Структура атома и распределение электронов

Из следующих за скандием элементов титан имеет структуру 2, 8, 10, 2, ванадий — 2, 8, 11, 2 и т. д. Дальнейшее заполнение второго снаружи слоя приостанавливается лишь начиная с меди (№ 29), атом которой имеет структуру 2, 8, 18, 1. Распределение электронов по слоям в атомах еще более тяжелых элементов показано на приводимой таблице, представляющей собой периодическую систему элементов в форме, предложенной Вернером. [c.219]

До сих пор рассматривалось такое положение, когда изолированный атом в возбужденном состоянии имеет два, три или четыре неспаренных электрона. К сожалению, нельзя проверить наши предсказания радиального или углового распределения электронов для изолированных атомов, но можно изучить молекулы, образованные этими атомами. Предполагают, что в ковалентных молекулах, в которых неспаренные электроны одного атома становятся спаренными с электронами окружащих атомов, электроны с параллельными спинами находятся как можно дальше друг от друга в соответствии с принципом Паули и принципом неразличимости. В качестве примера рассмотрим атом неона, у которого есть четыре пары электронов во внешней оболочке. Леннард-Джонс на основе принципа Паули предсказал, что наиболее вероятной конфигурацией каждой четверки электронов с параллельными спинами является тетраэдр. Далее, если пренебречь кулоновским отталкиванием, то не будет корреляции между двумя конфигурациями электронов с противоположными спинами, и их можно будет равновероятно найти в любой ориентации друг относительно друга. Однако следует напомнить, что у электронов с противоположно направленными спинами существует определенная тенденция к стягиванию, которому препятствует кулоновское отталкивание корреляция зарядов). Метода проверки такого взгляда на атом неона нет. Однако интересно отметить, что Ме, Аг, Кг и Хе имеют в твердом состоянии структуру с плотной кубической упаковкой, подобной тетраэдрическому метану, а не плотную гексагональную упаковку, найденную для гелия, хотя ранее для всех инертных газов последняя структура ожидалась в предположении, что их атомы должны быть сферическими . Теперь рассмотрим метан, в котором углерод может быть гипотетически представлен как с электронной конфигурацией неона. Когда четыре протона присоединяются к С , образуя СН4, притяжение протонов к электронам приводит к совмещению двух независимых четверок электронов, расположенных в вершинах тетраэдров. Так как молекула метана действительно тетраэдрическая, то это предсказание оправдывается, хотя механизм образования молекулы метана проверить нельзя. Суммируя все сказанное, можно считать, что наиболее вероятное расположение п электронов с одинаковыми спинами будет также и наиболее вероятным расположением п пар электронов. [c.205]

Характерно, что в случае силоксанов длина связи 51—0 совпадает с суммой радиусов атомов кремния и кислорода при двойной связи между ними. При этом каждый атом кислорода связан с двумя атомами кремния, находящимися от него на одинаковом расстоянии. Такая координация возможна при условии, если в связь с атомами кремния вовлечены две неподеленные пары 2р-электронов атома кислорода. При этом образуются донорно-акцепторные 2р —-связи, усиливающие ковалентные а-связи 51 — О. Это в свою очередь приводит к увеличению валентного угла 51 — О — 51, поскольку двойные связи занимают около центрального атома больше места, чем одинарные. Структура чистого кремния тетраэдрическая. Валентный угол равен 109°28. Из кривых распределения электронной плотности следует, что молекулы линейных силоксанов представляют собой цепочки. ..51 — [c.215]

Молекулярноорбитальная модель бензола выглядит следующим образом каждый атом углерода в кольце рассматривается как находящийся в состоянии р2-гибридизации и образующий три р -гибридных о-связи с валентными углами 120°. Все атомы, образующие молекулу, расположены в одной плоскости. На образование трех связей (двух С—С и одной С—II) каждый углеродный атом затрачивает три из четырех своих валентных электронов. Оставшиеся шесть электронов углеродных атомов располагаются на р-орбиталях (оси которых перпендикулярны к плоскости ядра) по одному у каждого атома углерода. Так как атомы углерода находятся на равных расстояниях в кольце, то р-орби-таль центрального атома углерода в любом из трех последовательных атомов образует л-связь, перекрываясь в равной степени с р-орбиталями двух боковых атомов углерода этой тройки. Две образующиеся таким образом молекулярные орбитали сливаются одна с другой с образованием делокализованной молекулярной орбитали (я-орбитали), охватывающей все кольцо, что обеспечивает более стабильное распределение электронной плотности, чем любое другое, при котором электроны рассматриваются попарно локализованными между соседними углеродамч (как в этилене). По этой причине длина связей С—С у бензола лежит между длиной связей простых и двойных, а прочность их значительно выше, чем в этилене. Бензол более стабилен, чем циклогексатриен, структуру которого для бензола предложил Кекуле. Необходимо сообщить довольно большое количество энергии молекуле бензола, чтобы возбудить ее до такого состояния реакционной способности, в котором молекула находилась бы, если бы у нее была структура, предложенная Кекуле. Разность энергий фактической молекулы и структуры Кекуле в основном возникает за счет делокализации я-электронов, и ее называют энергией делокализации молекулы она составляет 36 ккал/моль. [c.21]

По результатам магнитных измерений можно подтвердить или опровергнуть приписываемую веществу структуру. Так, для двухвалентного никеля характерно координационное число четыре, проявляемое в тетраэдрической и плоско-квадратной кристаллической структурах. При координационном числе четыре вокруг комплексообразователя расположены четыре лиганда, которые, будучи донорами, предоставляют четыре пары электронов. При образовании тетраэдрической структуры эти электроны должны находиться в состоянии хр -гибрндизации, а при образовании плоской квадратной — в состоянии с1зр -гиб-ридизации. На рис. 4.21, а представлено распределение электронов по уровням и подуровням в изолированном атоме никеля. При образовании иона N1 + атом теряет два 45-электрона [c.197]

Условия для существования примесных центров могут быть созданы различными способами, (а) Замещение атома основной решетки на элемент с нормально большей валентностью вызывает появление избыточного положительного заряда и связанного с ним электрона. Наиболее ярким примером примесей этого типа являются примеси в германии и кремнии. В ряду углерод, кремний и германий образуются ковалентные структуры с алмазной решеткой. Тепловое воздействие посредством фононного механизма может вызывать появление собственной проводимости в этих веществах. Однако если элемент с валентностью, которая нормально больше четырех, замещает атом в такой решетке, то плотность его электронного облака будет стремиться принять тетрагональное распределение, характерное для алмазной решетки. Чтобы была достигнута такая форма распределения электронного облака, элемент образует частично ионные связи, причем получается однократно заряженный ион совместно с квазисвободным электроном, расположенным около атома примеси. Энергия связи этого электрона меньше энергии связи в вакууме в К раз, где К — диэлектрическая постоянная среды. Следовательно, такие дефекты в основном ионизированы. Это характерно для полупроводников п-типа. (б) Замещение атома в решетке полуметалла на элемент с валентностью, нормально более низкой, производит эффект, обратный только что рассмотренному. Для того чтобы распределение электронного облака было близким к тетрагональному, элемент должен приобрести добавочный электрон, который он получает из кристаллической решетки вблизи от своего местоположения. В результате образуется положительная дырка, локализованная около атома примеси. Как и ранее, энергия связи положительных дырок станет меньше в К раз и, следовательно, дырки будут в основном ионизированы. Это типично для примесных дырочных полупроводников, (в) Вакансии в решетке и атомы или ионы в междуузлиях. Так как дефекты решетки подробно рассматриваются в другой главе этой книги (гл. 2), мы остановимся только на отдельных моментах. [c.171]

Успех в определении кристаллической структуры обусловлен возможностью нахождения распределения электронной плотности в элементарной ячейке кристалла. Распределение электронной плотности отражает расположение атомов в структуре, так как каждому атому соответствует сгусток электронной плотности, который тем больше, чем больше его атомный номер. [c.544]

Химия серного ангидрида сложна и полностью не изучена. Серный ангидрид существует в мономерной и различных полимерных формах [1]. Молекула ЗОд плоская треугольная и симметричная. Она представляет собой резонансный гибрид, в котором кислородные атомы эквивалентны [44а]. Связь 3—О необычно короткая и в значительной степени проявляет свойства двойной связи. Хотя точное распределение электронов между серой и кислородом не определено, поведение ЗО3 в химических реакциях показывает, что атом серы имеет недостаток электронов, так как наблюдается тенденция к увеличению числа электронов на внешней орбите с восьми до десяти п даже до двенадцати (ЗГе). Ниже приведены возможные канонические структуры [c.12]

Структура и строение. Свойства веществ определяются массами и зарядами ядер атомов, из которых они построены, пространственным расположением атомных ядер и типом связи, существующим между атомами в молекулах этого вещества. Массы атомов (за исключением водорода — дейтерия) существенны только для очень немногих свойств веществ, в первую очередь для удельных весов. Большинство свойств зависит в основном только от пространственного расположения атомных ядер и от числа и состояний электронов, которые в конечном счете опять-таки определяются зарядами ядер. Расположение ат,омных ядер в веществе считают его структурой. От структурных данных отличают данные, относящиеся к электронным состояниям молекул (распределение электронов у различных атомов, характер их взаимодействия или тип связи, пространственное расположение связей) эти результаты рассматривают как данные о строении молекул. [c.328]

В теории атома Бора постулировалось, что электрон вращается вокруг ядра по определенным круговым орбитам. Эти орбиты были выбраны потому, что они — простейшие, дававшие соответствие между теоретической моделью и экспериментом. Такие круговые орбиты проводили к симметричному атому и не вносили никакого вклада в понимание геометрических форм молекул. Одним из наиболее выдающихся достижений квантовомеханического подхода к атомной структуре как раз и было определение общего вида распределения электронной плотности и его связи с молекулярной структурой. [c.66]

В основном состоянии атом азота с конфигурацией 18 2з 2р имеет три неспаренных электрона и в соответствии с этим трехвалентен в простых соединениях. Следующая орбиталь Зс расположена по энергии слишком высоко, чтобы было возможно промотирование на нее одного из 25-электронов, поэтому валентность нейтрального атома азота никогда не превышает трех. Как уже говорилось, пирамидальное расположение связей можно объяснить, исходя из тетраэдрического распределения электронных пар, считая одну из них неподеленной и три связывающими. В то же время положительно заряженный атом азота изоэлектронен нейтральному атому углерода и может иметь четыре неспаренных электрона, т. е. четыре ковалентные связи. Отрицательно заряженный атом азота изоэлектронен нейтральному атому кислорода, и мы получаем две связи и две неподеленные пары электронов. Когда некоторые из электронов участвуют в образовании я-связей, могут возникать плоские тригональные и линейные структуры. Сведения о строении соединений азота собраны в табл. 10.9. [c.162]

На рис. 2 представлено распределение электронной плотности для дигидрата щавелевой кислоты для рассмотрения ее упомянутыми ранее авторами была привлечена теория резонанса. Не останавливаясь на критике теории резонанса, так как этот вопрос детально рассмотрен в докладе, я перейду к характеристике полученных экспериментальных данных. Атом углерода связан более прочно с атомом кислорода С, чем с атомом кислорода В последний имеет некоторую деформацию линий плотностей 1,5 и 2 в сторону атома А, что дает возможность предполагать, что атом В составляет группу ОН. В точке А расположена молекула НдО, что можно видеть по треугольной форме этой группы. Структуру этого соединения можно представить следующим образом [c.196]

До сих пор рассматривалось такое положение, когда изолированный атом в возбужденном состоянии имеет два, три или четыре неспаренных электрона. К сожалению, нельзя проверить наши предсказания радиального или углового распределения электронов для изолированных атомов, но можно изучить молекулы, образованные этими атомами. Предполагают, что в ковалентных молекулах, в которых неспаренные электроны одного атома становятся спаренными с электронами окружающих атомов, электроны с параллельными спинами находятся как можно дальше друг от друга в соответствии с принципом Паули и принципом неразличимости. В качестве примера рассмотрим атом неона, у которого есть четыре пары электронов во внешней оболочке. Леннард-Джонс на основе принципа Паули предсказал, что наиболее вероятной конфигурацией каждой четверки электронов с параллельными спинами является тетраэдр. Далее, если пренебречь кулоновским отталкиванием, то не будет корреляции между двумя конфигурациями электронов с противоположными спинами, и их можно будет равновероятно найти в любой ориентации друг относительно друга. Однако следует напомнить, что у электронов с противоположно направленными спинами существует определенная тенденция к стягиванию, которому препятствует кулоновское отталкивание корреляция зарядов). Метода проверки такого взгляда на атом неона нет. Однако интересно отметить, что Ые, Аг, Кг и Хе имеют в твердом состоянии структуру с плотной кубической упаковкой, подобной тетраэдрическому метану, а не плотную гексагональную упаковку, найденную для гелия, хотя ранее для всех инертных газов последняя структура ожидалась в предположении, что их атомы должны быть сферическими . [c.197]

Рассмотрим изменения, которые вызывает в распределении электронов адсорбция. Допустим, что на поверхности люминофора адсорбируется молекула, обладающая большим сродством к электрону (высокой электроотрицательностью). Согласно представлениям, развиваемым Ф. Ф. Волькенштейном [3], вначале такая молекула образует относительно слабую связь с кристаллом, например вследствие того, что электронное облако, принадлежащее ближайшему атому или иону кристаллической решетки, затягивается на адсорбированную молекулу. По своей природе такая связь все же носит химический характер и потому можно считать, что образуется единая система, в которой адсорбированная молекула играет роль примеси. Нарушая периодическую структуру поверхности, она, подобно точечному дефекту в регулярной решетке или на дислокации, вызывает появление локального поверхностного уровня. Чем больше сродство молекулы к электрону, тем дальше соответствующий уровень от зоны проводимости. Если он оказывается ниже уровня Ферми, то адсорбированная молекула стремится захватить электрон, образуя тем самым прочную связь с кристаллом. Это приводит к снижению концентрации электронов ns у поверхности и к компенсирующему его притоку электронов из приповерхностного слоя. [c.137]

Первую из них ( бирадикал Шленка ) принято считать триплетным бирадикалом [2], а вторую — цвиттерионом или 1,3-диполем [3]. Однако при более тщательном рассмотрении оказьшается, что такое описание следует видоизменить. Можно представить себе различные способы распределения электронов, которые ведут к различным описаниям каждой молекулы. Для углеводорода кроме структур со спаренными и неспаренными спинами существуют еще две резонансные структуры, в которых один атом углерода имеет отрицательный заряд, обусловленный принадлежащей ему электронной парой, в то время как другой атом углерода заряжен положительно. Эти структуры могут образовывать комбинации в фазе и в противофазе [см. схему (3-3)]. В случае оксида нитрила можно разделить электронную пару кислорода, и тогда получаются две структуры с неспаренными электронами (с параллельными и антипараллельными спинами). Удалив электроны с атома кислорода и создав таким образом отрицатель-ло заряженный атом углерода, можно получить цвиттерионную структуру обратной полярности [см. схему (3-4))] [c.68]

Примером так называемого резонанса между ионными и ковалентными структурами является комплекс СгР . Для него имеются две предельные возможности, одна из которых отвечает чисто ионному строению из Сг + и 6Р", а другая —чисто ковалентному типу СгЗ-(ро)ц. (Специфическое распределение заряда в последнем случае возникает вследствие предположения о полном обобществлении шести пар электронов, каждая из которых передает в среднем один отрицательный заряд первоначально трехзарядному положительному иону хрома.) Как указал Полинг, по энергетическим соображениям кажется маловероятным, чтобы атом в каком-либо соединении имел заряд, отличающийся от электронейтральности более чем на единицу. Это требование приближенной электронейтральности может быть удовлетворено, если предположить, что реальное распределение электронной плотности в СгР является промежуточным между двумя описанными предельными картинами и может быть аппроксимировано линейной комбинацией этих форм. [c.49]

Нужно отметить еще одну принципиальную возможность рентгенографического метода в отношении изучения атомов Н, которая, правда, вследствие требуемой исключительно высокой точности измерений была реализована лишь в нескольких работах. Поскольку синтез Фурье характеризует распределение электронной плотности, интегрирование по пику дает полное число электронов, а значит, позволяет в принципе установить, ионизован данный атом или нет. Такие измерения были проделаны, например, при рентгеновском анализе структуры салициловой кислоты [388] и был получен результат атомы Н в водородной связи ОН - - О частично ионизованы и содержат 0,4 и 0,8 электрона. [c.76]

Представление о парной связн позволило создать теорию электронных смещений (электронных эффектов), используемую для описания структуры молекул и реакц. способности широкого круга орг. соединений. Так, в Э. т. принимается, что в несимметричной связи X —Y пара электронов смещена к атому с большей электроотрицательностью (см. Индуктивный эффект). В нек-рых случаях, особенно часто в молекулах непредельных соед., смещение может происходить с переходом пары электронов из октетной системы одного атома в октет др. атома (см. Мезомерный эффект). Реальное распределение электронной плотности в молекуле описывается как наложение индуктивного и мезомерного эффектов (см. также Резонанса теория). [c.701]

Дальнейшее уточнение структуры промежуточного карбена, образующегося при термолизе или фотолизе хинондиазидов, связано с развитием метода ЭПР, который позволяет фиксировать триплетную форму карбена. Так, при облучении ультрафиолетовым светом твердых растворов хинондиазидов в достаточно инертных растворителях (1,4-дихлорбензол или смесь олигомеров дифторхлор-пропилена ц твердых образцов хинондиазидов при температуре жидкого азота в резонаторе прибора ЭПР были получены сигналы в области нулевого поля (- 100—300 э), а также при 4550, 4700 и 6700 э, что указывает на существование в образцах триплет-ной формы карбенов. Естественно допустить, что благодаря взаимодействию неспаренных электронов с кольцом п-электронная система промежуточного карбена приближается к я-электронной системе феноксильного радикала, а его а-электронная система — к а-системе фенильного радикала, т. е. один из неспаренных электронов в основном локализован на сг-орбитали /г-углеродного атома, а другой — на его л-орбитали. Анализ сверхтонкого расщепления, наблюдаемого в ЭПР-спектрах карбенов такого типа, подтверждает выдвинутое предположение. В табл. 29 для карбенов, полученных при фотолизе 2,6-дизамещенных п-бензохинондиазидов, приведены значения констант О и Е, характеризующие распределение электронной плотности в молекуле, причем величина константы О с физической точки зрения отражает долю спиновой плотности неспаренного электрона, приходящуюся на и-углеродный атом, и удовлетворительно совпадает со спиновой плотностью, рассчитанной для феноксильного радикала на основании данных его ЭПР-спектров и уравнения Мак-Коннела . [c.236]

Такое разнообразие базисных ф-ций, как правило, встречается только в пеэмпирических методах квантовой химии. В полуэмпирических методах и при интерпретации расчетных данных традиционные ато.мные орбитали в ЛКАО-п. продолжают сохранять свое значение, т. к. оии позволяют достаточно просто оценить распределение электронной плотности около отдельных атомов и в областях между атомами (по хим. связям), а также изменение этого распределения при внеш. воздействиях на молекулу, в частности при элементарном акте хим. р-ции (см. Дииамика элементарного акта). Простая интерпретация мол. структуры на базе ЛКАО-п. даже при использовании сложных многоконфигурационных электронных волновых ф-ций позволяет отчетливее увидеть достоинства и недостатки этих ф-ций. [c.610]

Одна из них связана с тем, что центральный атом может быть окружен неодинаковыми атомами. На рис. 8.5 приведены примеры структур, в каждой из которых центральный атом окружен тремя стереоактивными электронными парами. Во всех случаях образуются плоские треугольные структуры, но иногда валентные углы отклоняются от предсказываемого значения 120°. Искажения валентных углов у центрального атома возникают от неодинакового распределения электронов в различных связях. Однако следует отметить, что молекулярные ионы N0 и СО3 обладают симметричным геометрическим строением. В этих случаях кажущееся отличие связей является лишь результатом неудовлетворительного описания данных систем электронными формулами. Реальная картина химической связи в обоих случаях точнее описывается резонансным гибридом, в котором все три связи оказываются идентичными. [c.134]

Распределение электронной плотности мо лекуле ферроцена по данным рентгеноструктурного анализа. Отчетливо видно, что атом железа расположен между двумя кольцами, причем расстояния между ним и любым атомом углерода совершенно одинаковы. Эти измерения окончательно подтвердили сэндвичевую структуру ферроцена. [c.255]

Реакция начинается с протонирования молекулы карбонильного соединения. В качестве основного центра выступает атом кислорода оксогруппы, имеющий неподеленную пару электронов. В образовавшемся катионе заряд делокализован на атомах кислорода и углерода карбонипь-иой группы. Резонансные (мезомерные) структуры в данном случае демонстрируют распределение электронной плотности в катионе. [c.239]

Приведенное распределение электронов были бы очень трудно представить себе без привлечения гибридных орбиталей. Разумеетс.я, ранние попытки описания электронного строения СО с привлечением резонанса трех структур С+—О", С = 0иС =0+ приблизительно одинакового веса были гораздо менее удовлетворительны, чем описания, основанные на современной теории, изложенной выше. Исходя из последней, можно понять также электронно-донорные свойства молекулы СО, проявляющиеся, например, в ее способности к образованию комплекса ВНз СО. Действительно, атом С имеет пару электронов (неподеленная пара, п. 5), облако которых сильно направлено в сторону от связи СО и которые могут легко заполнить первоначально незаполненный октет атома В. [c.241]

При расчете синтеза Фурье используются как величины, так и фазы структурных факторов. В результате получается трехмерная контурная карта распределения электронной плотности, на которой должен быть виден каждый атом элементарной ячейки (по возможности также, и атомы водорода, содержащие лишь один электрон). Если пространственная группа рассматриваемой структуры цен-тросимметри на, то фазы структурных факторов будут либо +1, либо —1. Если определение структуры проводят с применением метода тяжелого атома, на первых стадиях структурного анализа получают координаты тяжелого атома из синтеза Патерсона. Далее приписывают фазы каждому структурному фактору в предположении, что в интенсивность рассеяния преобладающий вклад вносит тяжелый атом. Отсюда с помощью синтеза Фурье можно определить положение легких атомов в структуре.. [c.236]

Рассмотрим, к каким выводам приводит уравнение Шрёдингера относительно формы н ориентации, т. е. симметрии орбиталей. Результаты вычисления вероятностной функции, подобные приведенным на рис. 4.1, показывают, что любая орбиталь простирается на бесконечное расстояние в пространстве. Существует вероятность обнаружить электрон в любой точке пространства. Однако каждый электронный заряд большую часть времени находится довольно близко от ядра (см. рис. 4.1, б). На рис. 4.2 показано распределение электронного облака для атома Н в его различных квантовых состояниях. Этот рисунок наглядно свидетельствует, что атом имеет рыхлую структуру. [c.129]

В табл. 7.6 приведены также формулы в представлении электронов-точек и молекулярные структуры этих ионов. Если мы рассмотрим более подробно происхождение электронов в связях, т. е. постараемся выяснить, какие атомы дают эти электроны в связь, то увидим, что формулы первого рода передают донорно-акцепторный характер связи. Из этих структур видно, что по мере присоединения атомов кислорода длина каждой связи уменьшается. Приведенные в табл. 7.6 значения длин связи можно сравнить с длиной нормальной связи С1 —О, 1,69 А (как это наблюдается в С12О). Укорачивание связей при добавлении атомов кислорода обычно относят за счет ионного характера связи С —О. Поскольку кислород обладает большей электроотрицательностью, распределение электронной плотности будет смещаться по связи от хлора к кислороду так, что атом хлора приобретает небольшой положительный заряд. > Когда к атому хлора последовательно присоединяются атомы кислорода, каждый из них оттягивает с хлора еще понемногу отрицательного заряда и положительный заряд самого хлора соответственно возрастает. А этот заряд в свою очередь все ближе и ближе притягивает отрицательно заряженные атомы килорода. [c.216]

При приближении к этой группе атомов иона щелочного металла, например Ыа+, распределение электронной плотности не изменяется — атом с низкой электроотрицательностью не в состоянии изменить структуры аниона и сближенные анион и катион все же остаются ионами. Положение меняется, когда к аниону в направлении к любому из атомов кислорода приближается ион водорода. Под влиянием этого иона электронная плотность увеличивается у того атома кислорода, к которому он приблизится, что и означает образование ковалентной связи. Здесь сближение двух ионов заканчивается образованием из них молекулы. Таким образом, принципиальное отличие сильных электролитов от слабых заключается в том, что в случае сильных электролитов при сближении ионов не происходит качественных изменений, тогда как при сближении ионов слабого электролита образуется новое качество — недиссоци-ированная молекула, имеющая иную структуру в части аниона, чем структура свободного иона. [c.166]

А). Для катионов с электронодонорными заместителями также сохраняется и расстояние С—N в пределах одинарной связи (1,47 А). Интересно, что в катионе фенилдиазония длина связи С—N несколько меньше (1,385 А),что также находится в противоречии с предположением о повышенном вкладе хиноидной структуры в диазокатионах с сильными электронодонорными заместителями. Анион в хлорцин-кате п-М,М-диметиламинофенилдиазония располагается вблизи атомов азота диазониевой группы ближе к концевому атому азота. Следовательно, положительный заряд в катионе п-Ы,Ы-диметиламинофенил-диазония сосредоточен на диазониевой группе, и характер распределения электронной плотности диазониевой группы аналогичен таковому в случае катиона фенилдиазония (тенденция смещения положительного заряда к р-атому азота). [c.97]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология