Восемь электронных пар

Для образования двухэлектронных связей в подобной структуре атом лития должен был бы предоставить восемь электронов, что, конечно, невозможно, так как он имеет лишь один валентный электрон. [c.89]

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]

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 атомах натрия 10 электронов заполняют первый и второй уровни, оставляя одиннадцатый электрон на внешнем уровне. Восемь электронов на внешнем уровне образуют устойчивую структуру, но один электрон — нет. Атомы натрия легко его теряют и получается ион Na , который имеет устойчивую структуру внешней электронной оболочки. Ионы натрия присутствуют во многих соединениях. [c.186]

В молекуле кислорода О2 (рис. 52) в образовании химических связей принимают участие ио четыре 2/ -электрона каждого атома всего, следовательно, на МО должны перейти восемь электронов. [c.148]

Суммарный заряд ионов, находящихся в левой части этой схемы, равен восьми элементарным положительным зарядам, а в правой ее части имеются лишь незаряженные частицы. Поскольку суммарный заряд в ходе процесса не изменяется, то, следовательно, в процессе восстановления принимают участие также восемь электронов [c.267]

Каждый атом В образует две обычные двухцентровые ковалентные связи В—Н, в которых занято всего восемь электронов. Остающиеся у диборана четыре валентных электрона используются для образования двух трехцентровых связей В—Н—В, в которых каждый из трех атомов поставляет по одной орбитали в связывающую молекулярную орбиталь. Представление о трехцентровых связях позволяет объяснить строение всех гидридов бора. Кроме того, оно объясняет, почему бор неспособен к проявлению таких химических свойств, как углерод. [c.272]

Суммарный заряд правой части схемы равен девяти отрицательным зарядам, а левой — одному. Следовательно, в процессе принимают участие восемь электронов [c.268]

В заключение определим ограничительный класс химических веществ как подкласс интегрального класса, химические соединения которого удовлетворяют двум дополнительным требованиям 1) ни один из атомов химического соединения не имеет чистого электрического заряда 2) химические соединения подчиняются октетному правилу Льюиса, т. е. все их атомы, включая водород, имеют валентные оболочки из одной х- и трех р-орбиталей, заполненные в общем восемью электронами. [c.176]

На внещней электронной оболочке атомы щелочных элементов имеют по одному электрону. На второй снаружи электронной оболочке у атома лития содержатся два электрона, а у атомов остальных щелочных элементов — по восемь электронов. Имея во внешнем электронном слое только по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра, атомы довольно легко отдают этот электрон, т. е. характеризуются низкой энергией ионизации (табл. 14.2). Образующиеся при этом однозарядные положительные ионы имеют устойчивую электронную структуру соответствующего благородного газа (ион лития — структуру атома гелия, ион натрия — атома неона и т. д.). Легкость отдачи внешних электронов характеризует рассматриваемые элементы как наиболее типичные представители металлов металлические свойства выражены у щелочных элементов особенно резко. [c.382]

Во внешнем электронном слое атомы щелочных металлов имеют по одному электрону. Во втором снаружи электронном слое у атома лития содержатся два электрона, а у атомов остальных щелочных металлов — по восемь электронов. Имея во внешнем электронном слое только по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра, атомы этих элементов довольно легко отдают этот электрон, т. е. характеризуются низкой энергией ионизации (см. табл. 30). Образующиеся при этом [c.561]

Интересная проблема возникает при попытке записать льюисову структурную формулу молекулы распространенного загрязнителя воздуха моноксида азота, N0, Для этой молекулы не удается построить конфигурацию с замкнутыми оболочками, потому что в ней нечетное число валентных электронов. Действительно, в N0 11 валентных электронов, пять из которых первоначально принадлежали атому азота, а щесть-атому кислорода. Таким образом, в молекуле N0 аюм азота или атом кислорода будет окружен только семью, а не восемью электронами. Поскольку азот-менее электроотрицательный элемент, чем кислород, следует ожидать, что неполное окружение должно быть именно у этого атома. Следовательно, наилучшей структурой N0 должна быть такая [c.468]

В атоме фтора (атомный номер 9) на внешнем энергетическом уровне -семь электронов, на один электрон меньше, чем нужно для стабильной конфигурации. Потерять семь электронов трудно, но приобрести один - легко. Фтор - очень реакционноспособный элемент. Его атомы легко превращаются в ионы фтора Р, внешний электронный уровень которого устойчив, поскольку содержит восемь электронов. [c.186]

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]

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]

Плоско-квадратная структура характерна для комплексов Pd(ll), Pt(II) и Au(III), в которых катионы имеют восемь -электронов, или конфигурацию (табл. 20-4). Тетраэдрическая координация чаще всего встречается в соединениях переходных металлов с координированными группами О"", как, например, в СгО " или МпО ". В настоящее время координационную структуру определяют путем прямых рентгеноструктурных исследований, которые подтверждают выводы относительно геометрических изомеров, сделанные на основании других экспериментов. [c.210]

Отметим, что для любого числа электронных пар от двух до шести и независимо от того, эквивалентны эти пары или нет, конфигурации, приведенные в табл. 6-1, верно предсказывают форму молекул непереходных элементов . Некоторые примеры приведены в табл. 6-2, а в табл. 6-3 даны геометрические формы молекул непереходных элементов. Следует отметить, что максимальное число ординарных нормальных ковалентных связей, образуемых любым непереходным элементом, равно семи, так как это максимальное число электронов на внешнем квантовом уровне химически реакционноспособного атома. Таким образом, не следует ожидать появления примеров с восьмью и девятью электронными парами в валентном уровне, за исключением некоторых переходных элементов, у которых по крайней мере некоторые из связей, образуемых электронными парами, будут формироваться за счет координационной ковалентности, и в этом случае будет участвовать ( -подуровень. Например, ТаРа и ацетилацетонат тория ТЬ(С5Н702)4 имеют структуру квадратной антипризмы, показанной в табл. 6-3. Известно лишь одно соединение — Мо(СМ) , в котором имеется восемь электронных пар, но обладающее структурой додекаэдра. Однако было отмечено ранее, что атом молибдена в этом ионе в действительности имеет девять электронных пар на валентном уровне, одна из которых — не поделенная пара. [c.207]

В молекуле углерода Сг на молекулярных орбиталях находятся восемь электронов эта молекула имеет конфигурацию [c.105]

Учитывая, что типические элементы содержат в квантовом слое восемь электронов (что и обусловливает существование восьми валентностей у химических элементов), то круг в полярных координатах делится на восемь частей (секторов). Каждый сектор соответствует валентной группе. Группы нумеруются в порядке заполнения подслоя электронами от 1 до 8. [c.157]

Восемь электронов размещаются по вершинам куба, образуя четыре пары диаметрально расположенных электронов [c.189]

Аргон Аг — третий типический элемент VIH группы. Как и у неона, валентный слой атома аргона содержит восемь электронов. [c.611]

Плоско-квадратные комплексы характерны для ионов металлов с электронной конфигурацией Эти комплексы почти всегда низкоспиновые, т.е. восемь -электронов н 1ходятся в спин-спаренном состоянии, что и обусловливает их диамагнитные свойства. Такое электронное распределение особенно характерно для более тяжелых металлов, например Рс1, Р1, 1г и Аи. [c.399]

Благородные газы заканчивают собой каждый период системы элементов. Кроме гелия, все они имеют на внешней электронной оболочке атома восемь электронов, образующих очень устойчивую систему. Также устойчива и электронная оболочка гелия, состоящая из двух электронов. Поэтому атомы благородных газов характеризуются высокими значениями энергии ионизации и, как правило, отрицательными значениями энергии сродства к электрону. [c.492]

Как видно из рис. 12, после 2 - и 2/7-орбиталей начинается заполнение 35- и Зр-орбиталей. Следовательно, начиная с натрия (I = = 1 ) и до аргона (2 = 18), добавляется восемь электронов совершенно аналогично заполнению второго электронного слоя [c.42]

На втором энергетическом уровне электроны занимают два подуровня 3 и р. На одной 8-орбитали и трех р-орбиталях второго уровня может находиться восемь электронов [c.20]

Зачастую в конденсированных фазах ковалентность выше формальной электровалентности. Так, Ве2+ обычно образует четыре а-связи с лигандами, расположенными по вершинам тетраэдра, при этом обобществляется восемь электронов. Ионы Се + и ТЬ + часто имеют КЧ 8 и выше, т. е. минимальное значение ковалентности равно восьми. [c.18]

Валентный слой атома аргона, как и неона, содержит восемь электронов. Вследствие большой устойчивости электронной структуры атома (энергия ионизации 15,76 эВ) соединения валентного типа для аргона не получены. Имея относительно больший размер атома (молекулы), аргон более склонен к образованию межмолекулярпых связей, чем гелий и неон. Поэтому аргон в виде простого вещества характеризуется несколько более высокими температурами плавления (—189,3"С) и кипения (—185,9°С). Он лучше адсорбируется. [c.496]

Как объяснить образование химической связи в алкенах, учитывая, что каждый углеродный атом для стабилизации своего внешнего электронного уровня должен использовать восемь электронов При простой (одинарной) ковалентной связи, <ак в алканах, два электрона совместно используются двумя соседними, атомами (С С или С-С). При образовании двойной ковалентной связи в сонместное пользование поступают четыре электрона (С С или С=С). [c.213]

Льюисова структура H IO4, в которой вокруг атома С1 находится точно восемь электронов, имеет вид [c.489]

В диазометане (H2 NN) один атом азота присоединен непосредственно к атому углерода, а второй атом азота присоединен к первому. Запишите для этой молекулы льюисовы структуры при условии, что а) два атома N соединены между собой тройной связью, б) второй атом N образует две двойные связи с С и N. В правильно составленной льюисовой структуре каждый из атомов С и N должен иметь в своей валентной оболочке по восемь электронов. Каковы формальные заряды на атомах в каждой из двух структур [c.506]

Сэндвичевыеп соединения. К данным соединениям относятся ферроцен (см. рис. 17) и др. Молекулярные орбитали ферроцена Ре(С5Н5)2 строятся как линейные комбинации 3(1-, 4х- и 4р-А0 железа и десяти 1г-орбиталей колец (по пяти от каждого кольца). Возникает 19 МО. На них переходят восемь электронов Ре и десять от двух пентади-енильных колец. Из этих 18 электронов 12 размещаются на связывающих МО alg, и и 6 на несвязывающих МО a g и Ос- [c.128]

Элементы периодической системы подразделяются на восемь групп. Это соответствует максимальному числу электронов на внешнем слое их невозбужденных атомов. У 5- и р-элементо в (кроме Н и Не) число электронов внешнего слоя отвечает номеру группы, в которой они находятся. Например, элемент V группы Р (3s 3p ) имеет на внешнем слое пять электронов, элемент VIII группы Аг (Зй Зр ) —восемь электронов и т.д. [c.30]

В молекуле пентаборана ВбН, электроны делокализованы в еще большей степени и образуют пятицентровую связь. В молекуле ВбН, (рис. 224) из 24 электронов десять используются на образование пяти двухцентровых связей В—Н, восемь электронов идут на обра- [c.515]

У элементов подгруппы криптона, как и у типических р-элементов VIII группы, в валентном слое имеется по восемь электронов, поскольку в атомах все валентные орбитали заполнены в обычных условиях молекулы инертных газов одноатомны (см. стр. 92). [c.612]

Поскольку благородные газы чрезвычайно инертны, следует ожидать, что, если они и способны вступать в реакции, то лишь в очень жестких условиях. Далее, следует ожидать, что способность к химическим превращениям в первую очередь должны проявлять наиболее тяжелые благородные газы, поскольку они обладают более низкими энергиями ионизации, как это видно из рис. 6.6, ч. 1. Более низкая энергия ионизации предполагает возможность потери атомом электрона при образовании ионной связи. Кроме того, поскольку элементы группы 8А уже содержат в своей валентной оболочке восемь электронов (за исключением гелия, в атоме которого всего два электрона), образование ими ковалентных связей возможно лишь с участием орбиталей из надва-лентной оболочки. Но, как известно (из разд. 7.7, ч. 1), этой способностью обладают главным образом атомы более тяжельос элементов. [c.287]

В молекулах ЭНг всего 8 валентных э.пектронов, два из которых ранее принадлежали атомам Нц) и Н(2), а шесть — атому Э элемента, расположенного в VI главной подгруппе периодической системы. Рис. 4.25. Приближенная схема восемь электронов в соответствии с [c.132]

Вернемся к рассмотрению пространственной структуры молекулы воды. При ее образовании происходит sp -гибридизация атомных орбиталей кислорода. Именно поэтому валентный угол НОН в молекуле Н2О (104,5°) близок не к 90°, н к тетраэдрическому углу ( 109,5°). Небольшое отличие этого угла от 109,5° 10ЖН0 понять, если принять во внимание неравноценность состояния электрон- ibix об.,1аков, окружающих атом кислорода в молекуле воды. В самом деле, в молекуле метана все восемь электронов, занимающие в атоме углерода гибрид- [c.138]

Л может быть понято свою внешнюю электронн восемь электронов. [c.496]

Совокупность орбиталей с одним и тем же значением главного квантового числа называют электронным слоем. Электронные слои с я=1, 2, 3,. .. называют /С-слой, -слой, Af- лoй и т. д. Как видно из рис. 12, после 25- и 2р-орбиталей начинается заполнение 35- и Зр-орбиталей. Следовательно, начиная с натрия (2=11) и до аргона (7=18) добавляется восемь электронов совершенно аналогично заполнению второго электронного слоя [c.47]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология