Льюис, теория атомов

Согласно предложенной Льюисом теории ковалентной связи, каждый атом в такой ситуации завершает образование электронной конфигурации не в результате переноса электрона, а в результате обобществления электрона с другим атомом [c.466]

В развитой Льюисом теории считается, что ковалентная связь обусловлена обобществлением электронов атомами, так что каждый атом комплектует стабильный октет электронов При переносе этой идеи в квантовую механику ковалентную связь ассоциировали с перекрыванием двух атомных орбиталей, содержащих каждая по одному электрону, и спариванием спИ нов (одного а и другого р) двух электронов. [c.175]

Заслуживает особого упоминания теория кубического атома, высказанная в 1916 г. Д ж. Льюисом (1875—1946) и развитая впоследствии Ленгмюром (1881—1957). Согласно Льюису, группы из двух или восьми электронов чрезвычайно устойчивы, чем и объясняется химическая инертность элементов нулевой группы периодической системы. По этой теории, атом гелия имеет два электрона, атом неона также два электрона, расположенных внутри куба, образованного восемью электронами. В аргоне еще восемь электронов расположены в вершинах куба, внешнего по отношению к кубу неона. Атомы различных элементов стремятся к захвату или к отдаче электронов, так чтобы приобрести при этом сходство с гелием или другим элементом нулевой группы. [c.323]

От этих соображений только шаг до главного постулата теории Льюиса каждый атом стремится приобрести электронную конфигурацию ближайшего благородного газа. [c.472]

Теперь атом Н имеет на своей валентной орбитали два электрона, подобно гелию, а у атома I восемь электронов, как у Хе. Льюис выдвинул следующий принцип атомы образуют химические связи в результате потери, присоединения или обобществления такого количества электронов, чтобы приобрести завершенную электронную конфигурацию атомов благородных газов. Тип образующейся связи-ионный или ковалентный-зависит от того, происходит ли перенос электронов или их обобществление. Валентность, проявляемая атомами, определяется пропорциями, в которых они должны объединяться, чтобы приобрести электронные конфигурации атомов благородных газов. Теория Льюиса объясняет тип связи и последовательность расположения атомов в молекулах. Однако она не позволяет объяснить геометрию молекул. [c.466]

ВС-метод. В методе валентных связей результаты работы Гейтлера и Лондона обобщены и распространены на многоатомные молекулы. Поэтому характерные особенности двухэлектронной связи в молекуле На перенесены на связи в многоатомных молекулах типа СН4 и др. Принимается, что каждая связь осуществляется парой электронов с антипараллельными спинами, локализованной (сосредоточенной) между двумя определенными атомами. При этом атомные орбитали двух электронов перекрываются. Представление о локализованной паре электронов является квантовомеханическим аналогом более ранней идеи Льюиса о связи как о паре электронов, общей двум атомам. Уже на заре теории химического строения возникло и широко используется химиками по сей день понятие валентности атома. Каждому атому в соединении приписывалось определенное целое число единиц сродства к другим атомам. Это число и называлось валентностью. [c.56]

Разрабатывая теорию химического строения, Бутлеров не ставил перед собой задачу выяснения природы химической связи, справедливо считая, что химия в то время еще не была готова к решению этой задачи. Действительно, необходимой предпосылкой создания теории химической связи было выяснение строения атома. Лишь после того, как стали известны основные черты электронной структуры атомов, появилась возможность для разработки такой теории. В 1916 г. Дж. Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам эта идея послужила исходным пунктом для разработки современной теории ковалентной связи. В том же 1916 г. В. Коссель предположил, что при взаимодействии двух атомов один из них отдает, а другой принимает электроны при этом первый атом превращается в положительно заряженный, а второй [c.100]

Распространяя проведенные рассуждения на другие системы, можно сказать, что химическая связь возникает в тех случаях, когда встречаются два атома, имеющие неспаренные электроны. Тогда становится возможным перекрывание электронных облаков (точнее волновых функций) неспаренных электронов, в результате которого между атомами создается зона повышенной электронной плотности, обусловливающая химическую связь. -Очевидно, если в атоме имеется п неспаренных электронов, то этот атом может образовать химические связи с п другими атомами, имеющими по одному неспаренному электрону. Поэтому, согласно теории Гейтлера и Лондона, валентность элемента равна числу неспаренных электронов, которые имеются в его атоме. Таким образом, квантовомеханические расчеты Гейтлера и Лондона дали теоретическое обоснование предположению Льюиса о том, что химическая связь обусловлена парой электронов. [c.157]

Число лигандов, связанных с центральным атомом (ионом), называют координационным числом иона (КЧ). Оно зависит как от электронной структуры, так и от соотношения между радиусами центрального атома (иона) и лигандов. Поэтому для одного и того же центрального иона возможны соединения с разными КЧ. Координационное число центрального атома (Иона) обычно превышает его валентность, понимаемую как формальный положительный заряд на атоме. Вернер ввел поэтому представление об остаточной, или вторичной, валентности, позволяющей атому (иону) присоединять число лигандов большее, чем его валентность, именно равное координационному числу. Так, например, нормальная валентность Со(П1) равна трем, но в Со(КНз) его КЧ = 6 и шести же равна его вторичная валентность. При этом связи всех лигандов с центральным ионом эквивалентны. Льюис с развитием электронной теории объясняет эту эквивалентность тем, что каждая из присоединенных групп (здесь 1 Шз) связана с центральным ионом парой электронов, передаваемой в общее пользование аммиаком. Такая связь получила название координационной или дативной (то же, что и донорно-акцепторная связь). [c.236]

Каков же физический смысл этого понятия в случае шлаков, которые практически не содержат указанных ионов Ответ на этот вопрос дает теория обобщенных кислот Льюиса, которая не связывает понятие кислоты или основания с какими-либо определенными соединениями, а исходит из особенностей электронного строения данного вещества. По Льюису кислота —это молекула, атом или ион, способные присоединить пару электронов и таким путем образовать ковалентную связь с основанием. Последнее является также атомом, ионом или молекулой, которые могут предоставить такую общую пару электронов. Приведенное определение включает в себя и обычные представления [c.253]

Для того чтобы быть основанием в соответствии с теорией Бренстеда — Лоури или Льюиса, молекула должна иметь электронную пару для образования связи. Наличие этих свободных электронов определяется в основном атомом, несущим эту пару его электроотрицательностью, размером и зарядом. Влияние этих факторов, конечно, противоположно влиянию в случае кислотности чем сильнее атом удерживает электронную пару, тем менее доступна она для образования связи. [c.35]

Углерод при этом всегда окружен восемью электронами — октетом — той же наиболее устойчивой группой электронов, что и во внешней оболочке ближайшего благородного газа — неона, а водород — двумя электронами, что соответствует электронной оболочке атома гелия. Согласно теорий Льюиса, все другие элементы органогены также окружены электронной оболочкой ближайшего благородного газа (Ne или Аг) — октетом. Однако в то время как в благородном газе октет полностью принадлежит атому элемента, в углероде электроны октета полностью обобщены (попарно) углеродом и связанными с ним атомами. В других элементах (О, N, 8, галоиды) из четырех электронных пар октета часть [c.21]

По теории Косселя, при этом появляется отрицательный заряд у атомов азота, фосфора и т. д., так что трижды отрицательно заряженный атом приобретает возможность связывать эквивалентные количества других электроположительных атомов. Согласно представлениям Льюиса и Лангмюра, образование октета достигается в результате совместного обладания электронами, которое, по квантово-механической теории атомной связи, возможно вследствие того, что происходит насыщение спинов трех неспаренных /7-электронов, существующих по спектральным данньш в атомах элементов главной подгруппы пятой группы, спинами такого же [c.632]

Однако кислота Льюиса может значительно отличаться от кислоты Бренстеда. Так, хлористый водород и уксусная кислота сами по себе не являются кислотами по Льюису кислотой является протон, который эти вещества могут отдавать. Типичные кислоты Льюиса не представляют собой кпслот по теории Бренстеда, а являются соединениями, в составе которых имеется атом, способный расширить свою внешнюю валентную оболочку. > В качестве примеров уже приводились трехфтористый бор и метилмагнийбромид, которые соединяются с одной и двумя молекулами основания Льюиса — диэтилового эфира. [c.587]

Изучение расположения электронов в перекиси водорода открывает больше возможностей для правильного выяснения ее структуры. Кислородный атом состоит из ядра и восьми электронов, расположенных в двух оболочках, из которых первая, или /С-оболочка, содержит два электрона, а вторая, или L-оболочка (валентная оболочка),—шесть электронов. Водородный атом также состоит из ядра и одного-единственного электрона в /(-оболочке. Это описание водорода и кислорода и развитие октетной теории позволили Льюису [291 [c.266]

Связь в органических соединениях осуществляется также при помощи электронов. Однако в силу того, что валентные электроны атома углерода удерживаются прочно, здесь не наблюдается полного перехода электронов из одного атома в другой, а имеет место сдвиг валентного электрона в сторону другого атома таким образом, что электрическое поле электрона теперь заходит в этот чужой атом, не оставляя, однако, в то же время и своего коренного атома (Беркенгейм, 1916). Таким образом, электрон этот становится общим для двух связанных друг с другом атомов. Одним из важных дальнейших этапов развития электронных представлений в области органической химии явилась теория Льюиса, утверждавшая, что связь в органических соединениях осуществляется не одним, а парой электронов, которые становятся общими для связанных друг с другом атомов. [c.32]

Изучение кристаллических структур различных веществ привело, с одной стороны, к более дробному подразделению межатомных сил связи, с другой стороны, стерло границы между физическими и химическими силами. Кроме металлической и ионной связей, были установлены ковалентная (гомеополярная) и остаточная связи. Гомеополярная связь, первая теория которой была разработана в 1916 г. Льюисом, проявляется между атомами большинства молекул органических соединений и между атомами в таких кристаллах, как алмаз. Остаточная, или вандервааль-сова, связь обуславливает сцепление между ато мами в кристаллах инертных газов и между молекулами в кристаллах органических соединений. Из приведенных выше примеров видно, что силы связи одного и. [c.159]

Разрабатывая теорию химического строения, Бутлеров не ста-вил перед собой задачу выяснения природы химической связи, справедливо считая, что химия в то время еще не была готова к решению этой задачи. Действительно, необходимой предпосылкой создания теории химической связи было выяснение строения атома. Лишь после того, как стали известны основные черты электронной структуры атомов, появилась возможность для разработки такой теории. В 1916 г. американский физико-химик Дж. Льюис высказал предположение, что химическая связь возникает путем образования электронной пары, одновременно принадлежащей двум атомам эта идея послужила исходным пунктом для разработки современной теории ковалентной связи. В том же 1916 г. немецкий ученый В. Коссель предположил, что при взан.мо-действии двух атомов один из них отдает, а другой принимает электроны при этом первый атом превращается в положительно заряженный, а второй — в отрицательно заряженный ион взаимное электростатическое притяжение образовавшихся ионов и приводит к образованию устойчивого соединения. Дальнейшее развитие идей Косселя привело к созданию современных представлений [c.119]

Сущность теории Льюиса сводится к следующему если атом, например, хлора стШй аёГСЯ СТШУГим атомом хлора, то происходит слияние электронных о оло З ак, что два электрона становятся общими "(рис. 50). [c.107]

Из доквантовых представлений следует остановиться на теории образования, химической связи Льюиса, В 1916 г. он развил представления, в которых химическая связь рассматривалась как результат образования общей электронной пары между двумя атомами. В общую электронную пару каладый атом вносит по одному электрону. Этот тип связи получил название ковалентной. Ниже показаны схемы образования химических связей в молекулах Нг, Рг, КНз и СН4. Электроны, принадлежащие различным атомам, обозначены различными символами [c.91]

Ирннеденное толкование термина А. базируется на и1х дставлсниях теории к-т и оснований Бренстеда в теории Льюиса амфотерность связывают со способностью в-ва присоединять или отдавать электронную пару с образованием координац. связи (см. Кислоты и основания). АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ (амфолиты), гидроксиды, способные проявлять св-ва как к-ты, так и основания. Атом Н в А. г. может быть замещен на металл, а группа ОН — на кислотный остаток. Степень окисления металлов, образующих А. г., обычно +2 или -1-3. Большинство А. г.— соед. неопредел, состава МзОл-тНзО, степень гидратации к-рых зависит от условий осаждения, возраста и др. Основа их структуры — полимерная сетка, образуемая с участием мостиковых групп О, ОН, НаО. Многие А. г. встречаются в природе в виде минералов. [c.45]

Строение органических соединений. Для орг. соед. характерны неполярные ковалентные связи С—С и полярные ковалентные связи С—О, С—N, С—Hal, С—металл и т.д. Образование ковалентных связей было объяснено на основании развитых Г. Льюнсом и В. Косселем (1916) предположений о важной роли электронных образований-октетов и дублетов. Молекула устойчива, если валентная оболочка таких элементов, как С, N, О, Hal, содержит 8 электронов (правило октета), а валентная оболочка водорода-2 электрона. Хим. связь образуется обобществленной парой электронов разл. атомов (простая связь). Двойные и тройные связи образуются соотв. двумя и тремя такими парами. Электроотрицат. атомы (F, О, N) используют для связи с углеродом не все свои валентные электроны неиспользо-ванвые электроны образуют неподеленные (свободные) электронные пары. Полярность и поляризуемость ковалентных связей в орг. соед. в электронной теории Льюиса-Косселя объясняется смещением электронных пар от менее электроотрицательного к более электроотрицат. атому, что находит выражение в индуктивном эффекте и мезомериом эффекте. [c.398]

Базир тощийся на квантовой механике подход к рассмотрению X. с, позволил объяснить многие теоретич. положения классич. и электронных моделей X. с. и понять эксперим. данные, не укладывающиеся в эти модели. Так, для атомов s-и р-элементов установление возможности образования не более четырех валентных связывающих мол. орбиталей привело к пониманию октетной теории Льюиса - Косселя. Структурная теотия Гиллеспи получила объяснение в рамках метода мол. орбиталей. Образование комплексных соед., у к-рых центральный атом образует большее число связей, чем то допустимо формальными правилами классич. теории валентности, стало понятным с развитием кристаллического поля теории и поля лигандов теории. Количеств, результаты, позволяющие характеризовать отдельные X. с., получают с помощью квантовохим. расчетов (см. Незмпирические методы, Полуэмпирические методы) и экспериментально, напр, при изучении распределения электронной плотности в мол. кристаллах рентгенографич. методами. [c.236]

Свой след в теории К. и О. оставили определения, предложенные в 1923 Г. Н. Льюисом К.— акцептор пары электронов, принадлежащих атому или атомной группе и образующих координац. связь, О.— донор этой пары (т. а. электронная теория К. и О.). Основания Льюиса и Бренстеда совпадают, однако к-ты Льюиса охватывают, кроме протонных к-т, и такие электроноакцепторные в-ва, в равновесных р-циях к-рых с основаниями не участвует водород, напр. ВРз, ЗОэ, АЮЬ, Ag+. Хотя эти соад. изменяют окраску индикаторов н катализируют р-ции, подобно прогонным к-там, совр. теория К. и О- сохраняет понятие к-ты для более узкого круга реагентов, в р-циях к-рых с основаниями участвует водород. Апротонные соед., вступающие в равновесные р-ции с основаниями, наз. кислотоподобными в-вами илн льюисовскими к-тами. [c.258]

Установлено, что кривые потенциометрического титрования имеют такую же форму, что и кривые титрования обычных кислот щелочью. Следовательно, реакция взаимодействия аллилизотиоциаиата с аминами также носит кислотно-основной характер. Такое, на первый взгляд, необычное заключение относительно кислотных свойств изо-тиоцианата совпадает с представлениями, вытекающими из теории кислот и оснований Льюиса. Можно считать, что аллилизотиоцианат, аналогично альдегидам, представляет собой вторичную кислоту (по Льюису), так как в его молекуле имеется электроотрицательный атом серы, который оттягивает электроны от соседнего углеродного атома, в результате чего молекула поляризуется. Под влиянием аминов эта поляризация еще более усиливается и, в итоге, приводит к разрыву одной двойной связи между серой и углеродом по схеме [c.19]

Природа связи, постулированной структурной теорией, стала понятна лишь через полстолетия. В 1916 г. Дж. Н. Льюис ввел представление о связи, образованной обобщенной парой электронов. Каждый из двух атомов водорода может обобщить свой электрон с образованием молекулы водорода, в которой каждый атом обладает устойчивой двухэлектронной конфигурацией гелия. Атомы хлора, обобщая имеющиеся у них неспаренные электроны, образуют молекулу, в которой каждый из атомов окружен восьмиэлектронной оболочкой, как в аргоне [c.29]

Злектронная теория ковалентности Льюиса появилась почти одно-временно с электронной теорией электровалентности. Основной постулат ее тот же, что и основной постулат теории Косселя атомам элементов, не имеющим от природы электронной конфигурации атома инертного газа, присуще стремление к захвату недостающего ч сла электронов извне. Но так как нет основания к тому, чтобы при взаимодействии одинаковых и, следовательно, обладающих одинаковым электронным сродством атомов одни из них отдавали электроны другим, то образование электронных октетов здесь происходит не путем перемещения электронов от атома к атому, а путем образования у обоих атомов связующих эл бктронньгх пар, в состав каждой из которых входит по одному электрону ОФ каждого атома. [c.66]

Известная статья Льюиса Атом и молекула [24] вышла в том же, 1916 г., что и только что рассмотренные работы Рамзая и Косселя. Однако теор я Льюиса имеет гораздо более глубокую предысторию. Как рассказывает сам Льюис [там же, стр. 767 25, стр. 291, еще в 1902 г. он заинтересовался новой теор ей электрона и в по 1Сках объяснения учения Абегга о валентностях и [c.83]

Вопрос о существованги полярных и неполярных соединений серьезно заинтересовал Льюиса в 1913 г. в связи с работой Брея и Бранча [26]. Авторы этой работы полагают, что надо различать полное валентное число, свойственное атомам, как правило, в органических соединениях, и полярное число, характеризующее атомы в неорганических соединениях. Полярное число в электронной теории валентности должно отвечать числу электронов, которые отдает или принимает данный атом. Сторонники электростатических электронных теорий применяли термин валентность в этом смысле, говоря и об органических соединениях. Брей и Бранч сомневаются в правильности такого подхода и указывают на то, что вопрос о приписывании той или иной полярной валентности (иными словами, способности принимать или отдавать электроны) определенному атому углерода остается открытым. В действительности кажется более разумным допустить возможность существования также неполярных связей, как это обычно делают химики-органики [там же, стр. 1442]. И в СН4 и в U, с этой точки зрения, полярная валентность углерода равна нулю, и ее, следовательно, можно в дальнейшем вообще не рассматривать. [c.84]

Чтобы привести свою модель кубического атома в соответствие с фактом отсутствия ато лных изомеров. Льюис вводит пятый постулат, допускающий возможность перехода электрона внутри кубической оболочки с одного места на другое. Правда, при этом делается оговорка, что в зависимости от природы данного атома, а также других атомов, вступивших с ним в соединение, более прочным будет какое-то одно определенное расположение. Из этого примера видно, что постулаты Льюиса, собственно говоря, имеют эмпирическое происхождение, и в построении Boeii теории он и дет тем же путем, каким шли Штарк и Коссель. [c.86]

Эти электроны соединены жирной линией. Предположим теперь,— пишет Льюис,— по крайней мере для таких небольших атомов, как атом углерода, что каждая пара электронов имеет тенденцию стягиваться (to be drow n together),— возможно магнитными силами, если правильна теория магнетона, а возможно другими силами, которые становятся заметными на малых расстояниях,— так, чтобы занять положение, указанное пунктирными кружками. Мы получим тогда модель, которая прекрасно подходит для того, чтобы обрисовать все свойства углеродного атома [там же, стр. 780]. [c.89]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология