Строение атомов, химическая связь и строение молекул

Центральный атом азота отдает один электрон третьему атому азота, не связанному с водородом. Кроме того, атом азота 1 подвержен хр -гибридизации, а атомы 2 и 3 находятся в хр-гибридном состоянии. Поэтому все атомы азота расположены по прямой, между ними возникают двойные связи, а между азотом 1 и водородом — простая а-связь. Таким образом, в химическом строении молекулы НЫз электровалентность центрального атома азота равна единице, а ковалентность равна 4. В отличие от него атом азота 3, помимо электровалентности проявляет ковалентность, равную двум. Азот 1 трехвалентен. Однако с учетом делокализации л-связей вдоль прямой, соединяющей атомы азота, химическое строение молекулы азида водорода может быть представлено в другом виде (схема П). Тогда отпадает необходимость привлечения формальной концепции об электровалентности. К тому же расстояния между атомами азота [c.254]

Вследствие волнового характера движения электрона атом не имеет строго определенных границ. Поэтому измерить абсолютные размеры атомов невозможно. За радиус свободного атома можно принять теоретически рассчитанное положение главного максимума плотности внешних элм<тронных облаков (рис. 16). Это так называемый орбитальный радиус. Практически приходится иметь дело с радиусами атомов, связанных друг с другом тем или иным типом химической связи. Такие радиусы следует рассматривать как некоторые эффективные (т. е. проявляющие себя в действии) величины. Эффективные радиусы определяют при изучении строения молекул и кристаллов. [c.35]

Рассмотрим теперь математическое представление реактантов, учитывающее явление геометрической изомерии. Отметим сразу, что современные формулы строения химических веществ непригодны для проведения расчетов на ЭВМ химических реакций, так как их нельзя непосредственно ввести в оперативную намять ЭВМ или записать на внешние носители информации. Далее, для этой цели нецелесообразно использовать и векторное представление молекул, которое строилось на основе их брутто-формул. Следовательно, требуются дальнейшие обобщения, связанные с представлением молекул в виде матриц определенной размерности, равной числу содержащихся в молекуле атомов. При формировании элементов этой матрицы, называемой В-матрицей, учитывается, что каждый атом состоит из атомного остова, составленного из ядра атома и внутренних электронов и имеющего некоторый формальный заряд, и электронов валентной оболочки. Последние менее сильно связаны с атомным остовом и участвуют в образовании химических связей. [c.174]

Частицы и волны. Теория Бора, с основными положениями которой мы познакомились в 6 и 7, давая возможность определить положение линий в спектре водородного атома (и некоторых других простейших атомных систем), не могла, как это уже указывалось, объяснить ряд других явлений, например различия в интенсивности этих линий. Она оказалась недостаточной также для объяснения строения атомов более сложных, чем атом водорода, и, что особенно важно для химии, не могла объяснить в общем случае связь между атомами в молекулах, т. е. природу химической связи. [c.43]

Справа выписано число неспаренных внешних электронов и формулы соответствующих водородных соединений. Валентность, согласно изложенному, должна равняться этому числу неспаренных электронов. Мы видим, что в полном соответствии с опытными данными водород, литий, фтор и натрий — одновалентны, кислород — двухвалентен, азот — трехвалентен. Атомы инертных газов гелия и неона не образуют молекул, так как все их электроны спарены, поэтому их валентность равна нулю. Противоречие мы наблюдаем лишь для атомов Ве, В, С, для которых возможны и другие валентности (указанные в скобках). Но это противоречие только кажущееся и объясняется тем, что мы привыкли считать, что свободные атомы, образуя химическую связь, обязательно сохраняют строение своих электронных оболочек. Но не существует никаких причин, по которым это должно быть только так атом, образуя связь, уже не является свободным, и его электронная конфигурация может и должна — в большей или меньшей степени) измениться. Поэтому необходимо принимать во снимание те изменения энергии, которые могут возникнуть при образовании химической связи. [c.71]

Нужно отметить, что приведенная схема образования химической связи в молекуле СО является лишь первым приближением. Переход одной электронной пары атома кислорода с удерживанием ее также атомом углерода должен был бы сделать молекулу сильно полярной. Однако дипольный момент СО очень мал, он равен 0,36 10 Кл -м. В рамках приведенной схемы это можно объяснить некоторым сдвигом образующих связь электронных пар к атому кислорода. В следующем разделе дано более точное объяснение строения молекулы СО по методу молекулярных орбиталей, также приводящее к выводу, что связь в этой молекуле тройная. [c.103]

Далее он указывает на то, что идея механических типов постепенно изживает себя, так как соединения, содержащие несколько многоатомных элементов, можно относить к разным типам и, следовательно, типическая классификация становится излишней. Наоборот, атомность элементов начинает играть все большую роль, ибо химические свойства сложного тела условливаются преимущественно химическим отношением элементов, его составляющих . Далее А. М. Бутлеров дает определение химического строения в переводе с немецкого оно звучит так Полагая, что каждому химическому атому свойственно лишь определенное и ограниченное количество химической силы (сродства), с которым он принимает участие в образовании тела, я назвал бы химическим строением эту химическую связь или способ взаимного соединения атомов в сложном теле . Применяя современную нам терминологию, можно сказать, что химическое строение молекулы сложного вещества — это определенный способ соединения между собой составляющих ее атомов, зависящий от их валентности. [c.219]

ВС-метод. В методе валентных связей результаты работы Гейтлера и Лондона обобщены и распространены на многоатомные молекулы. Поэтому характерные особенности двухэлектронной связи в молекуле На перенесены на связи в многоатомных молекулах типа СН4 и др. Принимается, что каждая связь осуществляется парой электронов с антипараллельными спинами, локализованной (сосредоточенной) между двумя определенными атомами. При этом атомные орбитали двух электронов перекрываются. Представление о локализованной паре электронов является квантовомеханическим аналогом более ранней идеи Льюиса о связи как о паре электронов, общей двум атомам. Уже на заре теории химического строения возникло и широко используется химиками по сей день понятие валентности атома. Каждому атому в соединении приписывалось определенное целое число единиц сродства к другим атомам. Это число и называлось валентностью. [c.56]

Как мы знаем, все твердые вещества как кристаллического, так и непериодического строения имеют остов, вид и мерность которого определяют строение вещества. Атом представляет собой систему, состоящую из валентных электронов и атомного остова. Атомное ядро отклоняется от положения равновесия весьма незначительно и практически локализовано внутри атома, тогда как валентные электроны совершают колебания с амплитудой, равной междуатомным расстояниям. Поэтому по местонахождению ядер можно определить, какое положение занимают данные атомы в молекулах и кристаллах. Зная, что степень перекрывания волновых функций достигает максимума при сближении атомов на определенное расстояние (речь идет о средних межатомных расстояниях в твердом теле, которые могут быть найдены, например, рентгеноструктурным методом) и резко уменьшается на несколько большем расстоянии, можно точно установить, какие атомы связаны между собой химическими связями. Химические связи между атомами в формулах химических соединений принято обозначать черточками. Например, хотя в молекуле дело- [c.60]

В классической теории химического строения постулируется, что энтальпия образования молекулы, а также ряд других скалярных н векторных свойств могут быть прнблнженно представлены в внде вкладов, вносимых эффективными атомами Я(Э ), химиче-скнмп связями //(Э( —Э]) п парами иепосредственпо не связанных атомов // (Э, —Эj). Предполагается, что в разных молекулах ато- [c.13]

Построение системы энергетических уровней завершается размещением на них соответствующего числа электронов. В нашем случае на двух молекулярных орбиталях можно разместить четыре электрона, которые соответствуют образованию различных молекул и ионов. Это достигается следующим образом. Один электрон в системе из двух орбиталей а и а выбирает а как имеющую наиболее низкую энергию. Такое состояние отвечает образованию простейшей молекулы — молекулярного иона водорода HJ. Этот ион в теории молекул играет такую же роль, как атом водорода в теории строения атомов. В частности, принципиально важным является существование химической связи, образованной одним электроном. Второй электрон также направится на орбиталь а, и в соответствии с принципом Паули спины этих двух электронов должны быть спарены. [c.186]

При р2-гибридизации электронные облака располагаются в одной плоскости под углами 120° друг относительно друга. Из экспериментальных данных действительно следует, что молекула этилена имеет плоское строение (рис. 47). Химическая связь, для которой линия, соединяющая атомные ядра, является осью симметрии связывающего электронного облака, называется а-связью. а-Связь возникает при лобовом перекрывании атомных орбиталей. В молекуле этилена каждый атом углерода образует по три а-связи одну друг с другом, а две — с двумя атомами водорода. Имеющиеся у атомов углерода негибридные орбитали образуют одну так называемую я-связь. Химическая связь, для которой связывающее электронное облако имеет только плоскость симметрии, проходя- [c.110]

Химическое строение молекулы диоксида серы аналогично молекуле озона. Атом серы находится в состоянии яр2 гибридизации. Из-за большего размера атома серы длина связи 8—0 (0,143 нм) больше, чем 0—0 (0,128 нм) в молекуле озона. Но по энергии связь 8—0 (489 кДж/моль) в молекуле 8О2 в несколько раз превосходит связь 0—0 (114,2 кДж/моль) в озоне. Обусловлено это дополнительным я--взаимодействием за счет вакантных -орбиталей атома серы и заметным вкладом ионной доли связи в случае молекулы 8О2. [c.437]

В молекулах атомы соединены друг с другом в определенной последовательности в соответствии с их валентностью, т. е. молекулы имеют точное химическое строение. Углерод в органических соединениях четырехвалентен, т. е. соединен с четырьмя другими одновалентными атомами (атомы углерода могут соединяться с атомами различных элементов и друг с другом). Исследования строения атомов и природы химической связи показали, что атом углерода, образуя органическое соединение, переходит из обычного электронного состояния в возбужденное (см. раздел 9). Четыре орбитали атома углерода, содержащие неспаренные электроны, позволяют атому образовать четыре ковалентные связи. [c.152]

Следующие схемы изображают строение молекул не которых химических соединений с ковалентной (атом ной) связью [c.87]

У элементов второго периода появляются еще четыре атомных орбитали 2в, 2р , 2ру, 2р , которые будут принимать участие в образовании молекулярных орбиталей. Различие в энергиях 7. - и 2р-орбиталей велико, и они не будут взаимодействовать между собой с образованием молекулярных орбиталей. Эта разница в энергиях при переходе от первого элемента к последнему будет увеличиваться. В связи с этим обстоятельством электронное строение двухатомных гомоядерных молекул элементов второго периода будет описываться двумя энергетическими диаграммами, отличающимися порядком расположения на них 5 " 2рх и 2ру 2. При относительной энергетической близости 2 - и 2р-орбиталей, наблюдаемой в начале периода, включая атом азота, электроны, находящиеся на 2 - и 2рх-орбиталях, взаимно отталкиваются. Поэтому 2ру- и 2р2-орбитали оказываются энергетически более выгодными, чем 2рх-орбиталь. На рис.20 представлены обе диаграммы. Так как участие Ь-электронов в образовании химической связи незначительно, их можно не учитывать при электронном описании строения молекул, образованных элементами второго периода. [c.57]

Периодический закон Д. И. Менделеева лвляетсл основой современной химии. Изучение строения ато .юв вскрывает физический смысл периодического закона и объясняет закономерности изменения свойств элеменгов в периодах и в группах периодической системы. Знание строения атомов является необходимым для понимания причин образования химической связи. Природа химше-ской связи в молекулах определяет свойства веществ, поэтому данный раздел /1вляется одним из важнейитх разделов общей химии. Изучение этого раздела способствует формированию представлений о материальном единстве мира. [c.52]

В каждой многоатомной молекуле можно различать атомы двух родов по их роложению в цепи химического действия атомы, стоящие иа концах цепи в формуле химического строения (концевые), каждый из таких атомов связан химической связью (которую ниже мы иногда называем концевой связью ) только с одним другим атомом молекулы атомы, стоящие не на конце цепи (цепьевые), каждый из таких атомов связан по меньшей мере с двумя другими атомами в молекуле. Каждый атом можно рассматривать как центральный атом некоторой атомной группы в моле- [c.18]

Атом углерода имеет строение 25 2р . Четыре электрона его внешнехо слоя могут принять участие в образовании четырех химических связей, поэтому в большинстве своих соединений углерод четырехвалентен. Иной характер имеет связь в окиси углерода электронное строение этой молекулы может быть приближенно выражено формулой [c.146]

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]

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]

Парахор практически не зависит от температуры (в пределах 200°). Если в формуле (XVIII. 9) ст = 1, то Р = Уц, т. е. парахор равняется молекулярному объему Уи при такой температу])е, при которой ст = 1. Парахор обладает большим сходством с молярной рефракцией. Он может вычисляться как из приведенных формул, так и из химического строения молекулы [222]. Каждый атом в молекуле имеет определенную величину парахора, называемую инкрементом, причем такими же инкрементами обладают двойные и тройные связи и различные кольца. Молярный парахор получается сложением инкрементов всех атомов, связей и 1солец, имеющихся в молекуле. Парахор смесей обладает свойствами аддитивности. Как показали работы Мардера [232], в присутствии незначительных примесей кислородных и сернистых соединений свойства аддитивности углеводородных смесей моторных топлив не нарушаются. [c.489]

КВАНТОВАЯ МЕХАНИКА - физическая теория, изучающая общие закономерности движения и взаимодействия микрочастиц (элементарных частиц, атомных ядер, атомов и молекул) теоретическая основа современной физики и химии. К. м. возникла в связи с необходимостью преодолеть противоречивость и недостаточность теории Бора относительно строения атома. Важнейшую роль в разработке К. м. сыграли исследования М. Планка, А. Эйнштейна, Н. Бора, М. Борна и др. К. м. была создана в 1924—26 гг., благодаря трудам Л. де Бройля, Э. Шредингера, В. Гейзенберга и П. Дирака. К. м. является основой теории многих атомных к молекулярных процессоБ. Она имеет огромное значение для раскрытия строения материи и объяснения ее свойств. На основе К. м были объяснены строение и свойства ато MOB, атомные спектры, рассеяние света создана теория строения молекул и рас крыта природа химической связи, раз работаиа теория молекулярных спектров, теория твердого тела, объясняющая его электрические, магнитные и оптические свойства с помощью К. м. удалось понять природу металлического состояния, полупроводников, ферромагнетизма и множества других явлений, связанных с природой движения и взаимодействием микрочастиц материи, не объясняемых классической механикой, [c.124]

В результате перехода одного из электронов атома азота к атому кислорода в атоме азота появляются четыре неспаренных электрона, которые могут сформировать четыре химические связи. -Так как атомы кислорода, связанные с атомом азота, одинаковы, то и вероятности перехода электронов к каждому из них также одинаковы. Поэтому вторая формула, показывающая, что четвертая связь делокализована и разделена поровну между двумя атомами кислорода, более точно выражает строение NN01, чем первая формула. Структура молекулы HNOJ показана на рис. 1.45. Как видно, структура молекулы находится в соответствии с приведенной выше формулой связи имеют одинаковую длину и короче, чем связь N--0. [c.104]

Теории валентности и стереохимия развивались в прошлом столетии в очень тесной связи, так что достижения одной обычно были результатом успехов другой. В 1852 г. Фрэнкленд предложил концепцию валентности и показал, что элементы при образовании соединений реагируют с определенными количествами других элементов, и эти количества теперь называют эктшвалентными. Кекуле в 1858 г. и Кольбе в 1859 г. расширили представление о валентности и постулировали, что атом углерода четырехвалентен. В 1858 г. Кекуле предположил, что атомы углерода соединяются друг с другом в неограниченном числе, образуя цепи в том же году Купер ввел концепцию валентной связи и нарисовал первые структурные формулы. Термин химическое строе-ние ввел в 1861 г. Бутлеров, который отметил важность написания простейших формул соединений, показывающих, как соединены атомы в молекулах. Он также установил, что свойства соединений определяются их молекулярным строением, п если известно строение, то можно предсказать свойства. Однако только в 1874 г. был сделан первый основной шаг к наглядному представлению молекулярного строения в трех измерениях. В этом же году Вант-Гофф и ле Бель независимо друг от друга постулировали тетраэдрическое расположение четырех связей атома углерода и таким образом дали возможность классической органической стереохимии по крайней мере. на двадцать лет опередить неорганическую стереохимию. [c.191]

Уже в теории химического строения Бутлерова постулировалось (и было доказано) существование определенной последовательности химической связи атомов, которая была названа им химическим строением. Бутлеров в 1863 г. весьма определенно высказывался в пользу того, что развитие методов исследования в будущем позволит определить пространственное распЬложение атомов в молекуле, т. е. геометрическую структуру или ее строение (не путать с химическим строением ). В 1874 г. Вант-Гоффом была выдвинута стереохимическая гипотеза, согласно которой четыре водородных атома в метане (или их заместители) расположены в вершиназс тетраэдра, в центре которого находится атом углерода. Эта гипотеза позволила объяснить особый вид изомерии, названный оптической изомерией. Гипотеза Вант-Гоффа была подтверждена структурными исследованиями молекул и лежит в основе стереохимической теории (теории пространственного расположения атомов в молекулах) органических соединений [к-9]. [c.172]

Рассмотренный механизм переноса электронного заряда требует, чтобы связь А—Н отличалась заметной поляризуемостью, атом А— высокой электроотрицательностью, а атом В — донорными свойствами.. Последним способствует наличие у атома В неподеленной электронной пары. Точные квантовомеханические расчеты показывают, что при сближении молекул раньше начинается их взаимная поляризация, а затем уже перенос заряда. Следовательно, ориентационное и индукционное взаимодействие способствует переносу заряда. При образований водородной связи помимо переноса заряда свой вклад в общее понижение энергии вносят электростатическое, индукционное и дисперсионное взаимодействия обеих молекул. Таким образом, специфическое взаимодействие молекул через водородную связь осуществляется наряду с универсальным ван-дер-ваальсовым взаимодействием. Если иногда энергия водородной связи сравнима или меньше энергии последнего, то и при этом водородная связь благодаря свойству направленности играет важную роль в строении образующихся комплексов. Как видно, взаимодействие молекул посредством водородной связи является промежуточным между ван-дер-ваальсовым взаимодействием и химической связью, точнее, включая черты того и другого типа взаимодействий. [c.269]

В. В. Марковникова показали, что химическое поведение атомов во время реакций, иапример подвижность атомов водорода, зависит от природы элемента, с которым данный атом соединен единицей сродства. Этим обусловлепо взаимное влияние атомов, связанных друг с другом непосредственно. Однако характер единиц сродства завпсит также от того, с какими элементами соедипспы атомы, образующие данную связь, н от химического строения молекулы в целом. В этом проявляется взаимное влия-иие атомов, непосредственно друг с другом пе связанных. [c.202]

При хрЗ-гибридизации четыре гибридных облака располагаются под тетраэдрическим углом, равным 109°28. Этот угол является оптимальным, обеспечивающим максимальное взаимное удаление и минимальную энергию отталкивания асимметричных гибридных облаков своими утолщенными частями, что обеспечивает минимум энергии системы. Поэтому строение молекулы метана представляет собой правильный тетраэдр, в центре которого находится возбужденный атом углерода с четырьмя тетраэдрически направленными гибридными облаками. Четыре атома водорода занимают вершины тетраэдра, химические связи направлены от центра к вершинам тетраэдра (рис. 42). Угол между связями равен точно тетраэдрическому. [c.106]

Рассмотрим реальные примеры химического и кристаллохимического строения типичных неорганических веществ на основе концепции гибридизации электронных орбиталей атомов. В иолекуле аммиака атом азота подвергается -гибридизации . При этом атомы водорода занимают три вершины тетраэдра и образуются три 5—р-гибридные связи. А четвертая вершина тетраэдра занята гибридным электронным облаком, не участвующим в образовании химической связи . Однако разница в химическом строении метана и аммиака заключается и в том, что угол между связями в аммиаке меньше тетраэдрического и равен 107° (рис. 43). Таким образом, геометрическая модель молекулы аммиака представляет собой чуть искаженный тетраэдр. Дело заключается в том, что увеличение примеси -состояния в гибридной орбитали приводит [c.107]

Теория валентных связей сыграла большую роль в развитии представлений о химической связи, однако ей не хватило внутренней согласованности, ее математический аппарат оказался слишком громоздким и не позволил провести расчеты достаточно сложных молекул. Кроме того, стали известны соединения, строение которых принципиально не согласуется с теорией валентных связей. Например, в молекуле диборана ВаНв число межатомных промежутков В — Н (8) больше числа электронных пар (6) в циклопентадиениле железа Ре (С5Н5)а атом железа связан с 10 атомами углерода, хотя у них и нет 10 электронных пар, необходимых для образования таких связей. Точно так же с точки зрения метода локализованных пар не могли быть описаны соединения, содержащие связи металл — металл (кластеры типа КезС ), соединения нульвалентных металлов (карбонилы типа Сг (С0 ) и т. д. [c.264]

Графит — устойчивая при нормальных условиях аллотропная форма углерода. Он имеет серо-черный цвет и металлический блеск, кажется жирным на ощупь, очень мягок, оставляет черные следы на бумаге. Графит хорошо проводит теплоту и электрический ток, но его свойства резко анизотропны. Кристаллохимическое строение графита существенно отличается от структуры алмаза. Он имеет гексагональную структуру (рис. 144). Атомы углерода в графите расположены отдельными слоями, образованными из плоских шестиугольников. Каждый атом углерода на плоскости окружен тремя соседями ( р -гибридизация), расположенными вокруг него в виде правильного треугольника на расстоянии 0,412 нм. А расстояние между ближайшими атомами соседних слоев равно 0,340 нм и более чем в два раза превышает кратчайшее расстояние м ду атомами углерода в плоском слое. Поэтому графит имеет меньшую плотность по сравнению с алмазом, легко расщепляется на тонкие чешуйки. Химическая связь между атомами углерода внутри слоя имеет ковалентный характер с ярко выраженной склонностью к металлизации. Последняя обусловлена возникновением делокализованных 5Гр.р-связей в пределах шестиугольников (как в молекуле бензола) и всего макрослоя. Этим и объясняются хорошая электрическая проводимость и металлический блеск графита. Углеродные атомы различных слоев связаны слабыми силами Ван-дер-Ваальса. Преимущественно ковалентная связь между атомами углерода внутри слоя сближает графит с алмазом и тот и другой необычайно тугоплавки и обладают малой упругостью паров при нагревании. [c.359]

Для бериллия энергия возбуждения 1x 25 — 1з 2бйр составляет 259 кДж/г-атом (62 ккал/г-атом), в то время как- разрыв гелиевой пары с переходом электрона на следующий энергетический уровень оценивается энергией примерно в 1925 кДж/г-атом (460 ккЭл/г-атом) (Я. К- С ы р к и н и. М. Е. Д я т к и н а. Химическая связь и строение молекул. Госхимиздат, 1946). [c.55]

Диапазон геометрических структур, для описания которых полезно обращаться к многогранникам, чрезвычайно широк. Так, например, правильный тетраэдр симметрии одинаково подходит как для молекулы тетрамера мышьяка, Аз4, так и для молекулы метана, СН (рис. 3-27). Однако в их строении имеется одно существенное различие. Оно состоит в том, что в молекуле все четыре атомных ядра, входящих в ее состав, расположены в вершинах правильного тетраэдра, ребрами которого служат химические связи между атомами мышьяка. В молекуле же метана имеется центральный атом углерода, от которого четыре химические связи направлены к четырем вершинам тетраэдра, где находятся атомы водорода. В данном случае ребра тетраэдра уже не являются химическими связями. [c.119]

В молекулярных (или близких к ним по строению) химических соединениях прочные ковалентные связи внутри молекул и слабые остаточные связи между молекулами являются причиной того, что при повышении температуры некоторые молекулы начинают вращаться как единое целое вокруг своих центральных точек или осей. В таких (ротационных) кристаллах нарушается периодичность в одном или двух измерениях, поскольку атом, вращающийся вокруг оси и не лежащий на самой оси, размазывается по тору, а атом, хаотически вращающийся вокруг точки, размазывается по пространству, заключенному между двумя сферами (рис. 35). При зтом периодичность в расположении <фазмазанных атомов действительно теряется, но сохраняется периодичность в расположении торов, сфер и тех атомов, центры которых лежат на оси вращения или совпадают с точкой вращения, а также для атомов, которые вообще не вращаются. Как было показано в разделе 3.2, дифракционные данные также не подтверждают положение о полной утрате периодичности ротационными кристаллами в отдельных направлениях. [c.173]