Структуры Льюиса и формальный заряд

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]

СТРУКТУРЫ ЛЬЮИСА И ФОРМАЛЬНЫЙ ЗАРЯД [c.38]

ФОРМАЛЬНЫЙ ЗАРЯД. Понятия остова и валентных электронов, сформулированные Льюисом, можно применить для расчета формального заряда на любом атоме молекулы. Для этого нужно сложить число валентных электронов в структуре Льюиса, принадлежащих только рассматриваемому атому, с половиной числа электронов, образующих ковалентную связь данного атома с другими атомами. Если эта сумма (А) равна числу валентных электронов свободного атома, то формальный заряд атома равен нулю. Если сумма А больше числа валентных электронов на 1,2, 3 и т. д., то формальный заряд атома равен —2, —2, —3 и т. д. Если сумма А меньше числа валентных электронов свободного атома на 1, 2, 3 и т. д., то формальный заряд на атож равен +7, - -2, - -3 и т. д. [c.39]

Резонанс и структуры Льюиса подробно рассматриваются в гл. 2. Поскольку этим структурам во втором издании уделено больше внимания, я несколько иначе излагаю концепцию формального заряда . Это и другие изменения в гл. 2 должны помочь тем студентам, которые успели забыть некоторые вопросы из курса общей химии. [c.8]

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]

Из приведенных расчетов следуют два важных обобщения. Во-первых, формальный заряд на атоме углерода, показанном в структуре Льюиса символом С с четырьмя связями, равен нулю. Во-вторых, формальный заряд на атоме водорода, представляемом в структуре Льюиса символом II с одной связью, равен нулю. [c.40]

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]

Однако, как предупреждает Льюис, не следует считать, что наличие большой резонансной энергии ведет к сильному поглощению света. Мы OKe упоминали в этой связи о не участвующих в поглощении света кекулевских структурах бензола. Льюис утверждает Если свойства молекулы заставляют приписать ей формулу, в которой все электроны спарены и ни на одном из атомов нет формальных зарядов, то подвижность электронов в такой молекуле будет невелика. Если такая структура представлена в резонансе в наибольшей доле, то подвижность электронов в такой молекуле будет все еще небольшой. Когда, однакоже, истинное состояние молекулы существенно отличается от классической или идеальной структуры, то подвижность электронов значительно возрастает. Иными словами, отход от идеальной структуры облегчает дальнейшее смещение . Сильная окраска возникает тогда, когда превращение двух главных структур) друг в друга связано с переходом электронного заряда . [c.210]

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]

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]