Structurile de rezonanță și Lewis sunt discutate în detaliu în Ch. 2. Întrucât se acordă mai multă atenție acestor structuri în cea de-a doua ediție, prezintă conceptul de taxă oficială într-o oarecare măsură diferită. Aceasta și alte modificări din Ch. 2 ar trebui să ajute acei studenți care au reușit să uite unele dintre întrebările din cursul chimiei generale. [C.8]
Cartea este comprehensibilă și inteligibilă. și cel mai important, cunoaște corect metodologic teoria legăturii chimice și rezultatele aplicării sale la descrierea structurii și proprietăților compușilor din diferite clase. În primul rând a prezentat idei de pre-cuantice J. Lewis de valență (Lewis ovyh) structuri și arată că deja pe baza reprezentărilor despre socializarea perechilor de electroni și o regulă octetul simplă prin utilizarea raționamentului logic despre multitudinea de relații și a taxelor formale este posibilă fără calcule matematice complexe, cum se spune pe degete. explică structura și proprietățile multor molecule. În esență, acest lucru începe cu introducere în chimia modernă pătrunde în toate punctele de vedere și termenii uneia dintre cele două abordări principale ale teoriei cuantice a structurii chimice, metoda de legături de valență (BC). Din păcate, în ciuda simplitatea și recursul intuitivă a acestor idei, metoda soarelui este foarte complicată și computational nu permite calitativ pentru a rezolva problema energiei stărilor electronice ale moleculelor. fără de care este imposibil să se judece structura lor. Prin urmare, teoria cuantică a legăturilor chimice este descrisă în principal în cadrul unei alte abordări, metoda orbitală moleculară (MO). În exemplul de molecule biatomice a intrat teoria cheie de reprezentare OM de suprapunere și de nivelurile de energie orbitale ale MO, caracterul lor obligatoriu și proprietăți nodale. precum și simetria MO. Toate aceste construcții se termină diagrame generalizate pentru molecule biatomice MO și Goethe-homonucleare royadernyh discuții și cu ajutorul lor structura și proprietățile multor sisteme specifice în același timp devine clar că unele dintre proprietățile moleculelor (de exemplu, magnetice) pot fi explicate numai pe baza teoriei cuantice MO. Mai mult, teoria MO este aplicată moleculelor poliatomice. și, în unele cazuri, aceasta se face în termeni de MO localizate (similar cu ideea direcția metodei legăturilor de soare) și proiectarea lor este introdus hibridizării orbitalilor atomici. iar în altele, trebuie să se întoarcă la MO delocalizat. Discutarea acestor probleme se termină secțiunea interesantă scrisă a posibilităților de spectroscopie moleculara la determinarea structurii compușilor principiilor aici sunt explicate spectroscopiei vibraționale [C.6]
Din aceste calcule rezultă două generalizări importante. În primul rând, încărcarea formală pe atomul de carbon prezentată în structura lui Lewis prin simbolul C cu patru legături este zero. În al doilea rând, taxa formală asupra atomului de hidrogen. reprezentat în structura lui Lewis prin simbolul II cu o legătură, este egal cu zero. [C.40]
Cu toate acestea, după cum avertizează Lewis, nu trebuie să considerăm că prezența energiei de rezonanță mare duce la o absorbție puternică a luminii. În acest context, OKE a menționat structurile benzenice care nu participă la absorbția luminii. Lewis afirmă că, dacă proprietățile unei molecule sunt obligate să îi atribuie o formulă în care toți electronii sunt perechi și nici unul dintre atomi nu are sarcini oficiale. atunci mobilitatea electronilor într-o astfel de moleculă va fi mică. Dacă o astfel de structură este reprezentată în rezonanță la cea mai mare fracțiune, atunci mobilitatea electronilor într-o astfel de moleculă va fi în continuare mică. Cu toate acestea, starea reală a moleculei diferă semnificativ de structura clasică sau ideală. atunci mobilitatea electronilor crește semnificativ. Cu alte cuvinte, o deviere de la o structură ideală facilitează o deplasare ulterioară. Colorarea puternică apare atunci când transformarea celor două structuri principale) este asociată cu tranziția încărcării electronice. [C.210]
Număr de liganzi. conectat cu atomul central (ion), se numeste numarul de coordonare al ionului (CF). Aceasta depinde atât de structura electronică. și pe relația dintre razele atomului central (ion) și liganzii. Prin urmare, pentru același ion central, sunt posibile conexiuni cu CP diferite. Numărul de coordonare al atomului central (ion) depășește, de obicei, valența sa, înțeleasă ca o sarcină oficială pozitivă asupra atomului. Werner a introdus astfel încât reprezentarea rămase sau secundar, valență, permițând atom (ion) pentru a atașa număr mai mare de liganzi. decât valența sa, este egală cu numărul de coordonare. De exemplu, valența normală a Co (P1) este de trei, dar Co (KNZ) numărul său de coordonare 6 și a șasea este valență secundară. În acest sens, legăturile tuturor liganzilor cu ionul central sunt echivalente. Lewis cu dezvoltarea teoriei electronice explică această echivalență prin aceea că fiecare dintre benzile atașate (aici 1, Wz) este conectat cu perechea de electroni ion central. transferat la utilizarea generală a amoniacului. Această relație se numește coordonare sau dativ (la fel ca relația donator-acceptor). [C.236]
Atunci când se utilizează definiția acidului Lewis ca substanță capabilă să accepte o pereche de electroni. ar trebui să se aștepte ca atomii care nu au un număr mai mare de electroni să formeze acizi mai puternici. decât atomii aceluiași element, pierzând un număr mai mic de electroni. Această concluzie este în acord cu faptul că o creștere secvențială a gradului pozitiv de oxidare a atomului central (X) în acizii protoni. conținând legături X-O-H (loturi de acid oxo-acid), toate conduc la tot mai multe proprietăți acide ale compusului rezultat. O corelație și mai bună se observă atunci când se utilizează încărcătura formală a atomului central. Pentru a determina încărcătura formală a structurii electronice reprezentate legături valeril tnyh și apoi creditate jumătate centrale atom de electroni tuturor legăturilor la care participă, și numărate rezultat taxa. În general, oxo-acidul cu formula poate fi scris ca H sau fierbinte (HO) n - Deși fiecare link BUT-X nu dă nici o contribuție la taxa formală. deoarece formarea ei implică un electron din X și O. Fiecare dintre conexiunea X-On informează atom taxa centrală formală a + 1, deoarece ambele electron la formarea ei dă atomul X. Astfel. taxa oficială este de obicei m - n. În tabel. 38.3 pentru unele elemente, sunt date date care arată relația dintre încărcătura formală și constantele echilibrului acid. Consultați și Tabelul. 18.13 (a se vedea volumul 2). [C.299]
Consultați paginile în care sunt menționate termenii Lewis Structures și Formal Charge. [c.403] [c.350] Vezi capitolele din: