Ութնյակի կանոն

Վիքիպեդիայից՝ ազատ հանրագիտարանից
Ածխաթթու գազի (CO2) կապը. բոլոր ատոմները շրջապատված են 8 էլեկտրոններով՝ բավարարելով օկտետի կանոնը

Օկտետի կանոնը քիմիական հիմնական կանոններից է, որն արտացոլում է այն տեսությունը, որ հիմնական խմբի տարրերը հակված են կապվելու այնպես, որ յուրաքանչյուր ատոմ իր վալենտական շերտում ունենա ութ էլեկտրոն, ինչը նրանց տալիս է նույն էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան, ինչ ազնիվ գազը։ Կանոնը հատկապես կիրառելի է ածխածնի, ազոտի, թթվածնի և հալոգենների համար. չնայած ավելի ընդհանուր առմամբ կանոնը կիրառելի է պարբերական աղյուսակի s-բլոկների և p-բլոկների համար։ Այլ տարրերի համար գոյություն ունեն այլ կանոններ, ինչպիսիք են ջրածնի և հելիումի կրկնակի կանոնը կամ անցումային մետաղների համար 18 էլեկտրոնի կանոնը։

Վալենտային էլեկտրոնները կարելի է հաշվել՝ օգտագործելով Լյուիսի էլեկտրոնային կետերի դիագրամը, ինչպես ցույց է տրված աջ կողմում ածխաթթու գազի համար։ Էլեկտրոնները, որոնք կիսում են երկու ատոմները կովալենտային կապում, հաշվվում են երկու անգամ՝ յուրաքանչյուր ատոմի համար մեկ անգամ։ Ածխածնի երկօքսիդում յուրաքանչյուր թթվածին կիսում է չորս էլեկտրոն կենտրոնական ածխածնի հետ, երկուսը (կարմիր գույնով ցույց է տրված) բուն թթվածնից և երկուսը (ցուցված է սևով) ածխածնից։ Այս բոլոր չորս էլեկտրոնները հաշվվում են և՛ ածխածնի օկտետում, և՛ թթվածնի օկտետում, այնպես որ երկու ատոմներն էլ համարվում են, որ ենթարկվում են օկտետի կանոնին։

Օրինակ՝ նատրիումի քլորիդ (NaCl)[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Իոնային կապը սովորական է զույգ ատոմների միջև, որտեղ զույգերից մեկը ցածր էլեկտրաբացասականությամբ մետաղ է (օրինակ՝ նատրիումը), իսկ երկրորդը՝ բարձր էլեկտրաբացասականությամբ ոչ մետաղ (օրինակ՝ քլորը)։

Քլորի ատոմն ունի յոթ էլեկտրոն իր երրորդ և արտաքին էլեկտրոնային թաղանթում, առաջին և երկրորդ թաղանթները լցված են համապատասխանաբար երկու և ութ էլեկտրոններով։ Քլորի առաջին էլեկտրոնային խնամակցությունը (էներգիայի արտազատումը, երբ քլորը ստանում է էլեկտրոն՝ ձևավորելով Cl−) 349 կՋ քլորի ատոմի մեկ մոլի համար[1]։ Տեսականորեն Cl2- ձևավորելու համար երկրորդ էլեկտրոնի ավելացումը կպահանջի էներգիա, էներգիա, որը հնարավոր չէ վերականգնել քիմիական կապի ձևավորմամբ։ Արդյունքն այն է, որ քլորը շատ հաճախ ձևավորում է միացություն, որտեղ այն ունի ութ էլեկտրոն իր արտաքին թաղանթում (ամբողջական օկտետ), ինչպես Cl−-ում։

Նատրիումի ատոմն ունի մեկ էլեկտրոն իր ամենաարտաքին էլեկտրոնային թաղանթում, առաջին և երկրորդ թաղանթները կրկին լցված են համապատասխանաբար երկու և ութ էլեկտրոններով։ Այս արտաքին էլեկտրոնը հեռացնելու համար պահանջվում է միայն առաջին իոնացման էներգիան, որը կազմում է +495,8 կՋ մեկ մոլ նատրիումի ատոմների համար՝ փոքր քանակությամբ էներգիա։ Ի հակադրություն, երկրորդ էլեկտրոնը գտնվում է ավելի խորը երկրորդ էլեկտրոնային թաղանթում, և երկրորդ իոնացման էներգիան, որն անհրաժեշտ է դրա հեռացման համար, շատ ավելի մեծ է՝ +4562 կՋ մեկ մոլի համար[2]։ Այսպիսով, նատրիումը, շատ դեպքերում, կձևավորի միացություն, որտեղ այն կորցրել է մեկ էլեկտրոն և կունենա ութ էլեկտրոններից կամ օկտետից բաղկացած արտաքին թաղանթ։

Էլեկտրոնը նատրիումի ատոմից քլորի ատոմ տեղափոխելու համար անհրաժեշտ էներգիան (նատրիումի 1-ին իոնացման էներգիայի և քլորի էլեկտրոնների մերձեցման տարբերությունը) փոքր է՝ +495,8 − 349 = +147 կՋ մոլ−1։ Այս էներգիան հեշտությամբ փոխհատուցվում է նատրիումի քլորիդի ցանցի էներգիայով՝ −783 կՋ մոլ−1[3]: Սա ամբողջացնում է այս դեպքում օկտետի կանոնի բացատրությունը։

Պատմություն[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Նյուլանդի օկտավաների կանոնը

1864 թ.-ին անգլիացի քիմիկոս Ջոն Նյուլանդսը դասակարգեց վաթսուներկու հայտնի տարրերը ութ խմբերի` ելնելով նրանց ֆիզիկական հատկություններից[4][5][6][7]։

19-րդ դարի վերջում հայտնի էր, որ կոորդինացիոն միացությունները (նախկինում կոչվում էին «մոլեկուլային միացություններ») ձևավորվել են ատոմների կամ մոլեկուլների համակցությունից այնպես, որ ներգրավված ատոմների արժեքները ակնհայտորեն բավարարվեին։ 1893 թվականին Ալֆրեդ Վերները ցույց տվեց, որ կենտրոնական ատոմի հետ կապված ատոմների կամ խմբերի թիվը («կոորդինացիոն թիվը») հաճախ 4 կամ 6 է. այլ կոորդինացիոն թվեր հայտնի էին մինչև առավելագույնը 8, բայց ավելի քիչ հաճախակի[8]։ 1904 թվականին Ռիչարդ Աբեգն առաջիններից մեկն էր, ով ընդլայնեց կոորդինացիոն թվի հայեցակարգը վալենտության հայեցակարգի վրա, որտեղ նա առանձնացրեց ատոմները որպես էլեկտրոնների դոնորներ կամ ընդունողներ, ինչը հանգեցրեց դրական և բացասական վալենտային վիճակների, որոնք մեծապես նման են օքսիդացման վիճակների ժամանակակից հայեցակարգին։ Աբեգը նշել է, որ իր մոդելով տարրի առավելագույն դրական և բացասական վալենտների տարբերությունը հաճախ ութ է[9]։ 1916 թվականին Գիլբերտ Ն. Լյուիսն այս պատկերացումն անվանեց Աբեգի կանոն և օգտագործեց այն՝ օգնելու ձևակերպել իր խորանարդ ատոմների մոդելը և «ութի կանոնը», որը սկսեց տարբերակել վալենտականությունը և վալենտային էլեկտրոնները[10]։ 1919 թ.-ին Իրվինգ Լանգմյուիրը ավելի հստակեցրեց այս հասկացությունները և վերանվանեց դրանք «խորանարդային օկտետ ատոմ» և «ութնյակի տեսություն»[11]։ «Օկտետի տեսությունը» վերածվեց այն, ինչն այժմ հայտնի է որպես «ութնյակի կանոն»։

Վալթեր Կոսելը[12] և Գիլբերտ Ն. Լյուիսը տեսան, որ ազնիվ գազերը սովորական պայմաններում քիմիական ռեակցիաներին մասնակցելու միտում չունեն։ Այս դիտարկման հիման վրա նրանք եզրակացրեցին, որ ազնիվ գազերի ատոմները կայուն են և այս եզրակացության հիման վրա նրանք 1916 թվականին առաջարկեցին վալենտության տեսություն, որը հայտնի է որպես «վալենտության էլեկտրոնային տեսություն»։

«Քիմիական կապի ձևավորման ժամանակ ատոմները միավորվում են՝ ձեռք բերելով, կորցնելով կամ կիսելով էլեկտրոնները այնպես, որ նրանք ձեռք են բերում մոտակա ազնիվ գազի կոնֆիգուրացիա։»[13]

Քվանտային տեսությամբ բացատրությունը[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Ատոմի քվանտային տեսությունը բացատրում է ութ էլեկտրոնները որպես փակ ամպ՝ s2p6 էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիայով։ Փակ ամպի կոնֆիգուրացիան այն է, երբ ցածր էներգիայի մակարդակները լի են, իսկ ավելի բարձր էներգիայի մակարդակները դատարկ են։ Օրինակ, նեոնի ատոմի հիմնական վիճակն ունի լրիվ n = 2 ամպ (2s2 2p6) և դատարկ n = 3 ամպ։ Օկտետի կանոնի համաձայն՝ պարբերական աղյուսակում նեոնից անմիջապես առաջ և հետո (այսինքն՝ C, N, O, F, Na, Mg և Al) ատոմները հակված են նմանատիպ կոնֆիգուրացիայի՝ ձեռք բերելով, կորցնելով կամ կիսելով էլեկտրոնները։

Արգոնի ատոմն ունի անալոգային 3s2 3p6 կոնֆիգուրացիա։ Կա նաև դատարկ 3d մակարդակ, բայց այն զգալիորեն ավելի բարձր էներգիա ունի, քան 3s-ը և 3p-ը (ի տարբերություն ջրածնի ատոմի), այնպես որ 3s2 3p6-ը դեռ համարվում է փակ ամպ քիմիական նպատակներով։ Արգոնից անմիջապես առաջ և հետո ատոմները հակված են միացություններում այս կոնֆիգուրացիան ստանալ։ Այնուամենայնիվ, կան որոշ հիպերվալենտ մոլեկուլներ, որոնցում 3d մակարդակը կարող է դեր խաղալ կապի մեջ, թեև դա հակասական է (տես ստորև)։

Հելիումի համար, ըստ քվանտային տեսության, չկա 1p մակարդակ, այնպես որ 1s2-ը փակ ամպ է՝ առանց p էլեկտրոնների։ Ատոմները հելիումից առաջ և հետո (H և Li) հետևում են դուետի կանոնին և հակված են ունենալ նույն 1s2 կոնֆիգուրացիան, ինչ հելիումը։

Բացառություններ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Շատ ռեակտիվ միջանկյալ նյութեր անկայուն են և չեն ենթարկվում օկտետի կանոնին։ Սա ներառում է այնպիսի տեսակներ, ինչպիսիք են կարբենները, ինչպես նաև ազատ ռադիկալները և մեթիլ ռադիկալը (CH3), որն ունի չզույգված էլեկտրոն ածխածնի ատոմի վրա չկապող ուղեծրում և չունի հակառակ սպինի էլեկտրոն նույն ուղեծրում։ Մեկ այլ օրինակ է ռադիկալ քլորի մոնօքսիդը (ClO•), որը մասնակցում է օզոնի քայքայմանը։ Այս մոլեկուլները հաճախ արձագանքում են այնպես, որ լրացնեն իրենց օկտետը։ Էլեկտրոնի պակաս ունեցող մոլեկուլները, ինչպիսիք են բորները, նույնպես չեն ենթարկվում օկտետի կանոնին, բայց կիսում են տեղայնացված էլեկտրոնները մետաղական կապի նման։

Թեև կայուն կենտ էլեկտրոնի մոլեկուլները և հիպերվալենտ մոլեկուլները սովորաբար ուսուցանվում են որպես օկտետի կանոնը խախտող, մոլեկուլային ուղեծրային հաշվարկները ցույց են տալիս, որ դրանք հիմնականում ենթարկվում են օկտետի կանոնին (տես ներքևում գտնվող երեք էլեկտրոնային կապերի և հիպերվալենտ մոլեկուլների բաժինները)։

Երեք էլեկտրոնային կապեր[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Առանձին 2e կապի և 3e կապի Լյուիսի և MO դիագրամները

Որոշ կայուն մոլեկուլային ռադիկալներ (օրինակ՝ ազոտի օքսիդ, NO) ստանում են օկտետային կոնֆիգուրացիաներ երեք էլեկտրոնային կապի միջոցով, որը նպաստում է յուրաքանչյուր կապակցված ատոմի օկտետին մեկ ընդհանուր և մեկ չբաշխված էլեկտրոնի[14] ն։ NO-ում յուրաքանչյուր ատոմի օկտետը բաղկացած է երեք էլեկտրոնային կապից երկու էլեկտրոնից, գումարած չորս էլեկտրոն երկու երկէլեկտրոնային կապից և երկու էլեկտրոն՝ միայն այդ ատոմի վրա չկապող էլեկտրոնների միայնակ զույգից։ Կապի կարգը 2,5 է, քանի որ յուրաքանչյուր երկու էլեկտրոնային կապը հաշվվում է որպես մեկ կապ, մինչդեռ երեք էլեկտրոնային կապն ունի միայն մեկ ընդհանուր էլեկտրոն և, հետևաբար, համապատասխանում է կես կապի։

Երկաթթվածինը երբեմն ներկայացված է որպես ութնյակի կանոնին ենթարկվող կրկնակի կապով (O=O), որը պարունակում է երկու զույգ ընդհանուր էլեկտրոններ[15]։ Այնուամենայնիվ, այս մոլեկուլի հիմնական վիճակը պարամագնիսական է, ինչը ցույց է տալիս չզույգված էլեկտրոնների առկայությունը։ Փոլինգն առաջարկեց, որ այս մոլեկուլն իրականում պարունակում է երկու երեքէլեկտրոնային կապ և մեկ նորմալ կովալենտ (երկու էլեկտրոն) կապ[16]։ Այնուհետև յուրաքանչյուր ատոմի օկտետը բաղկացած է երկու էլեկտրոններից յուրաքանչյուր երեքէլեկտրոնային կապից, գումարած կովալենտային կապի երկու էլեկտրոնները, գումարած մեկ զույգ չկապող էլեկտրոններ։ Կապի պատվերը 1+0.5+0.5=2 է։

Հիպերվալենտ մոլեկուլներ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Պարբերական աղյուսակի երրորդ և ավելի ուշ տողերի հիմնական խմբի տարրերը կարող են ձևավորել հիպերկոորդինատային կամ հիպերվալենտ մոլեկուլներ, որոնցում կենտրոնական հիմնական խմբի ատոմը կապված է ավելի քան չորս այլ ատոմների հետ, ինչպիսիք են ֆոսֆորի պենտաֆտորիդը, PF5 և ծծմբի հեքսաֆտորիդը՝ SF6: Օրինակ, PF5-ում, եթե ենթադրվում է, որ կան հինգ իսկական կովալենտային կապեր, որոնցում կիսվում են հինգ հստակ էլեկտրոնային զույգեր, ապա ֆոսֆորը շրջապատված կլինի 10 վալենտային էլեկտրոններով՝ խախտելով ութետանի կանոնը։ Քվանտային մեխանիկայի վաղ օրերին Պոլինգն առաջարկեց, որ երրորդ շարքի ատոմները կարող են կազմել հինգ կապ՝ օգտագործելով մեկ s, երեք p և մեկ d օրբիտալներ, կամ վեց կապ՝ օգտագործելով մեկ s, երեք p և երկու d օրբիտալներ[17]։ Հինգ կապեր ձևավորելու համար մեկ s, երեք p և մեկ d օրբիտալները միավորվում են՝ ձևավորելով հինգ sp3d հիբրիդային ուղեծրեր, որոնցից յուրաքանչյուրը կիսում է էլեկտրոնային զույգ հալոգենի ատոմի հետ՝ ընդհանուր 10 ընդհանուր էլեկտրոնների համար, երկուսով ավելի, քան կանխատեսում է օկտետի կանոնը։ Նմանապես վեց կապ ստեղծելու համար վեց sp3d2 հիբրիդային ուղեծրերը կազմում են վեց կապ 12 ընդհանուր էլեկտրոններով[18]։ Այս մոդելում դատարկ d օրբիտալների հասանելիությունն օգտագործվում է բացատրելու այն փաստը, որ երրորդ շարքի ատոմները, ինչպիսիք են ֆոսֆորը և ծծումբը, կարող են ձևավորել ավելի քան չորս կովալենտ կապեր, մինչդեռ երկրորդ շարքի ատոմները, ինչպիսիք են ազոտը և թթվածինը, խստորեն սահմանափակված են ութնյակի կանոնով[19]։

Ֆոսֆորի պենտաֆլորիդի 5 ռեզոնանսային կառուցվածքները

Այնուամենայնիվ, այլ մոդելներ նկարագրում են կապը, օգտագործելով միայն s և p ուղեծրերը՝ համաձայն օկտետի կանոնի։ PF5-ի վալենտային կապի նկարագրությունը օգտագործում է ռեզոնանս տարբեր PF4+ F− կառուցվածքների միջև, այնպես որ յուրաքանչյուր F-ը կապված է չորս կառուցվածքում կովալենտային կապով և մեկ կառուցվածքում՝ իոնային կապով։ Յուրաքանչյուր ռեզոնանսային կառույց ունի ութ վալենտային էլեկտրոն P-ի վրա[20]։ Մոլեկուլային ուղեծրի տեսության նկարագրությունը համարում է, որ ամենաբարձր զբաղեցրած մոլեկուլային ուղեծիրը կապող ուղեծիր չէ, և տեղայնացված է ֆտորի հինգ ատոմների վրա, ի լրումն չորս զբաղեցված կապող ուղեծրերի, ուստի կրկին կա ընդամենը ութ վալենտ։ Հիպերվալենտ մոլեկուլների համար ութնյակի կանոնի վավերականությունը հետագայում հաստատվում է մոլեկուլային ուղեծրի հաշվարկներով, որոնք ցույց են տալիս, որ d ֆունկցիաների ներդրումը կապող ուղեծրերում փոքր է[21][22]։

Այնուամենայնիվ, պատմական պատճառներով, կառուցվածքները, որոնք ենթադրում են ավելի քան ութ էլեկտրոն տարրերի շուրջ, ինչպիսիք են P, S, Se կամ I, դեռևս տարածված են դասագրքերում և հետազոտական հոդվածներում։ Չնայած քիմիական կապում d կեղևի ընդլայնման անկարևորությանը, այս պրակտիկան թույլ է տալիս կառուցվածքները ցուցադրել առանց մեծ թվով պաշտոնական լիցքերի կամ մասնակի կապերի օգտագործման և առաջարկվում է IUPAC-ի կողմից որպես հարմար ձևականություն՝ նախընտրելով այն պատկերները, որոնք ավելի լավ են արտացոլում կապը։ Մյուս կողմից, ավելի քան ութ էլեկտրոն ցույց տալը Be, B, C, N, O կամ F-ի շուրջը (կամ ավելի քան երկուսը՝ H, He-ի կամ Li-ի շուրջ) իշխանությունների մեծամասնության կողմից համարվում է սխալ։

Այլ կանոններ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Օկտետի կանոնը կիրառելի է միայն հիմնական խմբի տարրերի համար։ Մյուս տարրերը հետևում են էլեկտրոնների հաշվման այլ կանոններին, քանի որ նրանց վալենտային էլեկտրոնների կազմաձևերը տարբերվում են հիմնական խմբի տարրերից։ Այս մյուս կանոնները ներկայացված են ստորև.

Տարրի տեսակը Առաջին էլլեկտրոնային ամպը p-բլոկ

(Հիմնական խումբ)

d-բլոկ

(Անցումնային մետաղ)

Էլեկտրոնների հաշվարկ Դուետի/երկյակի կանոն Ութնյակի կանոն 18-էլեկտրոնի կանոն
Ամբողջական վալենտային կոնֆիգուրացիան s2 s2p6 d10s2p6
  • Առաջին թաղանթի դուետի կանոնը կամ երկյակի կանոնը վերաբերում է H, He-ին և Li-ին։ Ազնիվ գազ հելիումը ունի երկու էլեկտրոն իր արտաքին թաղանթում, որը շատ կայուն է։ (Քանի որ չկա 1p ենթաշերտ, 1s-ին անմիջապես հաջորդում է 2s-ը, և այդպիսով 1-ին շերտը կարող է ունենալ առավելագույնը 2 վալենտային էլեկտրոն)։ Այս կայուն կոնֆիգուրացիան ստանալու համար ջրածնին անհրաժեշտ է միայն մեկ լրացուցիչ էլեկտրոն, մինչդեռ լիթիումը պետք է կորցնի մեկը։
  • Անցումային մետաղների համար մոլեկուլները հակված են ենթարկվել 18-էլեկտրոնների կանոնին, որը համապատասխանում է d, s և p վալենտական ուղեծրերի օգտագործմանը՝ կապող և ոչ կապող օրբիտալներ ձևավորելու համար։ Այնուամենայնիվ, ի տարբերություն հիմնական խմբի տարրերի օկտետի կանոնի, անցումային մետաղները խստորեն չեն ենթարկվում 18 էլեկտրոնների կանոնին, և վալենտային էլեկտրոնների քանակը կարող է տատանվել 12-ից 18-ի միջև[23][24][25][26]։

Տես նաև[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

Ծանոթագրություններ[խմբագրել | խմբագրել կոդը]

  1. ↑ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2005). Inorganic Chemistry (2nd ed.). Pearson Education Limited. էջ 883. ISBN 0130-39913-2. «Source gives enthalpy change -349 kJ corresponding to energy release +349 kJ»
  2. ↑ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2005). Inorganic Chemistry (2nd ed.). Pearson Education Limited. էջ 880. ISBN 0130-39913-2.
  3. ↑ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2005). Inorganic Chemistry (2nd ed.). Pearson Education Limited. էջ 156. ISBN 0130-39913-2.
  4. ↑ See:
  5. ↑ in a letter published in Chemistry News in February 1863, according to the Notable Names Data Base
  6. ↑ Newlands on classification of elements
  7. ↑ Ley, Willy (1966 թ․ հոկտեմբեր). «For Your Information: The Delayed Discovery». Galaxy Science Fiction. 25 (1): 116–127.
  8. ↑ See:
    • Werner, Alfred (1893). «Beitrag zur Konstitution anorganischer Verbindungen» [Contribution to the constitution of inorganic compounds]. Zeitschrift für anorganische und allgemeine Chemie (գերմաներեն). 3: 267–330. doi:10.1002/zaac.18930030136.
    • English translation: Werner, Alfred; Kauffman, G.B., trans. & ed. (1968). Classics in Coordination Chemistry, Part I: The selected papers of Alfred Werner. New York City, New York, USA: Dover Publications. էջեր 5–88. {{cite book}}: |first2= has generic name (օգնություն)CS1 սպաս․ բազմաթիվ անուններ: authors list (link)
  9. ↑ Abegg, R. (1904). «Die Valenz und das periodische System. Versuch einer Theorie der Molekularverbindungen» [Valency and the periodic system. Attempt at a theory of molecular compounds]. Zeitschrift für Anorganische Chemie. 39 (1): 330–380. doi:10.1002/zaac.19040390125.
  10. ↑ Lewis, Gilbert N. (1916). «The Atom and the Molecule». Journal of the American Chemical Society. 38 (4): 762–785. doi:10.1021/ja02261a002. S2CID 95865413.
  11. ↑ Langmuir, Irving (1919). «The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules». Journal of the American Chemical Society. 41 (6): 868–934. doi:10.1021/ja02227a002.
  12. ↑ Kossel, W. (1916). «Über Molekülbildung als Frage des Atombaus» [On the formation of molecules as a question of atomic structure]. Annalen der Physik (գերմաներեն). 354 (3): 229–362. Bibcode:1916AnP...354..229K. doi:10.1002/andp.19163540302.
  13. ↑ «The Atom and the Molecule. April 1916. - Published Papers and Official Documents - Linus Pauling and The Nature of the Chemical Bond: A Documentary History». Osulibrary.oregonstate.edu. Արխիվացված է օրիգինալից 2013 թ․ նոյեմբերի 25-ին. Վերցված է 2014 թ․ հունվարի 3-ին.
  14. ↑ Harcourt, Richard D., ed. (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. ISBN 9783319166766.
  15. ↑ For example, General chemistry by R.H.Petrucci, W.S.Harwood and F.G.Herring (8th ed., Prentice-Hall 2002, 0-13-014329-4, p.395) writes the Lewis structure with a double bond, but adds a question mark with the explanation that there is some doubt about the validity of this structure because it fails to account for the observed paramagnetism.
  16. ↑ L. Pauling The Nature of the Chemical Bond (3rd ed., Oxford University Press 1960) chapter 10.
  17. ↑ L. Pauling The Nature of the Chemical Bond (3rd ed., Oxford University Press 1960) p.63. In this source Pauling considers as examples PCl5 and the PF6− ion. 0-8014-0333-2
  18. ↑ R.H. Petrucci, W.S. Harwood and F.G. Herring, General Chemistry (8th ed., Prentice-Hall 2002) p.408 and p.445 0-13-014329-4
  19. ↑ Douglas B.E., McDaniel D.H. and Alexander J.J. Concepts and Models of Inorganic Chemistry (2nd ed., John Wiley 1983) pp.45-47 0-471-21984-3
  20. ↑ Housecroft C.E. and Sharpe A.G., Inorganic Chemistry, 2nd ed. (Pearson Education Ltd. 2005), p.390-1
  21. ↑ Miessler D.L. and Tarr G.A., Inorganic Chemistry, 2nd ed. (Prentice-Hall 1999), p.48
  22. ↑ Magnusson, E., J.Am.Chem.Soc. (1990), v.112, p.7940-51 Hypercoordinate Molecules of Second-Row Elements: d Functions or d Orbitals?
  23. ↑ Frenking, Gernot; Shaik, Sason, eds. (2014 թ․ մայիս). «Chapter 7: Chemical bonding in Transition Metal Compounds». The Chemical Bond: Chemical Bonding Across the Periodic Table. Wiley -VCH. ISBN 978-3-527-33315-8.
  24. ↑ Frenking, Gernot; Fröhlich, Nikolaus (2000). «The Nature of the Bonding in Transition-Metal Compounds». Chem. Rev. 100 (2): 717–774. doi:10.1021/cr980401l. PMID 11749249.
  25. ↑ Bayse, Craig; Hall, Michael (1999). «Prediction of the Geometries of Simple Transition Metal Polyhydride Complexes by Symmetry Analysis». J. Am. Chem. Soc. 121 (6): 1348–1358. doi:10.1021/ja981965+.
  26. ↑ King, R.B. (2000). «Structure and bonding in homoleptic transition metal hydride anions». Coordination Chemistry Reviews. 200–202: 813–829. doi:10.1016/S0010-8545(00)00263-0.
Ստացված է «https://hy.wikipedia.org/w/index.php?title=Ութնյակի_կանոն&oldid=9805355» էջից