Льюиса правило октета

Кроме металлической связи, выделяют два основных типа химической связи ионная связь гетерополярная связь) и атомная связь (гомеополярная, или ковалентная, связь). В обоих случаях партнеры связи достигают стабильного октета электронов (правило октета Льюиса, 1916) ). Названные типы связей представляют собой идеальные случаи, между которыми возможны самые различные промежуточные формы связей, например [c.118]

Правило октетов и формулы Льюиса [c.46]

Электронное строение алкенов иллюстрируется ниже на примере этилена. В терминах правила октетов электронное строение этилена представляется следующей формулой Льюиса [c.245]

В. Коссель и Г. Льюис, основываясь на том, что внешняя электронная оболочка благородных газов, за исключением гелия, состоит из восьми электронов, обосновали химическую стабильность благородных газов именно такой электронной конфигурацией их внешнего электронного слоя. Они предположили, что атомы других элементов стремятся приобрести восьмиэлектронную конфигурацию внешнего электронного слоя, теряя или принимая электроны при образовании соединений в процессе химической реакции правило октета). Атомы немногих легких элементов способны образовывать соединения, приобретая конфигурацию атома гелия с двумя электронами во внешнем слое. [c.29]

Электронное строение алканов в терминах правила октетов Льюиса и концепции гибридизации атомных орбиталей иллюстрируется на примере метана. [c.144]

Хотя лангмюровским термином октет Льюис и сам пользуется, он полагает, что Лангмюр переоценил и абсолютизировал правило октета. Я думаю, — писал Льюис, — что энтузиазм Лангмюра, связанный с этой идеей, ввел его в заблуждение и что, называя новую теорию октетной теорией , он чересчур выпячивает то, что в конце концов представляет собой лишь одну черту новой теории валентности. Правило восьми, несмотря на его большую важность, менее фундаментально, чем правило двух [там же, стр. 79] [c.96]

Американский химик Г. Льюис (1916) решал эту задачу, тоже опираясь на правило октета. 0 допустил, что образование последнего происходит путем обобщения на наружной оболочке одной или нескольких пар (дублетов) [c.147]

Даже к моменту создания Льюисом в 1916 г. теории ковалентной связи было очевидно, что существуют многочисленные соединения, не подчиняющиеся правилу октетов, которое сильно подчеркивалось Косселем и Лангмюром. Однако элементарные учебники распространили его настолько широко, что правило октетов признается всеми, кто не знаком с новейшей литературой данной области. [c.30]

Для элементов, имеющих две незаполненные оболочки (главные уровни), т. е. для больщинства переходных металлов [5], валентные связи с другими атомами часто захватывают обе оболочки. Первоначальные условия Льюиса не давали возможности изобразить такие атомы, но если отказаться от правила октетов и принять только что предложенное условие, способ становится очевидным. Следует изображать все точки, описывающие электроны в обеих оболочках, независимо от того, сколько их может понадобиться. Не следует делать различия между двумя уровнями энергии, так как они очень близко примыкают друг к другу, ближе, чем это изображено на рис. 1. Вертикальные линии с правой стороны, соединяющие подуровни As с 3d, 5s с 4d и 6s и 4/ с 5с1, обозначают отсутствие практического различия. Действительно эти уровни могут меняться местами в различных атомах. [c.36]

Доминирующая концепция ранних теорий валентности, развитых Льюисом и другими, заключается в том, что при образовании химической связи атомы обмениваются электронами или перераспределяют их с образованием электронных конфигураций, обладающих наибольшей стабильностью или инертностью по отношению к дальнейшим химическим превращениям. Поскольку внешние оболочки атомов всех благородных газов содержат по восемь электронов, наиболее важным критерием стабильности стало правило октетов, предложенное независимо Косселем и Льюисом в 1916 г. Впоследствии Льюис ввел свою концепцию двухэлектронной связи и перенес акцент с правила октетов на правило двух электронов. [c.125]

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]

Автор полагает также, что правило октетов Льюиса, несмотря на то, что из него имеется много исключений, имеет определенное значение при решении вопроса об устойчивости соединений. [c.163]

Прошло еще почти 30 лет, пока в 1919 г. Хайн [33] не открыл соединения, известные в настоящее время как ареновые л-комплексы хрома. Существование этих соединений не могло быть объяснено на основе имевшихся тогда теорий химической связи (правило октета Льюиса тогда только начинало развиваться). Примерно через 35 лет Онзагер [34] предложил структуры этих соединений, но к ним относились скептически, пока [c.18]

До развития квантовомеханических представлений (до 30-х гг. XX в.) в теории связи господствовал метод локализованных электронных пар. классифицирующий связи как ионные, ковалентные и координационные (семиполярные) (В. Коссель, Г. Льюис). Согласно теории Льюиса, элементы образуют связи до заполнения внешней оболочки и образования устойчивого октета электронов. Это правило соблюдается, однако, лишь для элементов периодической системы от бора до фтора. Кремний, фосфор и сера могут иметь на внешней оболочке до 12 электронов (5Р , РС , [c.24]

Последовательное проведение принципов поляризационной теории неизбежно ведет к отрицанию теории Косселя и признанию теории Льюиса. Например, пусть к легко деформирующемуся иону А приближаются четыре диполя (рис. 32). Приближение дипольных молекул X к иону А способствует, как это показано на рисунке, искривлению круговых орбит электронов и образованию устойчивого октета электронов. Такое удаление электронов от атома должно привести к стабилизации высших валентных состояний центрального атома. На самом же деле это последнее правило оправдывается далеко не всегда и известно немало случаев, когда наблюдается увеличение устойчивости низших состояний окисления. [c.243]

Простота модели ОЭПВО является одним из ее важных достоинств. Модель служит иллюстрацией непрерывного развития качественных представлений о природе химической связи и ее корреляции со строением молекул. Непосредственными предвестниками этой модели следует считать правило октета Абегга [111] и теорию Льюиса [112] о связывающих злектронных парах. [c.168]

Строение органических соединений. Для орг. соед. характерны неполярные ковалентные связи С—С и полярные ковалентные связи С—О, С—N, С—Hal, С—металл и т.д. Образование ковалентных связей было объяснено на основании развитых Г. Льюнсом и В. Косселем (1916) предположений о важной роли электронных образований-октетов и дублетов. Молекула устойчива, если валентная оболочка таких элементов, как С, N, О, Hal, содержит 8 электронов (правило октета), а валентная оболочка водорода-2 электрона. Хим. связь образуется обобществленной парой электронов разл. атомов (простая связь). Двойные и тройные связи образуются соотв. двумя и тремя такими парами. Электроотрицат. атомы (F, О, N) используют для связи с углеродом не все свои валентные электроны неиспользо-ванвые электроны образуют неподеленные (свободные) электронные пары. Полярность и поляризуемость ковалентных связей в орг. соед. в электронной теории Льюиса-Косселя объясняется смещением электронных пар от менее электроотрицательного к более электроотрицат. атому, что находит выражение в индуктивном эффекте и мезомериом эффекте. [c.398]

Отметим, что Льюис преувеличил диапазон применимости правила октета и распространенности семиполярных связей. Правило октета строго соблюдается только для элементов периодической системы от бора до фтора (и неона) включительно. Кремний, фосфор и сера могут расширять свой октет до 12 электронов (дуодецет), что явствует из суш ествования таких ковалентно построенных соединений, как или анион 81 Г ". [c.23]

В 60-х годах Линнетт предложил очень интересную модификацию правила октета Льюиса. Он учитывает в своей модели взаимодействие между электронами, а октет подразделяет на два более или менее взаимопроникающих квартета. Таким образом удается лучше объяснить ряд явлений, свойства некоторых структур. К сожалению, построения Линнетта мало наглядны. Подробно мы их рассматривать не будем, отсылая читателя к приведенной в конце главы литературе. [c.11]

Соединения с двумя формально трехэлектроннымп связями могут быть изображены в виде соединений только с двухэлектронными связями по Льюису (с сохранением правила октета) следующим образом [c.9]

С развитием представлений об электронном строении атома стало ясным, что особая химическая инертность гелия, неона, аргона и их аналогов обусловлена повышенной устойчивостью полностью укомплектованных 5- и /3-оболочек. С учетом этого и были разработаны представления о ионной (Коссель, 1916) и ковалентной (Льюис, 1916) связи. Особая устойчивость электронного октета и стремление других атомов тем или иным способом приобрести электронную конфигурацию благородного газа на долгие годы стали краеугольным камнем теорий химической связи и кристаллохимического строения (правило Юм-Розери 8—Л, критерий Музера и Пирсона и др.). Нулевая группа стала своеобразной осью периодической системы, отражающей так называемое полновалентное правило (стабильность октетной конфигурации), подобно тому как УА-группа является осью, отражающей четырехэлектронное правило. [c.397]

Так как в образовании органических соединений принимают участие, кроме водорода, главным образом элементы второго периода, в этих соединениях все атомы, кромё водорода, имеют во внешней оболочке, как правило, четыре электронные пары. Такую группу из восьми электронов Льюис и Лэнгмюир предложили называть электронным октетом [31. При этом в электронный октет включаются все внешние электроны атома, в том числе и не участвующие в образовании химических связей. [c.62]

Крупнейшие открытия физики и химии конца XIX и начала XX в. в области строения материи оказали мощное влияние па развитие всех отраслей естествознания. В органической химии ото прежде всего прояв-лось в дальнейшем внедрении новых физических методов исследования (спектроскопия, реитгепографня, позже электронография, масс-спектро-скопия). Создание планетарной модели строения атома с некоторым запозданием отразилось и на теоретических представлениях химиков-органиков. Причиной более позднего проникновения в органическую химию электронных представлений является сложность объектов органической химии. Для органической химии большое значение имела гипотеза октет-ного строения электронных оболочек атомов в молекулах, выдвинутая Льюисом в 1913 г. [90—92]. В России пионером электронной теории органических соединений был А. М. Беркенгейм, который в 1917 г. выпустил специальную монографию Основы электронной химии органических соединений [93]. Крупной заслугой Беркенгейма является толкование многих эмпирических правил химического поведения и реакционной способности органических соединений с точки зрения электронных представлений начала XX столетия. [c.36]

Уже в 1911 г. Резерфорд предложил ядерную теорию атома. В 1916 г. были опубликованы знаменитые статьи Косселя [3] и Льюиса [4]. По представлениям этих авторов, электроны в атомах образуют концентрические оболочки первая из них содержит два электрона дублет), вторая и третья — по восьми. Количество электронов в более высоких оболочках не столь постоянно, однако последняя оболочка в атомах инертных газов всегда содержит восемь электронов [октет). Впоследствии бьисо доказано, что эти положения Косселя и Льюиса являются верными, хотя они были высказаны еще до открытия правил квантования. Предположения, выдвигаемые теорией Косселя о пространственном расположении электронов, отличаются от представлений Льюиса, но это различие несущественно. Общим для них, что весьма важно, является утверждение о наибольшей степени устойчивости и заполненности электронных оболочек в атомах инертных газов, а именно для гелия — двухэлектронная оболочка, для пеона — двух- и восьмиэлектронная оболочка и т. д. Для атомов других элементов, имеющих больше или меньше электронов, чем атом инертных газов, характерно стремление к отдаче или присоединению электронов с образованием электронной структуры инертного газа. Таким образом, можно было объяснить образование многих устойчивых ионов, например ионов калия, кальция, сульфид- и хло-рид-ионов и др. [c.13]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология