Потенциал ионизации и валентность

Потенциал ионизации валентных состояний атомов [c.269]

Для проведения расчетов но методу Малликена — Вольфсберга — Гельмгольца, как было показано в главе 2, необходимо знать коэффициенты парабол, выражающих зависимость потенциала ионизации валентных орбиталей от заряда на атоме Q (2.9). Методы поиска коэффициентов А, В, С пя основании данных по атомным термам рассматривались рядом авторов [107, 95, 103 [c.90]

Валентные электроны располагаются на двух энергетических уровнях (рис. 45), поэтому молекула СН имеет два первых потенциала ионизации. Удаление электрона с а -орбитали требует большей энергии (22,1 эВ), чем с -орбитали (13,2 эВ). [c.64]

Потенциал ионизации, усредненный по числу валентных связей металла в решетке окисла Молярный дипольный момент Сумма угловых напряжений Молярная магнитная восприимчивость Структурный фактор [c.167]

Особый интерес представляет сродство к электрону элементов группы 5А. В основном состоянии атомы элементов группы 5А обладают электронной конфигурацией пБ пр пр пр. Другими словами, в соответствии с правилом Гунда все валентные р-ор-битали этих атомов наполовину заполнены электронами, спины которых ориентированы в одинаковом направлении. Присоединение электрона к такой довольно устойчивой конфигурации энергетически невыгодно, и действительно, сродство к электрону азота близко к нулю или даже несколько положительно (см. разд. 6.6, ч. 1). Значения сродства к электрону для других элементов группы 5А отрицательны, но все же присоединение электрона к любому элементу группы 5А приводит к выделению значительно меньшей энергии, чем для элементов группы 6А или 7А. Наличие устойчивой, наполовину заполненной электронной подоболочки ответственно также за относительно высокие значения энергии ионизации элементов группы 5А, особенно в случае азота, который имеет более высокий потенциал ионизации, чем кислород. [c.314]

Три первые члена в этом уравнении относятся к водороду и, следовательно, одинаковы при реакциях со всеми элементами. Поэтому стандартный потенциал металла или металлоида определяется последними тремя членами уравнения. Оказывается, что наибольшее влияние на величину АС° оказывает потенциал ионизации. Чем более благороден металл, тем выше его потенциал ионизации, т. е. тем труднее вырвать из его атомов валентные электроны. [c.184]

Строение атома и периодический закон 58 13. Характер изменения свойств элементов в периодах и группах периодической системы 61 14. Потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность 63 15. Природа химической связи и валентность элементов 67 16. Постоянная и переменная валентность 72 17. Донорно-акцепторная связь 78 18. Одинарные и кратные связи. Ковалентная, полярная и ионная [c.381]

Орбиталь 25 отличается по энергии от трех вырожденных >-орби-талей, поэтому четырем многоцентровым связывающим орбиталям, несомненно, отвечают два разных уровня энергии Еу для у,, симметрия ау, и Е2 трижды вырожденный для Уг, Уз и симметрия Гз- Существование именно двух уровней молекулярных электронов доказано экспериментально методом фотоэлектронной спектроскопии у метана существуют два первых потенциала ионизации 12,51 эВ ((2) и 22,39 эВ (Оу). Десять электронов молекулы СЦ распределены следующим образом два на глубинной 15-орбитали, а восемь валентных электронов на четырех связывающих МО — два на йу и шесть на трижды вырожденной орбитали 2. Разрыхляющие орбитали свободны. Электронная конфигурация СН4, [c.198]

Наличие в свободном атоме кислорода двух неспаренных электронов и отсутствие свободных квантовых ячеек показывают, что он проявляет валентность, равную двум. Потенциал ионизации кислорода / равен 13,61 В (т. е. в 2 с лишним раза больше, чем у алюминия) обладает он и большими величинами срод- [c.144]

Согласно большинству физических и химических методов, четыре связи в молекуле метана эквивалентны (например, ни ЯМР-, ни ИК-спектр метана не содержит пиков, которые можно было бы отнести к разного вида связям С—Н), однако имеется такой физический метод, который позволяет дифференцировать восемь валентных электронов в молекуле метана. Это метод фотоэлектронной спектроскопии [10]. Суть его состоит в том, что молекулу или свободный атом облучают в вакууме ультрафиолетовым светом, вызывая выброс электрона, энергию которого измеряют. Разность между этой энергией и энергией использованного излучения есть потенциал ионизации вырванного из молекулы электрона. Молекула, содержащая несколько электронов различной энергии, может терять любой электрон, энергия которого ниже, чем энергия использованного излучения (каждая молекула теряет только один электрон, потеря двух электронов одной молекулой практически никогда не имеет места). Фотоэлектронный спектр состоит из серий полос, каждая из которых соответствует орбитали определенной энергии. Таким образом, спектр дает прямую экспериментальную картину всех орбиталей в зависимости от их энергии, при условии что энергия используемого излучения достаточно высока [11]. Широкие полосы в спектре обычно соответствуют сильно связанным электронам, а узкие полосы — слабо связанным или несвязанным электронам. Типичным примером является спектр молекулярного азота, показанный на рис. 1.8 [12]. Электронная структура молекулы N2 показана на рис. 1.9. Две -орбитали атомов азота комбинируются, давая две орбитали — связываю- [c.24]

Из табл. 9 видно, что валентные электроны у алюминия связаны менее прочно, чем у галлия, индия и таллия таллий менее электроположителен, чем алюминий потенциал ионизации атома таллия выше, чем атома алюминия. Бор обнаруживает определенное сходство с кремнием. [c.156]

Чтобы понять природу металлической связи, обратите внимание, что она проявляется лишь теми элементами, которые имеют. .. потенциал ионизации и свободные валентные орбитали. Например, у лития потенциал ионизации равен [c.242]

Валентная электронная конфигурация Атомный радиус, нм Ионный радиус, нм Потенциал ионизации, В / Э- Э +г-ОЭО [c.120]

Самым низким потенциалом ионизации обладает первый элемент каждого периода (щелочные металлы) убывают они от лития к францию, что определяет и нарастание восстановительной активности металлов в том же направлении. Эти закономерности характерны для всех элементов главных подгрупп. В побочных подгруппах ( -элементы), наоборот, возрастает потенциал ионизации у нижних элементов, стоящих за лантаноидами (от гафния к ртути). В связи с этим они весьма пассивные металлы, обладающие очень слабыми восстановительными свойствами, более слабыми, чем у вышестоящих элементов в той же подгруппе. Это — следствие так называемого лантаноидного сжатия. Оно заключается в том, что 14 электронов, застраивающих 4/-подуровень, не могут полностью экранировать действие возрастающего заряда ядра на внешние валентные 6з-электроны. Поэтому прочность связи б5-электронов с ядром постепенно возрастает, радиусы [c.80]

Общая характеристика. Все атомы указанных элементов имеют во внешнем уровне по два з-электрона. Строение предпоследнего уровня такое же, какое и у щелочных металлов. Это менее активные металлы, чем щелочные. Чтобы проявилась их валентность, равная двум, необходимо затрачивать энергию активации для перевода одного 8-электрона в р-подуровень. Из-за необходимости разъединения спаренных з-электронов первый потенциал ионизации у Ве и Mg более высокий, чем у следующих за ними В и А1 (табл. 22). [c.274]

Чтобы вычислить Ig ki= g p-ri щелочных металлов, нужно брать первый потенциал ионизации, щелочноземельных металлов — второй потенциал ионизации, металлов, образующих полуторные окислы,— третий потенциал ионизации и т. д. (табл. 8). У элементов с переменной валентностью берем соответственно разные потенциалы ионизации. Например, у титана получаем две константы одну для Ti (IV), другую для Ti (П1), у железа одну для Fe (HI), другую — для Fe (II). Для галогенов, аналогов кислорода, азота, образующих отрицательно заряженные ионы, нужно брать вместо потенциала ионизации сродство электрона к атому. [c.25]

Константы можно вычислять двумя способами брать только последний потенциал ионизации, соответствующий валентности элемента, или сумму всех потенциалов, кончая тем, который соответствует ва- [c.25]

В первом периоде, уникальном по своей малой протяженности и по специфическим свойствам составляющих его элементов — водорода и гелия, можно отметить практическую неспособность водорода (см. т. 1, гл. XXX) к образованию я-связей, а у гелия отсутствие соединений даже со фтором. Высокий потенциал ионизации атома водорода (13,65 5в), весьма заметно превышающий соответствующую величину для атома лития (5,390 эв), влечет за собой резкое отличие химического поведения этих двух элементов, хотя валентность их одинакова и равна номеру группы, т. е. единице. Не следует, однако, сомневаться в логичности помещения Н и Ы в одну группу, ведь и в других группах Системы находится часто в верхней части неметалл (например, С), а в нижней — металл (соответственно РЬ) в верхней части твердый металл цинк, а внизу жидкая ртуть. [c.39]

Кремний. Особенности химии кремния. Второй типический элемент IV группы — кремний — является типовым аналогом углерода. Как и у углерода, у атома кремния в невозбужденном состоянии на 5-орбита/[и находят ся два спаренных электрона, а р-орбитали имеют два неспаренных электрона. Разница в том, что атом углерода располагает валентными электронами при главном квантовом числе 2, а атом кремния характеризуется тем же числом валентных электронов (4) при я = 3. В связи с увеличением числа электронных слоев по сравнению с углеродом у кремния наблюдаются рост атомного радиуса, понижение потенциала ионизации, уменьшение сродства к электрону и ОЭО. Возрастание радиуса ведет к увеличению длины и уменьшению прочности межатомных связей, особенно в гомоатомных соединениях, вследствие чего растет электрическая проводимость и сужается ширина запрещенной зоны. Поэтому углерод в виде алмаза представляет собой изолятор, а кремний — полупроводник. В целом переход от первого типического элемента ко второму свидетельствует о нарастании металличности и ослаблении неметаллических свойств. Однако вследствие наличия большого числа валентных электронов этот переход более плавный, чем в III группе от бора к алюминию. [c.369]

Для целочисленной электронной конфигурации с произвольным спином зависимость потенциала ионизации валентной орбитали ТУ [Л от заряда Q хорошо апроксимируется квадратным трехчленом [94, 951 [c.38]

Здесь необходимо подробнее остановиться на одном обстоятельстве. При расчете теплот образования углеводородов или ионов углеводородов не обязательно знать потенциал ионизации валентного состояния углерода, так как он исключается (см. разд. б.З). Однако при расчете потенциалов ионизации или сродства к электрону положение меняется при этом сравниваются две системы с различным числом электронов, так что необходимо знать абсолютные энергии связи входящих в них электронов. Если принять то значение которое используется в методе Паризера — Парра [разд. 5.3 и выражение (5.13)], значения потенциалов ионизации и сродства к электрону будут завыщены. Приведенные в табл. 7.5 и 7.6 значения были найдены исходя из значительно меньшей величины (9,59 эВ). Существует два возможных объяснения такого кажущегося расхождения. Во-первых, может оказаться, что эффективный потенциал ионизации для 2/ -электрона в атоме углерода, входящем в молекулу, будет меньше, чем в изолированном атоме углерода в методе Паризера — Парра используются, разумеется, величины для атома в соответствующем валентном состоянии. Эта точка зрения энергично пропагандировалась Джал-гом [7]. Другая возможность состоит в том, что значение 1 (. может меняться с изменением формального заряда молекулы. Конечно, следует ожидать, что орбитали в положительном ионе будут стремиться сжаться из-за наличия избыточного положительного заряда остова. Если это так, то энергия иона должна быть меньше величины, полученной в наших расчетах в предположении, что МО как у ионов, так и у нейтральных молекул строятся из АО одного и того же размера. Это в свою очередь приводило бы к завышенным значениям расчетных потенциалов ионизации. Если для различных ионов эти разности будут приблизительно одинаковыми (что является достаточно, разумным предположением), то они могли бы компенсироваться соответствующим изменением величины, которую мы принимаем для Wa. Точно так же МО отрицательных ионов должны быть более диффузными, чем в соответствующей нейтральной молекуле в таком случае наша методика переоценивала бы энергию связи в анионе, а значит, и сродство к электрону исходного углеводорода. Здесь это также можно было бы скомпенсировать, принимая для W несколько меньшее значение. [c.350]

Число узлов на молекулярных орбиталях Высший л-электронный уровень Низший я-электронный уровень Полное число валентных р-состоянйй Полное число операций симметрии молекул Максимальный индекс свободной валентности Минимальный индекс свободной валентности То же, что и для углеводородов, кроме 4 Молярный потенциал ионизации Структурный фактор [c.167]

По современным воззрениям, электронная струюура кристаллического атомного вещества представляет собой квантовую систему периодической структуры, электроны которой неразличимы и каждый из них взаимодействует сразу со всей системой в целом. Трехмерная непрерывная сеть межатомных связей в твердом теле периодического строения является системой волноводов для волн электронного газа, состоящего из валентных электронов, уровни энергии которых тесно сгруппированы в квазинепрерывные зоны. Наличие свободных, не связанных с определенными атомами, электронов, способных перемещаться по всему объему тела, определяет металлическое состояние этих веществ. Наиболее характерными представите- ями этого типа твердых веществ являются металлы. Обобществленные электроны, обеспечивающие металлическую связь в кристаллических твердых веществах, в отличие от электронов обычной ковалентной связи, существенно слабее связаны с определенным атомом. Поэтому работа выхода электрона, характеризующая прочность связи электронов со всей системой, для кристаллических атомных веществ имеет обычно малые значения. Так, для металлов значение ее лежит в пределах от 1,9 э6 для цезия, до 5,3 эб-для платины, тогда как потенциал ионизации для соединений с обычной кова- [c.109]

Второй период образует атомы от до Ne. В направлении — Ке растет эффективный заряд ядра, в связи с чем уменьшаются размеры атомов (см. Гшах), возрастает потенциал ионизации и осуществляется, начиная с В, переход к неметаллам. Потенциал ионизации отражает не только рост в ряду —Ке, но и особенности электронных конфигураций потенциал ионизации у бора ниже, чем у бериллия. Это указывает на упрочнение заполненных нодоболочек ( у бериллия). Более высокий потенциал ионизации азота по сравнению с кислородом указывает на повышенную прочность конфигурации р , в которой каждая орбиталь занята одним / -электроном. Аналогичные соотношения наблюдаются и в следующем периоде у соседей Mg—А1 и Р—5. У атомов второго периода отрыв электрона с внутреннего Ь -слоя требует такого высокого ПИ (75,62 эВ уже у лития), что в химических и оптических процес--сах участвуют только внешни электроны. Сродство к электрону в ряду Ы—Р имеет тенденцию к возрастанию. Но у берилжя оболочка заполнена, и сродство к электрону эндотермично так же, как и у гелия (1л ). Обладая самым высоким потенциалом ионизации ю всех неметаллов и высоким сродством к электрону, фтор является наиболее электроотрицательным элементом в периодической системе. Для атома неона СЭ (Ке)=—0,22 эВ. Оболочка з р атома Ке, электронный октет, характеризуется суммарным нулевым спином и нулевым орбитальным моментом (терм 5о). Все это, вместе с высоким потенциалом ионизации и отрицательным сродством к электрону, обусловливает инертность неона. Такая же з р конфигурация внешнего слоя характерна для вСех элементов нулевой группы. Исследования последних лет показывают, что 1 п, Хе,Кг и Аг дают химические соединения со фтором и кислородом. Очевидно, что з р конфигурация не влечет как непременное следствие химической инертности. Все атомы со спаренными электронами (терм о) — диамагниты (Не, Ве, Ке и т. д.). Конфигурации внешнего электронного слоя у атомов 2-го и 3-го периодов, стоящих в одних и тех же группах, одинаковы, чем объясняется близость химических свойств элементов, стоящих в одних и тех же группах (сравните Ка иЬ1 в табл. 5). Но наблюдается и различие элементы второго периода обладают постоянной валентностью, а третьего — переменной. Это связано с тем, что у атомов третьего периода есть вакантные -состояния в третьем квантовом слое, а во втором слое таких соединений нет. [c.62]

Наличие в свободном атоме кислорода двух неспаренных электронов и отсутствие свободных квантовых ячеек показывает, что он проявляет валентность, равную двум. Потенциал ионизации кислорода (/[) равен 13,61 В (т. е. в два с лишним раза больше, чем у алюминия) обладает он и большими величинами сродства К электрону (1,47 эВ) и электроотрицательности (3,50). По элек-троотрицательности кислород уступает лишь фтору. [c.117]

Для элементов, указанных в предыдущем упражнении, нарисуйте систему незаполненных термов и покажите, как происходит возбуждение атомов. Опишите химические свойства и спектральные характеристики. этих элементов потенциал возбуждения последних линий и область спектра, в которой они расположены, сложность спектра, потенциалы ионизации, валентность. [c.46]

Анализ фотоэлектронного спектра молекулы воды полностью согласуется с такой электронной структурой. Первый потенциал ионизации (12,62 эВ) соответствует несвязывающей МО электронной пары кислорода 1Л,. Два следующих пика в фотоэлектронном спектре (/г = 13,8 эВ, Д = 17,2 эВ) обладают тонкой колебательной структурой, характерной для орбиталей, локализованных на связях. Они относятся к орбиталям 2а, и 1 2 соответственно. Наиболее низко расположенный уровень МО валентных электронов 1а, (/, = 32,6 эВ) содержит лишь небольшую примесь и-АО водородных атомов и фактически является второй неподеленной электронной парой, локализованной на 2 -АО кислородного атома. Рассмотренные отнесения иллюстрируются на рис. 10.3, на котором представлен фотоэлектронный спектр воды. [c.373]

ND0/2 Электронная плотность Дипольные моменты, длины связей, валентные углы, силовые константы, ЯМР корреляции Теплоты образования, потенциал ионизации, электронное сродство, спектр [c.358]

С другой стороны, бор, находящийся слева от границы Цинтля, обладающий дефицитом валентных электронов, в виде простого вещества характеризуется неметаллическими свойствами. Из-за кайносимметричности 2/з-орбиталн и вследствие этого высоких значений потенциала ионизации и электроотрицательности бора имеет место затруднение к обобществлению электронов в пределах всего кристалла. В силу дефицита валентных электронов в кристаллических модификациях бора наблюдается их обобществление, которое ограничено локальными атомными группами. Поэтому бор образует Рис. 4. Икосаэ-сложные кристаллические решетки, структурным др — элемент кри-элементом которых служит икосаэдр (рис. 4), сталлической струк-который является своеобразным кластером , моди "°аци й бор состоящим из 12 атомов бора. [c.31]

Особенности бериллия. В нормальном состоянии оба валентных электрона бериллия находятся в состоянии 2s. При химическом взаимодействии атом бериллия возбуждается и один из 25-электронов промотирует на 2/ -орбиталь. Появление одного электрона на кайносимметричной 2/7-орбитали определяет сиецифические особенности химии бериллия. Бериллий может проявлять максимальную ковалентность, равную 4 2 связи по обменному механизму и 2 — но донорио-акцеиторному. Первый потенциал ионизации бериллия наибольший не только среди элементов ПА-грунпы, но больше [c.125]

Валентно-химические соединения благородных газов. В 1962 г. канадский ученый Н. Бартлетт обратил внимание на то, что первый потенциал ионизации ксенона (12,13 В) близок к потенциалу ионизации молекулярного кислорода с образованием диоксигенил-катиона [c.392]

Проявление свободными металлами только восстановительных свойств объясняется способностью их атомов терять полностью или частично валентные электроны. При этом образуются ионные связи или ковалентные полярные связи в соединениях, где атомы металлов имеют положительные значения о. ч. Восстановительная активность металлов проявляется по-разному. Мера ее для свободных атомов металлов — потенциал ионизации / (гл. II, 2), а в водных растворах— электродный потенциал ф (см. гл. VIII, 1). Самыми энергичными восстановителями в соответствии со значениями / и ф являются щелочные металлы, самыми пассивными — переходные металлы VI периода. [c.181]

Общая характеристика. Все атомы указанных элементов имеют по одному валентному электрону во внешнем уровне, а в предпоследнем уровне два электрона у лития п — 1)5 , у всех остальных по восемь электронов п — Первые элементы периодов — щелочные металлы — имеют наибольший атомный объем и наибольший радиус атома и наименьший потенциал ионизации по сравнению с остальными элементами соответствующего периода. Водород, будучи первым элементом первого периода, имеет кое-что общее со щелочными металлами. Это общее выражается в сходстве спектров, в равной валентности по кислороду (единице), в окислительном числе +1. Но ион Н не имеет аналогов, так как он очень мал по сравнению с катионами щелочных металлов и существует только в водных растворах в виде иона НдО . Потенциал ионизации атома Н значительно больше потенциалов ионизации щелочных металлов, а восстановительная способность водорода намного меньше. Водород имеет больше сходства с галогенами, являющимися так же, как и водород, предпбследнимн элементами периодов, и потому он будет рассмотрен вместе с галогенами в 7. [c.270]

Общая характеристика элементов подгруппы титана. Атомы этих элементов имеют электронную конфигурацию (п— )d ns . Их высшая валентность равна четырем, но бывают двух- и трехвалентными. Стабильность высшей валентности немного увеличивается с увеличением порядкового номера, но в главной подгруппе от германия к свинцу она уменьшается. Устойчивость соединений двух- и трехвалентных элементов невелика и убывает от титана к гафнию. Цирконий является немного металличнее титана, а свойства гафния очень близки к цирконию. Отделить гафний от циркония — задача очень сложная. Благодаря лантаноидному сжатию радиусы атома Hf и иона Hf " меньше, чем у циркония, потенциал ионизации (7,3 в) на 0,5 в выше, чем у циркония. Плотность гафния в 2 раза больше плотности циркония, а электродные потенциалы Э/Э у них обоих близки к —1,5 в. Титан обычно не образует ионов Ti . [c.329]

Наименьший среди других щелочных элементов атомный радиус лития и соответственно наибольший первый потенциал ионизации определяют относительно меньшую его химическую активность в подгруппе. Из всех щелочных элементов только у атома лития валентному электрону предшествует устойчивая электронная оболочка типа гелия (электронная формула атома натрия уже ls 2s 2p 3s ). Она оказывает большое поляризующее действие на другие ионы, атомы и молекулы, но сама весьма мало поляризуется под их влиянием. Этим можно объяснить относительно меньшую термическую устойчивость солей лития в ряду соединений щелочных металлов и отсутствие у лития достаточно устойчивых соединений с комплексными анионами. Характерно, например, что в ряду гидрокарбонатов щелочных металлов МеНСОз не выделено лишь соединение лития оно существует только в растворе. По той же причине наиболее прочны те комплексные соединения лития, в которых он является центральным атомом, например [Li(NH3)J". [c.6]

Наряду с упомянутой выше вторичной периодичностью, являющейся следствием (/- и /ч жатия и появления кайносимметричных 2р- и 3(/-орбиталей у первых представителей тип-аналогов, в Периодической системе элементов существует еще один вид периодичности в горизонтальных рядах р-, внутренняя периодичность, сущность которой состоит в немонотонном изменении в этих рядах характеристик атомов, отражающих устойчивость заполняющихся валентных электронных орбиталей. Наиболее наглядно внутреннюю периодичность можно проиллюстрировать изменением соответствующих потенциалов ионизации (1-го для р-элементов, 3-го для и / элементов) в горизонтальных рядах. В самом деле, например, в ряду 2р-элементов (В — N0) первый потенциал ионизации, характеризующий отрыв р-электрона от нейтрального атома, у первых трех элементов (В — С — М) растет монотонно (8,3 11,3 14,5 В соответственно), а у следующего элемента — кислорода — его значение меньше (13,6 В). В ряду же последующих трех элементов 2-го периода (О — Г — Ке) вновь наблюдается монотонный рост ионизационного потенциала (13,6 17,4 21,6 В соответственно). Таким образом, шесть р-элементов отчетливо разделяются на две тройки. [c.235]

В пределах IVA-группы наблюдается немонотонная зависимость свойств от положения элемента в группе. Так, ОЭО германия оказывается больше, чем кремния, хотя первый потенциал ионизации германия меньше. Это объясняется существованием у атома германия в отличие от кремния заполненного внутреннего 3прочность связи с ядром s-электронов, можно сделать вывод о преобладании эффекта проникновения для s-элек-тронов у германия под слой 3 -электронов. С учетом четырех потенциалов ионизации оказывается, что прочность связи валентных электронов с ядром выше у атома германия. Этим и объясняется более высокое значение ОЭО германия по сравнению с кремнием. Радиусы элементов также изменяются немонотонно. При переходе от С к Si наблюдается резкое возрастание атомного радиуса, а затем радиус меняется незначительно. Это можно объяснить влиянием -контракции у германия и олова. [c.380]

Смотреть страницы где упоминается термин Потенциал ионизации и валентность: [c.240] [c.240] [c.228] [c.228] [c.63] [c.198] [c.143] [c.123] [c.419] [c.100]

Электронное строение и химическая связь в неорганической химии (1949) -- [ c.106 , c.248 ]

ПОИСК

Смотрите так же термины и статьи:

Ионизации потенциал в валентном состоянии

Потенциал ионизации

Потенциал ионизации валентных состояний атомов

Справочник химика 21

Химия и химическая технология