələ gəlməsi kovalent rabitənin yaranması ilə bağlıdır. Kovalent rabitə nəzəriyyəsinin əsasını qarşılıqlı təsirdə olan elementlərin xarici davamlı elektron konfiqurasiyasının əmələ gəlməsi təşkil edir. Lakin kovalent rabitənin yaranması zamanı elektronun bir element atomundan digərinə tam keçidi baş vermir. Yalnız qarşılıqlı təsirdə olan hər iki element atomlarının tək elektronlarının orbitallarının bir- biri ilə qapanması hesabına elektron cütləri yaranır ki, bunlar da hər iki atoma eyni dərəcədə aid olub, onların arasında rabitə yaranmasına səbəb olur.

Ümumi (əlaqələndirici) elektron cütünün əmələ gəlməsi ilə yaranan kimyəvi rabitəyə kovalent və ya atom rabitəsi deyilir.

Əlaqələndirici (ümumi) elektron cütünün yaranmasında iki atom iştirak edir və onun əmələ gəlməsi üçün hərəsi bir elektron verir. Bu elektronlar hər iki atomun xarici elektron təbəqəsində yerləşir.

Ümumi elektron cütünü əsasən, rabitə yaradan atomların cüt­ləş­məmiş (tək ↓) elektronları əmələ gətirir. Bu zaman cütləşən elek­tronlar antiparalel spinlərə (↑↓) malik olmalıdır. Yəni elektronların eyni orbitalda (↑↑) və (↓↓) şəklində yerləşməsi mümkün deyil. (Н2, Cl2, NH3, CH4, СО2,F2) və s molekullarının yaranmasının elektron cütləri ilə göstərilmiş formuluna adətən molekulun elektron formulu deyilir. Kovalent rabitə universal xarakter daşıyan lokallaşmış ikielektronlu ikimərkəzli rabitədir. Lokallaşmış rabitə dedikdə məhdud sayda yalnız iki atom arasında təsir göstərən rabitə başa düşülür.

Bir kovalent rabitəni bir elektron cütü əmələ gətirir. Yəni kovalet rabitə qoşa nöqtə (:) və ya xətt ilə (-) göstərilir. Kovalent rabitə ilə əmələ gəlmiş maddənin tərkibində əsasən metal olmur.

Kovalent rabitənin əmələ gəlmə mexanizmi[redaktə | əsas redaktə]

Kovalent rabitə, əsasən iki müxtəlif mexanizm üzrə əmələ gəlir: 1) əks spinli elektronların qoşalaşması (cütləşməsi) ilə (mübadilə mexanizmi) 2) donor-akseptor mexanizmi ilə.

Mübadilə mexanizmi ilə kovalent rabitə atomların əks spinli tək elektronlarının cütləşməsi (şərikləşdirilməsi) yolu ilə yaranır və həmin proses elektron buludlarının qapanması (bir-biri ilə örtülməsi) kimi təsəvvür olunur. Bu halda əmələ gələn rabitələrin sayı şərikli elektron cütlərinin və yaxud hər bir atoma məxsus tək elektronların sayına bərabərdir. Neytral atomda mübadilə mexanizmi ilə kovalent rabitə yaradan elektronların sayı tək elektronların sayına bərabərdir.

Burada özünün bölünməmiş elektron cütünü ümumi istifadə üçün təqdim edən A atomu donor, boş orbitallarının vasitəsilə hazır elektron cütünə ortaq olan B atomu isə akseptor adlanır. Bu yolla əmələ gələn kovalent rabitə donor-akseptor və ya koordinasiya rabitəsi də adlanır.

Kimyəvi rabitənin bu növü 1893-cü ildə kompleks birləşmələrin koordinasiya nəzəriyyəsini yaratmış A. Verner tərəfindən kəşf edilmişdir və bununla əlaqədar olaraq, donor-akseptor rabitəsi əvvəllər kordinativ rabitə adlandırılmışdır.

Donor-akseptor mexanizmi ilə əmələ gələn rabitəyə misal kimi ammonium ionunun (NH4+), dəm qazının (CO), hidroksonium ionunun (H3O+)əmələ gəlmə sxemini göstərmək olar. Ammonyakdakı (NH3), azot atomunun bölünməmiş elektron cütü iki nöqtə ilə, hidrogen ionunun (H+) boş orbitalı dördbucaqlı □ şəklində işarə edilirsə, onda ammonium ionunun əmələ gəlmə sxemini aşağıdakı kimi göstərmək olar.

NH3 + H+ → NH4+

Müəyyən edilmişdir ki, ammonium ionunda (NH4+), N-H rabitələrinin hamısı eyni xassəlidir. Deməli, mübadilə ilə əmələ gələn kovalent rabitə donor-akseptor mexanizmi ilə yaranan rabitədən fərqlənmir. Azotun 2s22p3 valent elektronlarından 2p3-dəki 3e-mübadilə mexanizmi ilə, 2s2-dəki 2e- isə donor- akseptor rabitə yarada bilər.

Ammonium duzlarında donor-akseptor rabitələrinin sayı, ammonium ionunun sayına bərabərdir, çünki ammonium ionunda bir donor-akseptor rabitə vardır. Dəm qazı molekulunda da bir donor-akseptor rabitə vardır. CO-da oksigen atomu donor, karbon atomu isə akseptordur. Dəm qazı molekulunun əmələ gəlməsində karbonun 2, oksigenin 4 elektronu (ümumilikdə 6 elektron), karbonun 3, oksigenin 3 orbitalı iştirak edir.

Kovalent rabitənin növləri[redaktə | əsas redaktə]

Elektron cütünün atomlar arasında paylanması xüsusiyyətinə görə kovalent rabitənin iki növünü ayrıd edirlər: qeyri-polyar və polyar- kovalent rabitə.

Elektromənfiliyi eyni olan atomlar arasında elektron cütü atomların nüvələri arasında simmetrik yerləşir. Bunun nəticəsində əmələ gələn molekulda müsbət və mənfi yüklərin mərkəzləri üst-üstə düşür.

Elektromənfiliyi eyni olan atomlar (eyni növ qeyri-metal atomları) arasında ümumi elektron cütünün əmələ gəlməsi hesabına yaranan kovalent rabitəyə qeyri-polyar kovalent rabitə deyilir. Qeyri-polyar kovalent rabitə, əsasən çox atomlu bəsit maddələrdə yaranır. Kovalent rabitənin xassələri.

Kovalent rabitənin əsas xarakterik xassələri onun möhkəmliyi, enerjisi, doymuşluğu və istiqamətlənməsi,polyarlığı və uzunluğudur.

Kovalent rabitənin möhkəmliyi (davamlılığı). Atom nüvələrini birləşdirən (σ-rabitədə) elektron buludlarının örtülməsindən asılı olaraq kovalent rabitə müxtəlif dərəcədə möhkəm ola bilər. Atom nüvələri arasında elektron sıxlığı böyük olduqca rabitə daha möhkəm olur. Beləliklə kimyəvi rabitənin möhkəmliyi əsasən aşağıdakılardan asılıdır:

  1. Elektron buludlarının örtülməsi nəticəsində hansı rabitənin (σ- və ya π) yaranması, yəni kovalent rabitənin doymuşluğu.
  2. Rabitənin uzunluğu.
  3. Rabitənin polyarlığı.

Kimyəvi rabitənin enerjisi. Kimyəvi rabitənin ən mühüm xarakteristikası onun möhkəmliyini müəyyən edən enerjidir. Rabitənin möhkəmlik enerjisi onun qırılmasına sərf olunan enerjinin miqdarıdır. Rabitə enerjisi, rabitəni qırmaq üçün lazım olan enerjinin miqdarıdır.

Rabitə enerjisi adətən 1 mol rabitəyə aid edilib kC-la ölüçülür. Belə ki, 1 mol hidrogenin rabitə enerjisi 436kC/mol-a bərabərdir. Rabitənin qırılması prosesini termokimyəvi tənlik şəklində belə təsvir etmək olar.:

H-H→2H-436kC/mol və ya ∆H=+436 kC/mol

Çox atomlu bəsit maddələrin atomlara parçalanma reaksiyalarının hamısı homolitik qırılma ilə gedən (X÷X→2X∙) endotermik reaksiyadır. Aydındır ki, ayrı-ayrı atomlardan 1 mol çox atomlu bəsit maddə əmələ gəldikdə enerji ayrılır.

H·+·H→H2 +436kC/mol və ya ∆H= 436kC/mol

Ayrılıqda 1 molekul üçün rabitə enerjisni hesabladıqda rabitəni qırmaq üçün lazım olan minimum enerjinin miqdarını Avoqadro sabitinə (6,02·1023 mol-1)bölmək lazımdır. Deməli hidrogenin bir molekulunda H-H rabitəsinin enerjisini hesablamaq üçün 436kC/mol-u 6,02·1023mol-1ə bölmək laızmdır. Buradan görünür ki, ayrı-ayrı molekulların rabitə enerjisinin ədədi qiyməti çox kiçikdir. Ona görədə praktikada 1 molekul deyil, 1mol maddəyə düşən rabitə enerjisinin ədədi qiymətlərindən istifadə edilir.

Çox atomlu molekullarda, məsələn metan (CH4) molekulunda rabitə enerjisni təyin edərkən, əvvəlcə dörd C-H rabitəsinin hamısının qırılma enerjisini hesablayıb, sonra bir rabitənin qırılma enerjisnin orta qiymətini tapırlar. Lakin hər ayrıca rabitə enerjisinin həqiqi qiyməti onun orta qiymətindən bir qədər fərqlənir. Rabitə enerjisi anlayışından istifadə edərək niyə bəzi kimyəvi reaksiyaların ekzotermik bəzilərinin isə endotermik olduğunu müəyyən etmək olar.

Reaksiyada alınan maddələrin atomları arasındakı rabitələrin enerjiləri cəmi ilə reaksiyaya daxil olan maddələrin molekulundakı atomlar arasında rabitlərlərin enerjiləri cəmi arasındakı fərq kimyəvi reaksiyanın istilik effektini müəyyənləşdirir. Bu fərq müsbət olduqda reaksiya ekzotermik, mənfi olduqda isə endotermik olur. Entalpiya dəyişməsi (∆H) ilə hesablandıqda əksinə olur.

Kovalent rabitənin doymuşluğu[redaktə | əsas redaktə]

Məlumdur ki, atomlar yalnız məhdud sayda kovalent rabitə əmələ gətirməyə qabildir. Bu da onların valentlik imkanları ilə izah edilir. Əvvəla, kovalent rabitənin əmələ gəlməsi imkanı valentlik elektronlarının (və ya kovalent rabitə əmələ gətirən orbitalların) sayı ilə müəyyən edilir. Ikincisi atomların valentlik imkanları xarici energetik səviyyədə boş orbitalları olan digər atomlara verilə bilən bölünməyən elektron cütlərinin sayı ilə müəyyən edilir. Donor-akseptor rabitə əmələ gətirə bilən maddə molekullarında (NH3, H2O) kovalent doymamışlıq vardır. Donor-akseptor rabitə əmələ gəldikdən sonra kovalent doymuşluq müşahidə edilir.

Kovalent rabitənin istiqaməti[redaktə | əsas redaktə]

Kovalent rabitənin bu xassəsi molekulların fəza quruluşunu şərtləndirir. Elektron buludlarının qarşılıqlı örtülməsi zamanı fəzada hansı formada və hansı istiqamətdə olmasından asılı olmayaraq, molekulu xətti və bucaq formasında olan birlşmələr yarana bilər (bu “hibridləşmə” mövzusunda daha ətrfalı izah ediləcəkdir). Kimyəvi rabitələrin istiqaməti fəzada elektron buludlarının müxtəlif cür yerləşməsi ilə izah edilir.

Kovalent rabitə ilə əmələ gəlmiş iki atomlu (binar) maddələr (məsələn: H2, N2, F2, Cl2, Br2, J2, HF, HCl, HBr, HJ, CO, NO, СО2, C2H2 və s) xətti quruluşludur.

Rabitənin uzunluğu rabitəni əmələ gətirən atomların nüvələri arasındakı məsafədir, nanometrlə (nm) ölçülür. Kimyəvi rabitənin uzunluğu nə qəədr qısa olarsa, rabitə bir o qədər davamlı olur.

CnH2n+2 ümumi formuluna malik karbohidrogenlərdə (C2H6, C3H8, C4H10 və s) eləcədə CnH2n ümumi formuluna malik tsiklik karbohidrogenlərdə (tsikloalkanlarda) karbon atomları arasındakı rabitənin (yəni C-C rabtəsininn) uzunluğu 0,154 nm, CnH2n ümumi formuluna malik açıq zəncirli karbohidrogenlərdə (yəni alkenlərdə) yalnız ikiqat (C=C) rabitənin uzunluğu 0,134nm, CnH2n-2 ümumi formuluna malik alkinlərdə (asetilen sırası karbohidrogenlərdə) üç qat (C≡C) rabitənin uzunluğu 0,120nm-dir.

Polyar kovalent rabitə[redaktə | əsas redaktə]

Əgər rabitə əmələ gətirən atomların elektromənfilikləri müxtəlifdirsə, başqa sözlə müxtəlif qeyri- metal atomları birləşərsə, onda şərikləşdirilmiş elektron cütü (kovalent rabitə əmələ gətirən elektron cütü) qeyri-simmetrik vəziyyət alır, yəni elektron cütü elektromənfiliyi çox olan atoma doğru cəzb olunur.

Onların mütləq qiyməti 1-dən kiçik olur. Bu halda müsbət və mənfi yüklərin mərkəzləri üst-üstə düşmür. Bunun nəticəsində əmələ gələn molekulda elektromənfiliyi böyük olan element atomunun yerləşdiyi hissədə mənfi, elektromənfiliyi kiçik olan element atomunun yerləşdiyi hissədə isə müsbət yükün artıqlığı yaranır.

Rabitəni əmələ gətirən ümumi elektron cütünün atomlardan birinə doğru çəkilməsi ilə yaranan kovalent rabitəyə polyar kovalent rabitə deyilir. Başqa sözlə müxtəlif qeyri-metal atomları arasında ümumi elektron cütü ilə yaranan kovalent rabitəyə polyar kovalent rabitə deyilir.

Tərkibində metal atomu olmayan mürəkkəb maddələrin (molekulunda karbonun sayı bir olan üzvi maddələr) hamısı polyar kovalent rabitəli birləşmələrdir. Məsələn: HF, HCl, HBr, HJ, CO, СО2, SО2, SО3, NO, NО2, N2O5, Р2O3, P2O5, H2S, H2O, (HNO3), H2SO3, H2CO3, NH3, PH3, CS2,SiO2, SiC, HNO3, H2SO3, H2SO4, (HРO3), H3PO3,H3PO2, H4P2O7, H3PO4, CH2Cl2, CHCl3,CCl4, CF4, CH4 və s.

HF, HCl, HBr, HJ, H2O, SO2, H2S, NH3, PH3 kimi binar (ikielementli) birləşmələrin molekullarında elektron cütləri rabitədə qeyri-simmetrik yerləşir. Bu halda dipol (molekulda qütbləşmə) əmələ gəlir, yəni molekulun bir qütbü müsbət, digər qütbü mənfi yüklənir. İki atom arasında 2-ci və 3-cü kovalent rabitənin əmələ gəlmə imkanı olduqda elektron buludlarının ötrülməsi atomların mərkəzlərini (nüvələrini) birləşdirən xətt üzrə baş verə bilmir. Bu onunla əlaqədardır ki, atomda olan elektron buludları bir-birinə nəzərən müəyyən bucaq altında yerləşir. Ona görədə elektron buludlarının öütürlməsi atomalrın mərkəzlərdən keçən xəttin hər iki tərəfində baş verir.

Kimyəvi rabitəni əmələ gətirən atomların mərkəzlərini birləşdirən oxun hər iki tərəfində orbitalların yandan ötürülməsi hesabına yaranan kovalent rabitə π rabitə adlanır.

Kimyəvi rabitənin polyarlığı[redaktə | əsas redaktə]

Kimyəvi rabitənin polyarlığı kovalent rabitəni əmələ gətirən elektron cütünün atomlardan birinə tərəf yerdəyişməsindən asılıdır. Hidrogen-halogenlərdə (HF, HCl, HBr, HJ) halogenin sıra nömrəsi artdıqca radiusu artdığından rabitənin uzunluğuda artır. F ən qüvvətli qeyri- metal olduğundan HF daha polyar və daha davamlı olur. Rabitənin uzunluğu, turşuluq, reduksiyedicilik artır, rabitənin polyarlığı, davamlılığı azalır.Rabitənin tərtibi iki atomu birləşdirən elektron cütlərinin sayı (kovalent-rabitənin sayı) ilə müəyyən edilir. Məsələn, etan C2H6, etilen CH2=CH2, asitilendə HC≡CH karbon atomları arasındakı rabitə müvafiq olaraq birqat, ikiqat və üçqatdır. Rabitənin tərtibi (qatlığı) artıqca (rabitənin tərtibi onun neçə qat olduğunu göstərir) onun enerjisi artır, uzunluğu isə azalır.

Metallik rabitə[redaktə | əsas redaktə]

Metallik rabitəyə bütün metallarda rast gəlmək olur. Misal üçün Na, Ca, Fe, Ti və s.

σ-rabitə[redaktə | əsas redaktə]

Rabitə yaradan elektron cütünün əmələ gəlməsinin mahiyyəti elektron buludlarının örtülməsi ilə izah edilir.

Elektron buludları rabitə əmələ gətirən atomların mərkəzlərini birləşdirən xətt üzrə örtülərsə, belə rabitəyə siqma rabitə deyilir.

Bu halda atomlardan birinin hər iki atom nüvələrini birləşdirən düz xətt ətrafında fırlanması ayrılıqda iki s-, iki p-, bir s- və bir p- elektron buludlarının və eləcə də bütün hibrid elektron buludunun (“hibridləşmə mövzusuna sonra baxılacaq) ötürülməsi zamanı əmələ gəlir.

siqma-rabitə

Atomlar arasında bir kovalent rabitə olduqda ona birqat rabitə deyilir. Kovalent rabitəli maddələrin hamısında bir qat rabitələrin hamısı σ (siqma)- rabitədir.

π-rabitə[redaktə | əsas redaktə]

π-rabitə əmələ gəldikdə nüvələri birləşdirən xəttə perpendikulyar yerləşmiş iki p-orbitalın qarşılıqlı təsirindən oxun hər iki tərəfində orbitalların bir- birini örtmə sahəsi yaranır. π- rabitə əsasən iki p-orbitalın bir-birini yandan örtməsi ilə əmələ gəlir.

Deməli, belə nəticəyə gəlmək olar ki, π - rabitəni yalnız sərbəst (hibridləşməmiş) p-orbitalları (p-elektronları) əmələ gətirə bilər. Eyni molekulun tərkibində fəzada bir- birinə perpendikulyar müstəvilərdə yerləşən σ (siqma) və π (pi) -rabitələrinin əmələ gəlməsi nəticəsində atomlar arasında ikiqat (=) və üçqat (≡) rabitələr yaranır.

etilendə π-rabitə

Bir qat (tək qat) rabitələrin hamısı siqma, ikiqat rabitələrdən biri σ (siqma), biri π(pi), üç qat rabitələrdən biri σ(siqma), ikisi π(pi)-rabitədir. Ona görədə elektron buludlarının öütürlməsi atomalrın mərkəzlərdən keçən xəttin hər iki tərəfində baş verir.

Kimyəvi rabitəni əmələ gətirən atomların mərkəzlərini birləşdirən oxun hər iki tərəfində orbitalların yandan ötürülməsi hesabına yaranan kovalent rabitə π rabitə adlanır.

π-rabitə əmələ gəldikdə nüvələri birləşdirən xəttə perpendikulyar yerləşmiş iki p-orbitalın qarşılıqlı təsirindən oxun hər iki tərəfində orbitalların bir- birini örtmə sahəsi yaranır. π- rabitə əsasən iki p-orbitalın bir-birini yandan örtməsi ilə əmələ gəlir.

Deməli, belə nəticəyə gəlmək olar ki, π - rabitəni yalnız sərbəst (hibridləşməmiş) p-orbitalları (p-elektronları) əmələ gətirə bilər. Eyni molekulun tərkibində fəzada bir- birinə perpendikulyar müstəvilərdə yerləşən σ (siqma) və π (pi) -rabitələrinin əmələ gəlməsi nəticəsində atomlar arasında ikiqat (=) və üçqat (≡) rabitələr yaranır.

Bir qat (tək qat) rabitələrin hamısı siqma, ikiqat rabitələrdən biri σ (siqma), biri π(pi), üç qat rabitələrdən biri σ(siqma), ikisi π(pi)-rabitədir. Üzvi birləşmələrdə H, X-halogen (F, Cl, Br, J) π-rabitə yarada bilmir. Yəni üzvi birləşmələrdə s-orbittalı, heç bir hibrid orbital π-rabitə əmələ gətirmir.

Kimyəvi rabitənin əmələ gəlməsi hansı elektron buludundan və onun neçə qapanmasından asılı olduğu üçün rabitə müxtəlif möhkəmlikdə ola bilər. İkiqat və üçqat rabitələrin mövcudluğu zamanı kimyəvi proseslərdə onlardan birinin asan, digərinin isə çətin qırılması da bununla əlaqədardır. π-rabitənin enerjisi, σ-rabitənin enerjisindən az olduğundan onun davamlılığı da az olur. Ona görədə kimyəvi reaksiyalarda π-rabitə daha tez qırılır. Molekulunda π-rabitəsi olmayan binar (iki elementli) birləşmələr F2, Cl2, Br2, J2, P4, S8. Molekulunda π-rabitəsi olan binar birlşmələr N2, O2, C2H4, C2H2 və s

Mənbə[redaktə | əsas redaktə]

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