Углерод электронная оболочка

В атоме углерода электронную оболочку заполняют 6 электронов, из них 2 образуют виг тренний слой и 4 — внешний. [c.131]

Зная, что карбонильная группа диазокетона переходит в карбонил карбоксильной группы кислоты, можно представить, что реакция идет следующим образом. При отщеплении азота от диазокетона I образуется промежуточный продукт И с атомом углерода, электронная оболочка которого не полностью укомплектована. Поэтому алкильная группа мигрирует со своей парой электронов, дополняя число электронов до октета, в результате чего образуется кетен П1. Последний присоединяет воду, превращаясь в кислоту IV [c.451]

Выделением энергии сопровождается присоединение одного электрона к атомам кислорода, серы, углерода и некоторым другим. Таким образом, для указанных элементов силы притяжения к ядру дополнительного электрона оказываются большими, чем силы отталкивания между дополнительным электроном и электронной оболочкой атома. [c.35]

Электронная формула показывает, что атом углерода в молекуле метана нмеет устойчивую восьмиэлектронную внешнюю оболочку (электронный октет), а атомы водорода — устойчивую двух-электронную оболочку (электронный дублет). [c.453]

Чтобы понять, как атомы углерода удерживаются вместе, мы должны рассмотреть строение электронной оболочки этих атомов. В каждом атоме нейтроны и протоны сконцентрированы в центральной части, называемой ядром. В пространстве, окружающем ядро, располагаются электроны, которые занимают различные энергетические уровни. На каждом энергетическом уровне может находиться определенное число электронов. [c.185]

Для СЫ невозможно записать льюисову структуру с замкнутой электронной оболочкой, потому что эта молекула имеет нечетное число валентных электронов. Молекула СМ содержит девять валентных электронов, четыре из которых первоначально были связаны с атомами углерода и пять-с атомами азота. Таким образом, атом С либо атом N в молекуле СМ окажется окруженным только семью электронами вместо требуемых восьми. Поскольку углерод менее электроотрицателен, чем азот, этого следует ожидать для атома углерода. Поэтому наилучшая льюисова [c.469]

В приведенных выше уравнениях известны теплоты образования молекулярных частиц, и для каждого процесса могут быть получены относительные термодинамические энергии (Е ). Например, для уравнения с ННз определяется как теплота образования ОН3 минус теплота образования КНз. График зависимости Ет от энергий связи 15-электронов азота ( ь) демонстрирует исключительно хорошую корреляцию (рис. 16.16). Такой тип замещения эквивалентных оболочек дает хорошие корреляции и для данных по энергиям связи электронов в других элементах, например в углероде (Ь) и ксеноне ( /2) [55]. Этот вид корреляций полезен, поскольку дает возможность из некоторых измеренных энергий связи электронов оболочки и известных термодинамических параметров предсказать различные, еще не определенные термодинамические величины. Изучение приведенных выше уравнений показывает, что их можно использовать для определения сродства к протону. По некоторым непонятным причинам сродство к протону (РА) молекулы В берется как положительное число и приравнивается изменению энергии процесса (16.32) с отрицательным знаком. [c.351]

Наблюдающаяся высокая химическая активность )адикалов обусловлена незаполненностью их электронных оболочек. Характерна аналогия между химическими свойствами гидридов углерода, азота, кислорода и фтора и химическими свойствами атомов с тем же числом электронов. Так, радикал СН (метин) является химическим аналогом атома Н, радикалы СНа (метилен) и NH (имин) — аналогами атома О, радикалы СН3 (метил), НН2 (аминогруппа) и ОН (гидроксил) — аналогами атома К и, наконец, молекулы СН4, N1 3, Н2О и НГ в известном смысле (инертность) аналогичны атому N6. Благодаря химической ненасыщенности радикалов энергия активации нроцессов, протекающих с их участием, имеет порядок величины энергии активации атомных реакций. Поэтому такие процессы, как правило, идут приблизительно с такой же скоростью, с какой идут атомные процессы. [c.34]

Между атомами С могут возникать прочные связи, так как малые размеры электронной оболочки благоприятствуют хорошему перекрыванию атомных орбиталей соседних атомов углерода. Благодаря этому углерод обладает уникальной способностью образовывать из одинаковых атомов длинные цепочки, составляющие углеродный скелет бесчисленных молекул органических веществ. [c.105]

В образовании слабых химических связей могут участвовать как молекулы, так и ионы. Слабые химические взаимодействия, возникающие с участием молекул, наблюдаются при образовании ряда комплексов, например комплекса п-ксилола с тетрабромидом углерода, и ассоциатов, например (С Не)2. Слабые химические взаимодействия, возникающие с участием ионов, наблюдаются тогда, когда ионы имеют заполненные электронные оболочки. Примером такого взаимодействия мОжет служить взаимодействие отрицательно заряженных одноатомных ионов галогенов с нейтральными молекулами галогенов, которое приводит к образованию полиатомных ионов, например Ь, 1СЦ и др. [c.342]

Пользуясь представлением о проникновении электронов к ядру, рассмотрим характер изменения радиуса атомов элементов в подгруппе углерода. В ряду С — 51—Ое — 5п — РЬ проявляется общая тенденция увеличения радиуса атома (см. рис. 15, 16). Однако это увеличение имеет немонотонный характер. При переходе от 51 к Ое внешние р-электроны проникают через экран из десяти З -электро-нов и тем самым упрочняют связь с ядром и сжимают электронную оболочку атома. Уменьшение размера 6р-орбитали РЬ по сравнению с 5р-орбиталью 5п обусловлено проникновением бр-электронов под двойной экран десяти -электронов и четырнадцати 4/-электронов. Этим же объясняется немонотонность в изменении энергии ионизаций атомов в ряду С — РЬ и большее значение ее для РЬ по сравнению с атомом 5п (см. рис. 12). [c.37]

Однако исходя из такой формулы невозможно объяснить, почему молекула СО имеет очень небольшой дипольный момент (0,1 Д у формальдегида р, = 2,3 Д) и почему, несмотря на наличие только секстета электронов на внешней электронной оболочке атома, углерода, молекула СО химически сравнительно инертна, а не ведет себя подобно карбену. Остается предположить, что в молекуле СО достройка внешнего электронного уровня атома углерода до октета осуществляется внутри самой молекулы за счет одной из неподеленных пар р-электронов атома кислорода [c.393]

Механизм этой перегруппировки трактуется следующим образом. Катализатор способствует отрыву молекулы азота от диазокетона, в результате чего на атоме углерода, ранее связанном с диазогруппой, остается секстет электронов. Последующая достройка электронной оболочки до октета у этого атома происходит в результате миграции группы К в виде аниона с последующим смещением электронной плотности, приводящим к образованию кетена [c.470]

В результате такого перехода образуются четыре неспаренных электрона (один 5- и три р-) 2зр . Это возможно потому, что состояния 25 и 2р очень близки в энергетическом отношении. Затраченная при этом энергия (676,2 кДж/моль) затем с избытком компенсируется при образовании четырех связей. Но, учитывая строение электронной оболочки атома углерода в возбужденном состоянии, можно ошибочно предположить, что, например, в молекуле метана имеются четыре неравноценные связи одна 5 — 5-связь и три 5—р-связи. Это противоречит экспериментальным данным, согласно которым в симметрично построенных соединениях углерода (метан, четыреххлористый углерод и др.) все связи С — Н или С — С1 совершенно одинаковы. Теоретическое объяснение этого факта основывалось на возможной гибридизации (смешении) атомных орбиталей (Л. Полинг, Ж. Слейтер, 1931). Было показано, что химические связи не могут существовать в изолированном, чистом виде они обязательно влияют друг на друга. Так, в случае метана [c.16]

Кремний и углерод, имея одинаковую структуру внешней электронной оболочки, являются аналогами (рис. 19). Эти элементы [c.180]

Таким же образом, и даже, может быть, еще проще, можно найти основные состояния ближайших, следующих за углеродом атомов Ы, О, Р, N6. У неона 5- и р-уровни слоя п = 2 полностью заполнены, т. е. электроны не могут появиться на этих оболочках, не нарушив принципа Паули. Поэтому для следующего элемента начинается заселение уровней слоя п = 3. Это происходит точно так же, как и для слоя п = 2 в результате образуется электронная оболочка инертного газа аргона. Термы этого периода также одинаковы, т. е. электронные оболочки атомов элементов первых двух коротких периодов периодической системы имеют аналогичное строение. Опустим подробности построения электронных моделей остальных элементов периодической системы. С последовательностью заполнения энергетических уровней электронов в слоях и особенностями заполнения, например появлением побочных групп и лантаноидов, можно ознакомиться с помощью табл. А.5. В термы включен также индекс справа внизу, который указывает на суммарный орбитальный и спиновый моменты. [c.59]

Мягкие основания. Среди наиболее поляризуемых частиц можно назвать анионы с большими ионными радиусами Р ", 5е , 1 , Вг . Ион С1 занимает промежуточное положение между мягкими и жесткими основаниями. Вследствие того что гидрид-ион Н также имеет большую легко деформируемую электронную оболочку, его также можно отнести к мягким основаниям. Малая электроотрицательность углерода — причина того, что его производные типа СН3- и СЫ относятся к мягким основаниям. Часто в донорных атомах мягких оснований имеются незанятые орбитали с низкой энергией, которые могут быть использованы для образования дативной связи (обратного связывания). Вследствие высокой поляризуемости я-элект-ронных систем моноксид углерода, а также ароматические и непредельные соединения также можно отнести к классу мягких оснований. [c.396]

Три р-орбитали и одна з-орбиталь внешней электронной оболочки возбужденного атома углерода преобразуются таким образом, что получающиеся орбитали абсолютно одинаковы по энергии и симметрично расположены в пространстве. Это преобразование можно для простоты записать как уравнение химической реакции [c.191]

Строение внешней электронной оболочки атома Углерод Кремний Германий Олово Свинец [c.404]

В соответствии с местом, которое углерод занимает в периодической системе, во внешней электронной оболочке его атома имеются четыре электрона. Он не проявляет выраженной склонности отдавать или присоединять электроны, занимает в этом отношении промежуточное положение между металлами и неметаллами и образует ковалентные связи. Структура внешней электронной оболочки атома углерода может быть представлена следуюш 1ми схемами [c.551]

Предсказание валентности. Если исходить из положения, что валентность атома равна числу неспаренных электронов его внешней оболочки, то атомы благородных газов не должны давать никаких соединений с другими атомами, поскольку в основном состоянии спины всех электронов спарены. Между тем открыты и исследованы соединения благородных газов с галогенами и кислородом, как Хер , ХеО 4, Хе 2 и др. Еще сложнее объяснить существование так называемых сэндвичевых соединений, например ферроцена, где атом железа связан с двумя циклическими молекулами СдН,, (рис. 17). Он должен был бы образовать связи с десятью атомами углерода, не обладая десятью электронами во внешней электронной оболочке. [c.57]

Количество электронов на внешних электронных оболочках углерода и кремния одинаково (рис. 28). [c.335]

Рассмотрим сказанное на примере атома углерода. Внешняя электронная оболочка атома углерода в основном состоянии имеет два валентных электрона и одну вакантную р-орби-таль [c.74]

Ионы карбония содержат углерод, электронная оболочка которого имеет строение з 282р . При ионизации углерод переходит из состояния р -гибридизации в состояние -гибридизации. Валентные связи, прежде направленные к углам тетраэдра, располагаются в одной плоскости. Поэтому оптически активные соединения рацемизируются, если образуется карбониевый ион (общую литературу о карбониевых ионах см. [1—6]). [c.169]

Льюисовы структуры для молекул, подобных СН или N0, в которых содержится нечетное число валентных электронов, не позволяют приписать каждому атому замкнутую электронную оболочку. По крайней мере один атом, например углерод в СН, остается с незамкнутой оболочкой. В результате наличия в молекуле СН незамкнутой электронной оболочки две молекулы СН способны объединяться с образованием димера (СН)2, называемого дицшно.м. Причиной протекания такой реакции является образование новой углерод-углеродной связи без сколько-нибудь значительного ослабления тройной связи между углеродом и азотом [c.470]

Таким образом, число непарных электронов в атомах бериллия, бора и углерода, находящихся в возбужденном состоянии, соответствует фактической валентности этих элементов. Что же касается атомов азота, кислорода и фтора, то возбуждение их не может привести к увеличению чис.г а неиарных электронов во втором уровне их электронных оболочек. Однако у аналогов этих элементов — фосфора, серы и хлора,— поскольку на третьем уровне их [c.45]

При адсорбции такая поверхность стремится образовать химические связи с веществом соприкасающейся фазы. Этот вид адсорбции называют — х е м о с о р б ц и е й (химическая адсорбция). Она является главным видом адсорбции на поверхности металлов и углерода. Отличие химической адсорбции от физической заключается в том, что при химической адсорбции происходит перенос электронов между адсорбентом и адсорбатом и объединение электронных оболочек, т. е. имеют место процессы, сопутствуюнше химическим взаимодействиям. [c.142]

Такие понятия, как конфигурация и терм, являются характеристиками электронного строения молекулы, они неприменимы в строгом смысле к описанию состояния отдельных атомов в составе молекулы. Тем не менее с использованием соображений симметрии удается для некоторых молекул установить примерное строение электронной оболочки атома в составе молекулы. Хорошо известным примером в этом отношении может служить молекула метана, в которой, как это впервые показал Л. Полинг, эффективная конфигурация атома углерода есть Этот вопрос обсуждается, как правило, в литературе весьма подробно, см. [17], [8], [12], [20]. Рассмотрим подобную задачу на примере более сложной системы — комплекса №Уг, где в качестве У может быть взят атом кислорода. Симметрия комплекса предполагается Сзу Атомы переходных элементов имеют малую энергию возбуждения. Для атома N1 (см. гл. 3, 6) разность полных энергий АЕ = Е Зс 4х) — ( F, 3 4х ) составляет всего лишь 205 см" = 0,03 зВ. При столь незначительной величине АЕ орбитальные энергии 4s и Зй -злект-ронов претерпевают тем не менее существенные изменения. Например, для основного в конфигурации с F-тepмa = -0,70693, 45 = = -0,27624, в то время как для терма -0,45730 и = -0,23576. [c.218]

Несоответствие этих выводов с реальными свойствами изоцианогруппы имеет следующую причину. В этой группе углерод находится в том же валентном состоянии, что и в карбенах, в которых он формально двухковалентен. Особенностью карбенов является их чрезвычайно высокая химическая активность. обусловленная стремлением углерода достроить свою внешнюю электронную оболочку до октета. [c.344]

Карбены ЯВЛЯЮ1СЯ одними из наиболее энергичных химических реагентов в органической химии. Теплота образования карбена высока и составляет 330 кДж/моль, Несмотря на то что карбен не имеет заряда, он является исключительно активной электрофильной частицей. Это обусловлено стремлением атома углерода достроить свою электронную оболочку до октета, Донорами недостающих электронов могут быть алкены, причем в результате реакции образуются углеводороды ряда циклопропана [c.495]

Между двумя несвязанными атомами, расположенными друг от друга на расстоянии несколько меньшем, чем сумма их вандер-ваальсовых радиусов, наблюдается отталкивание, связанное со взаимодействием электронных оболочек этих атомов. Это взаимодействие увеличивается по мере дальнейшего сближения атомов. При образовании связи, например между двумя атомами углерода, соответственно сближаются и связанные с ними атомы или группы атомов в результате становится возможным их взаимодействие в пространстве. [c.273]

Атомы элементов главной подгруппы IV группы содержат во внешней электронной оболочке четыре электрона. Тенденция к отдаче электронов у свободных атомов углерода и его аналогов ныражена слабее, чем у соседей слева по периоду, а тенденция к приему электронов — слабее, чем у соседей справа. Вместе с тем обе эти тенденции выражены приблизительно в равной степени. Поэтому, если можно говорить о том, что атомам галогенов, кислорода или азота присущи электроотрицательные свойства, а атоллам щелочных и щелочноземельных ме- [c.92]

По характеру химической связи элементов с углеродом и другими элементами в их составе элементоорганические соединения делят на две большие группы. В первую группу включают соединения в- и р-элементов непереходных элементов), а во вторую — органические производные й- и /-элементов (переходных элементов). Для соединений первой группы характерно образование ковалентных полярных <7-связей. Для органических производных второй группы типичны комплексные соединения с участием -электронов предвнешней электронной оболочки атомов элемента. Существуют и другие способы классификации, однако свойства элементоорганических соедршений столь разнообразны, что проще рассмотреть наиболее типичные из них в порядке изменения строения электронной оболочки атома элемента, как это делалось при рассмотрении свойств неорганических соединений. [c.588]

Структурные формулы в основном возникли в органической химии и хорошо описывают органические молекулы. Для неорганических молекул штрих хуже передает многообразие атомного взаимодействия. В молекуле СО существует так назьшаемая семиполярная связь. Атом кислорода передает электрон углероду, после чего электронные оболочки обоих атомов делаются подобными электронным оболочкам азота. Поэтому Л. Полинг описывает окись углерода формулой С = О . Связь в молекуле Не трактуется как трехэлектронная, возникающая в результате обмена места электрона иона гелия с электронной парой гелия. Высказывалось предположение, что подобная связь имеется и в О2. [c.484]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология