Резонанс і структури Льюїса докладно розглядаються в гл. 2. Оскільки цим структурам у другому виданні приділено більше уваги, я трохи інакше викладаю концепцію формального заряду. Це та інші зміни в гл. 2 повинні допомогти тим студентам, які встигли забути деякі питання з курсу загальної хімії. [C.8]
Книга всебічно і дохідливо. а найголовніше методологічно правильно знайомить з теорією хімічного зв'язку і результатами її застосування до опису будови і властивостей сполук різних класів. Спочатку викладені доквантовие ідеї Дж. Льюїса про валентні (льюїс ових) структурах і показано, що вже на основі уявлень про усуспільнення електронних пар і простого правила октету за допомогою логічних міркувань про кратності зв'язків і формальних зарядах на атомах вдається без складних математичних викладок, як то кажуть на пальцях. пояснити будову і властивості багатьох молекул. По суті, з цього починається ознайомлення з пронизливими всю сучасну хімію поглядами і термінами одного з двох основних підходів в квантової теорії хімічної будови-методу валентних зв'язків (ВС). На жаль, незважаючи на простоту і інтуїтивну привабливість цих уявлень, метод ВС дуже складний в обчислювальному відношенні і не дозволяє на якісному рівні вирішувати питання про енергетику електронних станів молекул. без чого не можна судити про їх будову. Тому далі квантова теорія хімічного зв'язку викладається, в основному, в рамках іншого підходу -методу молекулярних орбіталей (МО). На прикладі двоатомних молекул вводяться найважливіші уявлення теорії МО про орбітальному перекривання і енергетичних рівнях МО, їх пов'язує характер і вузлових властивості. а також про симетрії МО. Все це завершується побудовою узагальнених діаграм МО для гомоядерних і Гете-роядерних двоатомних молекул і обговоренням з їх допомогою будови і властивостей багатьох конкретних систем попутно з'ясовується, що деякі властивості молекул (наприклад, магнітні) вдається пояснити тільки на основі квантової теорії МО. Далі теорія МО застосовується до багатоатомним молекулам. причому в одних випадках це робиться в термінах локалізованих МО (схожих з уявленнями про спрямованих зв'язках методу ВС) і для їх конструювання вводиться гібридизація атомних орбіталей. а в інших-доводиться звертатися до делокалізованних МО. Обговорення всіх цих питань завершується цікаво написаним розділом про можливості молекулярної спектроскопії при встановленні будови сполук тут пояснюються принципи колебательной спектро- [c.6]
З наведених розрахунків слідують два важливих узагальнення. По-перше, формальний заряд на атомі вуглецю, показаному в структурі Льюїса символом С з чотирма зв'язками, дорівнює нулю. По-друге, формальний заряд на атомі водню. яка подається в структурі Льюїса символом II з одним зв'язком, дорівнює нулю. [C.40]
Однак, як попереджає Льюїс, не слід вважати, що наявність великої резонансної енергії веде до сильного поглинання світла. Ми OKe згадували в зв'язку з цим про які беруть участі в поглинанні світла кекулевскіх структурах бензолу. Льюїс стверджує Якщо властивості молекули змушують приписати їй формулу, в якій всі електрони спарені і ні на одному з атомів немає формальних зарядів. то рухливість електронів в такій молекулі буде невелика. Якщо така структура представлена в резонансі найбільшою часткою, то рухливість електронів в такій молекулі буде все ще невеликий. Коли, одначе, справжній стан молекули істотно відрізняється від класичної або ідеальної структури. то рухливість електронів значно зростає. Іншими словами, відхід від ідеальної структури полегшує подальший зсув. Сильна забарвлення виникає тоді, коли перетворення двох головних структур) один в одного пов'язано з переходом електронного заряду. [C.210]
Число лігандів. пов'язаних з центральним атомом (іоном), називають координаційним числом іона (КЧ). Воно залежить як від електронної структури. так і від співвідношення між радіусами центрального атома (іона) і лігандів. Тому для одного і того ж центрального іона можливі з'єднання з різними КЧ. Координаційне число центрального атома (Іона) зазвичай перевищує його валентність, що розуміється як формальний позитивний заряд на атомі. Вернер ввів тому уявлення про остаточний, або вторинної, валентності, що дозволяє атому (йону) приєднувати число лігандів більше. ніж його валентність, саме рівне координаційному числу. Так, наприклад, нормальна валентність Со (П1) дорівнює трьом, але в Со (Кнз) його КЧ = 6 і шести же дорівнює його вторинна валентність. При цьому зв'язку всіх лігандів з центральним іоном еквівалентні. Льюїс з розвитком електронної теорії пояснює цю еквівалентність тим, що кожна з приєднаних груп (тут 1 ШЗ) пов'язана з центральним іоном парою електронів. переданої в загальне користування аміаком. Такий зв'язок отримала назву координаційної або датівная (те саме, що і донорно-акцепторні зв'язок). [C.236]
При використанні визначення по Льюїсу кислоти як ве-о єства, здатного акцептувати електронну пару. слід очікувати, що атоми, у яких відсутній більше число електронів, будуть утворювати більш сильні кислоти. ніж атоми того самого елемента, що втратили менше число електронів. Цей висновок добре узгоджується з тим, що послідовне збільшення позитивної ступеня окислення центрального атома (X) у протонних кислот. містять зв'язку X-О-Н (оксо-киць-лоти), призводить все до більш і більш кислим властивостями утворюється з'єднання. Ще краща кореляція спостерігається при використанні формального заряду центрального атома. Для визначення формального заряду зображують електронну структуру Валерій тних зв'язків, а потім приписують центральному атому половину електронів всіх зв'язків, в яких він бере участь, і підраховують виходить заряд. У загальному вигляді формули оксо-кислот можна записати як Н хот або (ПЗ) хот-п-Кожна зв'язок НО-X не дає ніякого вкладу в формальний заряд. оскільки в її утворенні беруть участь один електрон від X і один від О. Кожна ж зв'язок X-О повідомляє центральному атому формальний заряд 1 +, оскільки обидва електрона для її освіти дає атом X. Таким чином. формальний заряд зазвичай дорівнює т-п. У табл. 38.3 для деяких елементів наведені дані, що показують взаємозв'язок формального заряду і констант кіслотгюго рівноваги. Ознайомтеся також з табл. 18.13 (див. Т. 2). [C.299]
Дивитися сторінки де згадується термін Структури Льюїса і формальний заряд. [C.403] [c.350] Дивитися глави в: