Углерод орбиты

Бензол и в самом деле более устойчив, чем можно ожидать для молекулы с шестью простыми связями С—С, шестью простыми связями С—Н и тремя я-связями С—С. Его дополнительная устойчивость обусловлена тем, что электроны на трех я-связях делокализованы по всем шести атомам углерода. Орбиталь Я , показанная на рис. 13-25, симметрична относительно всех шести атомов углерода. Орбитали я и Яз выглядят несимметричными, но их комбинация оказывается симметричной. Атомы а и ничем не отличаются от остальных атомов углерода можно записать орбитали 2 и Яз таким образом, что атомы / и с покажутся находящимися на оси молекулы. Если не допустить делокализации электронов в молекуле С Н , связь в ней окажется такой, как это описывается структурами Кекуле и Дьюара, изображенными на рис. 13-25 или 13-27. Однако наилуч-шсе описание химической связи в бензоле достигается в рамках модели, схематически изображенной в нижней части рис. 13-27. Как можно подсчитать, пользуясь экспериментальными данными, молекула бензола на 167 кДж моль более устойчива, чем если судить по сумме энергии шести связей С—Н, трех связей С—С и трех связей С=С. [c.575]

Соединения с сопряженными связями. Перейдем к рассмотрению соединений, содержащих цепи атомов углерода, орбитали которых характеризуются sp -гибридизацией. Такие атомы могут соединяться между собой не только по два (как в молекуле QH ), но и более, образуя цепи, как, например, в молекуле QHg. Как показано на рис. 21.14, каждый атом углерода в этой молекуле имеет три гибридные 5р -орбитали, за счет которых между атомами образуются а-связи. Негибридные р-орбитали всех [c.257]

Необычайно большой отклик у химиков имело введение Гоффманом [8] метода, в котором используется эффективный гамильтониан (подобно тому, как это делается в методе Хюккеля), но с учетом всех валентных электронов. С формальной точки зрения он представляет собой метод Хюккеля с расширенным базисом атомных орбиталей, называемый в литературе расширенным методом Хюккеля (РМХ). Расширенный базис охватывает для углерода орбитали 2х и 2р, для водорода — орбиталь 15 кроме того, в методе Гоффмана учитываются перекрывание орбиталей и взаимодействия не только между соседними атомами. К приведенным в табл. 10.2 данным следует добавить, что численные расчеты по этому методу были проведены со следующими значениями потенциалов ионизации [c.224]

Способность атома кремния привлекать на свою -орбиту непо-деленную пару электронов атома кислорода обусловливает отличительную особенность полимеров кремния от полимеров углерода, поскольку атом углерода -орбиты не имеет. Это проявляется, в частности, в том, что решетки твердых двуокисей углерода и кремния [c.62]

Четыре пары электронов приходятся на четыре трехцентровые связывающие орбитали, т. е. на каждый из атомов кислорода приходится по две пары связывающих электронов. Таким образом, можно считать, что порядок связи между атомом кислорода и углерода в молекуле СО2 равен 2. Это можно отразить структурной формулой 0=С=0. [c.63]

В образовании орбиталей молекулы СН4 принимают участие 2s-, 2р -, 2ру и 2рг-орбитали атома углерода и ls-орби-тали четырех атомов водорода. Возможные способы перекрывания валентных орбита-лей атома углерода и четырех атомов водорода показаны на рис. 44. Комбинация [c.63]

Как показывают расчеты, 25-ор-биталь атома углерода по своей энергии резко отличается от Ь-ор-битали атома водорода. Поэтому по энергетическим условиям комбинация г.ч-орбитали атома углерода с четырьмя 15-орбиталями четырех атомов водорода к заметному пере-крыванию не приводит, а следовате- [c.64]

Поскольку у бора и углерода имеются энергетически близкие свободные 2р-орбитали, при возбуждении эти элементы могут приобрести новые электронные конфигурации [c.68]

В соответствии с характерными гибридными состояниями орбита-лен атомы углерода могут объединяться в полимерные образования [c.392]

Элементы, находящиеся в первом основном ряду таблицы периодической системы элементов, как бор, углерод и азот, имеют по четыре электронных орбиты, которые могут быть использованы для образования связей. Они известны как 2s, 2рх, 2ру, 2pz — электронные орбиты. Каждая из орбит способна удерживать два электрона с противоположными спинами. Химическая связь (<г-связь) между двумя атомами образуется путем частичного перекрывания двух таких орбит, по одной от каждого атома, содержащих пару электронов противоположного спина. Так, нанример, атомы таких элементов, как бор, углерод и азот, имеющих суммарно по четыре орбиты, способны к образованию максимум четырех простых связей. [c.393]

Когда все четыре из этих орбит использованы таким способом для образования связей, они претерпевают гибридизацию . с образованием новых орбит, называемых тетраэдрическими орбитами и обозначаемых символом sp . Следовательно, четыре связи в метане СН включают четыре пары электронов, которые занимают четыре орбиты Is четырех атомов водорода и перекрывают четыре тетраэдрических орбиты атома углерода. [c.393]

Оба единичных электрона на двух различных р-орбитах (предполагается, что они имеют противоположные спины) будут взаимодействовать между собой, обеспечивая образование дополнительной связи (тг-связь). В соответствии с этим объяснением двойная связь в этилене получается из одной простой связи или ог-связи, включающей частичное накладывание гибридизованных зр -орбит обоих атомов углерода, и я-связи, образуемой за счет спаривания двух электронов в результате частичного накладывания /)-орбит. [c.395]

Если в гибридизации участвуют одна 5- и три р-орбитали (5о - г и б р и д и 3 а ц и я), то в результате образуются четыре гибридные 5р -орбитали, вытянутые в направлениях к вершинам тетраэдра, т. е. ориентированные под углами 109 28 друг к другу (рис. 42). Такая гибридизация осуществляется, например, в возбужденном атоме углерода [c.138]

Первая энергия ионизации для В меньше, чем для Ве, потому что самый внешний электрон бора находится на менее стабильной (энергетически более высокой) орбитали. В атоме углерода. С, на двух из трех 2р-орбиталей находится по одному электрону. В согласии с правилом Гунда, в атоме азота. К, три р-электрона расселены по трем 2р-орбиталям, вместо того чтобы два из них оказались спарены на одной орбитали. Четвертый 2р-электрон в атоме кислорода, О, удерживается менее прочно, чем первые три, из-за отталкивания с другим электроном, спаренным с ним на 2р-ор-битали. Поэтому первая энергия ионизации О сравнительно мала. [c.393]

Углерод. Два новых электрона в молекуле углерода, С2,. окончательно заполняют связывающие молекулярные орбитали и л . Таким образом, в молекуле С2 эффективное число связывающих электронов равно четырем, и, согласно терминологии Льюиса, в ней образуются две ковалентные связи. В основном электронном состоянии эта молекула не должна содержать неспаренных спинов. В согласии с предсказаниями, энергия связи 2 приблизительно вдвое больше, чем для В2 (603 кДж моль против 274 кДж-моль ), а длина связи меньше (1,24 А против 1,59 А). У молекулы С2 не обнаруживается парамагнитных свойств. [c.526]

Опишите модель локализованных связей для метил-аниона, СН , в которой используются гибридные орбитали центрального атома углерода. Какую форму [c.565]

Химическую связь в молекуле метана, СН4, удается хорошо объяснить, исходя из представлений о тетраэдрических хр -гибридных орбиталях атома углерода. Эти представления позволяют также объяснить строение этана, СзН , и многих других органических соединений, в которых атомы углерода соединены друг с другом в цепи простыми связями. В этане к каждому из двух атомов углерода присоединено по три атома водорода с образованием ковалентных связей, в которых участвуют три из четырех гибридных хр -орбиталей. Четвертая хр -орбиталь каждого атома углерода используется для образования ковалентной связи с другим таким же атомом. Перекрывание р -гибридных орбиталей двух атомов углерода приводит к возникновению устойчивой связывающей молекулярной орбитали и неустойчивой разрыхляющей орбитали. Связывающая орбиталь, симметричная относительно оси С—С, является а-орбиталью и заполнена двумя электронами со спаренными спинами. [c.565]

Однако если эти рассуждения распространить на перфторал-кильные комплексы металлов (К ), то возрастание их устойчивости по сравнению с соответствующими соединениями М—К/,, содержащими водород, вероятно, вызвано увеличением силы связи М—С из-за большей электроотрицательности группы К/ по сравнению с К/1. ДруУой вывод из представлений Джаффе состоит в том, что сила связи металл — углерод, очевидно, должна возрастать с уменьшением атомного веса металла в данной подгруппе. Эта тенденция вызвана увеличением интеграла перекрывания металл — углерод (орбитали атомов более легких металлов менее диффузны). Наблюдаемое уменьшение термической устойчивости металлалкильных комплексов с увеличением атомного номера в подгруппе 11, 2г и НГ согласуется с этими предсказаниями. [c.280]

На рис. 4 показана геометрия [4] эписульфидного кольца и определяющие ее орбитали. Мы предположили для простоты, что Зр-орбитали (Зр и Зру) атома серы связаны с двумя атомами углерода, орбитали которых имеют ту же гибридизацию, что и в циклопропане [5]. Донорная орбиталь заместителя также может слегка перекрываться с обоими а-орбиталями и орбиталью неподеленной пары Зрг атома серы. Таким образом, разделение орбиталей на п и п более не выполняется в строгом смысле слова вследствие смешения о-орбиталей [c.362]

Молекула СО. . Форма молекулы диоксида углерода линейная, поэтому построение а-МО для этой молекулы проводится так же, как и для линейной трехатомной молекулы ВеНз. Однако у атома кислорода в отличие от атома водорода имеются орбитали р-типа. Следовательно, орбиталей в молекуле СОг больше, чем в молекуле ВеН,. [c.60]

На рис. 39 показаны валентные орбитали центрального атома (углерода) и групповые орбитали лигандов (атомов кислорода), составленные из 2/з-орбиталей кислорода. Вследствие большого энергетического различия 25- и 2/ -орбнталей кислорода участием 25-ор-биталей можно пренебречь. Сочетание орбиталей —г)]1, приводит к образованию молекулярных орбиталей а-типа а , и аГ, (рис. 40). [c.60]

Влияние несвязывающей электронной пары центрального атома на строение молекул. Выше мы рассмотрели правильные геометрические формы молекул и комплексов с валентными углами 180, 120, 109,5, 90°. Однако, согласно экспериментальным данным, значительно чаще встречаются молекулы и комплексы с несколько иными значениями валентных углов. Валентные углы в молекулах НзЫ и НгО, например, составляют /1НЫН =107,3° и .НОН =104,5°. Согласно теории гибридизации центральные атомы этих молекул образуют химические связи за счет электронов хр -гибридных ор-бита/ ей. У атома углерода на четыре ар -гнбридиые орбитали приходится четыре электрона [c.71]

Соединения углерода (П). Производные углерода (II) — это СО, С5, Н(>Ы. В молекуле оксида углерода (II) СО, как и в изоэлектрон-ной еу молекуле N2, имеется тройная связь. В интерпретации теории вален ных связей две связи образованы за счет спаривания 2/>-элект-ронов атомов СиО, третья — по донорно-акцепторному механизму за сче" свободной 2р-орбитали углерода и 2р-электронной пары кислорода [c.405]

Эту электронную конфигурацию можно интерпретировать следующим образом. Три занятые а-орбитали соответствуют двум парам электронов (одна из них преимущественно локализована у атома углерода, вторая — около атома азота) и одной о-связи между атомами углерода и, <ислорода. Дважды вырожденный л, -уровень соответствует образованию двух я-связей. Молекула СО характеризуется очень большой энергией диссоциации (1069 кДж/моль), высоким значением силовой постоянной связи (ксо= 1860 Н/м) и малым межъ-ядерным расстоянием (0,1128 нм). Электрический момент диполя молек лы СО незначителен ( х = 0,04 Кл м) при этом эффективный заряд на атоме углерода отрицательный, а на атоме кислорода — положительный. [c.405]

Во всех этих соединениях четырехвалентные атомы бора и азота имитируют структуру атома углерода четвертая связь В — N возникает за счет использования 5р -гибридной несвязывающей электронной пары азота и свободной 5р -гибридной орбитали атома бора. [c.450]

И гсть 2р -электронов шести атомов углерода занимают три связывающие србнтали. Три л-орбитали остаются свободными. [c.520]

Ранее уже отмечалось, что наличие заряда само по себе не изменяет ни геометрической, ни электронной структуры молекулы. Поэтому законно предположить, что структура карбоний-ионов IX должна быть Весьма похожей на структуру соответствующих производных бора (VIII). Другими словами, считается, что карбоний-ионы должны иметь плоскостные структуры, в которых три гибридные зр орбиты использованы для образования с-связой с тремя атомами или группами, соединенными с центральным атомом. Кроме того, должна остаться свободная орбита р, расположенная выше и ниже атома углерода в перпендикулярном направлении в плоскости, в которой лежит молекула. [c.394]

Присоединением одного электрона к карбоний-иону метил превращает этот осколок в свободный метил-радикал. Предпо.иагается, что вхождение единичного электрона на свободную орбиту р не вносит значительного изменения в основную структуру СНд-группы. Таким образом, структура свободного метйл-радикала представляется в следующехм виде углерод и соединенные с ним три водородных атома расположены три-гональпо в плоскости ст-связи, а неспаренный электрон занимает / -орбиту над и под этой плоскостью. Схема X представляет боковой вид предполагаемой структуры. [c.394]

В образовании связи я-аллильных лигандов с металлом принимают участие молекулярные орбитали, охватывающие три атома углерода. Донорно-акцепторная связь образуется за счет взаимодействия электронов аллильного лиганда с вакантными гибридными 5р-орбиталями металла, в то время как донорно-дативная связь возникает за счет вакантной разрыхляющей молекулярной орбитали аллильной группы и пар электронов, находящихся на уг-орбитали (или комбинации йдг — ру) металла. Перекрывание орбиталей, как правило, невелико и дативная связь в я-аллильных комплексах, хотя и способствует стабилизации, но не определяет ее [61]. В присутствии лигандов типа Р(СбН5)з, галогенов и неко-1 торых других стабильность я-аллильных комплексов возрастает, что объясняется низким энергетическим уровнем разрыхляющих орбиталей этих лигандов, которые принимают участие в образовании дативных связей. Стабильность комплексов я-аллильного типа [c.107]

Возникновение гибридных, т. е. смешанных электронных орбита-лей, происходит в тех случаях, когда в образовании химических связей атомом А принимают участие электроны с различными, но не очень сильно отличающимися друг от друга энергетическими состояниями. Такому условию удовлетворяют 5- и р-электроны одного и того же уровня. Так, например, в процессе образования связей возбужденными атомами бериллия (1з 2з2р), бора (ls 2s2p ) и углерода (15 252р ) принимают соответственно участие один 5- и один р- электрон (Ве), один х- и два р-электрона (В) и один 5-и три р-электрона (С). Так как орбитали 5- и р-электронов различны по форме, то предварительной стадией образования химических связей атомами этих электронов является образование гибридных орбиталей, форма которых является результатом взаимного изменения форм орбиталей 5- и р-электронов, из которых они образовались. Такио гибридные орбитали характеризуются симметричной направленностью относительно центра атома и способностью к максимальному взаимному перекрыванию общих электронных орбиталей при последующем их взаимодействии с электронными орбиталями элемента-партнера. [c.53]

Метан, СН4, имеет четыре эквивалентных атома водорода, присоединенных к центральному атому углерода. Для соединения с четырьмя атомами водорода углероду приходится использовать все свои валентные орбитали. Путем гибридизации одной 2з- и трех 2р-орбиталей можно получить четыре эквивалентные 5р -гибридные орбитали (рис. 13-5). Каждая 5р -ги-бридная орбиталь имеет на одну четверть 5-характер и на три четверти р-характер. Все четыре хр -орбитали направлены к вершинам правильного тетраэдра, поэтому хр -орбитали иногда называют тетраэдрическими гибридами. В результате перекрывания каждой хр -гибридной орбитали с 1х-орбиталью атома водорода образуются четыре локализованные связывающие орбитали. Наилучщее перекрывание между и 1х-орбиталями получается при помещении четырех атомов водорода в вершины правильного тетраэдра, как это показано на рис. 13-6 (где изображен куб, чередующиеся вершины которого образуют вершины упоминаемого тетраэдра). В молекуле метана восемь валентных электронов (четыре от атома углерода и по одному от каждого из четырех атомов водорода), которые должны [c.555]

Пространственное расположение sp -орбиталей в молекуле этана показано на рис. 13-18,а экспериментально установленные значения длин связей и валентных углов показаны на рис. 13-18,6. Молекулы пропана (СНз— Hj—СН3), бутана ( Hj— Hj— Hj—СН3) и большого класса углеводородов с линейными и разветвленными цепочками атомов углерода, включая различные фракции керосина, бензина и парафинового воска, могут быть построены при помощи тетраэдрически гибридизованных орбиталей углеродных атомов, которые перекрываются друг с другом и с 15-орбиталями атомов водорода. Подобные углеводороды называются насыщенными, потому что в них каждый атом углерода использует все четыре валентные орбитали для соединения с другими атомами посредством а-связей. [c.566]

В ненасыщенных органических молекулах по крайней мере некоторые атомы углерода используют только две или три валентные орбитали для соединения с другими атомами посредством а-связей. Одним из простейших примеров ненасыщенных молекул является этилен, С2Н4, льюисова структура которого предполагает наличие двойной связи между атомами углерода [c.566]

Два атома углерода, между которыми существует двойная связь, используют гибридные 5р -орбитали для образования а-связи друг с другом, и одна 2р-орби-таль на каждом из этих атомов остается нетибридизованной. Эти 2р-орбитали перекрываются с образованием л-связи. Атом углерода метильной группы, СН3, находится в состоянии хр -гибридизации, что позволяет ему образовывать четыре простые связи (одну с атомом углерода и три с атомами водорода). Химическое строение пропилена описывается следующей моделью локализованных связывающих орбиталей [c.570]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология