Теория Льюиса.

Классическую электронную теорию химической связи предложил в 1916 г. американский химик Гилберт Ньютон Льюис (1875—1946). Как уже было известно, завершённые элек­тронные оболочки атомов благород­ных газов отличаются особенной ус­тойчивостью. Льюис предположил, что при образовании химической связи возникают пары электронов, которые принадлежат сразу двум ато­мам. Тем самым атомы заполняют до конца свой внешний электронный уровень и приобретают электрон­ную конфигурацию благородного газа. Льюис назвал это правилам ок­тета, так как атомы всех благород­ных газов (кроме гелия) имеют на внешнем уровне восемь электронов. С помощью правила октета удалось объяснить электронное строение ог­ромного числа соединений. А связь, образованная за счёт общей пары электронов, получила название ковалентной.

Для обозначения электронов Льюис использовал точки: Н:Н. Но часто общую пару электронов изо­бражают просто чёрточкой, которая и символизирует химическую связь: Н—Н. В молекуле Н₂ каждому атому принадлежат два электрона (конфи­гурация атома гелия), которые предо­ставлены в общее пользование двумя атомами водорода (это обменный механизм образования ковалентной связи).

Подобным образом устроена и мо­лекула F₂. У атома фтора на внешнем уровне семь электронов — чтобы до­стичь электронной конфигурации неона не хватает одного. Поэтому каждый атом F отдаёт по одному электрону в общее пользование:

Теперь оба атома имеют на внешнем уровне по восемь электронов (октет), из которых два общих, а шесть (три пары) сохраняются в индивидуаль­ном пользовании.

Аналогично образуются и кратные связи. Так, тройная связь в молекуле N₂ (NºN) возникает в результате создания трёх общих электронных пар.

В двухатомных молекулах простых веществ (Н₂, F₂, N₂ и др.) общие пары электронов в равной степени принад­лежат обоим атомам. Такая связь на­зывается непопярной. При образова­нии ковалентной связи в молекулах сложных веществ общая электронная пара оказывается смещённой в сторо­ну одного из атомов. Молекула при этом поляризуется: одна её часть несёт частичный положительный за­ряд (8+), а другая — отрицательный (8-). Примером может служить моле­кула HF, в которой атом Н достигает электронной конфигурации гелия, а атом F — неона:

Общая электронная пара в этом со­единении смещена в сторону атома фтора. Это пример полярной связи.

Бывает, что один из атомов (донор электронов) предоставляет в общее пользование два электрона, а другой (акцептор) — ни одного. Такой меха­низм образования ковалентной связи называют донорно-акцепторным (иногда эту связь обозначают стрел­кой, направленой к акцептору).

Пример — ион аммония. Атом азо­та имеет три неспаренных электрона, которые участвуют в трёх ковалентных связях с тремя атомами водоро­да. Кроме того, у атома азота есть ещё одна пара электронов. При присоеди­нении иона Н⁺ к аммиаку NH₃ эта пара поступает в совместное пользо­вание атомов азота и водорода. В дан­ном случае атом азота выступает в ка­честве донора, а Н⁺ — акцептора электронной пары:

В молекуле С=О атомы связаны тройной связью: две из этих связей об­разованы по обменному механизму, а третья — по донорно-акцепторному.

Теория Льюиса позволяет не толь­ко описать распределение электро­нов в молекулах, но и рассчитать так называемые эффективные заряды на атомах. Для этого электронный «колхоз» временно «разгоняют», элек­троны, участвующие в химической связи, делят поровну между атомами, подсчитывают общее число электро­нов каждого атома и сравнивают его с числом валентных электронов до образования связи. В молекуле СО на долю углерода приходится пять элек­тронов (два своих и три из шести об­щих), тогда как в свободном атоме уг­лерода — четыре электрона. Лишний электрон означает, что эффектив­ный заряд на атоме углерода в молекуле СО равен -1. Молекула в целом электронейтральна, поэтому заряд на атоме кислорода равен +1.





Силы, действующие в молекулярном ионе H⁺₂ при его образовании из атомов.

Следует заметить, что истинные заряды на атомах почти всегда мень­ше эффективных. Так, в молекуле НС1 эффективные заряды атомов Н и Сl равны +1 и -1, а истинные (опре­делённые методами рентгеновской спектроскопии) соответственно +0,2 и -0,2. Чем ближе истинные заряды к эффективным, тем сильнее прояв­ляется ионный характер связи.
Источник: энциклопедии по химии
                     ресурсы Интернет 
https://murzim.ru/nauka/himiya/19749-teoriya-lyuisa.html