Covalent BondsBecause nonmetals do

Covalent Bonds
Because nonmetals do not form monatomic cations, the nature of bonds
between atoms of nonmetals puzzled scientists until 1916, when Lewis published
his explanation. With brilliant insight, and before anyone knew about
quantum mechanics or orbitals, Lewis proposed that a covalent bond is a pair
of electrons shared between two atoms (3). The rest of this chapter and the next
develop Lewis’s vision of the covalent bond. In this chapter, we consider the
types, numbers, and properties of bonds that can be formed by sharing pairs of
electrons. In Chapter 4, we see how to understand Lewis’s concept in terms of
orbitals.
3.5 Lewis Structures
When ionic bonds form, the atoms of one element lose electrons and the atoms of
the second element gain them until both types of atoms have reached a noble-gas
configuration. The same idea can be extended to covalent bonds. However, when
a covalent bond forms, atoms share electrons until they reach a noble-gas configuration.
Lewis called this principle the octet rule:
In covalent bond formation, atoms go as far as possible toward completing
their octets by sharing electron pairs.
For example, nitrogen (åNz)
z
z has five valence electrons and needs three more electrons
to complete its octet. Chlorine (åCl z) ¥¥
has seven valence electrons and needs
one more electron to complete its octet. Argon (åAr å) ¥¥ already has a complete octet
and has no tendency to share any more electrons. Hydrogen (Hz) needs one more
electron to reach its heliumlike duplet. Because hydrogen completes its duplet by
sharing one pair of electrons, we say that it has “a valence of 1” in all its compounds.
In general, the valence of an element is the number of bonds that its
atoms can form.
We can extend the Lewis symbols introduced in Section 3.2 to describe covalent
bonding by using a line (ß) to represent a shared pair of electrons. For example,
the hydrogen molecule formed when two Hz atoms share an electron pair
(H a H) is represented by the symbol HßH. A fluorine atom has seven valence electrons
and needs one more to complete its octet. It can achieve an octet by accepting
a share in an electron supplied by another atom, such as another fluorine atom:

ผลลัพธ์ (ไทย) 1:

โคเวเลนต์พันธบัตรเพราะ nonmetals ทำไม่ฟอร์ม monatomic เป็นของหายาก ธรรมชาติของพันธบัตรระหว่างอะตอมของนักวิทยาศาสตร์พิศวง nonmetals จน 1916 เมื่อการเผยแพร่ของลูอิสคำอธิบายของเขา มีความเข้าใจที่ยอดเยี่ยม และ ก่อนที่ทุกคนรู้เกี่ยวกับควอนตัมหรือ orbitals, Lewis เสนอว่า พันธะโคเวเลนต์คู่ของอิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกันระหว่างสองอะตอม (3) ส่วนเหลือของบทนี้และถัดไปพัฒนาวิสัยทัศน์ของลูอิสของพันธะโคเวเลนต์ ในบทนี้ เราพิจารณาชนิด หมายเลข และคุณสมบัติของพันธบัตรที่สามารถเกิดขึ้นจากการร่วมคู่อิเล็กตรอน ในบทที่ 4 เราได้เห็นวิธีการเข้าใจแนวคิดของลูอิสในแง่ของorbitals3.5 โครงสร้างของลูอิสเมื่อแบบฟอร์มพันธบัตร ionic อะตอมองค์ประกอบหนึ่งสูญเสียอิเล็กตรอนและอะตอมขององค์ประกอบที่สองกำไรพวกเขาจนกว่าทั้งสองชนิดของอะตอมแล้วแก๊สมีตระกูลการกำหนดค่า สามารถขยายความคิดเดียวกับพันธบัตรโคเวเลนต์ อย่างไรก็ตาม เมื่อฟอร์มเป็นพันธะโคเวเลนต์ อะตอมใช้อิเล็กตรอนจนกว่าจะถึงการกำหนดค่าแก๊สมีตระกูลลูอิสเรียกหลักการนี้กฎออกเตต:ในที่ก่อพันธะโคเวเลนต์ อะตอมไปเป็นเป็นไปได้ต่อเติมoctets ของพวกเขา โดยการใช้คู่อิเล็กตรอนร่วมกันตัวอย่าง ไนโตรเจน (åNz)zz มีห้าเวเลนซ์อิเล็กตรอน และอิเล็กตรอนมากกว่าสามต้องสมบูรณ์ของออกเตต คลอรีน (åCl z) ¥ ¥มี 7 เวเลนซ์อิเล็กตรอนและความต้องการอิเล็กตรอนมากกว่าหนึ่งให้เสร็จของออกเตต อาร์กอน (å) ¥ ¥ åAr แล้วออกเตตสมบูรณ์และมีแนวโน้มไม่ร่วมอิเล็กตรอนใด ๆ เพิ่มเติม ไฮโดรเจน (Hz) ความต้องการหนึ่งอิเล็กตรอนถึง duplet ของ heliumlike เนื่องจากไฮโดรเจนทำความ duplet ด้วยเราใช้ร่วมกันหนึ่งคู่ของอิเล็กตรอน บอกว่า มี "การเวเลนซ์ 1" ในสารทั้งหมดทั่วไป เวเลนซ์ขององค์ประกอบคือ จำนวนของพันธบัตรที่ตนอะตอมสามารถฟอร์มเราสามารถขยายลูอิสสัญลักษณ์ในส่วน 3.2 อธิบาย covalentยึดติด โดยใช้เส้น (บาท) แทนอิเล็กตรอนคู่ร่วม ตัวอย่างโมเลกุลของไฮโดรเจนที่เกิดขึ้นเมื่ออะตอมสอง Hz มีคู่อิเล็กตรอนที่ใช้ร่วมกัน(H กับ H) จะถูกแสดง ด้วยสัญลักษณ์ HßH อะตอมฟลูออรีนมี 7 เวเลนซ์อิเล็กตรอนและความต้องการหนึ่งให้เสร็จของออกเตต มันสามารถบรรลุการออกเตต โดยการยอมรับใช้ร่วมกันในการอิเล็กตรอนจากอะตอมอื่น เช่นอะตอมฟลูออรีนอื่น:

ผลลัพธ์ (ไทย) 2:

โควาเลนต์พันธบัตรเพราะอโลหะไม่ได้แบบไพเพอร์ monatomic ธรรมชาติของพันธบัตรระหว่างอะตอมของอโลหะงงงวยนักวิทยาศาสตร์จนกระทั่งปี1916 เมื่อลูอิสตีพิมพ์คำอธิบายของเขา มีความเข้าใจที่ยอดเยี่ยมและก่อนที่ทุกคนรู้เกี่ยวกับกลศาสตร์ควอนตัมหรือ orbitals ลูอิสเสนอว่าพันธะโควาเลนเป็นคู่ของอิเล็กตรอนร่วมกันระหว่างสองอะตอม(3) ส่วนที่เหลือของบทนี้และต่อไปในการพัฒนาวิสัยทัศน์ของลูอิสของพันธะโควาเลน ในบทนี้เราพิจารณาประเภทจำนวนและคุณสมบัติของพันธบัตรที่สามารถเกิดขึ้นจากการใช้งานร่วมกันของคู่อิเล็กตรอน ในบทที่ 4 เราจะเห็นวิธีที่จะเข้าใจแนวคิดของลูอิสในแง่ของorbitals. 3.5 โครงสร้างลูอิสเมื่อสร้างพันธะไอออนิก, อะตอมขององค์ประกอบหนึ่งสูญเสียอิเล็กตรอนและอะตอมของธาตุที่สองได้รับพวกเขาจนกว่าทั้งสองประเภทของอะตอมได้มาถึง noble- ก๊าซการกำหนดค่า ความคิดเดียวกันสามารถขยายไปยังโควาเลนต์พันธบัตร แต่เมื่อ. รูปแบบพันธะโควาเลนที่อะตอมอิเล็กตรอนร่วมกันจนกว่าจะถึงการกำหนดค่าสูงส่งก๊าซลูอิสที่เรียกว่าหลักการนี้กฎออกเตตนี้ในการสร้างพันธะโควาเลนต์อะตอมไปเท่าที่เป็นไปได้ต่อการกรอก. octets ของพวกเขาด้วยการแบ่งปันคู่อิเล็กตรอนตัวอย่างเช่นไนโตรเจน (ANZ) ซีซีมีห้าอิเล็กตรอนและความต้องการสามอิเล็กตรอนมากขึ้นที่จะเสร็จสมบูรณ์octet ของ คลอรีน (ACL ซี) ¥¥มีเจ็ดอิเล็กตรอนและความต้องการของอิเล็กตรอนมากขึ้นในการดำเนินการของออคเต็ต อาร์กอน (AAR A) ¥¥แล้วมี octet ที่สมบูรณ์และมีแนวโน้มที่จะมีส่วนร่วมใดๆ เพิ่มเติมอิเล็กตรอนไม่มี ไฮโดรเจน (Hz) ความต้องการอีกหนึ่งอิเล็กตรอนไปถึงheliumlike duplet ของ เพราะไฮโดรเจนเสร็จ duplet โดยการร่วมกันหนึ่งคู่ของอิเล็กตรอนเราบอกว่ามันมี"ซึ่งเป็นความจุของ 1" ในสารทั้งหมด. โดยทั่วไปความจุขององค์ประกอบที่เป็นจำนวนพันธบัตรที่ของอะตอมสามารถสร้าง. เราสามารถขยาย สัญลักษณ์ลูอิสนำมาใช้ในส่วน 3.2 จะอธิบายโควาเลนต์พันธะโดยใช้สาย(บาท) เพื่อเป็นตัวแทนของคู่ร่วมกันของอิเล็กตรอน ยกตัวอย่างเช่นโมเลกุลไฮโดรเจนเกิดขึ้นเมื่อสองอะตอมร่วมเฮิร์ตซ์คู่อิเล็กตรอน(เอชเอช) เป็นตัวแทนจากสัญลักษณ์HßH อะตอมฟลูออรีนมีเจ็ดอิเล็กตรอนและความต้องการหนึ่งที่จะเสร็จสมบูรณ์ octet ของ มันสามารถบรรลุ octet โดยยอมรับมีส่วนแบ่งในอิเล็กตรอนที่จัดทำโดยอะตอมอื่นเช่นอะตอมฟลูออรีนอื่น:

ผลลัพธ์ (ไทย) 3:

โควาเลนต์พันธบัตร
เพราะอโลหะไม่ฟอร์มไอออน monatomic ธรรมชาติของพันธะระหว่างอะตอมของอโลหะงง
นักวิทยาศาสตร์จนกระทั่ง 1916 เมื่อลูอิสตีพิมพ์
คำอธิบายของเขา ฉลาดลึก และก่อนที่จะมีใครรู้เรื่อง
กลศาสตร์ควอนตัม หรือ วงโคจร ลูอิสเสนอว่าพันธะโควาเลนต์คือคู่
ของอิเล็กตรอนร่วมกันระหว่าง 2 อะตอม ( 3 ) ส่วนที่เหลือของบทนี้และต่อไป
พัฒนา ลูอิส วิสัยทัศน์ของพันธบัตรโควาเลนต์ . ในบทนี้เราจะพิจารณา
ประเภท จำนวน และคุณสมบัติของพันธบัตรที่สามารถเกิดขึ้นโดยการแบ่งปันคู่
อิเล็กตรอน ในบทที่ 4 เราจะเห็นวิธีที่จะเข้าใจแนวคิดของลูอิสในแง่ของออร์บิทัลเชิง
.
3
เมื่อลูอิสโครงสร้างสารไอออนิก ฟอร์ม อะตอมของธาตุหนึ่งเสียอิเล็กตรอนและอะตอมของ
สององค์ประกอบที่ได้รับพวกเขาจนกว่าทั้งสองประเภทของอะตอมได้ถึงค่าก๊าซ
สูงศักดิ์ ความคิดเดียวกันสามารถขยายพันธบัตรโควาเลนต์ . อย่างไรก็ตาม เมื่อ
เป็นพันธะโควาเลนท์ฟอร์มอะตอมอิเล็กตรอนร่วมกันจนกว่าจะถึงการตั้งค่าของก๊าซมีตระกูล .
ลูอิสเรียกหลักการนี้ ส่วนตำลึง :
ในการสร้างพันธะโควาเลนท์ อะตอมไปเท่าที่เป็นไปเสร็จสิ้น
octets โดยร่วมกันของคู่อิเล็กตรอน .
เช่น ไนโตรเจน ( ปี NZ )
z
Z มี 5 อิเล็กตรอน และต้องการอีก 3 อิเล็กตรอน
เพื่อสมบูรณ์ออกเท็ต . คลอรีน ( CL ปี Z ) ¥¥
มี 7 อิเล็กตรอนเวเลนซ์และความต้องการ
อีกหนึ่งอิเล็กตรอนที่จะสมบูรณ์ออกเท็ต . ก๊าซอาร์กอน ( Ar ปี ปี ) ¥¥แล้ว
คเทตสมบูรณ์ และไม่มีแนวโน้มที่จะแบ่งปันอิเล็กตรอนเพิ่มเติมใด ๆ ไฮโดรเจน ( Hz ) ความต้องการอีก
อิเล็กตรอนจะถึง heliumlike duplet . เนื่องจากไฮโดรเจนที่เติมเต็มความสมบูรณ์ของ duplet โดย
ร่วมกันของอิเล็กตรอนคู่หนึ่ง เราบอกว่า มันมีความจุของ 1 ในสารประกอบ ของ
ทั่วไป ความจุขององค์ประกอบคือจำนวนของอะตอมสามารถฟอร์มพันธบัตรที่
.
เราสามารถขยายลิวอิสสัญลักษณ์แนะนำในมาตรา 3.2 อธิบายโควา
การเชื่อมโดยใช้เส้น ( ß ) เพื่อแสดงการใช้คู่ของอิเล็กตรอน ตัวอย่างเช่น
ไฮโดรเจนโมเลกุลเกิดขึ้นเมื่อ Hz 2 อะตอมแบ่งปันอิเล็กตรอนคู่
( H h ) จะถูกแทนด้วยสัญลักษณ์ H ßเอชเป็นฟลูออรีนอะตอมมี 7 อิเล็กตรอน
และความต้องการมากกว่าหนึ่งสมบูรณ์ออกเท็ต . มันสามารถบรรลุคเทต โดยยอมรับ
ส่วนแบ่งในอิเล็กตรอนมาจากอะตอมอื่น เช่นอื่นฟลูออรีนอะตอม :