Связь атомов, взаимная простая

Чтобы преодолеть эту слабость, пришлось ввести множество дополнительных табличных данных, учитывающих различные варианты взаимного расположения атомов. Так, атомы углерода, связанные двойной связью, вносят в общую рефракцию вклад значительно больший, чем такие же атомы, связь между которыми простая. Атом кислорода в составе группы ОН — это одно, в со- [c.142]

В тех случаях, когда захват возможен, атомы водорода по ряду причин являются хорошим объектом для исследования влияния окружающей среды. Во-первых, в случае атомов Н отсутствуют эффекты, обусловливаемые поляризацией электронов остова. Эфс к-ты поляризации, как уже отмечалось, связаны с взаимной компенсацией нескольких больших членов и потому могут быть особенно чувствительными к малым возмущениям. Во-вторых, строение атома водорода очень простое, и его основное состояние несомненно орбитально не вырождено. Следовательно, любое возмущение должно быть приписано действию матрицы. В-третьих, для атомов водорода в газовой фазе очень точно известны значения параметров [5—7]. В-четвертых, по сравнению с F-центром, который использовался для обнаружения эффектов окружения [8, 9] (гл. IV), взаимодействие атома водорода с другими атомами более простое благодаря наличию центрально-симметричного поля и поэтому легче поддается количественному анализу. Наконец, вследствие небольшого размера атом водорода очень слабо искажает кристаллическую решетку матрицы. Поэтому можно надеяться исследовать центры захвата, расположенные как в узлах, так и в междоузлиях. [c.101]

Взаимная поляризуемость атомов Ягг, . и поляризуемость связь — атом л.,/,гг могут быть определены простыми выражениями, включающими орбитальные коэффициенты. Коулсон и Лонге-Хиггинс (1947) вывели следующие соотношения [c.101]

Молекулярная рефракция является аддитивным (суммарным) свойством она равна сумме атомных рефракций элементов, входящих в состав молекулы. При этом атомные рефракции некоторых элементов, например кислорода, имеют различные величины в зависимости от того, как связан данный атом атом кислорода, входящий в виде гидроксильной группы — О — И или в виде эфирного кислорода К — О — К, будет иметь разную атомную рефракцию. Наличие в молекуле двойных и тройных связей увеличивает молекулярную рефракцию на определенную величину имеет значение и взаимное расположение двойных и тройных связей так, если две двойные связи разделены одной простой, т. е. имеется так называемая сопряженная система двойных связей >С=С—С—С<, то к сумме рефракций, [c.36]

Тем не менее, многие эфиры частично растворяются (смешиваются) с водой. Это связано с небольшой полярностью молекул простых эфиров (из-за их нелинейности) и возможностью образовывать водородные связи атомов кислорода молекул эфира с атомами водорода молекул воды. Это способствует их взаимному частичному растворению. А отсутствие водородных связей между молекулами простых эфиров не требует энергетических затрат для их разрыва с тем, чтобы эфир получил возможность сольватировать другое соединение. Кроме того, эфирный атом кислорода достаточно легко отдает пару электронов (являясь слабым основанием) и взаимодействует с кислотами (трифторид бора и т.д.). [c.283]

Одновалентный атом имеет только одну орбиталь, которая может участвовать в образовании связи, но атомы с валентностью 2 и более должны образовывать связи, используя по крайней мере две орбитали. Так, атом кислорода имеет две наполовину заселенные орбитали, определяющие его валентность, равную двум. Кислород образует простые связи за счет перекрывания этих орбиталей с орбиталями двух других атомов. Согласно принципу максимального перекрывания, ядра этих двух атомов должны образовывать с ядром кислорода угол 90°, так как в образовании связи участвуют р-орбитали кислорода, расположенные взаимно перпендикулярно. Аналогичным образом следовало бы ожидать, что при образовании трех простых связей у атома азота, имеющего три взаимно перпендикулярные р-орбитали, углы между связями должны составлять 90°. Однако в действительности наблюдаемые величины валентных углов отличаются так, в молекуле воды они составляют 104°27, в молекуле аммиака — 106°46 [5], а в спиртах и простых эфирах углы еще больше (табл. 1.5). Этот вопрос будет обсуждаться в разд. 1.11 здесь же важно отметить, что ковалентные соединения действительно имеют определенные углы между связями, и хотя атомы постоянно колеблются, средние положения для каждой молекулы данного соединения остаются неизменными. [c.19]

Сравнение с экспериментальными данными показало, что уравнение (26) адекватно описывает все известные данные о зависимости l/Ti от X (в 85 смещанных растворителях), причем для большинства растворителей форма экспериментального графика удовлетворительно описывается простейшим вариантом уравнения (26), где S равно единице, т.е. отсутствует взаимное влияние связей катион-электронодонорный атом. В ряде случаев форма графика l/Ti = f(X) заметно отклоняется от простейшей [65, 67], по этому отклонению можно обнаружить наличие взаимного влияния связей катион-электронодонорный атом. [c.211]

Проведенные исследования позволяют сделать также интересные теоретические выводы о взаимном влиянии гетероатомов и кратных связей и отражении этого влияния на химические и физические свойства этих веществ. Исследование свойств винилсульфидов, представляющих простейшую сопряженную систему, содержащую атом S и связь С=С, позволяет сделать выводы по интересному и спорному вопросу о природе такого взаимодействия. [c.337]

В молекулах с несколькими двойными связями строение и свойства электронной оболочки в значительной степени зависят от взаимного расположения двойных связей. Молекулы с чередующимися простыми и двойными связями обладают рядом специфических особенностей, резко отличающих их от прочих молекул (см. стр. 82). Такие соединения принято называть системами с сопряженными связями. Аналогичной особенностью отличаются соединения, в которых какой-либо атом, имеющий неподеленную пару электронов, находится рядом с углеродным атомом, стоящим у двойной связи (см. стр. 383). [c.39]

Если отнять от предельного углеводорода по одному атому водорода от каждого из двух соседних атомов углерода, то у них появляются свободные валентности, при взаимном насыщении которых углеродные атомы оказываются соединенными двумя связями — двойной С=С-связью. Возникают соединения, в которых не все валентности углерода затрачены на образование связей с водородом они не до предела насыщены водородом. Эти вещества были названы непредельными соединениями. Подобно тому как ординарная (простая) связь образуется взаимодействием двух валентных электронов, двойная связь есть результат обобщения четырех электронов (стр. 55), [c.47]

По классическим представлениям (Вант-Гофф, 1874 г.) возможно свободное вращение вокруг простых С—С-связей, так что вероятным считалось любое взаимное расположение связанных друг с другом тетраэдров. В действительности же среди бесчисленного множества расположений существуют некоторые предпочтительные. На рис. 2.6 показаны возможные расположения для замещенных этапов символы X и У обозначают здесь большие заместители. В верхней части рисунка даны изображения в перспективной проекции ( лесопильные козлы ), в нижней — при рассмотрении вдоль оси, соединяющей ближний центральный атом с удаленным. Ближнюю и дальнюю части различают с помощью диска, как бы вдвинутого между обоими центральными атомами (проекция Ньюмена). [c.120]

Эта концепция разработана Беллами и Уильямсом [1] с точки зрения простой электростатической теории. Они предполагают, что близость отрицательно заряженного атома галогена к легко поляризуемому отрицательно заряженному атому кислорода карбонильной группы вызывает взаимное индуцирование противоположных зарядов. В результате этого отрицательные заряды атомов как хлора, так и кислорода уменьшаются и связи С — С1 и С = О становятся менее полярными. Частоты колебаний по этим связям, таким образом, возрастают,что подтверждается и опытом. Этот эффект, по-существу, аналогичен обсужденным выше электростатическим эффектам, наблюдаю- [c.565]

Известно, что атом углерода несколько более электроотрицателен, чем атом водорода. Мел<ду тем в метане полярность связей центрального атома углерода с его водородными партнерами имеет вид С+- Н, т. е. наблюдается сдвиг электронного облака к атому водорода. Поскольку неподеленных пар ни у водорода, ни у углерода здесь нет, то этот эффект объясняется, очевидно, чем-то другим. Чем же — Ответ прост взаимными размерами атомов. [c.84]

Из структурной формулы изопрена, выражающей характер взаимного расположения атомов, видно, что в молекуле имеются две обычные (одинарные) валентные связи и две двойные, по месту которых, как это показывает теория и опыт, легко происходит присоединение других атомов. Изопрен можно рассматривать как простейшее производное (гомолог) углеводорода бутадиена (дивинила). Изопрен — это бутадиен, в котором один атом водорода замещен метильной группой СНз. В химическом отношении изопрен характеризуется ненасыщенностью и особым расположением двойных связей. [c.17]

В качестве простейшего подхода к двухэлектронному атому гелия можно предположить, что каким-то образом нам удалось исключить взаимное отталкивание электронов. Тогда каждый электрон двигался бы вокруг ядра и не замечал бы присутствия другого электрона. Каждый электрон находился бы на ls-орбитали иона Не — на самом низком уровне энергии на рис. 1.17. В таком случае энергия связи каждого н +е- нв++в- электрона в атоме состав- [c.48]

Наибольшее перекрывание гибридизированных облаков 5- и р-элект-ронов имеет место при их тетраэдрическом взаимном расположении, т. е. под углом в 109°28. Именно поэтому такие связи должны быть наиболее прочными и они характерны для наиболее устойчивых в химическом отношении молекул предельных углеводородов (рис. 8). В предельных углеводородах (см. стр. 63) валентные электроны атомов углерода находятся в состоянии 5р -гибридизации, и каждый его атом образует четыре простых (одинарных) ковалентных связи перекрыванием четырех гибридизированных орбиталей с орбиталями других атомов без нарушения их взаимного расположения в пространстве. [c.30]

Ионные связи (полярные, гетерополярпые, электровалентные). Ионны е связи образуются с результате простого электростатического (кулоновского) притяжения ионов друг к другу, когда один атом легко отдает электрон или несколько электронов, а другой атом легко их присоединяет. Такие связи обычно взаимно насыщены и не проявляют направленности действия. Они характеризуются большими координационными числами и наблюдаются как в твердом, так и жидком агрегатных состояниях вещества. Примеры соединений с преобладающей ионной связью СзР, МаС1. [c.18]

Рассмотрим особенности вращения звеньев макромолекулы полимера на примере простейшего углеводородного полимера — полиэтилена (рис. 3,2). Если представить себе возможность полной свободы вращения каждого соседнего атома углерода относительно предыдущего (Сг относительно Сь Сз относительно Сг и т. д.), то при сохранении валентных углов, т. е. без разрыва химических связей, атом Сг займет в результате теплового движения любое положение относительно атома С1 на основании криуса с образующей С1—Сг и вершиной в Сь Аналогичные рассуждения можно продолжить относительно каждого последующего атома С. При этом условие сохранения целостности валентных углов будет соблюдено, а следовательно, никаких изменений в химическом строении ма кромолекулы не произойдет. Число взаимных положений [c.82]

До сих пор в основном рассматривалась природа связи в двухатомных молекулах, хотя в предыдущей главе при описании резонанса и были сделаны определенные предположения о форме молекул. Сейчас приступим к обсуждению образования связей в молекулах, в которых центральный атом связан более чем с одним соседом. Рассмотрение может быть проведено в рамках как метода молекулярных орбиталей, так и валентных связей. Однако во многих случаях можно предсказать форму ковалентных молекул и без этих методов, исходя из простого предположения, что электрон- ные пары стремятся расположиться так, чтобы находиться возможно дальше друг от друга. Например, можно предположить, что в ряду хлоридов ВеС1г (в газовой фазе), ВСЬ и ССЬ атом хлора присоединен к бериллию, бору или углероду простой двухэлектронной связью, тогда взаимное отталкивание этих электронных пар должно придать молекулам линейную, плоскую тригональную и тетраэдрическую формы соответственно. Они приведены на рис. 8.1. [c.91]

В заключение рассмотрим атом углерода. Электронную конфигурацию свободного атома можно записать в виде 18 2А 2р . Два 15-электрона па первой или 7(Г-оболочке взаимно насыщаются так же, как и 25-алектроны на второй или -оболочке. Только два 2р-электрона могут дать валентные связи с другими атомами. Если бы в действительности осуществлялась эта конфигурация, углерод оказался бы двухвалентным. Хорошо известно, однако, что углерод четырехвалентен. Чтобы объяснить этот факт, представим себе, что один из 25-электронов перешел на уровень 2р, благодаря чему возникло состояние 1.ч 28 2р . Теперь атом углерода может об. 1адать четырьмя простыми связями, три из которых обусловлены р-электронами п расположены под прямыми углами, а четвертая, обусловленная 25-электропом, безразлична к выбору направления. Эта модель, хотя она и лучше первой, все же неверна, так как противоречит хорошо известному пз органической химии алифатических углеводородов факту абсолютной эквивалентности четырех валентных связей в метане. Истолкование этого явления методами во.лновой механики дано Полингом. При этом не учитывается разница энергий 25- и 2р-элек-тропов. В основе объяснения лежит факт, что если гр(25), 2р ), (2р ) и гр (2р,) являются волновыми функциями для четырех электронов, то любая их линейная комбинация такн- е является законным решением уравнения Шредингера для атома углерода. Найдя коэффициенты, аналогичные а и Ь в уравнении (203), и использовав условие, что энергия молекулы должна быть минимальной, можпо показать [18], что четыре валентности атома углерода должны быть одинаковыми и расположенными под углом а, определяемым уравнением соза= /з. Как показано в гл. XII, это как раз угол, необходимый для построения правильного тетраэдра. [c.185]

Дипольное взаимодействие. Влияние, которое могут оказывать молекулы растворителя, особенно полярного, на частоты поглощения молекул растворенного вещества, уже было подробно описано в разд. 4.6. Две или более полярные группировки, расположенные в одной и той же молекуле и электронно изолированные друг от друга простыми связями, могут оказывать взаимное влияние, если они расположены близко одна от другой. Такое дипольное взаимодействие не через химические связи ( эффект поля ) по происхождению является электростатическим. Оно особенно проявляется у а-гало-генкетонов, где сильный электроотрицательный атом может оказаться вблизи от карбонильной группы так, ациклический а-гало-генкетон, НС0СН2Х формально может принимать несколько конформаций, две из которых представлены формулами XIX и XX, при- [c.150]

Аминокислоты - орггшические соединения, в молекулах которых имеются карбоксильная группа и аминогруппа. Изомерия аминокислот связана с изомерией зтлеводородного скелета и взаимным расположением функциональных групп. Называют аминокислоты чаще всего как замещенные карбоновых кислот, обозначая положение аминогруппы буквой греческого алфавита, причем буквой а обозначается ближайший к карбоксильной группе атом углерода. Для простейших аминокислот используются и эмпирические названия. Например [c.432]

Перекись водорода действует и как окислитель и как восстановитель. Она окисляет хлористое железо до хлорно го и способна восстановить перманганат до соли закиси марганца. Такое аномальное поведение ее послужило причиной обширных дискуссий в специальной литературе. Нет необходимости входить в детали возникших Споров, но уместно дать простое объяснение указанной особенности. В большинстве соединений водорода и кислорода первый положительно однсивалентен, а второй отрицательно двухвалентен. Можно считать, что в перекиси водорода Еодород также имеет нормальную валентность, соответствующую одному положителшо1му заряду. Если, таким обраг зом, водород является положительно одновалентным, то группу О — О в молекуле Н — О — О — Н нужно считать по отношению к водороду отрицательно двухвалентной (так. же как и один атом кисло рода). Другими словами, связь двух атомов одного и того же рода между собою взаимно насыщает по одной валентности каждого атома. Такая связь называется ковалентной связью, так как в данном случае нет никаких данных в пользу долущеиия полярности между двумя группами ОН в НО — ОН. [c.48]

Галогены воспроизводят электронные оболочки благородных газов путем привлечения одного электрона от какого-либо другого атома с образованием соответствующего иона. Например, фтор в соединениях воспроизводит электронную конфигурацию неона (152252р ) при этом атом, вступающий в реакцию с галогеном, превращается в катион. Система из семи периферических электронов атомов галогенов з р ру р/) обеспечивает возможность образования электронного октета. В этом случае два атома, взаимно обменивающиеся электронами, образуют систему, воспроизводящую простую ковалентную связь. Примерами такой связи могут служить молекулы самих двухатомных галогенов межгалоидных соединений, в том числе галоидофторидов и галоидоводородов. [c.14]

В реальных полимерных молекулах, разумеется, атом G4 не может занимать совершенно произвольного положения на поверхности конуса вращения, поскольку вероятность реализации поворота на тот или иной угол Ф определяется условиями взаимной корреляции в пространстве ориентаций структурных элементов цепи. Стерические препятствия, обусловленные взаимодействием между боковыми заместителями цепи, являю гся важнейшим фактором, влияющим на ограничение внутреннего вращения. На рис. III.3 показаны проекции двух низкоэнергетических положений участка простейшей полимерной цепочки (полиметилена) на плоскость, пернен- дикулярную направлению связи С—С. На этом рисунке пунктирож показаны атомы, соединенные с атомами углерода главной цени ранс-ноложение Т) на рисунке соответствует минимуму энергии стерического взаимодействия. Если же метиленовые группы, расположенные под или над центральным атомом углерода на рис. III.3, повернуть на 60°, то в результате сближения водородных атомов стерические препятствия становятся максимальными и соответственно-максимального значения достигает потенциальная энергия фрагмента цепи. При вращении дополнительно еще на 60° (т. е. в целом на угол 120°) вправо или влево возникают так называемые гош-коя-формации (соответственно G и ( ), в которых потенциальная энергия также проходит через минимум, хотя и не такой глубокий, как в транс-положеиш. [c.157]

Отсутствие таутомерии здесь доказывается существованием цис- и трансформ (Mg-энoлятoв), выделенных в индивидуальном виде и неспособных к взаимному превращению в растворах. Стереоизомерпые эноляты способны к образованию и С- и О-производных, причем при образовании 0-производных не происходит изменения пространственной конфигурации. Очевидно, что в разобранном примере двойственная реакционная способность ие является следствием таутомерии и может быть объяснена как результат эффекта сопряжения в одних случаях электронодонорным центром является атом кислорода, а в других— атом углерода, находящийся в конце сопряженной цепи. Многочисленные примеры сопряжения простой связи с кратной можно привести из области аллильных перегруппировок. [c.59]

Основные типы изомерии могут быть рассмотрены на относительно простых углеводородах и их производных. Углерод обладает четырьмя орбиталями, которые могут участвовать в связывании, а водород—только одной поэтому в метане все четыре атома водорода должны быть связаны с центральным атомом, а не друг с другом. Действительно, все атомы водорода расположены по вершина.м правильного тетраэдра около атома углерода такое расположение позволяет атомам водорода находиться на максимально возможном отдалении друг от друга и сводит к минимуму взаимное отталкивание связывающих электронов. Никакого другого расположения атомов в. молекуле СН4 никогда не таблюдали, В этане также каждый атом углерода окружен октаэдром из других атомов, трех атомов водорода и одного углерода. Прн сохранении нормальных валентностей атомов существует единственный способ соединения ато.мов в этане, а также в пропане СзНв. Тот факт, что двузамещенные метаны, такие, как пропан (его молекулу можно рассматривать как молекулу метана, в которой два ато.ма водорода замещены метильными группами), существуют только в одной форме, доказывает правильность предположения о тетраэдрическом окружении связанного атома углерода. Если бы связи были направлены к углам квадрата, должны были бы существовать две структуры пропана [c.129]

Номенклатура двухъядерных цикланов. Двухъядерные углеводороды можно разделить на иягь групп в зависимости от взаимного располол<ения циклов а) циклы разделены цепочками из атомов углерода б) циклы непосредственно соединены простой С—С связью между двумя атомами, принадлежащими этим циклам в) циклы имеют один общий углеродны й атом спираны, или спироцикяаны) г) циклы имеют два общих атома углерода цикланы с конденсированными ядрами) д) циклы имеют три или более общих атомов углерода (умстиковые цикланы). Соединения последних двух групп иногда объединяют под общим названием собственно бициклических соединений. При замыкании каждого нового кольца число атомов водорода в молекуле уменьшается на два, а потому двухъядерные цикланы будут иметь состав С Н2 2- [c.16]

Химическая связь, как показали в свое время на примере молекулы водорода Гейтлер и Лондон, образуется за счет увеличения (но сравнению с невзаимодействующими атомами водорода, находянщмися на том же расстоянии, что и в молекуле) электронной плотности между атомами. Это увеличение в расчетах по методу МО учитывается с помощью так называемых интегралов перекрывания. Электроны в основном состоянии молекулы занимают орбитали с наи-низшей энергией. На каждой орбитали может находиться по два электрона с нротивополоншыми спинами. Здесь к этой общеизвестной школьной модели добавляется одна тонкость. Вследствие электростатического взаимодействия электроны отталкиваются, в результате чего даже два электрона, находящиеся на одной и той же молекулярной орбитали, имеют тенденцию двигаться по возможности на большем удалении друг от друга. Решение уравнения Шредингера для атома водорода облегчается тем, что единственный электрон 1 этого атома обладает сферической симметрией. В атоме гелия атомная орбиталь вследствие взаимного отталкивания двух электронов 1 уже не обладает сферической симметрией, и с этим связаны трудности в расчетах распределения электронной плотности в атоме гелия. Энергия корреляции движения электронов может достигать примерно 20% общей электронной энергии молекулы и в расчетах учитывается с помощью интегралов электрошого отталкивания . Кроме того, в молекуле существует еще конфигурационное взаимодействие — взаимодействие между самими молекулярными орбиталями. Волновая функция, учитывающая конфигурационное взаимодействие, аналогична по своей записи уравнению для волновой функции, приведенному в 1 этой главы, однако вместо <рг волновых функций атомных орбиталей в ее выражение входят Ф, — волновые функции атомных или молекулярных конфигураций . Под конфигурацией понимается способ распределения электронов по атомным (в атоме) или молекулярным орбиталям (в молекуле). Поясним это понятие на простом примере атома лития, имеющего 1 и электрона. В зависимости от того, находится ли атом в основном или в возбужденном состоянии, электроны по-разному располагаются на двух орбиталях 1 22х и 1 2 2. Таким образом, полная волновая функция, учитывающая конфигурационное взаимодействие, для атома лития будет иметь вид [c.91]

В аллене СН2=С=СН2 с кумулированными связями две я-элек-тронные системы оказываются взаимно перпендикулярными (центральный атом углерода хр-гибридизован) в соответствии с этой простой моделью не следовало бы ожидать каких-либо батохром-ных эффектов. Фактически в кумуленах наблюдаются батохромные сдвиги того же порядка, что и в сопряженных полиолефинах возрастание интенсивности, однако, значительно меньше, чем при переходе от этилена к сопряженным полиолефинам. [c.52]

Если представить себе атом как определенную пространственную часть единой материи и ради простоты принять его шарообразным, то относительно сродства можно сделать следующее предположение и считать его основой для всех дальнейших соображений сродство ость сила притяжения, действующая от центра атома раБномерно ко всем частям его шарооСразной поверхности [там же, стр. 133]. Тогда, например, в случае углерода четыре заместителя должны группироваться так, чтобы обмен сродством между ними и углеродным атомом был бы максимальным. Часть сродства атома, потребляемая для образования связи, можно изобразить на его шарообразной поверхности как участок, отрезаемый большим или меньшим кругом. Стабильное положение четырех атомов, связанных с углеродным атомом, достигается тогда, когда связевые поверхности ( В1п-(1еПасЬе ) этих четырех атомов на атомной сфере данного углеродного атома будут максимальны, без того, однако, чтобы перекрывать друг друга. В соединениях СК4 четыре К, если они одинаковы, распределяются в углах правильного тетраэдра, а если они неодинаковы — в углах неправильного тетраэдра, так как И тогда занимают неодинаковые связевые поверхности. Таким образом Вернер объясняет, в частности, изменчивость простых связей, образуемых углеродным атодюм. ] 1ы не будем останавливаться на описании конкретных моделей, которые Вернер предлагает для объяснения различных фактов, представлявших трудность для истолкования с позиций стереохимии. Эти модели так же или даже еще более далеки от истины, чем конкретные модели Вант-Гоффа. Что же касается интерпретации Вернером взаимного влияния атомов, то здесь он только по-новому истолковал старую идею об изменении качества еди- [c.229]

Простейшая модель строения двухкомпонентного стекла — чистого оксида АОг (В2О3, 5102, ОеОг, Р2О5) была предложена Захариазеном. Он обратил внимание на важность направленных ковалентных связей в стеклообразной жидкости и описал структуру стекла как трехмерную сетку, не имеющую периодичности, но имеющую энергию связи, сравнимую с кристаллической. Он предложил несколько эмпирических правил стеклообразования, из которых важнейшие а — атом кислорода связан не более чем с двумя атомами А б — кислородные многогранники имеют общие вершины и образуют трехмерную сетку. Так, в стеклообразном диоксиде кремния сетка построена из кислородных тетраэдров, окружающих атомы кремния. Тетраэдры имеют общие вершины, так что каждый атом кислорода связан с двумя атомами кремния (мостиков ый кислород). Если в кристаллической 5102 ориентация двух тетраэдров с общими вершинами одинакова, то в стекле их взаимная ориентация может изменяться в довольно широких пределах. [c.55]

Сравнивая между собой летучесть простых элементов, принадлежащих к одной и той же группе, то есть гаких, строение которых можно считать одинаковым, можно заметить некоторое ооогношеняе между летучестью и атом ным весом. Конечно, летучесть и те.мпература кипения, как с.тожное физическое явление, не может быть функцией одного веса атома это свойство тел находится в зависимости также от природы, числа и способа взаимной связи атомов элементов однако при сравнении элементов одной и той же группы оказывается некоторая законность, а именно, летучесть элементов уменьшается с возрастанием атомного веса. Для большинства случаев это яоно наблюдается на группах галоидов, амфидной, также на группе N, Р, As и Sb. Температура же кипения с уве- [c.171]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология