Электронный Электронный центр атома

Вопрос о механизме миграции энергии пока еще слабо выяснен, может быть, за исключением, полупроводниковых тел. Мы точ Ьо не знаем, как мигрирует энергия по большим молекулам, в частности по макромолекулам белка, так же как не ясны формы ее миграции по металлическим поликристаллам. Здесь мы неизбежно вступаем в область лишь более или менее достоверных догадок. В порядке рабочей гипотезы можно думать, что миграция энергии происходит по экситонному. типу, т. е. путем эстафетной передачи зонно-электронного возбужденного состояния по кристаллу от одного активного центра к другому. Принять передачу энергии через колебания самой решетки труднее, так как они слишком легко рассеивал - бы энергию в окружающую среду. Примером электронной активации центра может служить возбуждение палладия, пере водящее его из структуры 4(8 р с1 °). с замкнутой 18-электронной оболочкой в структуру 5 с затратой энергии 0,8 эв (т. е. 18 ккал на атом) и с приобретением двух неспаренных электронов, т. е. двух химических валентностей в этом виде палладий обычно проявляет себя как элемент и как катализатор. [c.58]

Реакционная способность карбонильной группы определяется ее полярностью. В результате частичного смещения электронной плотности на атом кислорода атом углерода карбонильной группы приобретает заряд и становится центром нуклеофильной атаки. Скорость взаимодействия с нуклеофилом тем выше, чем больше 64 заряд на углеродном атоме. [c.124]

Если связь в молекуле высоко полярна, то электронный заряд на связывающей МО не распределен между ядрами, а практически сосредоточен в областях одного ядра (например, у Р в молекуле ЫаР), Здесь связывающая орбиталь мало отличается от атомной орбитали и оба электрона движутся в поле ядра фтора. Таким образом, весь избыточный электрический заряд, практически равный единице, сосредоточен вокруг ядра фтора. В то же время в силу электронейтральности всей молекулы ядро натрия оказывается центром равного по величине положительного заряда. Осуществляется как бы перенос электрона от атома натрия к атому фтора с образованием ионов Ма+ и удерживаемых в молекуле электростатическими силами притяжения. Такую связь называют ионной. [c.232]

Выражения тетраэдр и т. п. указывают фигуру, к вершине которой направлены оси симметрии электронных облаков, если атом помещен в центре фигуры. Расположение атомов будет иметь иную конфигурацию, если в молекуле имеются электронные пары, не образующие связь, — неподеленные пары. Так, при тетраэдрическом расположении четырех электронных пар вокруг атома азота в молекуле аммиака [c.116]

Согласно предложенной модели Резерфорда в центре атома находится очень малое по размерам положительно заряженное ядро, в котором практически сосредоточена вся масса, а вокруг него на значительном расстоянии вращаются электроны. Число электронов таково, что атом в целом электронейтрален. Электроны движутся вокруг ядра подобно планетам в поле притяжения Солнца. Атомное ядро мало по сравнению с размерами атома, как мало Солнце по сравнению с орбитами планет (отсюда название — планетарная модель). [c.34]

В молекулах с одинаковыми атомами оба атома, образующие ковалентную связь, удерживают электроны с одинаковой силой. Электронная оболочка расположена симметрично относительно обоих атомов. Но если ковалентная связь образована двумя разными атомами, то электронная пара смещена в сторону атома, который сильнее притягивает электроны. Например, в молекуле газообразного хлористого водорода НС1 притяжение электронов к атому хлора сильнее, чем к водороду. В таких молекулах один атом оказывается заряженным более отрицательно за счет смещенных электронов, а другой более положительно. Хотя они и образуют в целом нейтральную молекулу, разные ее части заряжены относительно друг друга. Такая молекула является диполем. Мерой разделения зарядов служит величина ди-польного момента, определяемая как произведение расстояния между центрами распределения положительного и отрицательного заряда на величину заряда. Чем дальше оттянуты электроны к одному из атомов, тем сильнее разделены положительные и отрицательные заряды, тем больше дипольный момент. [c.285]

Метод МО представляет собой естественное распространение теории атомных орбиталей (АО) на поведение электронов в молекуле. Предполагается, что электроны в молекуле находятся на молекулярных орбиталях, охватывающих все ядра атомов в молекуле, и МО занимает весь объем молекулы. Таким образом, метод МО рассматривает молекулу и другие устойчивые многоатомные системы как многоатомный атом , в котором электроны располагаются на орбиталях, называемых молекулярными. Так как на электрон молекулярной орбитали воздействует поле многих ядер, то образование МО из АО приводит к уменьшению энергии системы. Представим, что атом А, имеющий свободный или спаренный электрон, приближается к атому В. Из двух изолированных атомов образуется система, состоящая из двух ядер а и й, в поле которых находятся электроны этих атомов. Если молекула состоит из п атомов с суммарным числом электронов М, то состояние молекулы можно представить системой из п силовых центров, в поле которых находится N электронов. Такое представление о молекуле как о взаимодействующем коллективе всех ядер и электронов лежит в основе теории метода МО. Основные положения [c.48]

Основность — сродство к протону, нуклеофильность — способность образовывать связь с электрофильным атомом углерода. Нуклеофильность анионов зависит от электронной плотности на атакующем атоме (основности) и от поляризуемости электронов. Если атакующий атом в сравниваемых нуклеофилах один и тот же, то нуклеофильность изменяется симбатно основности. Если сравниваются группы с разными нуклеофильными центрами, то нуклеофильность обычно прямо пропорциональна их поляризуемости. См. также [13], I, с. 186-191. [c.220]

Ковалентные решетки состоят из атомов. Ковалентная связь возникает между атомами, обладающими неспаренными электронами. Например, атом углерода может образовать четыре одинарные ковалентные связи, направленные к четырем вершинам правильного тетраэдра, в центре которого располагается атом углерода. Следовательно, [c.112]

Ковалентные решетки состоят из атомов. Ковалентная связь возникает между атомами, обладающими неспаренными электронами. Например, атом углерода может образовать четыре одинарные ковалентные связи, направленные к четырем вершинам правильного тетраэдра, в центре которого располагается атом углерода. Следовательно, с этим центральным атомом могут быть связаны четыре других атома углерода. Каждый из них обладает еще тремя неспаренными электронами, которые могут образовывать связь с тремя атомами углерода. [c.31]

Из рис. 8 отчетливо видно различие между двумя типами атомов серы в циклической системе 83 N. Два атома серы (8,, 83), связанные с атомами азота, имеют больший отрицательный заряд, чем аюм 83. Кроме того, такое соотношение сохраняется для всех форм с зарядами от - 3 до -Ь 2. К тому же атом азота является электронно-избыточным центром в циклической системе. [c.178]

Относительно устойчивые карбанионы возникают также в случае, если карбанионный атом связан с двумя или тремя электроноакцепторными группами. Стабилизация аниона происходит за счет сопряжения неподеленной пары электронов карбанионного центра с кратной связью, как правило, входящей в состав электроноакцепторной группы [c.191]

Квантовомех. модель кумулированных двойных связей в А. предусматривает sp -электронное состояние для обоих крайних атомов С. Центр, атом С имеет sp-гибридизацию. Поэтому вся исходящая от него система связей линейна обе л-связи и концевые заместители расположены во взаимно перпендикулярных плоскостях (см. рис.). Вслед- [c.99]

Нуклеофильное замещение является простой реакцией замещения, в которой нуклеофильный агент (основание) приближается к атому углерода или фосфора с дефицитом электронов (электрофильный центр) и образует с ним связь, замещая при этом какой-либо другой атом, например О, N или 5. Замещаемый атом уходит вместе с неподеленной парой электронов и с любой другой присоединенной к нему химической группировкой, причем все это вместе называется уходящей группой. Обычно для завершения реакции необходимо, чтобы одновременно с замещением или после него к атому О, N или 5 уходящей группы присоединился протон, происходящий из кислотной группы фермента или воды. Заметим, что основание В (которое может нести отрицательный заряд или быть электронейтральным) часто образуется путем ферментативного удаления протона от сопряженной кислоты ВН. [c.91]

Термин карбанион используется для обозначения отрицательно заряженных органических частиц, имеющих четное число электронов, отрицательный заряд в которых может быть сконцентрирован на одном или нескольких углеродных атомах, составляющих данную частицу. Индивидуальные карбанионы называют алкил-анионами. Все карбанионы представляют собой производные метил-аниона СНз, формально генерируемого путем отрыва протона от метана, поэтому карбанионы можно рассматривать как сопряженные основания С—Н-кислот. Все карбанионы, при изображении их с помощью валентных структур, содержат трехвалентный атом углерода с неподеленной парой электронов (карбанионный центр). Обычно вместе с карбанионом присутствует противоион (часто катион металла), и в тех случаях, когда необходимо точно указать природу противоиона, соли карбанионов иногда называют алкил-металлами. Катион может быть достаточно сильно ассоциирован с карбанионным центром и изменять его поведение. В связи с этим химия карбанионов и химия мономерных металлорганических соединений, в особенности производных щелочных металлов, очень тесно связаны, и феноменологическое различие между ними не всегда возможно [53]. Особую группу карбанионов образуют илиды— соединения, в которых рядом с карбанионным центром находится положительный ониевый центр, как, например, в (26). Поведение соединений этой группы существенно отличается от поведения обычных карбанионов. [c.545]

Катализ на твердых кислотах и основаниях. Для катализаторов кислотно-основного типа специфика твердого тела не выражена так резко, как для полупроводников и металлов. Активные центры кислотных кат. представляют подвижные протоны И (центры Бренстеда) или атомы, способные присоединять пару электронов (центры Льюиса), напр, атом А1 на пов-сти AljOj. Соотв. основными центрами являются акцепторы протона или доноры электронной пары, напр, атомы кислорода на пов-сти СаО, MgO и т.п. Кислотными бренстедовскими центрами простых оксидов металлов являются поверхностные гидроксильные группы, остающиеся после частичной дегидратации пов-сти при нагр., или молекулы Н О, координационно связанные с пов-стью. Для металла М, находящегося в начале каждого периода, гидроксильные группы имеют основные св-ва [...ОМ] [ОН] для находящегося в конце периода-кис-лотные [...ОМО] Н . Льюисовскими кислотными центрами служат координационно-ненасыщенные ионы, напр. A10J на AljOj. Эти центры способны взаимод. с реагирующей молекулой-донором пары электронов. Кислотными катализаторами являются оксиды металлов с большим отношением заряда иона к его радиусу - окси ды Мо, Zn, Са, РЬ и др. Их активность связана с положением металла в периодич. системе и возрастает в периодах при переходе к V-VII группам, а в группах-при переходе к [c.540]

Реакционная способность пространственно-затрудненных фенолов в щелочной среде является одной из наиболее характерных особенностей химического поведения соединений данного типа. Пространственное влияние орто-алкильных групп сказывается не только на процессах образования солей фенолов, но и на реакционной способности фенолят-ионов. Отрицательный заряд в фенолят-ионе вследствие делокализации электронной плотности может быть сосредоточен не только на атоме кислорода, но и в орто- или параположениях ароматического кольца. Возможность такого рассредоточения заряда приводит к возникновению амбидентного ( двухзубого ) аниона, в котором имеются два нуклеофильных реакционных центра — атом кислорода и ароматическое кольцо. Следовательно, в реакциях с участием фенолят-ионов возможно образование производных как по атому кислорода, так и по атомам углерода в орто- или пара-положениях молекулы фенола. Подобная двойственная реакционная способность фенолят-ионов, являющаяся общим свойством молекул с сопряженными связями максимально проявляется в случае анионов пространственно-затрудненных фенолов, чему в значительной степени способствует пространственное экранирование одного из нуклеофильных реакционных центров — атома кислорода. Кроме того, орто-заместители, особенно трет-ал-кильные группы, значительно уменьшают сольватацию атома кислорода, что в случае анионов пространственно-затрудненных фенолов приводит к большей делокализации отрицательного заряда, а следовательно, к повышению реакционной способности второго нуклеофильного центра — ароматического ядра. Эти особенности поведения анионов пространственно-затрудненных фенолов в различных процессах проявляются по-разному. В связи с этим в данной главе отдельные типы реакций, протекающих с участием анионов пространственно-затрудненных фенолов, рассмотрены самостоятельно. [c.73]

Элсктроотрицательность брома выше, чем углерода, к тому же, будучи катионным центром, атом брома оттягивае г на себя электронную плотность от атомов углерода в бромониевом ионе. Элекгронная плотность делокализуется, и агом углерода приобретает частичный положительный заряд. Тем самым атом угаерода делается доступным дл аггаки бромид-иона с получением конечного продукта. [c.218]

Если нуклеофильные механизмы богаче представлены в алифатическом ряду, то электро( зильные реакции более характерны для ароматических соединений. Это имеет достаточно серьезные причины ароматические системы легко подают я-электроны, создавая центры с повышенной электронной плотностью, которые и подвергаются атаке со стороны электроноакцепторных групп Н+, Р, Вг" , С1+, N0 ", ЫОа, 30зН+, а также ионов металлов Ы ", Ыа."", XHg и др. Местом электрофильной атаки обычно становится атом, имеющий избыток электронов. В органических соединениях такую роль нередко играет карбанион. Предполагается, что его гибридизация приближается к типу 5/ , т. е. тригональна. Исследование кристаллической структуры трицианометида аммония показало, что карбанион имеет почти плоскую тригональную конфигурацию с валентными углами 120°, причем центральный углеродный атом лишь на 0,13 А выходит из плоскости, в которой лежат три атома азота [c.224]

Реакции, в которых электронные пары при разрыве связи целиком остаются у одного из атомов, называют гетеролитическими. Таковы реакции (I) и (IV). В первом случае электронная пара, за счет которой была образована связь С—I, остается у иона I . Новая связь С—О возникает за счет неподеленной пары электронов атома О иона ОН . В реакции (IV) протон покидает один атом О, оставляя электронную пару этому атому, а новая связь образуется за счет неподеленной пары электронов атома О молекулы воды, принимающей протон. Частица — донор электронной пары называется нуклеофильной. Частица, которая взаимодействует с этой электронной парой, называется электрофильной. Например, в реакции H3I с ОН- нуклеофильной частицей является гидроксид-ион. Он атакует электрофильную частицу H3I или, точнее, электрофильный атом (центр) в этой частице, а именно атом С. При этом в электрофильном центре происходит замещение одной нуклеофильной частицы (I-) на другую (ОН-). Поэтому такая реакция называется реакцией нуклеофильного замещения. [c.367]

В этом выражении Ср — кулоновский интеграл центра р, а Рр, — резонансный интеграл с волновыми функциями р и q-ro электрона. Если к атому г в реагирующей молекуле приближается некоторый реагент-то по мере приближения значения кулоновского интеграла аг и значения резонансных интегралов и будут меняться. Предположив малость этих изменений и обозначив их Ааг, ДРг5 и A rt, можно рассчитать изменение энергии я-электронов. Это изменение равно [6] в первом приближении [c.62]

Пусть стабилизация системы А+В происходит за счет переноса заряда с ВЗМО системы А на НСМО системы В. Уход электрона с занятой МО, где он связывал реагирую-, щий центр (атом) с другими атомами молекулы А, ослабляет эту связь, что приводит к увеличению расстояния между реагирующим атомом и остальными атомами молекулы А. Атом как бы изолируется от остальной части молекулы, в результате чего энергия ВЗМО увеличивается, и уход электрона с этой МО энергетически выгоден. Это означает, что в разложении, (1Х, 9) вес конфигурации с переносом заряда возрастает, вместе с чем повышается роль делокализационной энергии в стабилизации системы А+В, причем не только на начальной стадии реакции, но и на стадии, близкой к переходному состоянию. Такое самоускорение химического взаимодействия, возможно, представляет собой один из основополагающих принципов химических реакций. [c.197]

Уравнения (7.48), (7.49) лежат в основе РМХ, введенного в практику Р. Хоффманом (1963). В этом методе МО строятся как линейные комбинации валентных АО (STO) всех атомов. Интегралы перекрывания вычисляют исходя из задаваемой геометрии молекулы. Экспоненты радиальных частей могут выбираться из различнь1х источников (см. разд. 3.4). Поскольку интегралы зависят от расстояния между ато шыми центрами и их относительной ориентации, в РМХ в явном виде включается зависимость энергетических характеристик и электронных распределений от молекулярной геометрии. Матричные элементы напротив, ие вычисляются, а заменяются эмпирическими параметрами или аппроксимируются специально подобранными соотношениями, включающими эти параметры. Так, диагональные матричные элементы полагают равными потенциалам ионизации соответствующих валентных электронов, взятых с обратным знаком [c.232]

Термин поверхностный центр в хемосорбции определяется как один или микроскопическая группа атомов на поверхности, которая в каком-либо смысле химически активна. Наряду с рассмотренными выше атомами, связанными, например, с дефектами, кристаллографическими ступеньками и т. д., это может быть, иапример, атом с оборванной связью , катион, нескомпенсированный необходимым числом аииоиов, кислотный или основной центр . Кислотные центры Льюиса обладают свободными орбиталями с высокой энергией сродства к электронам, кислотные центры Врен-стеда обладают тенденцией отдавать протон. Один вид этих центров может переходить в другой. Так, при взаимодействии с водой -f НоО = (L ОН) 4-Hs на поверхности, кислотный центр Льюиса L+ делит электронную пару с ОН , а остающийся адсорбированный протон Н+ может вступать в химические реакции, представляя собой теперь кислотный центр Вренстеда, Если группа ОН связана с катионом менее прочно, чем Н+ с решеточным ионом О , она становится основным центром Вренстеда и вещество будет проявлять основные свойства. Они связаны с электроотрицательностью металла и кислотность окислов уменьшается в следующем ряду [c.130]

Ковалентная полярная связь возникает между атомами элементов, обладающих различной электроотрицательностью ЭО. При этом молекулярные орбитали искажаются, так как электроны смещаются к более отрицательному элементу и, при сохраняющейся электрической нейтральности молекулы, в ней появляются центры положительных и отрицательных зарядов, молекула становится диполем. Например, молекула Ь1Н полярная, так как Э0и = 0,98, а ЭОц = = 2,2 условных единиц. Электрон оттянут к атому водорода, вероятность пребывания электронов около атома водорода больше, и водород в составе молекулы получает отрицательный заряд—б, а литий — положительный заряд - -б. На рис. 44, а изображена схема такой молекулы и условно показана искаженная форма молекулярной орбитали МО. Мы разобрали простейший пример, являющийся подтверждением общего правила при образовании химической Связи между атомами с различной электроотрицательностью электронное облако смещаетск к атому с большей ЭО II в результате этого молекула приобретает характер электрического диполя, так как 14 центры положительного и отрицательного зарядов не совпадают при сохранении обш,ей нейтральности. [c.80]

Гипотеза Григоровича. По мнению В. К. Григоровича, расположение атомов в твердых и жидких простых веществах определяется, в основном, их электронным строением [8]. В металлической решетке, где внешние электроны положительных ионов сильно возбуждены вследствие возмущающего действия соседних атомов, сравнительно небольшой прирост температуры может быть достаточным для наступления перекрытия и обменного взаимодействия внешних р оболочек ионов, не перекрывающихся при низких температурах ([8], стр. 202). Так, например, объемноцентрированная кубическая структура натрия, область существования которой простирается от 30 К до температуры плавления, по Григоровичу, может быть объяснена с помощью следующих соображений. Из экспериментальных данных (об оптических свойствах, эффекте Холла и т. д.) известно, что натрий в твердом и жидком состоянии имеет один электрон проводимости на атом. Это означает, что его валентный электрон с Зз уровня переходит в электронный газ. Атомы натрия в конденсированном состоянии имеют внешнюю 25 2р оболочку. Взаимодействие ионов с электронным газом приводит к сближению и перекрыванию р-орбиталей внешних р оболочек ионов, в результате чего возникают обменные / вухэлектронные о-связи, направленные по трем осям прямоугольных координат. Образование шести связей каждым атомом со своими соседями приводит к простой кубической ячейке со свободным объемом в центре, который может быть заполнен таким же ионом. Так, из двух простых кубических под-решеток, энергетически невыгодных, а потому редко реализующихся в металлах, образуется ОЦК структура, одна из трех типичных металлических структур. Гипотеза Григоровича иллюстрируется рис. 43. Точно так же обосновывается возникновение ОЦК структур и у других щелочных металлов. Для лития, ионы которого имеют 15 оболочку, возникновение ОЦК структуры связывается с предположением о переходе 8 электронов на р уровни. [c.175]

Если молекула симметрична и в ней ковалентно связаны два одинаковых атома, как в молекулах На, I2 или СН3—СНз, то электронное облако симметрично центру связи, дипольный момент молекулы равен нулю. Оба электрона, участвующие в образовании связи, с одинаковой вероятностью находятся около каждого из соединенных атомов. Но если связанные атомы неодинаковы или молекула не симметрична, то электронная плотность сдвинется к одному из атомов и вероятность пребывания связывающих электронов в поле этого атома возрастет. Таким образом, один атом обычно бывает более электроотрицательный (электроотрицательность — это способность атома в молекуле притягивать к себе электроны). Мерой способности к такому присоединению служит так называемое сродство к электрону, характеризующее энергию, выделяющуюся при присоединении электрона к нейтральному атому. Следствием вышеуказанного сдвига будет появление частичных, очень маленьких зарядов (доля заряда электрона) на связанных ковалентной связью атомах, в результате чего связь приобретает частично ионный характер. Примером может служить молекула НС1, где электронная плотность сдвинута (за счет гибpидизaции ) к атому хлора. Такую ковалентную связь называют полярной. Молекула, содержащая полярную ковалентную связь, обладает дипольным моментом, равным произведению [c.46]

Азосочетание (см. стр. 150) и сульфирование (см. стр. 146) протекают по атому углерода ароматического кольца, а не по кислороду. Это связано, во-первых, с переносом зарядов с кислорода на углерод и, во-вторых, с большей стабильностью продуктов, образующихся при замещении углеродного ато.ма, по сравнению с кислородзамещенными производными. Обратная картина наблюдается при наличии в молекуле центра с недостатком электронов. Так, например, атом углерода в хлористом метиле XXXVIIГ [c.46]

КООРДИНАЦИСННЫЕ СОЕДИНЁНИЯ (комплексные соед.), содержат катионный, анионный или нейтральный комплекс, состоящий из центр, атома (или иона) и связанных с ним молекул или ионов-лигандов. Центр, атом (комплексообразователь)-обычно акцептор, а лиганды-доноры электронов, и при образовании комплекса между ними возникает донорно-акцепторная, или координационная, связь. Комплекс м. б. электронейтральным, или неэлектролитом, иметь положит, заряд (комплексный катион) или отрицательный (комплексный анион). [c.467]

Для изолированной М. направления осей системы координат, начало к-рой находится в центре масс, выбираются так, чтобы по возможности полнее исключить из рассмотрения вращение молекулы как целого (напр., оси координат м. б. направлены по главным осям эллипсоида инерции М. мли связаны с к.-л. выделенной конфигурацией ядер). Согласно адиабатическому приближению, для каждой фиксир. конфигурации ат<ИкШых ядер можно определить электронное состояние и соответствующие ему электронную волновую ф-цию и собств. значение электронного гамши.-тониана - электронную энергию (см. Квантовая химия). Электронная энергия Е, зависит от набора переменных Л, определяющих коифигуращоо ядер. Она включает потенциал межъядерного отталкивания и изображается графически поверхностью потенциальной энергии Е = Е Л (или просто потенц. пов-стью) М. в данном электронном состоянии. В частности, для двухатомных М. электронная энергия изображается потенц. кривой , = ,(Л), где Л-расстояние между ядрами атомов. [c.107]

Легкость протекания рацемизации зависит от типа функц. груш1, связанных с асим. атомом С. Легко рацемизуются соед., содержащие в качестве заместителей при асим. центре атом водорода и сильный акцептор электронов, напр, молочная к-та СНз—СНОН—СООН, дикетоны R—СО— — HR — OR" и г. д. У дикетонов хиральность исчезает в результате енолизации. В то же время соед., не склонные к образованию промежут. ионов или таутомерным превращениям, напр, алканы, устойчивы к рацемизации. Существуют соед., к-рые хотя и образуют промежут. ионы, не подвергаются рацемизации, вследствие стерич. особенностей структуры их молекул. Напр., у производных камфоры или триптицена, в молекулах к-рых асим. атом С находится в вершине циклич. системы, присоединение протона к промежут. карбаниону возможно только со стороны, противоположной циклич. системе [c.199]

Увеличение (уменьшение) Е электронов внутр. оболочек соответствует уменьшению (увеличению) электронной плотности на рассматриваемом атоме. Так, в лигандах-до-норах после координации следует ожидать повышения энергии связи электронов в атомах, участвующих в координации, поскольку донор отдает часть своей электронной плотности атому. В лигандах-акцепторах происходит перенос электронной плотности от центр, атома к атомам лиганда, вследствие чего должна уменьшаться. В качестве примера в табл. 2 приведены значения электронов в свободных и координированных лигандах (СО и С2Н4.-акцепторы, остальные лиганды-доноры). По таким данным можно определять атом лиганда, к-рый связан с центр, атомом. [c.245]

В центре — Ф ядро вокруг вращак1тся электроны, в целом атом электронейтрален [c.5]

Например, если в кристалле кремния атом кремния, имеющий четыре электрона, заместить на атом галлия с тремя валентными электронами, то возникает примесный центр Оаз1 с акцепторными свойствами. Но при легировании кристалла кремния мышьяком, у которого пять валентных электронов, появляется электронная проводимость. [c.47]

Связь Вт-дер-Ваальса (молекулярная) не требует обмена или обобществления электронов и может устанавливаться между атомами с устойчивыми электронными конфигурациями. Центры положительных и отрицательных зарядов в атоме могут не совпадать, поэтол1у атом ведет себя как диполь, что приводит к слабым силам взаимодействия. Таким образом, связь Ван-дер-Ваальса - это взаимодействие наведенных диполей между собой. Если внешние орбиты всех атомов в молекулах [c.26]

Перекрытие строго сферических 5-оболочек ведет к образованию ГЦК - Сфуктуры типа меди, а перекрытие слегка вытянутых или сплюснутых сфероидальных s-оболочек - плотных гексагональных сфуктур. Замещение атома в решетке растворителя, например Ni, с атомным радиусом 1,24A и электронной концентрацией 2эл/ат, большим атомом легирующего элемента, например Си (r=l,28A, 1э.л/ат), ведет к оттеснению атомов никеля от узла, занятого атомом меди, и созданию зоны сжатия. Согласно модели перекрывающихся 5-оболочек происходит совмещение максимумов элекфонной плотности 45-оболочки атома меди с максимумами 45 -оболочек атолюв никеля. Атом меди оказывается центром зоны сжатия, бысфо убывающей к периферийным атомам никеля на расстоянии 2-3 постоянных решетки. Локальный характер изменения длины и энергии межатомных связей вокруг растворенного атома объясняет реальные отклонения от правила Вегарда, постулирующего линейные изменения параметра (или атомного объема) при возрастании доли легирутощего элемента. [c.37]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология