Льюиса отталкивания электронных пар валентной оболочки

В начале настоящей главы мы расскажем о том, как атомы могут объединяться в молекулы. Рассмотрев различные типы связей, которые существуют в органических соединениях, мы обсудим теорию молекулярных орбиталей и применение этой теории для описания связей в некоторых малых молекулах. Затем мы перейдем к теории отталкивания электронных пар валентной оболочки и к понятию гибридизации, которые помогут нам представить образование связей в более сложных молекулах. Далее мы кратко расскажем о том, как структуры Льюиса используются для представления органических молекул. Часть этого рассказа будет посвящена расчету заряда ( формального заряда ) на атомах в молекулах. Наконец, мы остановимся на очень важной для понимания строения и реакций органических соединений теории резонанса. [c.27]

Принятие четырех электронов должно быть также очень невыгодным вследствие отталкивания между электронами. Такое межэлектронное отталкивание должно быть значительно меньше в случае принятия атомом фтора одного электрона, приводящего к образованию РЭ, чем при принятии четырех электронов углеродом с образованием С Э, поскольку, хотя общее число электронов на внешней электронной оболочке в случае обоих ионов одинаково, заряд ядра фтора гораздо больше. Обычно углерод дополняет свою валентную оболочку до октета, вступая в общее владение электронами с другими атомами. В соединениях со связями, образованными за счет обобществления электронов каждого из партнеров по связи ( поделенные электроны), подобных метану (СН4), этану (СаНе) или четырехфтористому углероду (СГ4), валентная оболочка углерода заполнена, как это можно видеть из приведенных ниже формул Льюиса [c.15]

В данной главе будет рассмотрен простой метод описания ковалентных связей с использованием структурных схем Льюиса. Мы занищем льюисовы структуры для известных молекул и ионов и дадим им объяснение, пользуясь представлениями об обобществлении электронных пар и построении замкнутых валентных оболочек такого типа, как у атомов благородных газов. Затем мы объясним степени окисления атомов в соединениях на основе соображений о неравномерности обобществления электронных пар атомами, обладающими разной электроотрицательностью, после чего перейдем к установлению взаимосвязи между кислотностью некоторых молекул и электронным строением их центрального атома. В последней части главы будет показано, как для предсказания формы молекул используется метод отталкивания валентных электронных пар (ОВЭП). [c.465]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология