Инертные газы, электронные пары и химическая связь

ИНЕРТНЫЕ ГАЗЫ. ЭЛЕКТРОННЫЕ ПАРЫ И ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ [c.135]

Все элементы, содержащие на 1—4 электрона меньше, чем инертные газы, могут образовывать ковалентные связи, и именно такие связи являются наиболее характерным типом химического взаимодействия. Для большинства этих элементов — неметаллов — возможно также образование простых анионов с конфигурацией инертных газов, но большинство таких анионов может существовать только в твердом состоянии (за исключением анионов галогенов). Некоторые более тяжелые элементы в этой части таблицы являются в действительности металлами вследствие возможности потери п — 2 (где п — номер группы) электронов с образованием катионов с инертной парой. Такие элементы включены в класс 3, потому что они дают также и ковалентные связи за счет использования всех внешних электронов, но благодаря их металлическому характеру они могут быть помещены в класс 6. Отдача электронов затрудняется с увеличением номера группы, поэтому разделительная линия между металлами и неметаллами проходит вдоль диагонали таблицы. [c.62]

Рассмотрим, например, образование молекулы водорода Нг, где рассуждения об электрическом притяжении, казалось бы, явно неприменимы. Образование устойчивой электронной конфигурации в данном случае происходит путем обобществления электронов. Такое объяснение образования химической связн за счет взаимодействия электронов впервые было предложено американским физико-химиком Дж. Льюисом. Согласно Льюису, каждый, из двух атомов, вступающих в химическую связь, предоставляет в общее владение по одному электрону так, что пара электронов принадлежит одновременно двум атомам. При этом атомы стремятся достроить свои электронные оболочки до конфигурации инертного газа. [c.77]

Такими же рассуждениями можно убедиться, что взаимодействие любой пары спаренных электронов атома с электронами другого атома всегда приводит к отталкиванию. В связи с этим атомы инертных газов, находясь в своих нормальных состояниях, не обнаруживают химической активности. [c.631]

Установление факта, что все атомы состоят из положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов, послужило толчком к появлению первых электронных представлений о природе химической связи, и представления исходят из двух основных посылок 1) ковалентная связь образуется путем обобществления двумя атомами пары электронов и 2) определенное количество электронов образует особо устойчивую замкнутую валентную оболочку, характерную для инертных газов (дублет для элементов первого периода и октет для остальных периодов). Для ионных связей была сохранена более ранняя электростатическая теория и лишь введен дополнительно учет степени заполненности электронных оболочек ионов. [c.27]

Ионная (электровалентная или гетерополярная) связь возникает в том случае, если реагирующие атомы обладают резко противоположным химическим характером. Эти соединения в растворах диссоциированы на ионы. Для них характерна ионная структура кристаллической решетки. Такие соединения имеют высокую температуру плавления и сохраняют ионизированное состояние даже в расплавах. Внутримолекулярные силы в ионных соединениях представляют собой силы электростатического притяжения и отталкивания. Ионная связь сопровождается полным переходом электронной пары к одному из атомов в молекуле. При этом образуется вокруг каждого иона замкнутая электронная оболочка, аналогичная соответствующему инертному газу, т. е. наиболее устойчивая электронная конфигурация. [c.102]

Каждая пара электронов, используемая совместно, образует ковалентную связь, и в общем случае каждый атом может образовать столько связей, сколько он имеет наполовину заполненных орбиталей. Именно таким путем элементы углерод, кислород и фтор образуют заполненную валентную оболочку из 8 электронов, которая имеется у инертных газов неона и аргона (эти атомы не имеют наполовину заполненных орбиталей и не образуют химических соединений) Таким образом, атом, содержащий п электронов в валентной [c.13]

В период 1916—1920 гг. появились октетные теории химической связи, развитые Косселем и Лэнгмюром. Коссель полагал, что реакционная способность элементов сводится к тому, что их атомы стремятся принять электронную конфигурацию инертных газов. Образование таких конфигураций может происходить в результате перехода электронов от атомов одних элементов к другим. При этом образуются разноименно заряженные ионы, удерживаемые в молекуле силами электростатического притяжения. В результате такого процесса образуются гетерополярные молекулы. Эта теория давала возможность объяснить ряд реакций, а также свойства некоторых соединений. Но она была беспомощна объяснить образование неполярных соединений и их свойства. Этот пробел в теории Косселя был восполнен Лэнгмюром, который предположил, что восьмиэлектронная конфигурация атомов может достигаться не только за счет перехода электронов от атомов одних элементов к другим, но и благодаря образованию общих электронных пар, принадлежащих одновременно двум атомам. В дальнейшем эта теория была развита Льюисом, который показал, что общие электронные пары могут образовываться не только вследствие подчинения правилу октетов . Например, в хлориде бора атом бора окружен не восьмью, а только шестью электронами, фосфор в РР5— десятью электронами, а сера в 5Рб — двенадцатью электронами. [c.76]

Так как в структуре их атомов недостает лишь одного электрона для завершения оболочки инертного газа, то эти элементы образуют отрицательно заряженный ион X и простые ковалентные связи —X. По химическим свойствам эти элементы типичные неметаллы, и свойства самих элементов и их соединений довольно закономерно изменяются с уменьшением электроотрицательности. Значительно большие различия имеются в свойствах фтора и хлора, чем других пар элементов некоторые из них уже были рассмотрены в главе, посвященной фтору (см. стр. 220). Хотя нет обстоятельных химических данных о существовании положительно заряженных ионов, все же есть вполне [c.419]

Разъединение электронной пары происходит с затратой энергии. Если затрачиваемая при этом энергия не компенсируется в результате образования новых электронных пар, то атомы данного элемента не вступают в химическое взаимодействие с атомами другого элемента. Это встречается у некоторых инертных газов, в атомах которых все электроны спаренные. Разъединение электронных пар ограничено числом ячеек для электронного слоя. Так, для электронного слоя (в данном случае и для электронной оболочки) гелия возможна одна ячейка, где и размещаются два электрона атома этого элемента. Возможно допустить разъединение этой пары путем переноса электрона во второй слой, но расчет показывает, что при этом потребуется затратить такое количество энергии (около 400 ккал/г-атом), которое не компенсируется при химических реакциях. Атомы лития, как и атомы других щелочных металлов, имеют по одному электрону во внешнем слое, поэтому литий и все другие щелочные металлы одновалентны. Азот, если исходить из ячеистой структуры его оболочки, может проявлять валентность от 1 до 3 за счет неспаренных электронов. Всего же атом азота может давать на образование ковалентных связей максимально четыре электрона, так как в его внешнем электронном слое имеется всего четыре ячейки. Но азот бывает и пятивалентен, причем одна связь у него ионная. Следовательно, в соединениях, в которых азот пятивалентен, валентность этого элемента имеет смешанный характер. Кислород двухвалентен и фтор одновалентен. Углерод двухвалентен за счет двух неспаренных электронов. Но у атома углерода одна ячейка свобод- [c.73]

Льюис рассматривал строение атома, используя понятия положительно заряженного остова (т. е. ядра плюс внутренние электроны) и внещней оболочки, которая можёт содержать до восьми электронов. Он предположил, что эти внешние электроны располагаются в вершинах куба, окружающего остов. Таким образом, единственный электрон внешней оболочки натрия должен был занять одну вершину куба, тогда как электроны внешней оболочки инертного газа заняли бы все восемь вершин. Этот октет электронов представляет собой особенно стабильную электронную- конфигурацию, и Льюис предположил, что когда атомы соединены химической связью, их внешние оболочки представляют собой стабильный октет электронов. Такие атомы, как натрий и хлор, могут образовывать внешний октет благодаря переносу электрона от натрия к хлору, превращаясь в ионы N3+ и С1 соответственно. По существу это тот же самый механизм Косселя, но Льюис предложил также другой механизм, чтобы объяснить образование неполярных молекул. По этому механизму не предполагалось переноса электронов от одного атома к другому (т.е. не было образования ионов), а считалось, что связи возникают благодаря участию пар электронов, причем каждый атом выделяет для пары один электрон. [c.12]

И ваш случай, — снова обернулся учитель к Водороду и Хлору, — давно известен людям. Почти одновременно с Косселем американский ученый Джильберт Льюис создал еще одну теорию, объясняющую химические связи. Его представления были разнообразнее. Он принимал во внимание, что не каждый атом согласен добровольно отдавать свои электроны, как, например. Литий, и участвовать в образовании ионных связей. Льюис не так категоричен и бескомпромиссен в своих представлениях о химических связях. Он считает, что в основе всех ваших интересов лежит стремление атомов приобрести завершенную электронную конфигурацию инертных газов. И осуществление ваших стремлений может происходить мирным путем. Один партнер отдает один электрон, другой, следуя его примеру, добавляет еще один электрон. Так образуется общая электронная пара, которая двигается вокруг двух ядер. Если оба взаимодействующих атома принадлежат к сходным по свойствам элементам, если эти элементы близки по своей электроотрицательности, тогда атомы по-честному распределяют между собой электронную пару. Она будет равномерно задерживаться и у того, и у другого атома, участвующего во взаимодействии. [c.188]

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]

Реакции окисления, в которых атмосферный кислород реагирует с горючими газами и парами, настолько хорошо известны и часто протекают так быстро, что, естественно, возникает тенденция рассматривать молекулу кислорода как весьма реакционноспособную. В действительности она химически весьма инертна по отношению к другим молекулам, а быстрота процессов горения обусловлена реакцией кислорода со свободными радикалами в стадии роста цепных реакций [1]. Цепные реакции протекают также и при медленном окислении насыщенных, ненасыщенных углеводородов, их производных и некоторых неорганических веществ как в растворах, так и в чистых жидкостях. Цепной характер этих автоокисли-тельных реакций был впервые установлен Бэкстрёмом путем сравнения фотохимического и термического окисления альдегидов и сульфита натрия (см. стр. 359). Подобно всем цепным реакциям, скорости этих реакций можно увеличить, добавляя катализаторы, дающие соответствующие свободные радикалы при термическом или фотохимическом разложении или за счет реакции переноса электрона их скорости можно уменьшить введением ингибиторов, которые заменяют активные радикалы неактивными или молекулами. Некатализируемые реакции автоокисления обычно идут медленно, потому что медленной является начальная стадия взаимодействия между реагентами, приводящая к образованию свободных радикалов. Однако при некоторых обстоятельствах реакции автоокисления обнаруживают самоускорение или автокатализ, обусловленный бирадикальными свойствами молекулы или атома кислорода. Поэтому представляет интерес рассмотреть некоторые общие особенности реакций автоокисления в связи с реакционно-способностью молекулы кислорода. [c.444]

I группы или щелочных металлов Li, Na, К, Rb, s, (Fr), атом которых обладает единственным электроном на s-орбитали уровня, следующего за восьмиэлектронным уровнем атома инертного газа (в отличие от Си, Ag, Au). Химия этих элементов является наиболее простой по сравнению с химией элементов любой другой группы. Здесь также сходство между первым членом группы и родственными элементами значительно больше, хотя исключительно небольшие размеры атома и иона лития приводят к некоторым заметным отличиям в химических свойствах, которые будут подробнее рассмотрены в дальнейшем. Низкий потенциал ионизации (5,39 эе) обусловливает легкое образование иона Li , который существует как таковой в кристаллических солях, например Li l. В растворах ион сильно сольватирован, и в водном растворе его можно представить в виде Li (aq). Литий образует ковалентные связи Li — X. Вблизи точки кипения пар металла лития преимущественно одноатомен, но содержит около 1"/о двухатомных молекул Lig. Такие молекулы были обнаружены по характерному полосатому спектру. Несмотря на то что в первом приближении можно считать, что связь Li — Li обусловлена s—s-нерекрыванием, более подробное изучение свидетельствует о том, что имеется некоторая s—р-гибридизация, Б результате которой связь приобретает на 14 /о р-характер. Энергия связи Li —Li (27 ккал моль) довольно низка, а межатомное расстояние Li — Li равно 2,67 А. Существуют соединения лития, подобные gHgLi и gH-Li, которые проявляют свойства типичных ковалентных соединений, будучи довольно летучими и растворимыми в неполярных растворителях. В настоящее время не только не известны другие степени окисления лития, отличные от -fL но их нельзя ожидать вследствие того, что Li" обладает конфигурацией [c.57]

Как видно уже из этих формул, атомы электроотрилательных элементов и в этом случае предполагаются окруженными, подобно агомам инертных газов, кольцом из восьми электронов , называемым октетом, откуда и произошло название самой теории. Но, как уже сказано, самым характерным положением этой теории является предположение, что химическая связь (простая) осуществляется парой электронов. В соответствии с этим было предложено изображать простую связь не валентной черточкой, а двумя точками. [c.52]

Хлориды и окислы. Такую же зависимость реакционной способности от строения мы можем обнаружить при рассмотрении хлоридов и окислов. Мы снова находим, что химическую связь можно объяснить отдачей электронов или образованием обобщенной пары электронов, в результате чего приобретается устойчивая конфигурация инертного газа. Единственной аномалией является способность серы к образованию соединения 52С12. Однако аномалия эта чисто внешняя, так как структура этого соединения показывает, что валентность серы в нем равна [c.154]

Одна нз наиболее ранних удачных попыток объяснить образование химической связи за счет взаимодействия электронов принадлежит американскому физико-химику Дж. Н. Льюису. Согласно Льюису, каждый из двух атомов, вступающих в химическую связь, предоставляет в общее владение по одному электрону, так что пара электронов принадлежит одновременно двум атомам. При этом атомы стремятся достроить свои электронные оболочки по конфигурации следующего инертного газа. Таким образом, атомы в молекуле водорода, по теории Льюиса, удерживаются вместе парой электронов (рис. 13). При этом пара электронов принадлежит обоим атомам водорода, и каждый из них приоб- [c.50]

Модель плотнейшей упаковки, осуществляющейся в кристаллах инертных газов, позволяет узнать много интересного. Мы объясняли существование химической связи при наличии свободных мест только на внешних орбиталях стремлением ядер расположиться как можно ближе к электронам других атомов. При этом свободные внешние орбитали не влияют на пространственное расположение своих соседей. Это противоречит особенностям ковалентной связи, описанной в гл. 6. Наполовину заполненные валентные орбитали образуют связи под углами, которые определяются либо направленностью таких орбиталей, либо отталкиванием электронных пар. Положение в случае инертных газов напоминает тесно упакованные структуры, которые можно встретить среди соединений бора, В5Н9 и В10Н14, с избытком орбиталей и недостатком электронов (см. разд. 7.5, б). При наличии большого количества свободных неэффективно заполненных орбиталей осуществляется плотнейшая упаковка атомов. [c.253]

Предполагается, что в случае любого соединения можно определить предельные конфигурации (ковалентную и ионную) и распределение электронов в подобных формулах. Случай чистой ионной связи никаких трудностей не представляет, так как распределение определено правилом октета и необходимость приведения электронной формулы атома Цинтля к формуле следующего за ним в периодической таблице инертного газа дает формулы такие, как Ga +As , ZnHS -, Pb +S , Na l и т. д. Случай ковалентной связи менее прост. Мы видели (см. гл. II, 3), что для внедрения в систему ковалентных связей атом примеси должен был полностью принять электронную формулу своего хозяина. Именно так Шокли 37] и затем Риз [29] описали атом мыщьяка AS+, внедренный в систему связей гибридными орбитами sp3 кристалла германия или кремния. Полинг [11], с другой стороны, рассматривал возможность обозначать химическими символами формальные заряды, соответствующие полученному размещению, поделив электроны общих пар поровну между связанными атомами, и 0 бозначал таким образом окись триметил-амина РзК+0 . [c.50]

Можно нредполол ить, что химическая связь и в этом случае возникает как следствие имеющейся тенденции у -каждого атома дополнить свою электронную структуру до стабильной структуры инертного газа. Так как электроотрицательность тождественных атомов одинакова, то единственная возможность удовлетворения этой общей тенденции заключается в образовании электронами обоих атомов электронной пары, причем в этом случае электрические заряды располагаются совершенно симметрично относительно обоих атомов. [c.96]

Образование химической связи обычно мыслится как следствие процесса спаривания двух (или больше) принадлежащих различным атомам электронов внешней валентной оболочки. Существует, однако, целый класс соединений, к которым такие представления неприменимы. К ним относятся в первую очередь комплексные соединения ионов элементов переходных периодов, а также полученные в самое недавнее время соединения инертных газов. Ни упомянутые ионы, ни атомы благородных газов не имеют электронов на валентной оболочке, и тем не менее в ряде случаев их соединения не уступают в устойчивости соединениям, в которых связь осуществляется обычным путем. Поэтому главный вопрос теории комплексных соединений и состоит в описании координационных связей с точки зрения электронной теории. Оказывается, что в случае близкого соседства атомов или молекул среды, имеющем место в жидкой и твердой фазе, может происходить возмущение невыгодных для заполнения в обычных условиях электронных уровней. При этом энергетически выгодным становится образование смешанных орбиталей, когда неноделенпые электроны окружающих молекул часть времени проводят на такой упомянутой возмущенной орбитали центрального атома или иона. Более просто можно охарактеризовать подобное состояние, сказав, что для образования химической связи в этом случае одна молекула предоставляет орбиту, а другая — пару электронов. Такие связи получили название координационных, так как вероятность их возникновения тесно связана с совершенно определенным пространственным расположением образующих их атомов, ионов или молекул. [c.96]

В некоторых молекулах химическая связь имеет особый ха-рактер. Это — координационная с 1в я з ь, которую можно объяснить стремлением атома- комллексообразователя заполнить свои электронные оболочки так, чтобы они соответст-во1вали структуре инертного газа. При этом заполнение электронных оболочек центрального атома не имеет характера ионной связи (перескок электронов) и не похоже на ковалентную связь (образование пары общих электронов, взятых по одному от каждого партнера). Здесь присоединяющаяся частица — донор — отдает в совместное владение центральному атому сразу пару электронов. При этом центральный атом — акцептор — приобретает избыток отрицательного электрического заряда, а заряд донора становится более положительным 113, 23]. У нас пока нет достаточных данных, чтобы рассчитать, какую долю заряда донор (например, окись углерода) передает центральному атому. Эта доля несомненно не остается постоянной для каждого нового комплексообразователя. Поэтому следует считать правильным предложение Б. Ф. Ормонта [24, 25] считать центральный атом в карбонилах псевдонульвалентным (фактически атом не является нейтральным, но величина его заряда точно неизвестна). [c.8]

В настоящее время теория ионных соединений разработана очень грубо. В развитии этой теории весьма большую роль сыграло изучение химических свойств благородных газов, открытие их инертного характера, невозможности получения их солей и окислов. Теперь известно, что ионы элементов главных рядов периодической системы имеют такое же строение электронной оболочки, как и атомы благородных газов. Теория молекулярных соединений, напротив, еще далеко не разработана. Известны сотни соединений, которые принято называть молекулярными, так как объяснить их образование за счет ионной или атомной связи не представляется возможным. Считают, что эти соединения обусловлены ван-дер-ваальсовыми силами сцепления, которые складываются из сил взаимодействия постоянных диполей, или постоянного и индуцированного диполя и квантово-механических сил взаимодействия, так называемого дисперсионного эффекта. Однако теория во многих случаях еще бессильна предсказать новые соединения, координационное число образующихся комплексов, свойства известных соединений. С одной стороны, сама теория ван-дер-ваальсовых сил в том виде, в котором ее развил Лондон, может быть приложима только в самых простейших случаях с другой стороны, экспериментальный материал, относящийся к химии молекулярных соединений, очень разрознен, не систематизирован, а нередко и просто случаен. Почему одна пара веществ дает молекулярное соединение, а другая пара не дает Почему двуокись серы дает с метиловым спиртом соединение ЗОз СН.,ОН, а сероводород с метиловым спиртом не дает соединений Почему метан и этан дают соединения с водой — шестиводные гидраты, а для метилового и этилового спиртов они не известны На эти, как и на многие другие вопросы мы пока еще не имеем ответа химия молекулярных соединений находится в стадии созидания. [c.116]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология