Октет электронов

Поскольку у атомов любых элементов в молекуле не может быть более четырех электронных пар (октет электронов), то и их валентность не может превышать четырех. Поэтому приведенные ниже структурные формулы азотной и серной кислот, изображаемые символами, не соответствуют действительности [c.43]

Гибридизация в молекулах аммиака и воды. Мы вкратце обсудили геометрическое строение соединений бериллия, бора и углерода, пользуясь концепцией гибридизации. При дальнейшем движении по периоду вправо мы переходим к соединениям азота и кислорода, геометрия которых уже обсуждалась в рамках чистых р-орбиталей. Такое рассмотрение нельзя признать целиком удовлетворительным, если помнить, что экспериментальные значения валентных углов в молекулах HgN (107°18 ) и Н О (104°ЗГ) больше, чем между чистыми р-орбиталями (90°). С другой стороны, экспериментальные величины гораздо ближе к 109°28 — тетраэдрическому углу при sp -гибридизации связей. Так возникла идея о существовании общей для всех элементов второго периода гибридизации атомных s- и р-орбиталей. В применении к молекулам HgN и HjO это выглядит так, как показано на рис. III. 15. Октет электронов вокруг каждого центрального атома располагается на четырех sp -гибридных орбиталях, причем в моле- [c.183]

Простые эфиры проявляют основные свойства, присоединяя протон. Как объяснить эту реакцию, приняв во внимание, что у атома кислорода имеется уже полный октет электронов Напишите уравнения взаимодействия этилового эфира 1) с хлороводородом, [c.55]

В первой из этих структур на атоме 8 находится формальный заряд -Ь 3, а вокруг атома располагается всего три электронные пары. Такую структуру следует отвергнуть. Во второй структуре удается избежать формальных зарядов, но ценой того, что атом 8 окружен шестью электронными парами. Можно записать три эквивалентные резонансные структуры с октетом электронов вокруг атома 8, но во всех них на атоме 8 будет формальный заряд -I- 2 [c.481]

В данном случае стремление атома углерода создать на внешнем электронном уровне устойчивый октет электронов может, по-виднмому, удовлетвориться внутри самой молекулы за счет одной из неподеленных пар р-электронов атома кислорода, входящего в эту же молекулу. Таким образом, молекуле монооксида углерода должна соответствовать формула (30), изоэлектронная, инертной молекуле азота N = N и цианид-аииону С= , [c.495]

К льюисовым кислотам относятся молекулы, подобные ВРз, с незавершенным октетом электронов вокруг какого-либо атома. Помимо этого, свойствами льюисовых кислот обладают многие простые катионы. Например, сильно взаимодействует [c.100]

До развития квантовомеханических представлений (до 30-х гг. XX в.) в теории связи господствовал метод локализованных электронных пар. классифицирующий связи как ионные, ковалентные и координационные (семиполярные) (В. Коссель, Г. Льюис). Согласно теории Льюиса, элементы образуют связи до заполнения внешней оболочки и образования устойчивого октета электронов. Это правило соблюдается, однако, лишь для элементов периодической системы от бора до фтора. Кремний, фосфор и сера могут иметь на внешней оболочке до 12 электронов (5Р , РС , [c.24]

Последовательное проведение принципов поляризационной теории неизбежно ведет к отрицанию теории Косселя и признанию теории Льюиса. Например, пусть к легко деформирующемуся иону А приближаются четыре диполя (рис. 32). Приближение дипольных молекул X к иону А способствует, как это показано на рисунке, искривлению круговых орбит электронов и образованию устойчивого октета электронов. Такое удаление электронов от атома должно привести к стабилизации высших валентных состояний центрального атома. На самом же деле это последнее правило оправдывается далеко не всегда и известно немало случаев, когда наблюдается увеличение устойчивости низших состояний окисления. [c.243]

Сиджвик допустил, что можно провести параллель между образованием устойчивого октета электронов у огромного количества простых соединений, устойчивой конфигурацией электронов, возникающей в результате комплексообразования у центрального иона комплекса, и числом электронов в электронной оболочке инертного газа. Эта гипотеза Сиджвика основывалась на предположении, что существуют не только обычные ковалентные связи, оба связевых электрона которых первоначально находятся у двух различных атомов, но и донорно-акцептор-н ы е, где оба связевых электрона до взаимодействия принадлежат одному и тому же атому —донору электронной пары. Связи такого типа возникают в ионе На внешней оболочке атома [c.246]

Далее рассматриваемый период включает шесть элементов 4р-семейства со структурой (2 8 18) 4х 4р - " и заканчивается инертным элементом — криптоном (Кг 2 = 35). Его конфигурация (2 8 18) 4р . Атом криптона на внешнем Л -уровне содержит прочный октет электронов. [c.46]

Замыкает шестой период элемент радон (Кп 2 = 86), атом которого во внешнем слое содержит октет электронов . ..бз бр . Радон относится к числу, инертных элементов. Структура его атома лежит в основе з-семейства элементов седьмого периода. [c.48]

СВЯЗЬ, а какие являются неподеленными. Неподеленные электроны (либо один, либо пара) составляют часть внешней оболочки только одного атома, а электроны, участвующие в образовании ковалентной связи между двумя атомами, являются частью внешней оболочки обоих этих атомов. Атомы элементов второго периода (В, С, Ы, О, Р) могут максимально иметь восемь валентных электронов] обычно так и происходит, хотя известны случаи, когда число валентных электронов у элемента второго периода равно шести или семи. В тех случаях, когда возможно построение структур обоих типов, т. е. с шестью или семью электронами вокруг атома второго периода, с одной стороны, и с октетом электронов — с другой, реализуются последние структуры, так как обычно они имеют более низкую энергию. Например, этилен имеет структуру [c.27]

Замещение у карбонильной группы (или у соответствующих азот- и серосодержащих аналогов) чаще всего идет по механизму, имеющему второй порядок такой механизм в настоящей книге называется тетраэдрическим [179] механизмом [180]. Иногда подобные субстраты взаимодействуют и по механизму SnI, включающему образование карбокатионов особенно часто эта ситуация встречается в случае субстратов, имеющих ионную природу, таких, как R O+BF4-, однако тетраэдрический механизм значительно более распространен [181]. Хотя кинетическое уравнение этого механизма имеет второй порядок, он отличается от обсуждавшегося выше механизма Sn2. Простой механизм Sn2, если н был продемонстрирован для карбонильных субстратов, то в очень редких случаях [182]. В тетраэдрическом механизме сначала происходит атака Y, которая приводит к интермедиату, содержащему одновременно X и Y, и лишь затем отщепляется X. Такая последовательность превращений, невозможных для насыщенного атома углерода, реализуется при ненасыщенном атоме, поскольку такой центральный атом может отдать пару электронов кислороду и таким образом сохранить вокруг себя октет электронов [c.55]

МОЖНО Предложить еще по одной. Стабильность этих двух ионов возрастает не только в результате появления еще одной канонической формы, а также потому, что эта форма устойчивее других и вносит больший вклад в резонансный гибрид. Каждый атом (кроме, конечно, атомов кислорода) в этих формах (В и Г) обладает полным октетом электронов, тогда как во всех остальных формах один атом углерода несет на себе секстет электронов. Такую форму нельзя написать для мета-изомера. Включение этой формы в гибрид понижает энергию не только в соответствии с правилом 6 (т. 1, разд. 2.4), но также и в результате делокализации положительного заряда по большей площади — в делокализации участвует и группа Z. Тогда можно ожидать, что группы, которые имеют пару электронов, осуществляющих взаимодействие с кольцом, в отсутствие эффектов поля будут не только направлять замещение в орто- и /гара-положения, но и активировать эти положения в отношении электрофильной атаки. [c.316]

Например, образование комплексного иона [ВР ] или [Си (NHз)4]2 следует представлять себе так. Ион фтора имеет полный октет электронов он может проявлять функцию донора, предоставляя неподеленную пару электронов акцептору. В трифториде бора бор присоединяет три атома фтора за счет ковалентных связей, окружая себя шестью электронами, занимающими одну 5- и две р-орбиты. Одна р-орбита у него свободна и он может [c.119]

В правой части таблицы, где находятся главным образом элементы неметаллического характера, координационное число можно оценивать с помощью правила, согласно которому координационное число Д =8—где Л —номер группы. Правило это выражает известную закономерность — стремление атома к приобретению октета электронов при взаимодействиях с другими атомами. [c.276]

Химики давно уже связывали различие в свойствах типичных неорганических и органических соединений с существованием разных видов химической связи в этих соединениях. Как известно, соединения, подобные хлориду натрия, диссоциируют на ноны не только в водном растворе уже в твердой соли в узлах кристаллической решетки находятся не атомы, а катион натрия и анион хлора, притягивающиеся друг к другу электростатическими силами. Ионы образуются из атомов путем передачи внешних (валентных) электронов, Так, атом натрия способен легко отдавать свой единственный внешний электрон и превращаться в катион. Атом хлора, наоборот, принимает один электрон, превращаясь в анион. В результате этого процесса внешние электронные слои обоих атомов приобретают строение электронной оболочки инертных газов, создаются устойчивые восьмиэлектронные группировки, так называемые октеты электронов. Такой тип связи называется гетерополярным или ионным [c.77]

Льюис также исходил из особой стабильности октета электронов во внешней оболочке атома. При этом он полагал, что его [c.105]

В табл. 36 показано, что по сравнению со всеми остальными неметаллами 2-го периода у атома фтора заряд ядра максимальный, радиус атома — минимальный. Поэтому атом фтора способен наиболее легко присоединять недостающий до октета электрон. Фтор характеризуется наибольшей электроотрицательностью и, следовательно, проявляет самые. сильные окислительные свойства. [c.325]

В каком из следующих состояний атомы неметалл ов на внешнем электронном слое имеют октет электронов 8 , 8-2, СГ Р", 81+ 81 . - №, N- Р , 8е- . Br+ Те-2 [c.332]

Мезомерный эффект — это поляризующее влияние атома или группы атомов, проявляющееся в смещении электронов л-связей или неподеленных электронных пар отдельных атомов (О, 8, Н) в сторону атомов с недостроенной до октета электронной оболочкой. В результате на противоположных концах системы появляются одинаковые по величине, но разные по знаку заряды. Электронное смещение обозначается изогнутой стрелкой. [c.447]

Октет электронный 81 Октил 450 [c.706]

По аналогии с подгруппой титана можно ожидать, что элементы подгруппы скандия будут иметь тенденцию к отдаче не только двух электронов внешнего слоя, но и лишнего против октета электрона следующего, т. е. будут функционировать преимущественно как трехва-л е н т н ы е металлы. В то же время по аналогии с подгруппой германия можно ожидать, что Оа, 1п и Т1 будут способны проявлять в соединениях и более низкую валентность. [c.346]

Кислород для завершения октета электронов, должен приобрести два электрона [c.80]

В молекуле азота N2 атому азота для приобретения октета электронов необходимо поделиться тремя из пяти имеющихся у него электронов с другим атомом азота. Схему связи в этой молекуле см. на рис. 4.4, в. [c.84]

При образовании четырех ковалентных связей у углерода возникает октет электронов. Этим объясняется инертность многих соединений углерода. При полном октете и отсутствии неподеленных электронных пар углерод не может быть ни донором, ни акцептором электронов, и поэтому не образует комплексных соединений. Соединения углерода, в отличие от соединений других членов группы 1УБ, не гидролизуются. Расчет ЛС° реакций гидролиза тетрахлоридов углерода и кремния [c.493]

На основе современной электроииой теории радикалом можно считать группу атоков, в которой у одного атома (углерода, азота) нет полного октета электронов, при этом обычно не хватает одного электрона. Следовательно, в свободном радикале имеется неспаренный электрон. По этой причине радикалы представляют собой постоянные магнитные диполи. Если они попадут во внешнее магнитное поле, то будут ориентироваться таким образом, что их собственные магнитные поля усилят приложенное магнитное поле, которое затем их притянет. Такие вещества называют парамагнитными. Поэтому надежным признаком радикального характера является парамагнетизм соединения. [c.495]

Эта реакция относится к окислительно-восстановительным, и ее можно рассматривать, с одной стороны, как реакцию восстановления кетона металлом, а с другой стороны (что в данном случае более существенно)—как окисление металла кетоном, По-видимому, происходит одноэлектронный перенос от атома натрия (который при этом окисляется) к наиболее электроотрицательному элементу — атому кислорода. Так как у последнего не может быть более октета электронов, происходит гомолитический разрыв связи С = 0, один электрон полностью отходит к атому углерода, а между атомами кислорода и натрия образуется ионная связь молекула кетона превращается в анион-радикал. Присутствие неснаренного электрона можно обнаружить методом ЭПР система кетон — натрий обладает парамагнитными свойствами. О наличии неспаренпого электрона свидетельствует также способность кетилов натрия мгпоиеп- [c.303]

Мы уже неоднократно отмечали, что для элементов группы 8А характерна химическая инертность. До сих пор мы обсуждали главным образом физические свойства этих элементов, как, например, при изучении межмолекулярных сил в разд. 11.5, ч. 1. Согласно теории химической связи Льюиса, высокая инертность благородных газов обусловлена наличием в валентной оболочке их атомов полного октета электронов. Устойчивость такой валентной э [ектронной оболочки проявляется в высоких энергиях ионизации элементов группы 8А (см. разд. 6.5, ч. 1). [c.286]

Элементы группы 5А имеют валентную конфигурацию атомов ns np , где п принимает значения от 2 до 6. Они достигают конфигураций соответствующих благородных га зов, присоединяя три электрона, и переходят в состояние окисления — 3. Однако ионные соединения этих элементов, содержащие ионы Х- , неизвестны, за исключением солей наиболее активных металлов, как, например, NajN. Чаще всего элементы группы 5А приобретают октет электронов в результате образования ковалентных связей. В соединениях они имеют степень окисления от — 3 до -Ь 5 в зависимости от того, атомы каких элементов и в каком количестве связываются с ними. [c.313]

Открытие электрона, вызвало к жизни многочисленные теории, по-новому объясняющие химическое сродство. Здесь в первую очередь следует отметить идею спаривания электронов при образовании химической связи, выдвинутую Морозовым, Штарком, Льюисом. Другим важным обобщением было представление о том, что атомы стремятся приобрести замкнутые устойчивые электронные ансамбли — октеты электронов. Наконец, сформировалось представление [c.31]

OH2 HgO+, следовательБО, он является агентом кислого характера). Помимо Н+пару электронов мог>т принять также и атомы с незаполненной до октета электронной оболочкой алюминий в А1С1з, бор в BFs по Льюису, они также являются кислотами и действительно во многих реакциях они ведут себя как агенты кислого характера. Основаниями в этом случае являются те вещества или частицы, которые предоставляют свою пару электронов (например, молекулы НгО, NH3, ионы ОН=) частицам, у которых не достает пары электронов. [c.235]

В 1916 г. В. Коссель выдвинул предположение, что при образовании химической связи происходит передача электронов от одного атома к другому в результате образуются заряженные частицы, которые притягиваются друг к другу. Это представление правильно отразило природу ионной (гетерополярной, электровалентной) связи, характерной для большинства неорганических соединений. Однако было ясно, что в таких молекулах, как водород Нз, хлор С1г, метан СН4, и в более сложных органических соединениях природа связи должна быть иной. Основы для понимания этого типа связи были заложены в работах Г. Льюиса и И. Ленгмюра (1913— 1920 гг.), указавших на особую роль октета электронов как устойчивой электронной оболочки и на возможность создания октета не только путем передачи, но и путем обобщения электро1Юв. От этих работ ведет свое начало представление о существовании особого типа связи (ковалентной, гомеополярной), осуществляемой парой электронов. Так валентная черточка классической теории строения получила физическое истолкование. И все же перед учеными продолжали стоять вопросы почему именно электронная пара необходима для создания ковалентной связи, почему устойчив именно октет электронов, в каком состоянии находятся связующие электроны Поиски ответа на эти вопросы с помощью зародившейся в середине 20-х годов квантовой механики явились одним из направлений дальнейшего развития теории химической связи. Для судьбы электронных представлений в органической химии важнейшее значение имело и развитие в другом направлении объяснение с новых позиций богатого экспериментального материала органической химии предсказание новых, еще неизвестных экспериментальных фактов. [c.38]

По теории Косселя атомы неметаллов также стре1лятся к устойчивому октету электронов. У неметаллов на последнем энергетическом уровне 4—7 электронов, и им легче принять электрон, чтобы приобрести восьмиэлектронную (октетную оболочку) и превратиться в отрицательно заряженный ион. Например, атом хлора имеет электронную конфигурацию 2) 8) 7), оп легко принимает электрон и превращается в отрицательно заряженный ион [c.6]

Галогены являются типичными неметаллами. Среди элементов каждого периода атомы галогенов имеют максимальное сродство к электрону и наибольшее snateHHe-электроотрицательности (табл. 14). Поэтому при п )оте-кании химических реакций они легко присоединяют один, недостающий до октета, электрон и проявляют окислительные свойства [c.340]

Из приведенных формул видно, что в этих молекулах атомы углерода, кислорода и хлора окружены восемью электронами, или, как говорят, октетами электронов, причем каждая связь осуществляется парой электронов. Так как для образования ковалентной связи необходи.ма пара электронов, то атом углерода может присоединять к себе не более четырех других атомов. В противном случае число электронов, связывающих этот атом с другими атомами, превзойдет восемь. Правило октетов хорошо применимо к углероду, азоту и кислороду. Для соединений других элементов встречаются исключения, ко многим элементам оно совсем неприменимо. [c.62]

Органическая химия (1968) -- [ c.16 ]

Химия (1978) -- [ c.116 , c.117 , c.130 ]

Общая химия (1964) -- [ c.179 , c.195 ]

Курс теоретических основ органической химии издание 2 (1962) -- [ c.62 , c.67 ]

История химии (1975) -- [ c.323 , c.325 ]

Курс теоретических основ органической химии (1959) -- [ c.59 , c.60 ]

Органическая химия 1971 (1971) -- [ c.18 ]

Органическая химия 1974 (1974) -- [ c.13 ]

Теория резонанса (1948) -- [ c.30 , c.31 ]

Общая химия (1974) -- [ c.126 ]

Органическая химия Том 1 (1963) -- [ c.48 ]

История химии (1966) -- [ c.317 ]

Органическая химия Том 1 (1962) -- [ c.48 ]

Электронное строение и химическая связь в неорганической химии (1949) -- [ c.154 , c.155 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология