Связывающая пара электронов в формулах Льюиса - то же самое, что одна черточка в структурных формулах.

Двойные и тройные связи имеют общее название - кратные связи. О молекуле азота говорят, что она имеет порядок связи , равный трем. В молекуле кислорода порядок связи равен двум. Порядок связи в молекулах водорода и хлора - один. У водорода и хлора уже не кратная, а простая связь.

Порядок связи - это число обобществленных поделенных пар между двумя связанными атомами. Порядок связи выше трех не встречается.

Таблица 3-1. Длины и прочности связей между атомами азота в различных соединениях.

** Рассмотрим данные по длинам и прочностям связей между атомами азота в различных его соединениях. В таблице 3-1 длины связей приведены в специальных единицах - ангстремах (1А = 10 -8 см). Относительную прочность связей можно оценить по энергии, которая необходима для разрыва связей между атомами азота в разных соединениях. Эта энергия дается для одинакового числа молекул таких соединений. Чем выше кратность связи, тем она короче и прочнее.

Чем выше порядок связи, тем прочнее связаны между собой атомы и тем короче сама связь.

Задачи.

3.1. Исходя из строения атомов 6 C, 1 H и правила октета, составьте формулу Льюиса для соединения этих двух элементов, в составе которого 1 атом углерода. Нарисуйте для него структурную формулу.

3.2. Напишите (с указанием величины и знака заряда) символы ионов натрия, кислорода, фтора, магния, алюминия, электронные оболочки которых такие же, как у благородного газа неона.

3.3. Напишите электронные формулы внешних электронных уровней атомов 13 Al и 17 Cl. Один атом алюминия и три атома хлора дают соединение, в котором атомы этих элементов приобретают завершенные оболочки инертных газов. Какие это инертные газы? Напишите формулу Льюиса соединения между алюминием и хлором. Нарисуйте для него структурную формулу.

3.4.Составьте формулу Льюиса для соединения, включающего один атом 20 Ca и два атома 9 F. Сколько связывающих (поделенных) и несвязывающих (неподеленных) электронных пар в этом соединении? Какова его структурная формула?

3.5. Исхода из электронного строения атомов и правила октета, составьте формулы Льюиса для соединений, состоящих: а) из двух атомов 6 C и четырех атомов 1 H; б) из двух атомов 6 C и двух атомов 1 H. Каковы кратности связей между атомами углерода в этих двух соедиениях? Нарисуйте их структурные формулы (первое из них называется этилен, второе - ацетилен).

3.6. По структурным формулам составьте формулы Льюиса с указанием всех неподеленных электронных пар.

В основу ковалентной связи положен принцип совместного использования электронов , как стремление заполнения валентных уровней энергии.

1. Водород - H 2

Обычно в природе водород встречается не в виде отдельного атома, а представляет собой двухатомную молекулу - Н 2 .

Водород имеет один валентный электрон и ему нужен еще один, чтобы заполнить первый энергетический уровень (электронная формула атома водорода = 1s 1 ; см. Электронная структура атомов). Атом водорода может "позаимствовать" недостающий электрон у другого атома водорода. Но, в таком случае, атом водорода, отдавший свой единственный электрон, станет еще более нестабильным. Поэтому, такой вариант неосуществим.

Единственно возможным вариантом соединения H 2 может быть только совместное использование электронов. Два электрона как бы "принадлежат" обоим атомам водорода. Образование химической связи между атомами водорода есть результат перекрытия электронных орбиталей, которое происходит при сближении атомов. Такой вид связи называется ковалентной связью .

Электронно-точечная формула: H· + ·H → H:H

Структурная формула Льюиса: H· + ·H → H—H

У каждого атома водорода в молекуле формируется конфигурация атома гелия (см. Электронная теория валентности).

Образование прочной химической связи в молекуле водорода осуществляется за счет перекрывания s-орбиталей атомов, благодаря чему между ядрами атомов водорода создается повышенная электронная плотность, из-за чего электроны молекулы водорода испытывают притяжение одновременно двух ядер.

Согласно теории Электронной структуры атомов, атомы химических элементов в молекулах стремятся получить стабильную электронную конфигурацию ближайшего инертного газа. Например, при слиянии атомов фтора в молекулу образуется конфигурация неона:

Кроме водорода в природе существует еще 6 элементов (простых веществ), имеющих двухатомную молекулу: O 2 , N 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 .

Ионная связь (ИС) образуется между металлом и неметаллом.

Ковалентная связь (КС) образуется между двумя неметаллами.

У этих связей различные свойства:

• при комнатной температуре соединения с ИС обычно твердые вещества; соединения с КС могут находиться в твердом, жидком и газообразном состоянии;
• точка плавления для ионных соединений обычно намного выше, чем для ковалентных;
• ИС - электролиты (проводят электрический ток); КС - неэлектролиты.

Следует сказать, что ковалентные связи могут возникать также между разными атомами. Например, в молекуле фтороводорода (HF) единственный атом водорода, расположенный на s-орбитали, перекрывается с непарным атомом фтора, который находится на p-орбитали, таким образом, в молекуле HF атом водорода получает электронную конфигурацию He, а атом фтора - конфигурацию Ne.

Поскольку у взаимодействующих атомов водорода и фтора различный электроотрицательный заряд, образовавшаяся общая электронная пара смещается к более электроотрицательному атому фтора, с образованием ковалентной полярной связи (в молекулах простых веществ ковалентная связь неполярная).

Выше было рассмотрено образование ковалентной связи за счет общей электронной пары двух атомов. Существует еще один механизм образования ковалентной связи, который называется координационным или донорно-акцепторным .

При донорно-акцепторном механизме образования ковалентной связи химическая связь образуется за счет электронной пары (неподеленной пары электронов), которую поставляет один из атомов (донор), при этом другой атом (акцептор) предоставляет для этой электронной пары свою свободную орбиталь.

2. Множественные связи

Выше были рассмотрены ковалентные связи, использующие один электрон - одиночные связи. Существуют молекулы, в которых есть несколько общих электронных пар, образующих множественную связь.

Кислород (O 2) находится в группе VIA и имеет 6 валентных электронов. Для завершения внешнего энергетического уровня ему надо принять 2 электрона. Атом кислорода совместно использует два своих электрона с двумя электронами другого атома кислорода, создавая двойную связь.

Азот (N 2) находится в группе VA и имеет 5 валентных электронов. Для завершения внешнего энергетического уровня ему надо принять 3 электрона. Атом азота совместно использует три своих электрона с тремя электронами другого атома азота, создавая тройную связь.

Такая тройная связь намного крепче, чем одинарная - поэтому у азота очень прочная молекула, отсюда низкая активность азота в химических реакциях.

Мы рассмотрели:

• ионные связи, образующиеся между металлами и неметаллами;
• ковалентные связи, образующиеся между неметаллами.

Могут ли образоваться связи между металлом и металлом? Увы, металл с металлом может образовать только сплав - раствор одного металла в другом.

Выше мы обсудили применение формул Льюиса для изображения ковалентных связей в некоторых простых молекулах - Написание формул Льюиса для более сложных молекул может поначалу представлять известные трудности. В табл. 1-4 изображено несколько органических веществ. В каждом случае отдельно показаны несвязанные атомы, затем молекулы, в которых атомы имеют октет электронов и, в заключение, так называемые формулы Кекуле.

В формулах Льюиса внутри каждого кружка находится восемь или два электрона, что показывает наличие у обведенного в кружок атома завершенной внешней электронной оболочки.

Написание формул Льюиса требует некоторой практики и представляет собой отчасти творческое занятие, так что метод проб и ошибок в этом деле поначалу вполне допустим. Тем не менее полезно процесс

Таблица 14. (см. скан) Формулы Льюиса и Кекуле некоторых органических соедииеиий

изображения формулы Льюиса разбить для простоты на ряд последовательных этапов. Ниже, в Блоке программированного обучения, приводятся эти шесть этапов, которые следует запомнить. Затем постарайтесь выполнить упражнения, не заглядывая в ответы. Вы должны суметь изобразить формулы Льюиса небольших органических молекул и многоатомных анионов.

Правила написания формул Льюиса

Расчленение процесса на этапы, приводимые в этом разделе, позволит Вам научиться достаточно легко изображать формулы Льюиса. При этом требуется, особенно на заключительных стадиях, немного интуиции, которая вырабатывается в результате практики.

1. Напишите символы элементов, входящих в состав вещества. Обычно их следует размещать симметрично. Атом углерода целесообразно поместить в центр рисунка, а атомы, способные образовать лишь одну связь, такие, как водород и галогены, следует разместить по краям. Например, изображая формулу диоксида серы, следует записать:

2. Разместите вокруг символов элементов соответствующее число валентных электронов. Это число равно номеру группы периодической таблицы, в которой находится элемент.

Электроны одних атомов обозначайте точками, других - крестиками. Хотя, конечно, все электроны одинаковы, использование разных символов упрощает написание формулы и делает ее более наглядной. Размещайте электроны по одному с четырех сторон от атома - сверху, снизу и с боков. Только, если электронов больше четырех, размещайте их парами. Например, атом серы имеет шесть валентных электронов - две пары и еще два электрона:

3. Образуйте простые ковалентные связи между соседними атомами, использовав по одному электрону от каждого атома:

4. Посмотрите на образовавшуюся структуру. Проверьте наличие у каждого атома завершенной электронной оболочки. Если все атомы удовлетворяют правилу октета, значит, формула Льюиса готова. Если нет, действуйте, как указано в пунктах 5 и 6.

5. Образуйте двойные или тройные связи между уже связанными атомами и переместите один или несколько электронов от атома к атому так, чтобы правило октета оказалось выполненным.

Теория строения органических соединений A. M. Бутлерова, сформулированная ученым в 1861г., включает в себя следующие положения: 1 Атомы расположены в молекулах не хаотично, а соединены друг с другом в определенной последовательности, в соответствии с их валентностью. 2. Химические свойства веществ зависят не только от качественного или количественного состава, но и от химического строения молекул. 3. Атомы или группы атомов в молекулах взаимно влияют друг на друга, непосредственно или посредством других атомов.

Формулы органических веществ по классам

Алканы - C n H 2n+2

Циклоалканы - C n H 2n

Алкены - C n H 2n

Алкадиены - C n H 2n-2

Алкины - C n H 2n-2

Предельные одноатомные спирты - R-OH

Простые эфиры - R – O – R’

карбоновые кислоты - R -COOH

амины . Функциональная группа R -NH 2

альдегиды (общая формула (R-COH).

Электронно-точечная формула и формула Льюиса наглядно описывают строение ковалентной связи, но громоздки и занимают много места.

формула Льюиса для воды.

Согласно электронной теории строения вещества, атом любого элемента состоит из электроположительного атомного ядра (состоящего из протонов и нейтронов), в котором сосредоточена вся масса атома, и из электронной оболочки электроотрицательных электронов, которые по сравнению с ядром атома почти не имеют массы.

Ввиду того, что атом в целом является электрически нейтральным, то заряд ядра атома будет равен заряду электронной оболочки, т. е. число электронов будет равно числу протонов.

Электроны обладают отрицательным, а протоны - положительным электрическим зарядом.

Атомные орбитали (АО) характеризуются тремя квантовыми числами: главным n, орбитальным l=0,1,2… и магнитным m=0,+-1,+-2. значениям l = 0, 1, 2, 3, 4,... отвечают буквы s, p, d, f,

Молекулярные орбитали (МО) описывают электрон в поле всех ядер молекулы и усредненном поле остальныхэлектронов.

Существуют два главных способа образования ковалентной связи .

1) Электронная пара, образующая связь, может образоваться за счет неспаренных электронов , имеющихся в невозбужденных атомах .

2) Ковалентные связи могут образовываться за счет спаренных электронов, имеющихся на внешнем электронном слое атома. В этом случае второй атом должен иметь на внешнем слое свободную орбиталь. Атом, предоставляющий свою электронную пару для образования ковалентной связи *, называется донором, а атом, предоставляющий пустуюорбиталь, – акцептором. Ковалентная связь, образованная таким способом, называется донорно-акцепторной связью.

4. Взаимное влияние атомов в молекулах органических соединений. Эффекты электронных смещений. Индуктивный и мезомерный эффекты. Эффект гиперконьюгации. Стерический эффект.

Электронными эффектами называют смещение электронной плотности в молекуле под влиянием заместителей.

Положительный индуктивный эффект (+I), т.е. эффект смещения электронной плотности от себя, проявляют алкильные радикалы (метил, этил, пропил и т.д.).

Большинство функциональных гpупп (галогены, аминогруппа, нитрогруппа, карбоксильная, карбонильная, гидроксильная гpуппы) проявляет отрицательный индуктивный эффект (–I), т.е. смещают электронную плотность к себе.

Положительный мезомерный эффект (+M), т.е. эффект смещения электронной плотности от себя, проявляют аминогруппа, гидроксильная гpуппа. Нитрогруппа, карбоксильная, карбонильная гpуппы проявляют отрицательный мезомерный эффект (–M), т.е. притягивают электронную плотность к себе.

Эффект, подобный положительному мезомерному, возникает при замещении водорода у кратной связи алкильной группой. Этот эффект направлен в сторону кратной связи и называется гиперконъюгацией (сверхсопряжением). Для проявления эффекта гиперконъюгации необходимо наличие хотя бы одного атома водорода при атоме углерода, соседствующем с пи- системой.

Величина эффекта гиперконъюгации тем выше, чем больше атомов водорода при углероде, связанном с ненасыщенной системой.

Стерический эффект - влияние пространственного объёма молекулы на ход химической реакции. Так, присутствие в молекуле больших групп вблизи от реагирующих атомов может препятствовать сближению этих атомов и замедлить реакцию или сделать её невозможной. Простой пример: химическая формула одинаковая, а взаимное расположение молекул - различно (когда различные конфигурации не достигаются обычным поворотом: например зеркальное отображение). И всё это влияет на свойства вещества, скорость хим. реакции и т.п.

5. Классификация орг.реакций по направлению, механизму, молекулярности. Нуклеофильные и электрофильные реакции и реагенты. Понятие о промежуточных частицах – радикалах, карбкатионах, карбанионах, ион-радикалах. Их строение. Реакции одновалентного переноса.

Изображение точечных структур Льюиса (также известных как структуры Льюиса или диаграммы Льюиса) может показаться сложной задачей, особенно для тех, кто только начинает изучать химию. Тем не менее, эти структуры помогают понять конфигурацию связей и валентных электронов в различных атомах и молекулах. Сложность схемы зависит от того, изображаете ли вы точечную структуру Льюиса для двухатомной ковалентной молекулы, более сложной ковалентной молекулы или молекул с ионной связью.

Шаги

Двухатомные ковалентные молекулы

Запишите символ каждого элемента. Напишите рядом символы двух атомов. Таким образом вы представите атомы, соединенные ковалентной связью. Оставьте достаточно места между символами, чтобы обозначить электроны и связи.

• При ковалентной связи электроны делятся между двумя атомами. Обычно ковалентные связи возникают между двумя неметаллическими элементами.

1. Определите кратность связи между двумя атомами. Атомы могут быть связаны одинарной, двойной или тройной связью. Обычно это определяется правилом октетов, или «стремлением» каждого атома заполнить свою валентную оболочку 8 электронами (а в случае водорода двумя электронами). Чтобы найти, сколько электронов будет иметь каждый атом, определите количество валентных электронов в молекуле, а затем умножьте его на 2 (каждая связь включает 2 электрона) и добавьте число неподеленных электронов.

   • Например, O 2 (газообразный кислород) имеет 6 валентных электронов. Умножим 6 на 2 и получим 12.
   • Чтобы определить, соблюдено ли правило октета, используйте точки для представления валентных электронов вокруг каждого атома. В случае O 2 один атом кислорода имеет 8 электронов (таким образом, правило октета соблюдено), а второй только 6 (то есть правило октета не выполняется). Это означает, что между двумя атомами кислорода требуется более одной связи. Следовательно, для двойной связи между атомами необходимо два электрона, чтобы правило октета выполнялось для обоих атомов.

2. Нарисуйте связи. Каждая связь изображается линией между двумя атомами. Для одинарной связи нужно просто соединить линией два атома. В случае двойной или тройной связи необходимо провести соответственно две или три линии.

   • Например, в N 2 (газообразном азоте) два атома связаны тройной связью. Таким образом, на диаграмме Льюиса эта молекула будет изображена как 3 параллельные линии, соединяющие 2 атома N.

3. Обозначьте несвязанные электроны. Некоторые электроны одного или обоих атомов могут остаться несвязанными. В этом случае их следует обозначить точками вокруг соответствующих атомов. Как правило, атомы не имеют более 8 свободных электронов. Проверьте результат: посчитайте каждую точку как 1 электрон и каждую линию как 2 электрона.

   • Например, в O 2 (газообразном кислороде) атомы соединены двумя параллельными линиями, и возле каждого атома стоят две пары точек, которые обозначают свободные электроны.

4. Изобразите электронную структуру центрального атома. Для каждой несвязанной пары электронов поставьте по 2 маленькие точки вокруг центрального атома. Каждую связь изобразите линией, отходящей от атома. Двойные и тройные связи отобразите соответственно двумя или тремя линиями. Таким образом вы покажете, как другие атомы соединены с центральным.

   Добавьте остальные атомы. Каждый атом будет соединяться с центральным. Запишите символы каждого атома на концах линий, которые вы провели от центрального атома. Тем самым вы укажете на то, что электроны распределяются между центральным атомом и этими атомами.

5. Отметьте оставшиеся электроны. Учтите каждую связь как два электрона, а двойную или тройную связь как четыре или шесть электронов соответственно. Затем добавьте электронные пары вокруг каждого атома, так чтобы выполнялось правило октета. Проверьте, все ли правильно: каждая точка соответствует одному электрону, а линия - двум электронам. В сумме должно выйти 8.

   • Конечно, исключение составляют те атомы, которые превышают правило октета, а также атом водорода, у которого может быть лишь 0 или 2 валентных электрона.
   • При образовании молекулы водорода два атома водорода соединяются ковалентной связью, поэтому у молекулы нет свободных электронов.