Октет

Правило октета играет очень важную роль при составлении льюисовых структурных формул. Для неметаллических элементов второго периода В, С, N, О, F) исключения из этого правила крайне редки. Нетрудно объяснить, почему это так. Атомы элементов второго периода имеют устойчивые 2s- и 2р-орбитали, и магическое число 8 соответствует завершенной валентной конфигурации 2s"2p . Добавление новых электронов к такой замкнутой оболочке невозможно, потому что следующие доступные для заселения электронами атомные орбитали у элементов второго периода-это расположенные намного выше по энергии 3 -орбитали. [c.475]

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]

Каждая из этих структур подчиняется правилу октета. Если бы правильной была только одна из этих двз х структур, то в нитрит-ионе оказались бы неодинаковые связи азот—кислород одна простая и одна двойная. Двойные связи должны быть короче простых связей между теми же атомами, но структурные исследования NOJ показывают, что обе связи азот— кислород неразличимы. [c.477]

Теория Льюиса (1938—1939) основана на предположении, что сущность химического взаимодействия состоит в образовании электронных октетов вокруг атомов но эта теория не универсальна, так как в настоящее время известно большое число случаев, когда образование соединения не связано с образованием устойчивой октетной конфигурации электронов. Следует [c.472]

На примере Н2 и р2 можно понять, что происходит во многих молекулах, где электронные пары образуют связи, в результате чего каждый атом, приобретает замкнутую электронную оболочку. Для построения замкнутой электронной оболочки атому водорода требуются два электрона, которые заполнят его валентную Ь-орбиталь. Каждому атому элемента второго периода требуется для создания замкнутой электронной оболочки восемь- электронов (восьмерка октет), потому что на 2х- и 2р-орбиталях размещается до восьми электронов (2 "2р ). Это требование получило название правила октета. В примере с молекулой 2 каждый атом Р после образования связи оказывается окруженным восемью электронами. [c.467]

Обобществление фосфором с окружающими его атомами 10 электронов, а серой с ее окружением 12 электронов, очевидно, не согласуется с правилом октета. Причину его нарушения позволяет понять теория строения атома. В третьем периоде, к которому принадлежат фосфор и сера, благородным газом является аргон. В электронной оболочке аргона за- [c.475]

Электронная формула показывает, что атом углерода в молекуле метана нмеет устойчивую восьмиэлектронную внешнюю оболочку (электронный октет), а атомы водорода — устойчивую двух-электронную оболочку (электронный дублет). [c.453]

Льюисовыми структурами (валентаыми структурами, валентными схемами) называются графические электронные формулы молекул и комплексных ионов, где для обозначения обобществленных между атомами связьшающих электронных пар (связей) используются прямые линии (валентные штрихи), а для обозначения неподеленных пар электронов используются две точки. Для молекул и комплексных ионов, содержащих только элементы первого и второго периодов, наилучшие льюисовы структуры характеризуются тем, что в них каждый атом окружен таким же числом электронов, как атом благородного газа, ближайшего к данному элементу по периодической системе. Это означает, что атом Н должен быть окружен двумя электронами (одна электронная пара, как у Не), а атомы неметаллических элементов второго периода (В, С, К, О, Г) должны быть окружены восемью электронами (четыре электронные пары, как у 1 е). Поскольку восемь электронов образуют замкнутую конфигуращ1Ю 2х 2р , правило записи льюисовых структур требует окружать каждый атом элемента второго периода октетом (восьмеркой) электронов, и поэтому называется правилом октета. [c.501]

В данном обсуждении принимается классическая структура иона карбония атом углерода с недостаточным количеством электронов имеет только шесть электронов на внешней оболочке, и стремление дополнить ее до октета является движущей силой реакции. Такая классическая структура достаточно удовлетворительна почти во всех случаях. С другой стороны, новые мостиковые структуры, недавно предложенные для ионов карбония, имеют перед классическими преимущество в том отношении, что дают лучшую стереохимическую картину некоторых реакций. Примеры таких структур приводятся ниже [72]. [c.216]

Эти три молекулы являются изоэлектронными в них содержится одинаковое число электронов. Наличие в каждой из них восьми валентных электронов вокруг центрального атома иллюстрирует правило октета. В СН все восемь электронов попарно вовлекаются в образование связей, однако в двух остальных молекулах имеются неподеленные электронные пары. В аммиаке три связывающие электронные пары и одна неподеленная пара, а в молекуле воды две связывающие пары электронов и две неподеленные пары. [c.471]

В ВНз атом бора имеет на внешней электронной оболочке только секстет электронов. Вследствие тенденции к достройке внешней электронной оболочки до октета атом бора в ВНз обладает электрофильными свойствами. (Кстати, этим же объясняется тот факт, что в обычных условиях ВНз существует в виде диборана.) Кроме того, следует принять во внимание и то, что бор, хотя и не намного, менее электроотрицателен, чем водород, и поэтому на атоме бора в ВНз имеется дефицит электронной плотности. [c.24]

Польза правила октета заключается в том, что оно позволяет предсказывать, какие молекулы обладают устойчивостью при обычных температурах и давлениях. Например, существуют все нижеперечисленные гидриды углерода [c.471]

Однако только СН4 подчиняется правилу октета и устойчив при обычных условиях. [c.471]

Согласно электронным представлениям, все вещества, способствующие пинаколиновой перегруппировке, электрофильны поэтому главной стадией процесса является выделение одной гидроксильной группы и промежуточное образование иона карбония. Электронный дуплет, общий для атома углерода и гидроксила, удерживается гидроксилом при отщеплении его, поэтому атом углерода с секстетом электронов заряжается положительно (ион карбония). Благодаря этому происходит перемещение радикала с полным электронным октетом от соседнего атома углерода, водородный же атом оставшейся гидроксильной группы отщепляется в виде протона, получив положительный заряд. [c.456]

В соединениях элементов третьего и следующих периодов правило октета уже не выполняется столь строго. Однако оно по-прежнему остается полезным правилом, в чем можно убедиться на примере таких молекул, как РНз, РРз, HjS и SFj [c.475]

Кристаллы неметаллических элементов с каркасной структурой, подобные углероду или кремнию, обладают свойствами диэлектриков (изоляторов), т.е. не проводят электрический ток. Применение теории молекулярных орбиталей к обсуждению химической связи в неметаллических каркасных кристаллах сталкивается со значительными трудностями. Достаточно сказать, что в ковалентных каркасных кристаллах обычно удается вести подсчет валентных электронов вокруг каждого атома, подобно тому как это делается при составлении льюисовых структур, и оказывается, что при этом выполняется правило октета. Это объясняется тем, что атомы в неметаллических каркасных кристаллах обычно имеют по крайней мере столько валентных электронов, сколько у них есть валентных орбиталей. Следовательно, в таких кристаллах предпочтительны низкие координационные числа, и между каждым атомом и его ближайшими соседями могут образовываться простые двухэлектронные связи. Низкие координационные числа являются причиной того, что потенциальная энергия электрона внутри таких кристаллов не постоянна она значительно понижается в межъядерных областях, и поэтому электроны не могут свободно перемещаться по кристаллу, подобно тому как это происходит в металлах. [c.629]

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]

Сила кислородсодержащих кислот увеличивается с ростом формального заряда их центрального атома, при условии что эти формальные заряды определяются для льюисовых структур, подчиняющихся правилу октета. Другой способ оценки силы кислородсодержащих кислот заключается в подсчете числа атомов кислорода, присоединенных к атому М, но не связанных с атомами водорода. Это означает, что сила кислородсодержащих кислот общей формулы МО (ОН) , должна увеличиваться с росто.м п. На- [c.502]

Однако молекула j имеет избыточные орбитали и недостаточное для их заполнения число электронов, поскольку вокруг каждого ее атома недостает электронов для завершения октета. Каждый атом углерода обладает тенденцией к образованию четырех двухэлектронных связей, как это видно на примере двух его основных аллотропных модификаций - алмаза и графита (рис. 14-5). По аналогичной причине Sij также является электроннодефицитной системой, которая не существует в виде индивидуальных молекул в кристаллическом кремнии. Структура кристаллического кремния скорее напоминает структуру алмаза (рис. 14-5,а). [c.603]

Простейшим ионом карбония является СН3 для образования октета у него недостает пары валентных электронов. Другие ионы карбония являются производными простейшего иона карбония. Ион карбония в отличие от обычных ионов весьма неустойчив вследств(ие электронной недостаточности. Поэтому он подвергается превращению одновременно с образованием или тотчас же после него в результате реакции с молекулами другого вещества или путем внутримолекулярного изменения и изомеризации. Свои теоретические исследования Ф. Уитмор подкрепляет ссылками на правило Марковникова о том, что сдвиг электронов происходит в сторону менее насыщенного углеродного атома. [c.41]

Последняя многоатомная молекула, которую мы обсудим здесь,-это анион, получаемый удалением двух протонов из молекулы серной кислоты,-сульфат-ион, SO4 . Как и в рассмотренном выше примере с H2SO4, с правилом октета в данном случае согласуется структура с простыми связями и тремя неподеленными парами электронов на каждом атоме кислорода [c.479]

Эта схема показывает, где электроны чаще всего находятся, причем здесь, конечно, имеется в виду статическая локализация электронов. Электронные слои в атомах отделены друг от друга настолько высо кими энергетическими барьерами, что все молекулярные состояния (ло крайней мере, в случае легких атомов, особенно важных для органической химии) возникают за счет электронов одной и той же оболочки-Отсюда вытекает указанное Лэнгмюром правило октета при образовании связей свободные электронные состояния заполняются до тех пор, пока не получится оболочка инертного газа. [c.51]

Книга всесторонне и доходчиво, а самое главное методологически правильно знакомит с теорией химической связи и результатами ее применения к описанию строения и свойств соединений различных классов. Сначала изложены доквантовые идеи Дж. Льюиса о валентных (льюис овых) структурах и показано, что уже на основе представлений об обобществлении электронных пар и простого правила октета при помощи логических рассуждений о кратности связей и формальных зарядах на атомах удается без сложных математических выкладок, как говорится на пальцах , объяснить строение и свойства многих молекул. По существу, с этого начинается ознакомление с пронизывающими всю современную химию воззрениями и терминами одного из двух основных подходов в квантовой теории химического строения-метода валентных связей (ВС). К сожалению, несмотря на простоту и интуитивную привлекательность этих представлений, метод ВС очень сложен в вычислительном отношении и не позволяет на качественном уровне решать вопрос об энергетике электронных состояний молекул, без чего нельзя судить о их строении. Поэтому далее квантовая теория химической связи излагается, в основном, в рамках другого подхода-метода молекулярных орбиталей (МО). На примере двухатомных молекул вводятся важнейшие представления теории МО об орбитальном перекрывании и энергетических уровнях МО, их связывающем характере и узловых свойствах, а также о симметрии МО. Все это завершается построением обобщенных диаграмм МО для гомоядерных и гете-роядерных двухатомных молекул и обсуждением с их помощью строения и свойств многих конкретных систем попутно выясняется, что некоторые свойства молекул (например, магнитные) удается объяснить только на основе квантовой теории МО. Далее теория МО применяется к многоатомным молекулам, причем в одних случаях это делается в терминах локализованных МО (сходных с представлениями о направленных связях метода ВС) и для их конструирования вводится гибридизация атомных орбиталей, а в других-приходится обращаться к делокализованным МО. Обсуждение всех этих вопросов завершается интересно написанным разделом о возможностях молекулярной спектроскопии при установленни строения соединений здесь поясняются принципы колебательной спектро- [c.6]

Причиной перегруппировки промежуточного продукта г в эфир изоциановой кислоты, как уже указывалось при гофмановской перегруппировке, является ненасыщенность атома азота, стремящегося дополнить секстет электронов до октета. [c.163]

Образование интермедиата (45) можно представить следующим образом. Пероксикислоты в условиях реакции разлагаются, генерируя атомарный кислород. При наличии в реакционной смеси алкена атомарный кислород, имеющий на внешнем электронном уровне секстет электронов, может достроить его до октета, вызвав гомолиз я-связи в алкене [c.38]

Вторая реакция протекает по гетеролитическому механизму. В данном случае движущей силой реакции является стремление атома бора достроить свой внешний электронный уровень до октета. [c.57]

Льюисовы структуры. Обобществление электронных пар и связывающие электронные пары. Неподеленные пары электронов. Электронная конфигурация атомов благородных газов. Правило октета. Двойные связи, тройные связи и порядок связи. Незамкнутые оболочки. Формальные заряды на атс>. ау.. Изоэлгктрснныг молекулы. [c.464]

Атомы элементов третьего и следующих периодов часто не подчиняются правилу октета. Некоторые из них обнаруживают поразительную способность связываться с большим числом атомов (т. е. окружаться больщим числом электронных пар), чем предсказывает правило октета. Например, фосфор и сера образуют соединения PF5 и SF соответственно. В льюисовых структурах этих соединений все валентные электроны тяжелого элемента используются им для образования связей с другими атомами [c.475]

По-видимому, наиболее важным следствием использования -орбита-лей является образование особого класса соединений-кислородсодержащих кислот. Самыми известными примерами этих соединений являются ортофосфорная кислота, Н3РО4, серная кислота, Н2 504, и хлорная кислота, НС1О4. Для серной кислоты можно записать льюисову структуру, подчиняющуюся правилу октета [c.476]

Причины, обусловливающие наличие отрицательного индуктивного эффекта той или иной группы, могут быть различными. Наибольший —/-эффект имеют группы, у которых на атоме, непосредственно связанном с атомом углерода субстрата, имеется полный положительный заряд. К ним относится, например, нитрогруппа NO2, в которой, в соответствии с правилом октета, азот может быть только четырехковалентным с полным положительным зарядом, в то время как избыточная электронная плотность равномерно распределяется на обоих атомах кислорода. Несколько меньшим —/-эффектом обладают группы, у которых атом, непосредственно связанный с атакуемым атомом углерода субстрата, одновременно связан кратной связью с каким-либо более электроотрицательным элементом, в результате чего на атоме углерода возникает частичный положительный за])яд к ним относятся группы OOR, N, OR, СНО. [c.114]

Какая из указанных ниже льюисовых структур серной кислоты, НзВОд удовлетворяет правилу октета [c.590]

Число электронов, которые атом данного элемента может дять для образования связей с другими атомами, а следовятельио, и валентность элемента определяются тем, что наружная электронная оболочка является наиболее устойчивой, когда обладает структурой из восьми электронов (электронный октет), кроме первой оболочки (у водорода), для которой устойчивой является структура из двух электронов. Прн этом электронные, пары, связывающие данные два атома, следует считать принадлежащими обоим (как одному, так и другому) атомам, что схематически показано для молекулы фтора [c.63]

Значение электронных пар и октетов в образовании ковалентной связи между атомами было впервые оценено в работах Льюиса в 1016 г. Выяснение же ее механизма на основе методов квантовой механики было дано Гейтлбфом и Лондоном (1927). [c.65]

В других случаях процесс полимеризации может быть осуществлен в форме реакции, протекающей по ионному механизму. К катионным катализаторам относят такие вещества, как ВРз, AI I3 и др., которые, не имея полного электронного октета в наружном электронном слое центрального атома, являются веществами электронофильными, т. е. способными при взаимодействии с другими молекулами оттягивать от них электроны. Поэтому при взаимодействии катализатора с молекулами производных этилена, содержащими двойную связь, эта связь поляризуется или молекулы в целом переходят в состояние катиона. Этим облегчается процесс полимеризации (в частности, в растворах и эмульсиях). [c.564]

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]

Марковникова 64 октета 51 Хунда 49 Прегнап 868 Прегненолон 876, 877 Предельные структуры 55, 36 Предельные углеводороды с.м. Углеводороды насьнценные Преднизон 882 Прекальциферол 899, 900 Пренитол 489 [c.1195]

Необходимая информация о механическом поведении материала была получена путем анализа мест захвата радикалов. Это позволило в предыдущих разделах сделать вывод о том, что механорадикалы образуются именно в аморфных областях частично кристаллических полимеров. Кроме данной проблемы методом ЭПР были исследованы изменения морфологии образца в процессе его механического изготовления. Касумото, Такаянаги и др. [50—51] изучали пленки ПЭ и ПП путем последовательного удаления аморфной фазы материала травлением азотной кислотой. Затем они проанализировали спектры ЭПР, полученные при облучении 7-лучами обработанных подобным образом пленок. Таким образом они смогли связать октет, полученный для ПП, с радикалами, захваченными дефектами внутри кристаллитов, а спектр из девяти компонент — с радикалами в свернутых аморфных поверхностях. Последние являются особенно эффективными местами захвата радикалов. Указанные авторы также проанализировали влияние закалки, термообработки и холодной вытяжки на мозаично-блочную структуру своих пленок. [c.224]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология