Связь Льюиса

Исследование природы химической связи и строения молекул развивалось параллельно с изучением строения атома. К началу двадцатых годов были разработаны основы электронной теории химической связи (Льюис, Коссель, Борн). Квантово-механическая теория ковалентной связи развита Гейтлером и Лондоном (1927). Тогда же получили развитие учение о полярной структуре молекул и теория межмолекулярного взаимодействия. [c.19]

Ранее мы не пытались записать льюисову структуру для молекулы. Согласно теории ковалентной связи Льюиса, такая молекула не может существовать. Теперь по аналогии с Nj можно представить молекулу С2 льюисовой структурой [c.528]

Тройную связь Льюис трактует в общем так же, как и в статье 1916 года, однако он замечает, что вывод из теории напряжения Байера о высокой ненасыщенности тройной связи не подтверждается опытом, так как она оказывается менее ненасыщенной, чем двойная связь. Льюис обращает внимание на то, что при разрыве ацетиленовой связи с превращением ее в простую все электроны остаются спаренными, хотя углеродные атомы и не обладают больше полными октетами. При аналогичном симметричном разрыве двойной связи электроны не будут спарены, что менее выгодно. Свойства ацетилена лучше всего можно объяснить, приняв промежуточную форму или таутомерное равновесие между рядом конфигураций, таких как [c.99]

Связь С2-С3 В бутадиене короче обычной простой, но длиннее теоретически предполагаемой исходя из типа гибридизации (см табл 1-6) Классическая теория химической связи Льюиса не может дать объяснения этому факту [c.93]

Первые попытки подведения физического обоснования под постулаты координационной теории были предприняты Сиджвиком, который применил теорию химической связи Льюиса к комплексным соединениям. Согласно этой теории химическая связь образуется за счет обобществления Пары электронов, причем каждый из двух атомов поставляет в эту пару по одному электрону. Движущая сила образования химической связи — тенденция к созданию электронной конфигурации благородного газа, которая отличается высокой устойчивостью. Так,- образование молекулы аммиака [c.70]

Специального обсуждения заслуживает еще одно положение, относящееся к поляризуемости С—И и С—С связей. Льюис, Лукас и вся английская химическая школа согласны в том отношении, что метильная группа менее электроотрицательна, чем атом водорода. Однако в начале этого раздела уже было указано, что связи С—С и С—Н в углеводородах имеют, повидимому, одинаковые моменты. В духе английской школы это можно истолковать лишь в том смысле, что 1а эффект для связи С—С больше, чем для связи С—Н. Но такое [c.97]

Определение по Льюису. В рамках своей теории химической связи Льюис предложил (1923) трактовать кислотно-основные [c.197]

Теория ковалентной связи Льюиса удачно объясняла образование общих электронных пар у атомов элементов, близких по химическим свойствам. [c.61]

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 1893 г. 26-летний швейцарский химик Альфред Вернер выдвинул теорию, которая успешно объяснила изложенные выше факты и легла в основу теории комплексных соединений металлов. Одно из важнейших утверждений Вернера состояло в том, что металлы кроме главной (первичной) валентности обладают еще и побочной (вторичной) валентностью. В современной химии этим понятиям соответствуют степень окисления м еталла и его координационное число. Хотя Вернер не обосновал свое утверждение теоретически (теория ковалентной связи Льюиса появилась лишь 23 года спустя), он объяснил, исходя из вьщвинутого им утверждения, многие экспериментальные факты. Вернер постулировал, что кобальт(П1) имеет главную валентность 3 и побочную валентность 6. Поэтому он записал формулу o lj-SNHj как [Со(ННз)5С1]С12. Лиганды, помещенные в квадратных скобках, насыщали побочную валентность кобальта, [c.385]

Знаете, что произойдет, если к примеру, встретятся два атома Хлора Один мечтает получить электрон, другой исподтишка приглядывается к внешней электронной оболочке соседа. Ведь оба они имеют по семь электронов во внешнем слое. Как же атомам Хлора перехитрить друг друга В сущности, зачем хитрить Гораздо разумнее коллективизироваться. Они отдадут по одному электрону, создадут общую электронную пару и таким образом оба атома Хлора будут довольны — у каждого будет по восемь электронов во внешнем слое. И уж раз они заключили соглашение, то не будут делать даже попыток обмануть друг друга. Оба электрона будут действительно в общем пользовании . Вот еще один пример соломонова решения. Образованную таким путем связь Льюис назвал неполярной. [c.188]

Связь между атомами в молекулах этих веществ объясняет теория ковалентной связи Льюиса — Лэнгмюра. [c.98]

Теория ковалентных связей Льюиса распространяла тот же механизм и на взаимодействие разнородных атомов, например [c.260]

Мы уже неоднократно отмечали, что для элементов группы 8А характерна химическая инертность. До сих пор мы обсуждали главным образом физические свойства этих элементов, как, например, при изучении межмолекулярных сил в разд. 11.5, ч. 1. Согласно теории химической связи Льюиса, высокая инертность благородных газов обусловлена наличием в валентной оболочке их атомов полного октета электронов. Устойчивость такой валентной э [ектронной оболочки проявляется в высоких энергиях ионизации элементов группы 8А (см. разд. 6.5, ч. 1). [c.286]

Из доквантовых представлений следует остановиться на теории образования, химической связи Льюиса, В 1916 г. он развил представления, в которых химическая связь рассматривалась как результат образования общей электронной пары между двумя атомами. В общую электронную пару каладый атом вносит по одному электрону. Этот тип связи получил название ковалентной. Ниже показаны схемы образования химических связей в молекулах Нг, Рг, КНз и СН4. Электроны, принадлежащие различным атомам, обозначены различными символами [c.91]

Теория валентных связей. Ионная связь — не сдин-сга(.м1ный тип химической связи. В молеку.те С1а мы встречаемся с новым типом связи, Льюис предположил, что в такой связи каждый из двух атомов хлора делится одним нз своих внешних электронов - такие электроны называются валентными — с другим атомом хлора. [c.83]

В рамках теории валентных связей волновые функции реагентов и продуктов и 1 ) являются локализованными двухцентровыми одноэлектронными орбиталями связей. В наших целях можно использовать даже октетную теорию химической связи Льюиса при условии, что ее структурные формулы адекватно описывают рассматриваемую систему (следует, однако, проводить различие между а- и я-компснентами двойных связей). Из орбиталей связей, преобразующихся друг в друга операциями симметрии, необходимо сконструировать линейные комбинации, отвечающие неприводимым представлениям точечной группы симметрии системы. Соответствующие неприводимые представления полностью эквивалентны представлениям, по которым преобразуются занятые молекулярные орбитали, полученные при молекулярно-орбитальном описании системы. После того как построены такие симметризованные функции, правила отбора для реакций, найденные с их помощью, оказываются совершенно аналогичным описанным выше. Во многих случаях формализм метода валентных связей имеет определенные преимущества по сравнению с методом молекулярных орбиталей, поскольку получить из орбиталей связей правильно симметризованные комбинации часто легче, чем установить симметрию занятых молекулярных орбиталей. [c.389]

Однако может случиться, что одно и то же соединение представляет собой, одновременно более сильную кислоту и более сильное основание, чем другое. Это возможно, если в первом соединении электроны, хотя бы в части молекулы, более подвижны и поэтому относительно малая сила может произвести их относительно большое смещение и облегчить диссоциацию. Подвижность электронов, по Льюису, связана с ненасыщенностью. К подобного рода соединениям относятся соединения, содержащие такие отрицательные радикалы , как С1, ОН, КН,, СК, а также J и (СеН5)зС (последние два потому, что в и гексафенилэтане легко разрываются связи), но, конечно, в первую очередь это относится к соединениям с кратными связями. Льюис и здесь повторяет Когда мы говорим, что всякая двойная связь повышает подвижность электронной структуры, мы подразумеваем не просто подвижность электронов, образующих двойную связь, а скорее то, что все электроны в ее соседстве удерживаются менее жестко [там же, стр. 143]. В принципе система стремится к снижению ненасыщенности до минимума, а это достигается не тогда, когда ненасыщенность концентрируется в какой-либо точке, а наоборот, когда она распространяется от места ее возникновения, иногда на всю молекулу, как например в (С Н5)зСОН, вследствие чего трифенилкар-бинол является более с Льным основанием, чем мет[1Ловый спирт. И это [юложенке Льюиса было развито другими теоретиками (см. стр. 124). [c.100]

Во второй половине 20-х годов Прево и Киррман разрабатывали теорию органических реакци11, которую можно считать последним отзвуком электростатических представлений в органической химии. Правда, эти авторы, говоря о строенш органических соединений, принимали теоршо ковалентной связи Льюиса и Лангмюра, но при истолковании механизма органических реакций исходили из гипотезы об ионном строении промежуточных продуктов, в чем отчасти пр]]мыкали к Лаури. [c.135]

Координационная связь. Ковалентная химическая связь, образуемая за счет электронной пары только одной из реагирующих частиц, т. е. в обобществлении неподеленного электронного дублета одного из атомов, носит название координационной, или донорно-акцепторной связи (Льюис и Саджвик). [c.9]

Ковалентную связь Льюиса — Ленгмюра часто называют го-меополярной связью, а связь, которая образуется благодаря притяжению противоположных зарядов, возникающих при полном переносе электронов с образованием ионов (например, Ма+, Мд +, С1 ), называется, согласно современной терминологии, электровалентной, или ионной, или гетерополярной связью. Связи, образованные по механизму Перкинса, первоначально назывались координационными связями, но используются также термины донорная или дативная связь. Возникновение формальных зарядов на связанных по Перкинсу атомах подчеркивается термином семиполярная связь, который подразумевает, что связь имеет некоторые свойства полярной (т. е. ионной) связи. Термин, введенный Палмером (1944 г.), ко-ионная связь — также указывает, что связь имеет свойства как ковалентной, так и ионной связи. [c.14]

Льюис сделал принципиально важный шаг вперед, указав на обобществление электронов как на второй способ образования устойчивых электронных группировок. Таким образом, Льюис ввел в химию электронную интерпретацию структурной связи. Льюис предполон ил, что химическая связь осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей одновременно двум атомам и дополняющей электронную оболочку каждого из них. Благодаря обобществлению электроны используются более экономно, так что свободные атомы с педостаточнылг количеством электронов могут заполнить свои оболочки, образуя связь. Связь насыщает единицы сродства обоих атомов (каждой единице сродства соответствует один электрон). Таким образом, связь осуществляется двумя электронами, которые образуют стабильную группировку. Льюис считал такую электронную пару, или дублет, наиболее важной электронной группировкой и полагал, что октеты валентных электронов состоят из четырех дублетов независимо от того, все ли электроны обобществлены или нет. Эта идея также оказалась правильной, хотя она постулирована за десять лет до открытия спина электрона и принципа Паулп. [c.13]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология