Kinh Nghiệm Hướng dẫn Số link cộng hóa trị tối đa hoàn toàn có thể tạo ra bởi nguyên tử có thông số kỹ thuật electron ngoài cùng là Mới Nhất
Bùi An Phú đang tìm kiếm từ khóa Số link cộng hóa trị tối đa hoàn toàn có thể tạo ra bởi nguyên tử có thông số kỹ thuật electron ngoài cùng là được Update vào lúc : 2022-08-10 11:12:03 . Với phương châm chia sẻ Bí kíp về trong nội dung bài viết một cách Chi Tiết 2022. Nếu sau khi đọc tài liệu vẫn ko hiểu thì hoàn toàn có thể lại Comments ở cuối bài để Admin lý giải và hướng dẫn lại nha.
Cho những phát biểu sau:
Nội dung chính- Mục lụcLịch sửSửa đổiCác loại link cộng hóa trịSửa đổiCấu trúc cộng hóa trịSửa đổiCác link một và ba electronSửa đổiCộng hưởngSửa đổiThơmSửa đổiSiêu hóa trịSửa đổiThiếu electronSửa đổiMô tả cơ chế lượng tửSửa đổiXem thêmSửa đổiTham khảoSửa đổiNguồnSửa đổiLiên kết ngoàiSửa đổiVideo liên quan
(1) Cacbon nằm ở ô thứ 6, nhóm IVA, chu kì 2 của bảng tuần hoàn.
(2) Cấu hình electron của nguyên tử cacbon là 1s2 2s2 2p2.
(3) Cacbon là nguyên tử sắt kẽm kim loại.
(4) Nguyên tử cacbon hoàn toàn có thể tạo được tối đa 4 link cộng hoá trị với những nguyên tử khác. Ngoài ra, trong một số trong những hợp chất nguyên tử cacbon còn tồn tại cộng hoá trị hai.
(5) Các số oxi hoá của cacbon là -4, 0, +2 và +4.
Số phát biểu đúng là
A. 4
B. 5.
C. 2
D. 3.
Liên kết cộng hóa trị, còn gọi là link phân tử là một link hóa học được hình thành bằng việc dùng chung một hay nhiều cặp electron Một trong những nguyên tử. Những cặp electron này được gọi là cặp electron dùng chung, và sự cân đối lực hút và lực đẩy Một trong những nguyên tử trong khi chia sẻ những electron được gọi là link cộng hóa trị.[1][cầnnguồntốthơn] Với nhiều phân tử, việc dùng chung electron được cho phép mỗi nguyên tử đạt được thông số kỹ thuật electron bền vững.
So sánh cấu trúc electron giữa link 3 electron và link cộng hóa trị.[10]
Ví dụ đơn giản nhất cho link ba electron là link hoàn toàn có thể được hình thành trong cation helium dimer, He+
2. Đây được xem là một "nửa link" vì nó chỉ chia sẻ một electron (thay vì hai); trong những thuật ngữ orbital phân tử, electron thứ ba là một orbital phản link, hủy bỏ một nửa link hình thành bởi hai electron kia. Một ví dụ khác cho phân tử chứa link ba electron, thêm vào link hai electron, là Nitơ monoxit, NO. Phân tử oxi, O2 cũng hoàn toàn có thể được xem là có hai link ba electron và hai electron, lý giải cho tính thuận từ của nó và trật tự link của nó là hai.[11] Clo dioxide, brom dioxide và iod dioxide cũng chứa link ba electron.
Các phân tử có link với số electron không bình thường thường có tính phản ứng cao. Các loại link này chỉ duy trì ổn định Một trong những nguyên tố có độ âm điện tương đương nhau.[11]
Cộng hưởngSửa đổi
Có những trường hợp mà chỉ mỗi cấu trúc Lewis không đủ để lý giải cấu trúc electron trong một phân tử, do vậy nên phải có sự chồng chất cấu trúc. Các nguyên tử trong những phân tử này hoàn toàn có thể link một cách khác lạ trong những cấu trúc khác lạ (link đơn trong một chiếc, link đôi trong cái khác, hoặc không còn gì cả), dẫn tới những bậc link không nguyên. Ion nitrat là một ví dụ với ba cấu trúc tương đương. Liên kết giữa nito và mỗi oxi là một link đôi trong một cấu trúc và một link đơn trong hai cấu trúc còn sót lại, vậy nên bậc link trung bình trong mỗi tương tác N–O là 2 + 1 + 1/3 = 4/3.
ThơmSửa đổi
Trong hóa học hữu cơ, khi một phân tử với một vòng phẳng tuân theo quy tắc Hückel, với số lượng những electron π đúng với công thức 4n+2 (n là số nguyên), thì đạt được tính ổn định và tính đối xứng cao. Trong benzen, hợp chất thơm đầu tiên, có 6 electron link π (n=1, 4n+2=6). Chúng chiếm ba orbital phân tử bất định xứng (thuyết obitan phân tử) hoặc hình thành những link π trong hai cấu trúc cộng hưởng phối hợp tuyến tính (thuyết link hóa trị), tạo ra một hình lục giác thông thường thể hiện tính ổn định to hơn giả thuyết 1,3,5-cyclohexatriene.
Trong trường hợp của những chất thơm dị vòng và những benzen được thế, sự khác lạ về độ âm điện Một trong những phần của vòng hoàn toàn có thể hoàn toàn có thể chiếm ưu thế trong hoạt động và sinh hoạt giải trí hóa học của những link vòng thơm, nếu không thì tương đương nhau.
Siêu hóa trịSửa đổi
Một vài phân tử nhất định như Xenon difluorua và sulfide hexaflo có số phối trí cao hơn số lượng hoàn toàn có thể do quy tắc cộng hóa trị ngặt nghèo theo theo quy tắc bát tử. Điều này được lý giải bởi quy mô link ba tâm bốn điện tử ("3c–4e") trong đó lý giải hàm sóng phân tử in terms of non-bonding highest occupied molecular orbitals trong thuyết obitan phân tử and ionic-covalent cộng hưởng trong thuyết link hóa trị.
Thiếu electronSửa đổi
Trong link ba tâm hai điện tử ("3c–2e") ba nguyên tử chia sẻ hai electron trong nguyên kết. Loại link này xảy ra trong hợp chất thiếu electron như diborane. Mỗi link như vậy (2 trên mỗi phân tử trong dibonare) chứa một cặp electron link những nguyên tử boron theo hình dạng một trái chuối, với một proton (hạt nhân của một nguyên tử hydro) ở giữa link, chia sẻ electron với cả hai nguyên tử boron. Trong vài nhóm hóa học nhất định, link gọi là bốn tâm hai điện tử cũng khá được đưa ra.
Mô tả cơ chế lượng tửSửa đổi
Xem thêmSửa đổi
- Liên kết trong chất rắn
Bậc link
link cộng hóa trị phối trí, còn được gọi là một link lưỡng cực hoặc một link cộng hoá trị
Phân loại link cộng hóa trị (hoặc ký hiệu LXZ)
Bán kính cộng hóa trị
Liên kết disulfide
Sự lai hóa
Liên kết hydro
Liên kết ion
Linear combination of atomic orbitals
Liên kết sắt kẽm kim loại
Lien kết phản hóa trị
Cộng hưởng (hóa học)
Tham khảoSửa đổi
^ Campbell, Neil A.; Williamson, Brad; Heyden, Robin J. (2006). Biology: Exploring Life. Boston, MA: Pearson Prentice Hall. ISBN0-13-250882-6. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.[cầnnguồntốthơn] ^ March, Jerry (1992). Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure. John Wiley & Sons. ISBN0-471-60180-2. ^ Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr (2004). Inorganic Chemistry. Prentice Hall. ISBN0-13-035471-6. ^ Merriam-Webster – Collegiate Dictionary (2000). ^ “Chemical Bonds”. Hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. Truy cập ngày 9 tháng 6 năm 2013. ^ Lewis, Gilbert N. (ngày một tháng 4 năm 1916). “The atom and the molecule”. Journal of the American Chemical Society. 38 (4): 762–785. doi:10.1021/ja02261a002. ^ Heitler, W.; London, F. (1927). “Wechselwirkung neutraler Atome und homöopolare Bindung nach der Quantenmechanik” [Interaction of neutral atoms and homeopolar bonds according to quantum mechanics]. Zeitschrift für Physik. 44 (6–7): 455–472. Bibcode:1927ZPhy...44..455H. doi:10.1007/bf01397394. English translation in Hettema, H. (2000). Quantum Chemistry: Classic Scientific Papers. World Scientific. tr.140. ISBN978-981-02-2771-5. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012. ^ Stranks, D. R.; Heffernan, M. L.; Lee Dow, K. C.; McTigue, P. T.; Withers, G. R. A. (1970). Chemistry: A structural view. Carlton, Vic.: Melbourne University Press. tr.184. ISBN0-522-83988-6. ^ Weinhold, F.; Landis, C. (2005). Valency and Bonding. Cambridge. tr.96–100. ISBN0-521-83128-8. ^ Harcourt, Richard D. sửa đổi và biên tập (2015). “Chapter 2: Pauling "3-Electron Bonds", 4-Electron 3-Centre Bonding, and the Need for an "Increased-Valence" Theory”. Bonding in Electron-Rich Molecules: Qualitative Valence-Bond Approach via Increased-Valence Structures. Springer. ISBN9783319166766. ^ a b Pauling, L. (1960). The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press. tr.340–354.
NguồnSửa đổi
- “Covalent bonding– Single bonds”. chemguide. 2000. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.
“Electron Sharing and Covalent Bonds”. Department of Chemistry University of Oxford. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.
“Chemical Bonds”. Department of Physics and Astronomy, Georgia State University. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.
Liên kết ngoàiSửa đổi
- Covalent Bonds and Molecular Structure
Structure and Bonding in Chemistry—Covalent Bonds Lưu trữ 2009-04-30 tại Wayback Machine
Bản mẫu:Chemical bonds Bản mẫu:Organic chemistry
Tải thêm tài liệu liên quan đến nội dung bài viết Số link cộng hóa trị tối đa hoàn toàn có thể tạo ra bởi nguyên tử có thông số kỹ thuật electron ngoài cùng là