Связь электронной парой формула Льюиса

Он предположил, что обобществление пары электронов (по Льюису и Ленгмюру) можно трактовать как взаимодействие волн или перекрывание электронных облаков. Химической связи, изображаемой в структурной теории Кекуле чертой, в новых представлениях соответствует область максимального перекрывания электронных облаков. При этом оказалось, что перекрывание электронных облаков иногда происходит не только в единственном направлении, изображаемом валентной связью в структурной формуле. Иначе говоря, истинную структуру молекулы нельзя представить даже приближенно никакой структурной формулой в отдельности. Ее можно, однако, рассматривать как промежуточную между несколькими гипотетическими структурами, как резонансный гиб- рид этих структур. Важно от.метить, что энергия такой реальной молекулы ниже, чем можно было бы ожидать на основании любой [c.161]

Идея об одновременном участии электронов в электронных оболочках двух соседних атомов явилась основой так называемой октетной теории, или теории электронных пар, возникшей в результате работ Косселя, а затем Льюиса и Лангмюра. Основное положение в этой теории состоит в следующем связь (простая) между атомами образуется всегда не за счет одного, а за счет двух валентных электронов, которые в результате этого становятся общими для двух атомов (Льюис и Лангмюр). При изображении электронов точками формула молекулы водорода будет иметь вид Н Н, формула хло- [c.30]

Льюис ввел простой способ символического изображения электронов в химических формулах. Те электроны, которые, по его мнению, лежат на внешней оболочке,— а только их следует принимать во внимание при образовании связи — он обозначает точками, которые расставляет вокруг соответствующего химического символа. Электроны, являющиеся общими для двух атомов, изображаются точками, стоящими между этими атомами, причем эти точки располагаются ближе к тому химическому символу, который соответствует более электроотрицательному элементу. Как правило, пара точек, расположенных между символами, соответствует одному валентному штриху в обычном способе изображения. Каждая электронная пара, участвующая в образовании связи, представлена, следовательно, в виде валентного штриха, соединяющего символы, а электронные пары, не участвующие в образовании связи,— в виде более коротких штрихов, которые располагаются вокруг символа. [c.139]

Такие формулы могут быть составлены и для соединений с кратными связями. При этом должно соблюдаться основное правило каждой черточке в структурной формуле соответствует пара электронов в формуле Льюиса. [c.47]

В начале двадцатых годов, когда стало известно ядерно-электронное строение атома, выяснилось, что химическая связь заключается во взаимодействии электрически заряженных частиц. Физический смысл штриха в структурных формулах попытался расшифровать в 1916 г. Г. Льюис, на основе теории строения электронной оболочки атома Н. Бора. Согласно представлениям Г. Льюиса, атомы в молекулах связаны между собой за счет образования общих электронных пар, принадлежащих обоим связанным атомам. Количество электронов, расходуемое атомом на образование электронных пар и равное числу общих пар, которыми этот атом связан с другими атомами, определяет его валентность. Таким образом, черточка в структурной формуле, отвечающая единице валентности, обозначает [c.127]

Таким образом, пара электронов в формулах Льюиса только символизирует образование химической связи, а не вскрывает ее природу, просто является более современным аналогом крючочков , иллюстрирующих связь атомов в молекуле. [c.16]

Согласно теории Г. Льюиса, химическая связь в подобных молекулах обусловлена образованием электронных пар, которые принадлежат одновременно двум атомам. Такая электронная пара расположена между двумя соединяющимися в молекулу атомами и взаимодействует с их положительно заряженными ядрами, как бы стягивая их вместе. Кроме того, при образовании молекулы каждый из атомов приобретает внешнюю электронную оболочку благородных газов, т. е. состоящую из двух или восьми электронов. Пользуясь схемами рис. XII.1, ХП.2 или ХП.З и обозначая электроны водорода точками, а электроны хлора и азота крестиками, можно представить строение молекул, например На, НС1 и NH3 следующими формулами [c.153]

Н С С Н. Обсуждение рассмотренных до сих пор формул показывает, что классическая валентная связь должна изображаться теперь обобщенной парой электронов. Таким образом, между классическими структурными формулами и структурными формулами Льюиса имеется полная аналогия [c.475]

Исторически первым подходом к наглядному изображению химического связывания были модели Льюиса (1916). Химическая связь между двумя атомами осуществляется с помощью двух электронов, причем в большинстве молекул вокруг каждого атома должно находиться восемь электронов. Это положение Льюис назвал правилом октета. Таким образом, в молекуле вокруг атомов элементов 2-го и последующих периодов должен существовать октет электронов, или четыре пары, одни из которых могут быть своими, т. е. принадлежащими данному атому (неподеленными), а другие общими для двух атомов (участвующими в образовании связи). Если атом некоторого элемента имеет меньше чем четыре валентных электрона, то октет вокруг него не образуется. Наглядные изображения молекул, в которых электроны неподеленных и общих пар указываются точками, называются моделями Льюиса, или электронными формулами, например [c.81]

В 1916 г. Льюис сформулировал теорию химической связи, которая объединила огромное количество данных из эмпирической химии. Разумеется, вклад в эти идеи внесли и многие другие ученые, но Льюис объединил эти вклады и построил единую полезную схему. Прежде всего была отмечена повышенная устойчивость атомов инертных газов. Казалось, что и химические формулы отражали эту особенность. Льюис заметил, что химические формулы множества соединений можно понять, предположив, что атомы стремятся приобрести электронное распределение инертного газа путем обобществления электронов, или, точнее, электронных пар. Создавалось такое впечатление, как если бы у атома, похожего на инертный газ, энергия уменьшилась. Льюис развил эту идею, записав химические формулы с помощью точек, обозначающих электроны вокруг каждого атома. Он не делал никакого различия между 5- и р-орбиталями, возможно, потому что в то время о них еще не знали. [c.135]

Фактически сразу же было замечено, что гипотеза обменного вырождения эквивалентна старой электронной идее Льюиса, согласно которой химическая связь образуется спариванием электронов с противоположными спинами. Электронная пара в свою очередь представляет собой интерпретацию традиционного валентного штриха в химических формулах. [c.72]

Теория Льюиса — Ленгмюра позволяет объяснить, как образуются связи между атомами углерода или между атомами углерода и атомами водорода в органических соединениях. Большинство органических молекул можно легко представить электронными фор-мулами, в которых прежние штрихи формул Кекуле (см. гл. 7) — зто обобществленные пары электронов. [c.160]

Типичные катализаторы катионной полимеризации — протонные к-ты (H2SO4, Н3РО4, НС1 и др.) и координационные комплексы к-т Льюиса — соединений, способных к образованию координационных связей за счет электронных пар других веществ (оснований Льюиса). Среди к-т Льюиса наибольшее значение имеют т. наз. катализаторы Фриделя — Крафтса — соединения общей формулы МеХ , где Ме — бор, алюминий, титан, олово и др., а X — галоген. Типичные основания Льюиса — вода, спирты, органич. к-ты, простые и сложные эфиры, галогеналкилы (табл. 1). [c.477]

Запишите приведенные нпже формулы в виде структур Льюиса, обозначив, где ато необходимо, неподеленные пары электронов. Ни один атом не должен иметь формального заряда. Ковалентные связи уже нарисованы. [c.73]

Атомы в этих молекулах прочно удерживаются вместе благодаря действию связей, имеющих очень важное значение этот тип связи характеризуется тем, что двум атомам одновременно принадлежит пара электронов -, связь такого рода называется ковалентной связью. Эта связь имеет настолько большое значение, настолько широко она представлена в различных веществах, что профессор Калифорнийского университета Джильберт Ньютон Льюис (1875—1946), который открыл электронную структуру этой связи, назвал ее чисто химической связью. Эту связь обозначают черточкой в структурных формулах, таких, как [c.175]

Обычно пользуются термином связь для описания соединения пары атомов, как, например, атомов Н и С1 в молекуле НС1 или атома N и одного из атомов Н в молекуле NHg. Студент, изучающий химию, уже знаком со способом обозначения электронов в атомах и молекулах по методу Льюиса точками, поэтому здесь молекулы НС1 и NHs представлены формулами 3.1 и З.П [c.75]

С другой стороны, когда образуется молекула хлора, связь осуществляется парой электронов, и Льюис предположил, что каждый из электронов поделен между атомами хлора, образуя таким образом восьмиэлектронную группировку, или, как ее называют, октет. Льюис предлоксил способ написания формул, в которых электроны внешней оболочки обозначаются точками. Таким образом, формула молекулы хлора должна быть написана [c.154]

Теория электролитической диссоциации заложила основу ионной теории строения солей и других электролитов. Открытие электрона, явившееся логическим завершением установленных Фарадеем количественных законов электролиза, было следующей предпосылкой для создания теории электровалентности. Наиболее характерным химическим актом стало представляться образование катионов и анионов, связанных простым электростатическим притяжением. Катионы получаются из атомов металлов, потерявших электроны, захваченные другими атомами, образующими анионы. Наиболее полно и последовательно это представление было использовано Косселем (1917 г.) в применении к соединениям и процессам неорганической химии. Однако и Косселю было ясно, что неполярные (или гомеополярные) вещества (например, двухатомные молекулы таких элементов, как водород или азот, углеводороды и др.) следует рассматривать с других позиций. Этот другой подход был развит к 1916 г. Льюисом, однако вследствие разразившейся в то время первой мировой войны его теория не сразу стала повсеместно известной. Основное положение теории Льюиса, сохранившееся незыблемым для громадного большинства органических веществ, — образование химической связи в неионно построенных соединениях (так называемой ковалентной связи) за счет пары электронов, выделяемых по одному каждым из связываемых атомов. Таким образом, обычным формулам соответствуют следующие льюисовские формулы [c.20]

Еще во времена Бенджамина Франклина и Джона Дальтона высказывалось предположение, что силы взаимодействия между частицами материи должны иметь главным образом электрическое происхождение. Однако поскольку одноименные заряды отталкиваются друг от друга, существовало неправильное мнение, что между одинаковыми атомами не могут возникать связи тем не менее в настоящее время все хорошо знают, что большинство распространенных газов состоит из двухатомных молекул Н2, N2, О2, р2, С12 и т.д. Эта грубая ошибка привела к почти полувековой путанице с молекулярной структурой и атомными массами так, полагали, что газообразный водород описывается формулой Н, а не Н2, воду описывали формулой НО вместо Н2О, а кислороду приписывали атомную массу 8 вместо 16. Лишь в 1913 г. Льюис ввел представление о том, что электронные пары являются тем клеем , который соединяет между собой атомы с образованием ковалентных связей, однако теоретическое объяснение роли электронных пар было дано спустя еще 20 лет. Опыты Фарадея показали, что заряды на ионах всегда кратны некоторым элементарным единицам заряда, причем моль этих зарядов составляет 1 Р, а Стоней назвал эту элементарную единицу заряда электроном. Однако Стоней отнюдь не отождествлял электрон с какой-либо частицей, которую можно было попытаться изолировать и исследовать. [c.47]

Говоря о методе валентных связей, подразумевают, с одной стороны, один из квантово-химических способов расчета электронной структуры молекулы, с другой—связанную с этим способом методику описания и анализа химических связей в системе. Согласно этой методике выделяют валентную группу атомных орбиталей (АО), охватывающую наивысшие по энергии занятые и наииизшие по энергии свободные АО. Образование химической связи рассматривают в духе концепции Льюиса за счет спаривания электронов соседних атомов по схеме А-- - В— -А В (ковалентная связь) или передачи электронной пары от донора к акцептору по схеме А +В—>А В. Таким образом, электронная пара соответствует валентному штриху в структурных формулах. [c.61]

Начало XX в. ознаменовалось большими успехами атомной н и молекулярной физики. Этот период характеризуется переходом от ( юрмальных представлений о валентности к электронной теории Льюиса и Косселя (1916—1917), согласно которой каждому валентному штриху в структурной формуле соответствует связевая электронная пара и понятие валентности было отождествлено с числом неспаренных электронов внешней оболочки атомов. Эта теория объяснила насыщаемость ковалентных химических связей и ненасыщаемость ионных, а также привела к пониманию зависимости валентности не только от природы атома, но и от его окружения. Однако и электронная теория оказалась недостаточно строгой, поскольку она не могла объяснить валентность без дополнительных данных о геометрической структуре соединений. [c.263]

Формулы, показьшающие число электронов в связях и неподеленные электронные пары (НЭП) на гетероатомах, пoлy шли название формулы Льюиса . [c.46]

При использовании определения по Льюису кислоты как ве-о ества, способного акцептировать электронную пару, следует ожидать, что атомы, у которых отсутствует большее число электронов, будут образовывать более сильные кислоты, чем атомы того же элемента, потерявшие меньшее число электронов. Этот вывод хорошо согласуется с тем, что последовательное увеличение положительной степени окисления центрального атома (X) у протонных кислот, содержащих связи X—О—Н (оксо-кис-лоты), приводит все к более и более кислым свойствам образующегося соединения. Еще лучшая корреляция наблюдается при использовании формального заряда центрального атома. Для определения формального заряда изображают электронную структуру валеР тных связей, а затем приписывают центральному атому половину электронов всех связей, в которых он участвует, и подсчитывают получающийся заряд. В общем виде формулы оксо-кислот можно записать как Н ХОт или (НО) ХОт-п-Каждая связь НО—X не дает никакого вклада в формальный заряд, поскольку в ее образовании участвуют один электрон от X и один от О. Каждая же связь X—О сообщает центральному атому формальный заряд 1-+, поскольку оба электрона для ее образования дает атом X. Таким образом, формальный заряд обычно равен т—п. В табл. 38.3 для некоторых элементов приведены данные, показывающие взаимосвязь формального заряда и констант кислотгюго равновесия. Ознакомьтесь также с табл. 18.13 (см. т. 2). [c.299]

Для молекулы ССЬО формула Льюиса предполагает наличие восьми электронов вокруг атома углерода, но одна пара образует л-связь С—О, так что наиболее устойчивой будет 5р2-гибридизация (рис. 6.1,в). [c.147]

Формула а выражает схематически мысль, что от С исходят 2 двуэлектронные связи (валентности) к каждому О. Двуэлектронная связь изображается так называемой валентной черточкой. Формула б дает изображение 16 электронов в виде, точек. Точки меис1у 2 символами элементов обозначают Общие обоим электроны, те же черточки, которые находятся рядом только с одним символом, олицетворяют электроны, принадлежащие только одному виду атомов. Таким образом, С имеет по 4 электрона (2 электронных пары), общих с каждым О, оба же 0-атома имеют еще по 4 собственных электрона. Этот метод транскрипции связей, предложенный Льюисом и в настоящее время весьма широко применяемый Паулингом, обладает тем недостатком, что распределению точек приписывается реальное значение между тем, если не считать принципа помещения общих электронов между соответствующими символами, это распределение является совершенно произвольным. КроМе того,, представляет некоторую трудность подсчет общего числа принадлежащих ядру внешних электронов (вместе с внутренними электронами) как общего пользования, так и принадлежащих ему в отдельности. Поэтому мы предпочитаем новый способ написания в. Он выражает следующие положения С имеет 4 общих электрона [c.178]

Это было смелое нововведение в электронную теорию. Представления Морозова о существовании двух видов связей совпадают по сути дела с современным учением о ковалентных и элек-тровалентных связях. Образование химических связей путем спаривания ( дзшликации ) двух одинаковых электронов, а также образование кратных связей двумя или тремя парами одинаковых электронов Морозов пояснял формулами, которые совпадают не только по внешнему виду, но и по смыслу с более поздними формулами Льюиса и его последователей. Так, бутан Морозов изобра-Н Н [c.339]

Первым понятным примером из открытых соединений с дефицитом электронов был диборан ВгНв, который является одним из членов ряда бороводородов, занимавших значительное место в научных исследованиях Стока [53]. Действительно, хотя диборан не был первым из полученных соединений этого класса гидридов, однако он является простейшим членом этого ряда, и его строение представляло наиболее явный вызов существовавшим тогда теориям химической валентности. ]г1е было сомнений в эмпирической формуле диборана и его молекулярном весе, так же как пе было сомнений и относительно числа электронов, имеющихся у бора и водорода для образования связей. Единственный достигнутый тогда вывод заключался в том, что имеющихся электронов недостаточно, чтобы связать 2 атома бора и 6 атомов водорода посредством двухэлектропных связей, как это требовалось с позиций классических теорий связи. Сиджвик [51] иредположид, что электронные пары использованы в связях бор — бор и в четырех связях бор — водород, в то время как между атомами бора и двумя остающимися атомами водорода образуются одноэлектронные связи. Впоследствии резонанс 6 электронных пар между 7 положениями был предположен Г. Льюисом [26]. Эти теории рассмотрены Полингом во втором издании книги Природа химической связи [37]. [c.413]

На первой стадии спирт, играющий роль основания Льюиса, присоединяет протон с образованием оксониевого иона а. На второй стадии связь между углеродом и кислородом ослабевает и положительный заряд распределяется поровну между этими двумя атомами (б). Здесь с равной вероятностью может происходить образование как результирующего, так и исходного продукта. Концевая группа затем отделяется вместе с парой электронов в виде нейтральной молекулы воды, в результате чего образуется карбониевый ион в. Из электронной формулы в видно, что один атом углерода окружен лищь шестью электронами. Эта обедненная электронами частица является, таким образом, очень реакционноспособной и стабилизуется путем потери протона с образованием алкена д реакция может протекать через переходное состояние г, в котором пара электронов, связывающая отщепляющийся водород, частично участвует в образовании связи с соседним углеродом. [c.159]

Возбужденное состояние, при котором оба я-электрона имеют парал-лел1зные спины, соответствует, как это видно из схематического изображения, старой картине связи с двумя свободными валентностями (т. I, стр. 434) на современном языке это означает два неспаренных электрона. Здесь, следовательно, имеется бирадик ал. В результате присутствия двух неспаренных электронов, спины которых не компенсируются , эта структура должна быть парамагнитной (1Т()Д1)обнее см. в разделе 13, стр. 412). Следует УПОМЯНУТЬ еще о том, что о л-электронах в этом состоянии можно говорить только в том случае, когда ато.мы, как в случае двойной связи в основном состоянии, лежат в садной плоскости. Как только нарушается их плоское расположение, что возможно вследствие отсутствия стабилизирующей плоское расположение л -электронной связи, неспаренные валентные электроны перестают играть особую роль я-эл ектронов их целесообразно тогда изобразить в формуле по Льюису—Лэигмюру в виде точек НоС—СН (спины ). [c.363]