Восьмиэлектронные оболочки

У галогенов — элементов главной подгруппы УП группы - электронные конфигурации внешних оболочек одинаковые и выражаются формулой Это значит, что до восьмиэлектронной оболочки у галогенов не хватает по одному электрону. Поэтому при образовании соединения атомов щелочного металла и галогена перенос электрона схематически может быть показан так [c.72]

Электронные схемы строения органических соединений. Согласно теории Косселя (1916), излагаемой в курсах неорганической химии, атомы элементов, вступая в химическое соединение, отдают или получают валентные электроны. В результате этого они приобретают электрические заряды, т. е, становятся ионами, формируя вокруг себя устойчивые восьмиэлектронные оболочки. [c.61]

Льюис и Лангмюр принимают, что инертные газы (за исключением гелия, обладающего только двумя электронами) содержат на внешних оболочках по 8 электронов. Это предположение совпадает с представлениями о строении атомов, вытекающими из теории Бора. Коссель также придерживался этого положения, не придавая ему, однако, в своей теории основного значения, как это делает Льюис. В теории Льюиса положение о восьмиэлектронных оболочках является существенным. Проявление валентности он сводит к стремлению образовать как можно больше восьмиэлектронных групп (октетов по Лангмюру). Поэтому Лангмюр назвал эту теорию октетной теорией валентности. [c.154]

Необходимо обратить внимание на то, что вакантные орбитали на внешних оболочках благородных газов появляются начиная с аргона, но устойчивые соединения аргона пока не получены, соединения криптона весьма немногочисленны, в них криптон имеет в основном валентность два. Это объясняется тем, что внешние восьмиэлектронные оболочки благородных газов отличаются особой устойчивостью, на таких оболочках электроны связаны очень прочно и перевести атом в валентное состояние чрезвычайно трудно. У ксенона внешняя электрон-ная оболочка находится далеко от ядра и связь электронов на ней будет слабее, чем у расположенных выше атомов благородных газов, поэтому для ксенона получены соединения со всеми возможными валентностями. [c.77]

Согласно представлениям Косселя, образованию соединения предшествует окислительно-восстановительный процесс, заключающийся в переходе электрона от атома одного элемента к атому другого. Например, при образовании NaF единственный электрон внешней оболочки атома Na переходит на внешнюю оболочку фтора. При этом у Na+ обнажается предпоследняя восьмиэлектронная оболочка, а ион F дополняет внешнюю электронную оболочку до устойчивого октета. Таким образом процесс перехода электрона от атома одного элемента к другому сопровождается возникновением положительно заряженного иона Na+ и отрицательно заряженного иона F-. Вторичный процесс — сое- [c.232]

Атом азота при этом отдает свою электронную пару атому кислорода, который ее принимает в результате как вокруг атома кислорода, так и вокруг азота достигается полностью завершенная восьмиэлектронная оболочка, но поскольку атом азота отдал свою пару и поэтому владеет ею совместно с другим атомом, он приобрел заряд + , а атом кислорода — заряд — . [c.93]

Вероятность найти электрон внутри некоторой сферы имеет определенную величину, изменяющуюся с расстоянием от ядра атома. В тех местах, где эта вероятность максимальна, электрон проводит наибольшую часть времени при своем движении вокруг ядра. По мере удаления от ядра эта вероятность убывает и за пределами указанной сферы вероятность найти электрон близка к нулю. Движение электронов, которые не входят в двухэлектронные слои, имеет более сложный характер. Так, вероятность нахождения каждого из шести электронов, входящих в восьмиэлектронную оболочку так называемых р-электронов, описывается фигурой, [c.154]

В 1916 г. Льюис и Ленгмюр выдвинули так называемую октет-ную теорию химической связи, считая, что всякая перестройка атома объясняется его стремлением принять устойчивую восьмиэлектронную оболочку атома ближайшего инертного газа. Поэтому атомы одинаковых или разных элементов объединяют свои электроны так, чтобы каждый из них имел восьмиэлектронную оболочку, содержащую обобщенные электроны. Пример графического изображения молекул простых веществ дан на рис. 29. Однако объяснения процесса объединения электронов по существу эта теория не дала. Развитие волновой механики атома явилось основой современного учения о химической связи и строения молекул. Причиной возникновения связи между атомами является уменьшение энергии двух или нескольких изолированных атомов при образовании общего, более устойчивого агрегата — молекулы. При соединении атомов между собой их орбитали с одним электроном (незаконченные) образуют общую систему орбиталей молекулы с выделением энергии, так как полученная система [c.69]

Атом азота при этом отдает свою электронную пару атому кислорода, который ее принимает в результате как вокруг атома кислорода, так и вокруг азота достигается полностью завершенная восьмиэлектронная оболочка, но поскольку атом азота отдал свою пару и поэтому владеет [c.53]

Ковалентная связь. — Многие неорганические соединения содержат ионные (электростатические) связи. В молекуле хлористого натрия валентный электрон атома натрия, играющего роль донора, оттянут к атому хлора, в результате чего натрий приобрел положительный заряд и устойчивую восьмиэлектронную оболочку неона, а хлор стал заряженным отрицательно и его внешняя электронная оболочка дополнилась до октета, как в аргоне. Формула Ыа+С1 указывает на ионный характер этой соли, что подтверждается ее свойствами как электролита. Кислота Н С1 является ионным соединением в отличие от неионных молекул Нг и СЬ, которые могут быть изображены формулами Н—И и С1—С . Связи в этих молекулах должны быть такими же, как и в типичных органических соединениях, также являющихся неионными например, ССЦ не дает осадка при обработке Ag+NOз . Углерод, расположенный в середине второго периода периодической системы, проявляет лишь слабую склонность к приобретению или отдаче электронов. [c.29]

Наиболее легко присоединяют к себе электроны те атомы, которые достраивают наружную орбиту до восьмиэлектронной, т. е. приобретают конфигурацию инертных газов. Сюда относятся элементы, атомы которых имеют во внешнем слое семь, шесть, пять или четыре электрона. Наиболее легко отдают электроны те элементы, у атомов которых после этого остается также восьмиэлектронная оболочка. К таким элементам относятся те, атомы которых на наружной орбите имеют один, два или три электрона. [c.141]

Понятно, что отрыв от атома парообразного -магния второго электрона требует почти вдвое большей затраты энергин, чем отрыв первого электрона, хотя оба валентные электрона в нейтральном атоме магния связаны одинаково прочно при отрыве первого электрона преодолевается притяжение однозарядного иона Mg , а при отрыве второго — притяжение вдвое сильнее заряженного иона Mg+ . Далее в приведенной схеме обращает на ебя внимание чрезвычайно резкий скачок между численными значениями II и III потенциала, характеризующего энергию, необходимую для удаления из атома магния третьего электрона, уже не валентного, а заимствуемого из внутренней восьмиэлектронной оболочки атома. Все же атом магния в принципе мог бы проявлять валентности И большие, чем -j- 2. Но на опыте этого пока не наблюдалось из-ва отсутствия окислителей, которые могли бы компенсировать затрату столь большого количества энергии яа отрыв трех электронов от атома магния,. [c.62]

Изучение химических свойств инертных газов и их строения послужило основой для первых теорий химической связи. Так, было установлено, что химически пассивные, существующие в атомном состоянии инертные газы имеют на внешней оболочке восемь электронов (электронный октет). Поскольку подавляющее большинство химических элементов при обычных условиях / и р существуют в виде соединений, в различных агрегатных состояниях, то очевидно, что соединения более устойчивы, чем свободные атомы. Именно исходя из этого немецкий физик В. Коссель предположил, что вступление в реакцию атомов элементов с образованием химической связи между ними обусловлено стремлением этих атомов сделать свою внешнюю оболочку восьмиэлектронной, т. е. энергетически устойчивой, как у инертных газов (неона, аргона и др.). Это достигается или путем приобретения одним атомом недостающих электронов и дополнения этим самым его внешней оболочки до октета, или путем отдачи другим атомом своих электронов и превращения следующей внутренней восьмиэлектронной оболочки во [c.146]

Записать льюисову структуру для диоксида углерода совсем нефудно. но с моноксидом углерода снова возникает затруднение. Каждому атому кислорода необходимы два электрона для завершения устойчивой восьмиэлектронной (октетной) структуры следовательно, он должен обобществлять две электронные пары с атомом углерода. Однако атому углерода для завершения своей оболочки нужны четыре электрона, и, следовательно, он до.тжен обобществлять с партнерами по связи четыре электронные пары. Единственный способ построить для СО удовлетворительную льюисову структуру заключается в том, чтобы предположить существование в этой молекуле трех обобществленных пар электронов, а остальные четыре валентных электрона распределить между атомами таким образом, чтобы вокруг каждого из них образовалась замкнутая восьмиэлектронная оболочка [c.468]

У ионов М+ и Р (например, N3+ и С1 ) имеются замкнутые восьмиэлектронные оболочки и отсутствуют свободные неспаренные (валентные) электроны. У электроне аожительного атома имеется валентный электрон — свободная положительная валентность (п-связь). У электроотрицательного атома отсутствует один электрон в восьмиэлектронной оболочке, что равнозначно появлению эфг )ективного положительного заряда (дырке) или отрицательной свободной валентности (р-связь). Для катализа имеет значение появление таких свободных валентностей на поверхности твердого тела [c.453]

Как Льюис, так и Коссель полагали, что процесс связывания атомов в молекулу сопровждается образованием устойчивой восьмиэлектронной оболочки. Льюис пыт ался конкретизировать [c.244]

Образование восьмиэлектронной оболочки в этих случаях должно было бы сопровождаться отдачей большого количества электронов и появлением нестабильных многозарядных положительных ионов, например, Ре -. Поэтому могут возникнуть и другие электронные конфигурации, оказывающиеся выгодными в таких случаях (нанример, пятиэлектроиная конфигурация иона Рез-Н). [c.76]

Все катионы металлов главной подгруппы второй группы бесцветны, имеют законченную наружную восьмиэлектронную оболочку (двухэлектронную). Относятся к 5-элементам. Основной характер усиливается от бериллия к радию соответственно увеличению радиусов катионов. Из уравнения реакции Ме +Ч-НгО пМеОН" 4 Н+ следует- [МеОН + ][Н ] [c.169]

Напомнимг что химическая хвязь неорганических N соединениях (кислоты, основания, соли) осуществляется за счет электростатического притяжения ион в. Например, при образовании хлористого натрия валентный электрон атома натрия полностью переходит к атому хлора, у которого имеется 7 валентных электронов. Атом натрия при этом превращается в положительно заряженный ион натрия с устойчивой внешней оболочкой, обнажившейся после Отдачи единственного валентного электрона. Атом хлора, получив один электрон, превращается в отрицательно заряженный ион хлора также с устойчивой внешней восьмиэлектронной оболочкой, которая образовалась после принятия одного электрона от атома натрия. [c.18]

Наряду с взаимодействиями, которые существуют в металлах, выделяют два основных типа химической связи ионную (гетеро-полярную) и атомную (гомеополярную или ковалентную). И в том и в другом случае обоими партнерами, образующими связь, достигается стабильная восьмиэлектронная оболочка (правило окте- [c.196]

Обш им у этих элементов является наличие одного электрона на внешнем энергетическом уровне. У калия перед ним находится восьмиэлектронная оболочка, а у меди — восемнадцатиэлектронная. Радиус атома калия — 0,236, а меди — 0,128. Все это приводит к резкой разнице в свойствах. [c.96]

Донорно-акцепторный механизм образования связи помогает понять причину амфотерности гидроксида алюминия в молекулах А1(0Н)з вокруг атома алюминия имеется 6 электронов — незаполненная электронная оболочка. Для завершения этой оболочки не хватает двзгх электронов. И когда к гидроксиду алюминия прибавляют раствор щелочи, содержащей большое количество гидроксильных ионов, каждый из которых имеет отрицательный заряд и три неподеленные пары электронов (ОН) , то ионы гидроксида атакуют атом алюминия и образуют ион [А1(0Н)4] , который имеет отрицательный заряд (переданный ему гидроксид-ионом) и полностью завершенную восьмиэлектронную оболочку вокруг атома алюминия. [c.53]

Согласно этой гипотезе, связь в МаС1 осуществляется благодаря переходу электрона от обладающего одним внешним электроном натрия к атому хлора (7 внешних электронов). Таким путем хлор приобретает восьмиэлектронную оболочку, в и П1ч -мя как у натрия внешней оболочкой становится нижележащая восьмнэлектронная оболочка. [c.14]

Напротив, в случае неметаллов, например хлора СЬ, аналогичная попытка объяснить связь переходом электрона от одного партнера к другод у не приводит к цели. В этом случае восьмиэлектронную оболочку для каждого нз атомов хлора,образующих молекулу, удается построить, если принять, что каждый из атомов поставляет по одному электрону на образование связи и эти связывающие электроны принадлежат одновременно обоим атомам ( обобществлены ) [c.15]

В отличие от ионного взаимодействия в этом случае образование восьмиэлектронных оболочек не сопряжено с возникновением зарядов. Кроме того, электронная пара связывает данный атом только с одпим-единствеиным определенным партнером по связи. Поэтому валентный штрих в формуле (1.2а) вполне уместен с точки зрения электронной теории. Он всегда представляет два электрона и отражает физическую реальность. [c.15]

Существенная роль восьмиэлектронной оболочки ограничивается первым малым периодом иериодическот системы, элементы следующих периодов могут расширять валентную оболочку, например фосфор в РСЬ, до десятиэлектронной оболочки. [c.16]

Согласно правилу (а), связываюн ие электроны в ионе аммония принадлежат и азоту и водороду. Поэтому азот приобретает восьмиэлектрониую оболочку, а водород — стабильную двухэлектронную оболочку, которую имеет гелий. [c.16]

Дефицит электронов в электронейтральных соединениях, подобных ВЕз или А1С1з, вызывается тем, что они имеют не стабильную восьмиэлектронную оболочку, а шестг1Электрон-ную. Они склонны к образованию восьмиэлектронной оболочки путем захвата двух электронов. Поэтому кислоты Льюиса [c.53]

Здесь необходимо сделать еще одно замечание. Когда шла речь об энергетическом положении переходного состояния или а-комплекса в зависимости от индуктивного или мезомерного эффекта заместителей, то это не означало, что такие эффекты должны иметь в а-комплексе ту же величину и знак, что и в основном состоянии ароматического соединения. Так,. мезомерный эффект галогена при одинаковом знаке (так как невозможно никакое другое перераспределение восьмиэлектронной оболочки галогена) должен быть больше, чем в основном состоянии, а —/-эффект, напротив, меньше (возможно, имеет место даже + /-эффект), потому что ядро в а-комплексе несет полож 1тель-ный заряд. [c.426]

Если просмотреть элементы периодической системы вплоть до элемента с порядковым номером 10, то вновь увидим инертный газ — неон. Этот элемент имеет 10 электронов, 8 из которых находятся во второй сфере . Поскольку система электронов в атоме неона также отличается особой устойчивостью, то следует, как и в случае системы электронов в атоме гелия, особую устойчивость приписать и такой восьмиэлектронной оболочке . После неона расположены элементы с одним, двумя, тремя и т. д. слабее связанными электронами. Поэтому их нужно отнести в третью сферу , что опять-таки подтверждают данные рентгеносйектрографии. Элементе порядковым номером 18, аргон, опять является инертным газом. Это значит, что и третья сфера оказывается заполненной, после того как число электронов в ней достигает восьми. [c.144]

Природа связи, постулированной структурной теорией, стала понятна лишь через полстолетия. В 1916 г. Дж. Н. Льюис ввел представление о связи, образованной обобщенной парой электронов. Каждый из двух атомов водорода может обобщить свой электрон с образованием молекулы водорода, в которой каждый атом обладает устойчивой двухэлектронной конфигурацией гелия. Атомы хлора, обобщая имеющиеся у них неспаренные электроны, образуют молекулу, в которой каждый из атомов окружен восьмиэлектронной оболочкой, как в аргоне [c.29]

Другим уже известным нам типом имитации является цодра-жание особенно устойчивой восьмиэлектронной оболочке, осуществляемой в молекуле метайа при перекрывании гибридных 5рЗ-электронных облаков углерода s-облаками водородных атомов [c.361]

Таким образом, в ряду гидридов II периода системы в случае элемента IV группы углерода имеется комбинация четырех протонов как бы с восьмиэлектронным анионом С - в виде нейтральной молекулы СН4. Нейтрализация восьмиэлектронного иона В протонами идет лишь до ВНГ, а нейтрализация восьмиэлектронного иона N3- происходит до NHi. Сверх восьмиэлектронной оболочки из электронов возникает четырехпротонная оболочка, символически характеризуемая координационным числом четыре. Так же, как водород, ведет себя в случае бора фтор, дающий BFT рядом с нейтральным F4. Твердые полимеры [B3N3], составленные окаймляющими углерод атомами В и N (т. е. стоящими во II периоде справа и слева от углерода), имитируют своими шестичленными кольцами кольцо графита Се. Подобно этому соединение бериллия с кислородом, как пример дальнейшего окаймления углерода, также склонно в структурах проявлять шестичленные кольца. Молекула СО, составленная атомами, окаймляющими азот, сходится по многим свойствам с N2 NNO имитирует по своим физическим свойствам двуокись углерода, т. е. ОСО. [c.361]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология