Атом много электронный

На рис. 4.1 качественно показано, как изменяется потенциальная энергия двух связанных атомов в зависимости от расстояния г между ними. Точный вид межатомного потенциала в принципе можно получить путем расчета полной электронной энергии Е молекулы в зависимости от г. Однако для много-ато.мных молекул Е(г) нельзя рассчитать с достаточной точностью с помощью упомянутых приближенных методов. Поэтому координатные зависимости потенциала описываются эмпирическими феноменологическими функциями. Конечно, в данные функции входят известные молекулярные константы, например длпна связи (го), силовая постоянная растяжения связи и энергия диссоциации О. В качестве одной из таких функций используется потенциал Морзе, с помощью которого решается уравнение Шредингера [c.115]

К образованию ковалентной связи способны только неспаренные электроны атома. Поэтому образование соединений высших валентностей нередко требует энергетического возбуждения атома с переходом электрона на более высокий подуровень. Так, в свободном атоме хлора при нормальном состоянии его имеются электроны 15 , 2 2, 2р , Зр Невозбужденный атом хлора содержит только один неспаренный электрон и может образовать соответственно только одну валентную связь. Соединения же более высоких валентностей (более высоких степеней окисления) хлора образуются в результате энергетического возбуждения атома с переходом части электронов на Зй -подуровень, Так, образование соединений пятивалентного хлора может быть объяснено переходом двух электронов с Зр-подуровня на З -подуровень, в результате чего, в атоме оказывается 5 неспаренных электронов. Если требуется невысокий уровень возбуждения, то достигнуть его можно повышением температуры, действием сильного окислителя или другими путями. Расход энергии на возбуждение может быть возмещен при образовании связи. Если полной компенсации расхода энергии не происходит, это отражается на химической стойкости соединения. Как известно, многие соединения пяти- и семивалентного хлора в соответствующих условиях способны разлагаться со взрывом. [c.65]

Но атомы металлов третьего переходного ряда, от Ьи до Н , не настолько больше атомов соответствующих металлов второго переходного ряда, как можно было бы ожидать. Причина этого заключается в том, что после Ьа вклиниваются металлы первого внутреннего переходного ряда-лантаноиды. Переход от Ьа к Ьи сопровождается постепенным уменьшением размера атомов по причине возрастания ядерного заряда-этот эффект носит название лантаноидного сжатия. Поэтому атом гафния оказывается не столь большим, как следовало бы ожидать, если бы он располагался в периодической таблице непосредственно за Ьа. Заряд ядра у 2г на 18 единиц больше, чем у Т1, а у НГ он на 32 единицы больше, чем у 2г. Вследствие указанного обстоятельства металлы второго и третьего переходных рядов имеют не только одинаковые валентные электронные конфигурации в одинаковых группах, но также почти одинаковые размеры атомов. Поэтому металлы второго и третьего переходных рядов обладают большим сходством свойств между собой, чем с металлами первого переходного ряда. Титан напоминает 2г и НГ в меньшей мере, чем Zr и НГ напоминают друг друга. Ванадий отличается от МЬ и Та, но сами названия тантал и ниобий указывают, как трудно отделить их один от другого. Тантал и ниобий были открыты в 1801 и 1802 гг., но почти полвека многие химики считали, что имеют дело с одним и тем же элементом. Трудность выделения тантала послужила поводом назвать его именем мифического древнегреческого героя Тантала, обреченного на вечный бесцельный труд. В свою очередь ниобий получил свое название по имени Ниобы, дочери Тантала. [c.438]

На примере Н2 и р2 можно понять, что происходит во многих молекулах, где электронные пары образуют связи, в результате чего каждый атом, приобретает замкнутую электронную оболочку. Для построения замкнутой электронной оболочки атому водорода требуются два электрона, которые заполнят его валентную Ь-орбиталь. Каждому атому элемента второго периода требуется для создания замкнутой электронной оболочки восемь- электронов (восьмерка октет), потому что на 2х- и 2р-орбиталях размещается до восьми электронов (2 "2р ). Это требование получило название правила октета. В примере с молекулой 2 каждый атом Р после образования связи оказывается окруженным восемью электронами. [c.467]

При рассмотрепии кобальта с порядковым числом 27 становится очевидным, что образование, подобное строению благородного газа, в этом случае маловероятно, так как трудно предположить, чтобы этот металл при соединении только лишь с окисыо углерода был насыщенным в своей внешней оболочке. Оп обязательно будет иметь слишком мало пли слишком много электронов. Поэтому молекула карбонила кобальта содержит не один атом металла, а представляет дикобальтоктокарбопил — С02 (СО)в, состоящий [c.700]

Атом водорода устроен наиболее просто — в поле ядра движется только один электрон. На так называемом одноэлектронном приближений основано описание много-электронного атома. Для полного описания состояния электрона в атоме недостаточно одного только главного квантового числа п, так как состояние электрона в одноэлектронном и многоэлектронном атоме определяется четырьмя квантовыми числами п, I, пг1 и т,. Каждый отдельный набор -квантовых чисел соответствует конкретному пространственному распределению вероятности, т. е. определенной стационарной орбитали. Квантовые числа, как и энергия электрона, могут принимать не любые, а только определенные дискретные (прерывные) квантующиеся значения. Соседние значения квантовых чисел различаются на единицу. Как уже указывалось, п — главное квантовое число — характеризует энергию электрона и размеры атомной орбитали. Оно может принимать целые значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и т. д. до оо. Значение п=1 отвечает уровню с самой низкой энергией (т. е. наибольшей устойчивости электрона в атоме). На этом уровне электроны связаны с ядром наиболее прочно и находятся на наименьшем среднем расстоянии от ядра. [c.13]

Возвращение электрона с более высокого на нормальный энергетический уровень не всегда совершается в один этап в этот процесс может быть вовлечен ряд промежуточных орбит, и каждый переход сопровождается испусканием света соответствующей длины волны. Кроме того, могут переходить с одной орбиты на другую одновременно многие электроны, так что результатом сообщения атому энергии является выделение излучения большого числа дискретных длин волн чем больше число электронов и энергетических уровней, [c.166]

Существует много соединений с такими свойствами, как у гидроокиси цинка, принимаемых за амфотерные как теорией Бренстеда-Лоури, так и более ранними теориями. Самую важную группу здесь составляют некоторые окиси и гидроокиси металлов. Растворенные окиси металлов мы можем трактовать как гидроокиси, поскольку большинство реакций должно проходить через стадию гидратации окиси металла до гидроокиси. Амфотерные свойства имеют гидроокиси тех металлов, которые не являются слишком сильными или слишком слабыми акцепторами электронной пары по сравнению с кислородом группы ОН, так как если атом элемента значительно более электроотрицателен, чем атом кислорода, то этот атом притягивает электронную пару кислорода, что делает невозможным отрыв иона ОН , в котором вокруг атома кислорода должен находиться полный октет электронов. Из-за высокой электроотрицательности рассматриваемого атома произойдет притяжение электронной пары, образующей связь кислород-водород, в сторону кислорода. Это облегчит отсоединение протона, который оставит свой электрон отрицательному иону. Примером может служить хлорноватистая кислота СЮН [c.46]

Сколько электронных слоев может иметь каждый из нас Вы начали перечислять первый слой, третий слой, пятый... десятый... И сколько их еще там Откуда же возьмется так много электронов Вот я сделал такой расчет. Если, действительно, электроны стремятся занять самый низкий энергетический уровень и создание каждого слоя начинают только после того, как полностью заполняют предыдущий слой, то атом Лоуренсия, один из самых богатых среди нас по числу своих электронов, будет иметь электронную оболочку самое большое из пяти слоев. У него 103 электрона в первом слое 2, во втором 8, в третьем 18, в четвертом 32, а пятый будет неполный — 43 электрона. Какой же смысл тогда говорить о шестом слое, седьмом и т. д., выводить общие формулы и прочее [c.156]

Эти озорники непрерывно двигаются туда-сюда и постоянно находят себе какое-нибудь занятие. Кроме того, у них столько претензий, что им невозможно угодить. У меня, как вы знаете, не много электронов. На последней моей оболочке движется всего один электрон, но и его мне больше чем достаточно. Этот электрон делает столько глупостей, что я с удовольствием подарил бы его кому-нибудь. Вот, например, позавчера я встретил атом Хлора. Он гордился своими семью электронами на внешней оболочке и двигался важно-важно. Мой внешний электрон, завидев атом Хлора, начал сумасбродничать и серьезно беспокоить меня. Отпусти меня, — говорит, — хватит держать меня взаперти. Хочу к электронам Хлора. Смотри, как им хорошо, — большая компания, говорят, смеются. А я здесь один слоняюсь туда-сюда. Я подумал почему бы не отпустить его Такой баловник мне не нужен. Я бы с радостью подарил его Хлору, да еще неизвестно, возьмет ли он его Чтобы не скомпрометировать себя в глазах чужого атома и не показать, что мой электрон бунтует против меня, я завел дипломатический разговор.., [c.178]

Ионизация электролитов при растворении. Причины электролитической диссоциации. Несмотря на хорошее согласие многих выводов с фактами, гипотеза электролитической диссоциации долгое время не получала общего признания. Главной причиной этого было то, что на основе представлений об атома.х как о неделимых частицах, которое было общепринятым в прошлом веке, нельзя было понять причину и сущность этого явления, нельзя было понять, почему свойства нейтрального атома и получающегося из него иона могут так резко различаться. Лишь в результате развития электронных теорий валентности было установлено, что электронная структура, а следовательно, и свойства иона и нейтрального атома различны. Для нас теперь естественно, что ион натрия не обладает теми же свойствами, которые присущи нейтральному атому его. Мы знаем, что химические свойства атома натрия обусловливаются наличием в нем одного слабо связанного электрона и что в ионе натрия такого электрона уже нет. [c.383]

Если рассматривается атом со многими электронами, уравнение Шредингера принимает вид [c.139]

Атомы со многими электронами. В одной из предыдущих глав довольно подробно рассматривался водородный атом. В одной из следующих глав нам придется подробно изучить другой простой атом — атом гелия. В этой главе будут изложены основные свойства атомов со многими электронами и законы, управляющие их электронной структурой. [c.92]

Затем было рассмотрено строение материи, а именно, было исследовано построение атомов из их основных составных частей, и были рассмотрены свойства электронов, протонов и атомов. Вслед за этим был рассмотрен простейший из атомов—атом водорода. При переходе к более сложным структурам, содержащим много электронов, можно убедиться, как с помощью относительно простых допущений оказалось возможным построить ряды электронных структур, позволяющих объяснить спектры известных до сих пор элементов. Это привело к расположению элементов в таком порядке, который точно соответствует расположению, основанному на их химических свойствах. Даже без детального исследования того вопроса, как можно объяснить химические свойства на основе электронного строения, такое соответствие в сильной степени укрепляет нашу уверенность в правильности химических открытий, в частности в правильности атомных весов, определенных химиками, и в правильности по существу той физической теории, которая привела к этим результатам. Поэтому эта теория может быть с полной уверенностью принята за основу для обсуждения дальнейшего материала. [c.101]

Следует отметить, что изложенная нами теория относилась к атому или иону, обладающему лишь одним электроном, обращающимся вокруг ядра. Атомы же серебра и другие атомы, исследованные Штерном и Герлахом, представляют собою сложные системы, в которых вокруг ядра обращается много электронов. Тем не менее дальнейшее развитие теории показало, что соответствие с опытом не может быть получено на основании предположения, что магнитный момент атома определяется лишь орбитальным движением его электронов. Приходится допустить, что каждый электрон обладает своим собственным магнитным моментом (см. 9). [c.38]

Если же исходить из того, что для завершения внешнего электронного слоя атому водорода не хватает одного электрона, то водород следует поместить в VII группе. Кроме того, как и атомы галогенов, атомы водорода характеризуются высокими значениями энергии ионизации. Многие ученые помещают водород в VII группу периодической системы. Вместе с тем водород—элемент особый, и размещение его в той или иной группе таблицы в значительной мере условно. [c.272]

Почему при участии основания скорость реакции возрастает Можно указать много причин. В основном это происходит благодаря тому, что основание (имидазол) связывает в переходном состоянии (ПС) протон атакующей молекулы воды, так что на атоме кислорода в составе последней сосредоточена повышенная электронная плотность. Таким образом, этот атом кислорода воды становится более отрицательно заряженным и возрастает его способность передавать электронную пару карбонильной группе. Суммарный результат — понижение свободной энергии активации в присутствии основания. В отсутствие катализатора протон акцептирует вторая молекула воды, которая обладает меньшей основностью и, следовательно, является менее эффективным катализатором. [c.196]

После того как субстрат связан, он подвергается атаке определенных групп фермента. Во многих ферментах, предназначенных для реакций разрыва связей, ДJ я этою используются такие металлы, как Zn, М , Мп или Ре. Иногда одна часть субстрата координируется к металлу, в других случаях атом металла оттягивает электроны от субстрата и ослабляет связь. Оба варианта иллюстрируются каталитическим действием трипсина, которое обсуждается в следующем разделе. [c.317]

Вероятность бз дет меньше при рекомбинации атомов в основном и мета-стабилыюм состоянии вследствие того, что в атом случае днпольный момент перехода быстро падает с ростом межъядерпого расстояния. Кроме того, к яамотпому (до пор([дка) уменьшению Р может привести то, что излучение может дать только одно иа многих электронных состояний квазимолекулы, коррелирующих с состояниями разделимых атомов. [c.121]

Мы строим много электронный атом на базисе приближения центрального поля, т.е. исходим из одно электронных волновых функций. При этом электромагнитное поле взаимодействует с одешм оптическим [c.35]

От потенциала ионизации во многом зависят восстановительные свойства атомов, характер и прочность об-разумых ими химических связей. Чем меньше ПИ, тем легче атом отдаст электрон не только при электронном ударе, но и при взаимодействии с другими атомами, т. е., выражаясь химическим языком, тем больше его восстановительная способность. При связи с одним и тем же атомом-партнером атом с меньшим значением ПИ легче расстанется с электроном и поэтому у него тенденция к образованию центра положительного электричества или даже катиона будет проявлена больше. Наилучшими восстановительными свойствами обладают щелочные металлы IA подгруппы, начиная с s и кончая Li, а затем идут щелочно-земельные элементы ПА подгруппы, начиная с Ва и кончая Са, и т. д. (рис. 10, табл. 3). Пилообразность кривых внутри периодов может быть объяснена относительной устойчивостью некотрых электронных структур ras , гар , rad , ra< , nf, га/ (см. раздел 4.4). Но, конечно, максимальной устойчивостью обладают структуры инерт-газов Is у Не и у остальных. Потенциалы ионизации /а, /з,..., существенно увеличиваются в этой последовательности, причем особенно резко при ПИ, индекс которых больше номера группы /2 для Li, I3 для Ве, /4 для В и т. д. (эти значения в табл. 3 выделены рамкой). Это говорит о практической невоз- [c.114]

Шкала электроотрицательностей по Малликену. Первый потенциал ионизации /1 показывает, какую энергию нужно затратить, чтобы оторвать от атома один электрон, а величина сродства к электрону Е является мерой легкости присоединения к атому одного электрона. Можно принять, что чем меньше /] и Ей тем меньше и сродство атома к электрону. Среднее арифметическое из этих величин Р. Малликен назвал степенью электровтрицательности (хм). Этот подход отличается ясностью и простотой, однако имеет один недостаток его ограничение обусловлено тем, что не всегда с высокой надежностью можно определить значение 1. При этом нужно помнить следующий принцип Если атом переводится в ион, то энергетические уровни электронных орбиталей изменяются , причем необходимо знать эти новые уровни энергии вновь образовавшегося иона и внести коррективы в значения Л и Е] соответственно. Малликен получил величины электроотрицательностей для многих элементов (табл. 2.11). Эти значения легко сопоставить с электроотрицательностями (д ), полученными другими способами, путем пересчета д м = 0,336 (л м — 0,615). [c.71]

Ф. Ф. Волькенштейн отметил, что в докладе Н. И. Кобозева вопрос о том, что является ответственным за каталитический акт—атомная фаза сама по себе или кристаллическая решетка, под ней лежащая, — поставлен ребром. Что такое атомная фаза Это атомы, выброшенные из узлов решежи на поверхность кристалла. С точки зрения электронной теории их роль громадна, может быть даже решающая, но, по мнению Ф. Ф. Волькенштейна, могут быть другие дефекты, например пустые металлоидные узлы, роль которых может быть не менее важной. Является ли идеальная решетка катализатором . Хотя она недоступна экспериментальному исследованию, но, по мнению Ф. Ф. Волькенштейна, яет теоретических оснований к тому, чтобы она не обладала какой-то каталитической активностью. Но если сравнить идеальную и реальную решетку, то из электронной теории ясно вытекает, что реальный кристалл, т. е. поверхность с дефектами того или иного сорта, в частности с атомной фазой, будет на много порядков активнее в каталитическом и адсорбционном отношении. С точки зрения электронной теории представление об ансамблях, об атомной фазе, выброшенной на поверхность кристалла, вполне правомерно, но терминологически она их называет иначе дефектами того или ного типа. Если принять, что эта атомная фаза существует совместно с кристаллической и ее свойства определяются электронным состоят нием всей системы в целом, то, между электронной теорией и теорией активных ансамблей отпадают противоречия. Далее Ф. Ф. Волькенштейн указал, что неправильно противопоставлять в катализе атом и электрон. По его мнению, решающую роль Играет нелокализованный свободный электрон — свободная блуждающая валентность. Поскольку разные дефекты являются ловушками для нее, разные дефекты должны работать в каталитическом отношении. Если работают дефекты, состоящие из ансамблей атомов, то должны работать и ансамбли из соответствующих атомов. [c.209]

В данном случае имеется слишком много электронов для того, чтобы их можно было разместить в л-системе, построенной только из р-АО. Поэтому некоторую роль должны играть d-AO. Это не удивительно, даже если они не играют никакой роли в тиофене, поскольку атом серы в LXVI находится в промоти-рованном четырехвалентном состоянии. В таком состоянии 3d-A0 должны иметь значительно более низкую энергию, чем в непромотированном двухвалентном состоянии атома серы [c.536]

Марганец, технеций и рений — -переходные металлы VII группы — имеют внешние оболочки V. У марганца в связи с устойчивостью наполовину заполненной "-оболочки, состоящей из пяти электронов с параллельными спинами (конфигурация ), и высокими значениями потенциалов ионизации отделение всех семи валентных электронов при образовании кристаллической структуры оказывается уже невозможным. По-видимому, свободными электронами в металлическом состоянии могут стать не более двух электронов с внешнего -уровня. Это соответствует тому, что в наиболее прочных соединениях марганец двухвалентен (МпО). На значительно более низкую концентрацию свободных электронов в металлическом марганце (1—2 эл атом) указывает также резкое падение температуры плавления при переходе от ванадия (5- -) и хрома (6-)-) к марганцу (l" ). При низких температурах марганец образует сложные не типичные для металлов хрупкие структуры. До 727° устойчив а-Мп, имеющий сложную объемноцентрированную кубическую структуру с 58 атомами в элементарной ячейке, в которой 24 атома марганца, по-видимому, находятся в двухвалентном состоянии (Мп " ), а остальные — в одновалентном (Мп ). Средняя электронная концентрация близка поэтому к 1,5. В интервале 727—1095° стабилен р-Мп, имеющий сложную плотную кубическую упаковку с 20 атомами в элементарной ячейке. Структура состоит из ионов и Мп и характеризуется электронной концентрацией 1,5 и координационными числами для обоих сортов ионов, близкими к 12. Такой тип структуры имеют многие электронные фазы с электронной концентрацией например AgHg. При еще более высоких температурах (1095—1134°) появляется плотная кубическая модификация "f-Mn, имеющая после закалки небольшую тетрагональность (с/а=0,95). Между 1134° и температурой плавления (1244°) существует объемноцентрированная кубическая модификация 6-Мп. Марганец, помимо устойчивых соединений, где он двухвалентен, образует, хотя и менее устойчивые, одновалентные соединения. Коулз, Юм-Розери и Мейер считают одновалентным марганец в uaMnIn. Доказательством того, что марганец может находиться в собственной решетке в одновалентном состоянии, служат более низкие температуры его плавления и кипения, меньшие теплоты плавления и испарения и очень высокое давление паров по сравнению с его соседом — железом, атомы которого в металлическом состоянии двухкратно ионизированы (Fe " ). Эти константы марганца ближе к соответствующим термодинамическим характеристикам меди, атомы которой в металлическом состоянии однократно ионизированы (Си " "). [c.225]

Структуру можно изучать микроскопически, субмнк-роскопически и в величинах порядка ато много размера. Первые два охватывают соответственно оптическая и электронная микроскопии, -которые дают представление о поверхности в точном смысле этого слова. Структуру величин порядка атомных размеров определяют рентгенографически, что, благодаря проникновению излучения в металл, дает диаграмму структуры поверхностного слоя глубиной примерно 0,05 мм. Электроны, обладая меньшей проникающей способностью, дают дифракционную картину слоя молекулярного порядка толщиной 10— [c.13]

Атом водорода по сравнению с атомами других элементов наиболее простой по структуре Is . Но это, конечно, не означает, что его химия наиболее проста. Наоборот, она во многом отличается от химии других элементов. Основная особенность атома водорода заключается в том, что в отличие от всех других элементов (кроме гелия) его валентный э1ектрон находится непосредственно в сфере действия атомного ядра — у него нет промежуточного электронного слоя. Положительный ион вадорода Н+ представляет собой элементарную частицу — протон. [c.272]

Причиной молекулярной ассоциации в водных растворах и многих жидкостях часто является возникновение водородной связи между соприкасающимися полярными частями молекул, содержащих, например, гидроксильные группы (см. стр. 164). Такая ассоциация проявляется также и при адсорбции на адсорбентах, содержащих на поверхности гидроксильные группы, например при адсорбции воды, спиртов, аммиака, аминов и т. п. на поверхностях гидроокисей, т. е. на гидроксплированных поверхностях силикагелей, алюмогелен, алюмосил икатных катализаторов и т. п. адсорбентов. Поверхность силикагеля покрыта гидроксильными группами, связанными с атомами кремния кремнекислородного остова. Вследствие того что электронная -оболочка атома кремния не заполнена, распределение электронной плотности в гидроксильных группах поверхности кремнезема таково, что отрицательный заряд сильно смеш.ен к атому кислорода, так что образуется диполь с центром положительного заряда у атома водорода, размеры которого невелики. Часто молекулы адсорбата, обладающие резко смеш,енной к периферии электронной плотностью или неподеленными электронными парами (например, атомы кислорода в молекулах воды, спиртов или эфиров), образуют дополнительно к рассмотренным выше взаимодействиям водородные [c.496]

В самом деле, что заставляет теоретиков, занимающихся изучением строения молекул, немало сил тратить на обсуждение проблем локализации молекулярных орбиталей, выбора оптимального анализа заселенностей и т. д. Ведь в принципе расчет можно провести, используя делокализованные (канонические) молекулярные орбитали, или х<е ограничиться одноцентровым базисом, в результате чего при стандартном анализе заселенностей вся электронная плотность окажется отнесенной к одному атому молекулы. Однако в обоих случаях результаты расчетов не удается интерпретировать в рамках традиционных химических представлений, т. е. в терминах химических связей, неподеленных электронных пар и т. д. И дело не только в необходимости учета старых, давно известных фактов типа аддитивности и трансферабель-ности многих молекулярных свойств, дело еще в стремлении согласовать квантовомеханическое описание с определенным исторически сложившимся стилем химического мышления. Но мы слишком забежали вперед, вернемся к нашей теме и посмотрим, как в квантовой химии рождается понятие молекулярной структуры. [c.106]

Атом натрия содержит один слабо связанный электрон, а атом хлора, наоборот, не только очень прочно удерживает свои электроны, но и обладает довольно значительным сродством к электрону. Иначе говоря, электроотрицательность хлора много больше, чем натрия. Поэтому при взаимодействии между ними один электрон переходит от атома натрия к атому хлора, в результате чего образуются ионы Na+ и С1 , которые, обладая противоположным по знаку зарядом, могут притягиваться друг к другу и образовывать молекулу Na l. [c.58]

В СОСТОЯНИЯХ, когда эта способность развита в сильной степени, атом водорода может настолько интенсивно взаимодействовать с электронами другого атома, что между ними устанавлн-иается довольно прочная связь (с энергией связи 5—7 ккал/моль н больше), которая может хорошо проявляться в спектрах. Однако она все же много слабее обычной химической связи (энергия которой составляет примерно 30—100 ккал/моль). Водородная связь возникает в результате междипольиого взаимодействия двух сильно полярных связей, принадлежащих различным молекулам (или одной и той же молекуле), но она в значительной степени усиливается вследствие взаимной поляризации связей, обусловленной указанными особенностями водородного атома. С другой стороны, деформация молекул, вызываемая образованием водородной связи, в соответствующих случаях способствует образованию донорно-акцепторных связей. [c.83]

Координационными или комплексными называют соединения, содержащие центральный атом или ион и группу молекул или ионов, его окружающих и связанных с ним (лигандов). Число лигандов, связанных с центральным атомом (ионом), называют координационным числом иона. Оно зависит как от электронной структуры, так и от соотношения между радиусами центрального атома (иона) и лигандов. Координационное число центрального атома (иона) обычно превышает его валентность, понимаемую как формальный положительный заряд на атоме. Высокая устойчивость многих комплексных соединений указываает, что химическая связь в них не отличается по своей природе от химической связи в обычных ионных или ковалентных соединениях. В большинстве координационных соединений центром является ион переходного металла (Т , Со , Сг " и др.), а лигандами — ионы или полярные молекулы (обладающие к тому же неподеленной парой электронов.) Именно поэтому электростатические представления легли в основу теории комплексных соединений, так называемой теории кристаллического поля, учитывающей также квантовомеханические особенности строения электронной оболочки центрального иона (Бете, Ван Флек). [c.120]

Таким образом, пространственная анизотропия СТС приводит к результатам, во многом аналогичным анизотропии g -фактора. Константа СТС является тензором, который имеет три главных зиачения. Па рис. 87 приведен спектр радикала НСО, зарегистрированный при 77 К. Форма компонент СТС, возникших в результате расщепления па протоне, указывает на аксиальную анизотропию константы сверхтонкого расщенлення (ср. с рис. 82). Анизотропное взаимодействие резко падает прн увеличении расстояния между магнитными диполями. Поэтому, например, анизотропное взаимодействие с протоном, находящимся в р-положении к атому углерода, на рг-орбитали которого локализован неспаренный электрон, практически ие проявляется. [c.245]

Во многих случаях с одинаковым или даже с большим успехом можно заменить в хслате атом водорода на атом металла (ср. выше), если последний тоже способен облегчать переход электронов примером этого могут служить медные комплексы о-оксназокрасптелен. [c.643]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология