Орбиталь в металлических структурах

Мы видели, что кристаллическая структура алмаза определяется в значительной степени тетраэдрической гибридизацией орбиталей sp это подтверждается тем, что межатомное расстояние в алмазе 1,54 А почти такое же, как в молекуле этана и в более тяжелых углеводородах. Естественно связать тригональную гибридизацию, рассмотренную в гл. 9 для ароматических молекул, со структурой графита. Действительно, строение графита (рис. 11.5), где каждый слой образован из шестиугольников, сильно напоминает высокомолекулярные ароматические соединения. Расстояние между соседними плоскостями слоев, равное 3,35 А, настолько велико, что может быть объяснено лишь действием сил Ван-дер-Ваальса. В каждой из плоскостей имеется набор локализованных а-связей, образованных тригонально гибридизованными sp -орбиталями остальные электроны (которые мы называли подвижными при рассмотрении бензола в гл. 9) занимают МО типа двойных баллонов , простирающихся на всю плоскость. Такая структура еще ближе к металлической структуре. Действительно, графит проявляет небольшую электропроводность вдоль своих базисных плоскостей, но не поперек их. Точные расчеты показывают, что порядок связи С—С равен [c.329]

Металлические структуры обладают некоторыми очень характерными свойствами. Каждый атом в кристаллической структуре металла имеет высокое координационное число (часто двенадцать и иногда восемь), и структура характеризуется высокой электро- и теплопроводностями. Атомы в металле располагаются близко один к другому это означает, что наблюдается значительное перекрывание орбиталей внешних электронов и что валентные электроны фактически связаны не с отдельным ядром, а делокализованы- по всем атомам металла. Таким образом, металл можно рассматривать как ансамбль положительных ионов, которые, вообще говоря, представляют собой сферы одинакового радиуса (марганец и уран являются исключениями), как можно более плотно упакованные в пространстве. Существует два способа плотной упаковки одинаковых сфер один из них приводит к гексагональной, а другой — к кубической симметрии, но в каждом случае координационное число равно двенадцати. Объемноцентрированная кубическая структура щелочных металлов менее плотно упакована для нее координационное число равно восьми и каждый ион имеет восемь ближайших соседей в услах окружающего его куба. [c.136]

Использование делокализованных по всем атомам структуры металла орбиталей свободных электронов, по существу, соответствует приближению молекулярных орбиталей в описании металлической связи. В гл. 6 мы видели, что при образовании двухатомной молекулы благодаря перекрыванию атомных орбиталей соединяющихся атомов возникают две молекулярные орбитали. Когда к двухатомной молекуле присоединяется третий атом, получаются три молекулярные орбитали, и, вообще говоря, когда в твердом теле перекрываются орбитали N атомов, получаются М молекулярных орбиталей. Каждой орбитали соответствует определенное значение энергии. На рис. 9.8 показано различие между уровнями энергии двух орбиталей изолированного атома и большим числом близко расположенных уровней, которые возникают благодаря перекрыванию орбиталей в структуре металла. В металле уровни располагаются так близко друг от друга, что образуют энергетическую полосу . Эти полосы могут отделяться одна от другой, как показано на рис. 9.8, или перекрываться. На каждом уровне может находиться два электрона, так что если существует N свободных электронов, нижние N/2 состояний будут дважды заняты. [c.138]

Образование рассмотренных комплексов на поверхности переходных металлов или оксидов зависит от донорно-акцепторной способности их атомов или ионов, на которую большое влияние может оказывать присутствие в катализаторе других веществ либо введение даже небольших количеств модификаторов. При этом донорно-акцепторная способность прямо связана с работой выхода электрона, чем легко объясняются имеющиеся корреляции с ней активности и селективности катализаторов. Ясна и роль каталитических ядов, которые при этом виде катализа все принадлежат к веществам, способным образовывать прочные донорно-акцепторные связи с -орбиталями переходных металлов (соединения Р, S, As, Se, ионы Hg, Pd, молекулы с ненасыщенными связями СО, H N и др.). Эти яды блокируют активные центры поверхности или изменяют в нежелательную сторону донорно-акцепторную способность активных центров, причем отравление особенно сильно проявляется для металлических катализаторов. Наконец, из-за влияния -электронных орбиталей на структуру кристалла и энергетику взаимодействия могут наблюдаться отмеченные выше связи каталитических эффектов с геометрическими и энергетическими факторами. [c.285]

Строение элементов. Только азот способен образовывать двухатомные молекулы с =5 М тройной связью. Их большая устойчивость доказывает наличие очень большого взаимного перекрывания обеих р-орбиталей, участвующих в образовании связей. В случае фосфора, мышьяка и сурьмы известны как молекулы тетраэдрической структуры (Р4, Аб4 и 5Ь4) с постепенно уменьшающейся устойчивостью, так и металлические структуры. Висмут существует только в металлическом состоянии. Во всех этих структурах каждый атом соединен тремя простыми связями (ст-связи) с тремя идентичными атомами (см. рис. 128 и 129, стр. 427). Металлические мышьяк, сурьма и висмут изоморфны и образуют бесконечные слоистые решетки, в которых каждый атом имеет трех ближайших соседей (с которыми он связан ковалентно) и трех более удаленных соседей (см. рис. 131, стр. 443). Различие между этими двумя типами соседних атомов уменьшается от Аз к В1, т. е. по мере усиления металлического характера элементов (см. стр. 451 и 454). [c.457]

Рис. 14-26. Зонная структура бериллия. Поскольку атом бериллия имеет на 25-орбитали два электрона, в металлическом Ве зона делокализованных молекулярных орбиталей, образуемых 25-орбиталями, оказывается полностью заполненной. Если бы зоны из 2s- и 2р-орбиталей не пере-

Координационное число металла при образовании ОЦК решетки равно восьми. Такая решетка, как уже говорилось, свойственна, например, металлическому натрию, железу при температуре до 911 °С. Атом натрия имеет один электрон на внешней электронной оболочке, с помощью которого он образует металлическую связь с другими атомами. В то же время остальные его валентные орбитали являются вакантными. Избыток числа орбиталей над числом электронов приводит к образованию такой структуры, когда каждый атом натрия создает у себя устойчивую восьми-электронную оболочку благородных газов, отстоящих как слева (N6), так и справа (Аг) от натрия в периодической системе. Это достигается при количестве ближайших атомов в кристаллической решетке (координационном числе) равном восьми. Аналогично, атом хрома в основном [c.320]

Чрезвычайно высокие по сравнению с другими типами кристаллов значения электрической проводимости и теплопроводности металлов указывают на высокую подвижность и большую свободу электронов в их пространственной структуре. С точки зрения строения атомов типичные металлические свойства проявляют элементы, обладающие небольшим числом валентных электронов, и, напротив, большим количеством незаполненных орбиталей на внешнем квантовом слое. За счет перечисленных особенностей при кристаллизации атомы вещества будут упаковываться с максимально возможной плотностью так, чтобы их незаполненные орбитали оказались как можно более полно заселены небольшим числом имеющихся валентных электронов соседних атомов. [c.70]

Начиная с 21-го элемента скандия заполняется Зй -оболочка , которая формально принадлежит предыдущему слою при п = 3. Поэтому в четвертом ряду Периодической системы слева направо не наблюдается заметного убывания металлических свойств, так как на внешнем электронном слое (л ==4) имеется всего два электрона 4x2. Исключение составляют хром и медь, для которых наблюдается провал одного электрона с 452-орбитали на Зс -орбиталь, Провалы электронов наблюдаются и для других элементов (см. табл. 3). Они оправданы энергетически, т. е. подчиняются принципу наименьшей энергии, и находят экспериментальное подтверждение при изучении тонкой структуры спектров . Полностью Зй-оболочка укомплектована у цинка, у которого на ней все 10 электронов. У галлия, подобно алюминию, появляется один электрон на р-оболочке, точнее на 4р. Четвертый период заканчивается также благородным газом криптоном с полностью заполненной 4р -оболочкой. Между кальцием (45 ) и галлием (4р ) вклиниваются десять элементов от скандия до цинка, для которых характерно заселение электронами З -орбиталей. Эти металлы 5с 2п образуют первую десятку элементов вставной декады. [c.56]

Кристаллические структуры металлов. Деформация внешних электронных орбиталей при кристаллизации и образование ненаправленной металлической связи определяют строение кристаллических решеток металлов. Они отличаются высокими координационными числами (8—12) и относятся к кубической системе объемно центрированный куб (ОЦК) или гранецентрированный куб (ГЦК), или к гексагональной системе — гексагональная плотная.упаковка (ГПУ). [c.266]

Таким образом, граница между металлами и неметаллами не совпадает с границей Цинтля, а проходит по диагонали в общем направлении от бериллия к астату между элементами В — А1, 51 — Се, Аз — 8Ь, Те — Ро. Обоснованность диагональной границы между металлами и неметаллами наглядно проявляется в 18- и 32-Клеточной формах таблицы Менделеева, в которых элементы В-групп (переходные металлы), а также лантаноиды и актиниды естественным образом располагаются слева от этой границы. Все и /-элементы в виде простых веществ образуют плотноупакованные кристаллические структуры с доминирующим металлическим типом связи, хотя здесь проявляется и ковалентный вклад, обусловленный наличием дефектных внутренних электронных орбиталей. [c.243]

Движущей силой полиморфных превращений, происходящих при повышении температуры, является увеличение энергии решетки и амплитуды тепловых колебаний атомов. Например, А5, 5Ь, В1, имеющие ковалентные слоистые структуры (вследствие перекрытия валентных орбиталей и образования трех ковалентных связей в двойных слоях), при нагреве до плавления из-за разрушения ковалентных связей переходят в металлическое состояние с ОЦК ближним порядком [c.36]

Виды химической связи ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая, водородная. Механизмы образования ковалентной связи обменный и донорно-акцепторный. Энергия связи. Электроотрицательность. Полярность связи, индуктивный эффект. Кратные связи. Модель гибридизации орбиталей. Связь электронной структуры молекул с их геометрическим строением (на примере соединений элементов 2-го периода). Делокализация электронов в сопряженных системах, мезомерный эффект. [c.500]

Вклад -орбиталей в гибридные р-орбитали, или процент -характера, можно рассчитать результаты таких расчетов приведены в табл. 2. На основе представления о -характере металлической связи сделано много корреляций, связанных с адсорбционными и каталитическими свойствами переходных металлов. Согласно орбитальной модели, процент -характера, по-видимому, отражает линейную протяженность в пространстве гибридной р-орбитали. Описание структуры металлов и металлической связи в свете представлений метода валентных связей см. также в статье Альтмана и др. [10]. [c.17]

Весьма высокие для металлов значения электрической проводи-мостн указывают на значительную подвижность электронов в пространственной металлической структуре ( модель свободных электронов ). Свободные валентные электроны в металлах, перемещаясь по энергетически доступным орбиталям, осуществляют нелокали-зованную ненаправленную химическую связь между атомами и определяют электрическую проводимость металла. [c.122]

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]

Прочие МО. Становится ясно, что к молекулам с электронным дефицитом старое понятие двухэлектроиной связи неприменимо. Чтобы по возможности сохранить понятие спаренных электронов, следует исходить из трехцентровых (а иногда и четырехцентровых) молекулярных орбиталей. Аргументы в пользу такого утверждения весьма просты. Если у атомов число орбита-лей больше, чем можно заполнить обычным путем, поделив между ними все имеюшиеся электроны, то возникает положение сходное с рассмотренным для металлов. Появляются характерные металлические орбитали (раздел 12.4). Поэтому в некотором смысле имеется тесный параллелизм между молекулой диборана и элементом металлической структуры. Вот почему безнадежно пытаться описывать такие молекулы с помощью локализованных связей, образованных парами электронов. Здесь эта идея совершенно не применима. [c.402]

Атомы металлических элементов, как правило, имеют меньше валентных электронов, чем доступных для заселения орбиталей, другими словами, эти атомы являются электронно-дефицитными. Поэтому такие атомы имеют тенденцию обобшествлять электронную плотность с несколькими другими атомами, осушествляя этим способом свои максимальные валентные возможности. В большинстве металлов каждый атом окружен по крайней мере восемью ближайшими соседями , образующими одну из трех распространенных структур, которые показаны на рис. 14-7. В гексагональной плотноупакованной и кубической плотноупакованной структурах каждая сфера (атом) соприкасается с 12 другими сферами, 6 из которых находятся в общей плоскости с данным атомом и еще [c.605]

Классическим примером системы с двумя металлическими центрами может служить дигидрат димера ацетата меди(И). Структура этой молекулы показана на рис. 11.6, где в качестве оси г взята ось связи металл-металл. Ионы меди(П) имеют i -кoнфигypaцию. Установлено, что при низких температурах данное соединение диамагнитно, а при близких к комнатной парамагнитно. Молекулу этого комплекса можно рассматривать как систему с двумя молекулярными орбиталями, представляющими собой по существу орбитали металла (со значительным вкладом мостиковой ацетатной группы). На рис. [c.151]

При увеличении атомного радиуса и одновременно с возрастанием числа участвующих в связях орбиталей закономерно меняются свойства простых веществ. Ясно прослеживается переход от неполярных молекулярных веществ (N2 и Рбел) к слоистым структурам (Рчерн, Аз) и к металлическим веществам (Bi). [c.530]

В отличие от ковалентной и ионной связи металлическая связь является нелокализованной. В металлах небольшое число электронов одновременно связывает большое число атомных ядер, а сами электроны могут перемещаться. Металл можно рассматривать как плотноупакованную структуру из катионов, связанных друг с другом электронным газом. Вследствие нелокализованности металлической связи для ее описания лучше подходит метод молекулярных орбиталей. [c.232]

Одной из наиболее ценных идей, которая, по-видимому, должна быть введена в стереохимию вслед за первыми применениями теории валентной связи, является утверждение, что при определении структур молекул соединений непереходных элементов не-тюделенные, или свободные пары электронов так же важны, как и связывающие пары. Однако следует отметить, что при определении стереохимии соединений переходных элементов свободные пары, вероятно, не играют такой же роли, как в случае непереходных элементов. У атомов переходных элементов свободные пары и одиночные неспаренные электроны находятся в предпоследнем п — 1) -подуровне, т., е. на негибридных металлических атомных орбиталях, тогда как у непереходных элементов они расположены на внешнем квантовом уровне, т. е. на гибридных орбиталях. Действительно, октаэдрическая конфигурация комплексов переходных металлов не зависит от числа несвязывающих электронов. Так, ион Мо(СМ)б имеет додекаэдрическую форму несмотря на то, что валентная оболочка атома молибдена содержит девять электронных пар. [c.199]

Но если ядра кластеров при увеличении степени конденсации стремятся к структуре металлической фазы, то схема МО приближается к схеме зон металла выделяются и постепенно расходятся по энергии блоки МО, происходящие в основном от п—1) -, пз- и пр-орбиталей металла, причем нижележащий блок р-орбиталей переходит в область несвязывающего, а затем и разрыхляющего поведения. В металлических фазах переходные металлы используют на связь с соседями не более 6 своих валентных орбита-лен пять (п —1) / и одну П5. Это значит, что по мере усложнения кластеров отношение п /пм должно уменьшаться, стремясь к 12. Действительно, если у N ( 0)4 оно равно 18, а при переходе к 1г4(СО),2 уменьшается до 15, то у [НК1з(СО)24На]2" составляет уже 13,08 (п,. = 170, Пм=13). Поэтому правила Уэйда, согласно которым /ге/пм- 14, не выполняются. В результате обобщения квантово-механического машинного эксперимента (расчета серии кластеров КН) Лауэр предложил эмпирическое валентное правило для клоза-конфигураций [c.146]

Химическая связь в твердом теле с координационной структурой может быть хорошо описана с позиций ММО. Если при описании простых молекул методы ВС и МО могут быть использованы одинаково широко, то образование твердых тел нельзя интерпретировать методом ВС. Здесь наиболее очевидны преимущества ММО. В рамках этого метода химическая связь между партнерами может осуществляться не только при парноэлектронных (валентных) взаимодействиях, но и при образовании невалентных орбитальных связей. В кристаллах, образовапиых с участием таких связей, электроны делокализованы или в части системы, охватывающей несколько атомов, или во всем кристалле. Например, при образовании металлических кристаллов наблюдаются большие координационные числа (как правило, 8 и 12). В то же время количества валентных электронов в металлах явно недостаточно для образования такого числа парно-электронных связей. При этом химическая связь осуществляется за счет обслуживания электроном большого числа структурных единиц (атомов). Химическая связь такого типа называется многоцентровой связью с дефицитом электронов. Таким образом, в отличие от валентных соединений здесь нельзя выделить отдельные связи, попарно соединяющие между собой соседние атомы. Хотя атомы связаны в устойчивую систему, между ними не существует классически понимаемых химических связей. Специфика взаимодействия большого количества частиц состоит в том, что при образовании ансамбля нрн сближении частиц и их взаимном влиянии друг на друга происходит расщепление атомных орбиталей. На рис. 127 показано расщепление орбиталей щелочного металла, валентный элеткрон которого находится на rts-уровне. [c.307]

Характер связи в фазах внедрения определяется особенностями строения электронных оболочек атомов переходных металлов. Так как у них есть незавершенные -орбитали, они способны к приобретению электронов, источником которых в той или иной степени могут быть межузельные атомы неметаллов. Вследствие небольшой разницы между энергиями 5-, р-, -орбиталей возможна их гибридизация, которой способствует обмен электронами с атомами неметаллов, и образование связей металл — неметалл. Однако этот процесс не доходит до ионизации атомов неметалла, сохраняется металлический характер связи. Преобладающей ролью связей металл — металл объясняется сохранение фазами внедрения в большей или меньшей степени металлических свойств электропроводости, металлического блеска, непрозрачности и др. Химические связи в фазах внедрения сильно отличаются от химических связей в соединениях непереходных металлов с теми же неметаллами, в которых сильнее выражен ковалентный характер связи и доминирующее значение имеют связи металл — неметалл и неметалл — неметалл. Соединения непереходных металлов имеют определенный состав и не похожи на металлы. Склонность к образованию фаз внедрения переходными металлами, их структура и свойства зависят от положения элементов в таблице Д. И. Менделеева. В самом общем виде можно отметить следующие закономерности. [c.231]

Молекулы всех этих соединений построены по одному типу делокализованная, кольцеобразная л-орбиталь циклических молекул СвН или нонов С5Н5, как бы венком накрывает -орбитали центрального атома или иона, образуя химическую связь. Две такие циклические молекулы, надетые с двух сторон на металлический атом, образуют структуру, внешне похожую на бутерброд (сандвич). Отсюда и название этих п-комп-лексных соединений — сандвичевые. [c.261]

Металлическая связь. Характерной особенностью кристаллических структур металлов является то, что электроны могут свободно перемещаться в объеме металла. Следствием свободного перемещения элек тронов является непрозрачность металлов, металлический блеск и высокая электрическая проводимость. При образовании связей между атомами металлов (металлической связи) электроны оказываются принадлежащими всем атомам кристалла, т. е. они находятся не на атоМ" ных, а на молекулярных орбиталях. [c.129]

Олово, элемент с атомным номером 50, имеет 14 электронов сверх заполненной оболочки криптона и девять устойчивых орбиталей (4d, 5s, Ър). Пять 4 /-орбиталей, отличающихся большей устойчивостью по сравнению с 5s- и 5р-орбиталями, заняты пятью неподеленными парами электронов. Остальные четыре электрона могут порознь занимать четыре тетраэдрические 555р -орбитали, и они могут быть использованы для образования четырех связей, имеющих направление из центра тетраэдра к его вершинам. Установлено, что серое олово (одна из двух аллотропических форм этого элемента) имеет структуру алмаза. Атомы олова в сером олове четырехвалентны, как и атомы углерода в алмазе. Они не имеют металлической орбитали, и серое олово не металл, а металлоид. [c.496]

Теоретическая Н. х. Этот раздел Н. х. рассматривает вопросы хим. связи в неорг. в-вах, структуры в-в, их св-ва и реакц. способность. Основными в Н. х. являются периодич. закон, закон постоянства состава в-в и др. Однако ключевой проблемой сейчас является природа хим. связи. В неорг. в-вах встречаются все виды хим. связи - ковалентная, ионная и металлическая. Теория хим. связи, в частности, рассматривает вопросы природы связи, ее энергии, длишл, полярности. Наиб, распространение получили молекулярных орбиталей методы, наряду с е-рыми используют валентных связей метод, кристаллического поля теорию и др. Для Н.х. особенно актуально приложение методов мол. орбиталей к твердым телам. [c.212]

Полинг [1] придерживается точки зрения, согласно которой между металлическими и обычными ковалентными связя.ми пет существенного различия (впервые эту мысль высказал Го,)ьд-шмидт в 1928 г.). Однако в металлических кристаллах и отличие от обычных кристаллов с ковалентными связями, а1С правило, реализуются очень высокие координационные числа. Более того, в таких металлах, как натрий, для образования 8+6 связей в ОЦК-структуре доступны только четыре орбитали (одна 5 и три р). Полинг предположил, что в образовании связей участвуют все или большинство внешних электронов атома, включая -электроны в с/гучае переходных металлов, п что существует особый тип резонанса (см. ниже). Из этнх положений следует, что кратность связи и валентность могут б ,иь дробными величинами. Уменьшение размеров атомов в ряду К, Са, 5с, Т1, V (аналогично от КЬ к МЬ и от Сз к Та) и примерное постоянство размеров атомов для элемента V— ТИ групп в каждом ряду переходных металлов объясняется следующим образом. При переходе от К к V происходят увеличение числа связывающих электронов от 1 до 5 и постепенный рост числа ковалентных связей, участвующих в резонансе, и, следовательно, монотонное уменьшение межатомных расстояний. Далее предполагается, что у атомов элементов от Сг до N1 в связывании участвуют не все девять имеющихся орбиталей (одна а, три р и пять с1), а лишь 5,78 из них являются устойчивыми сиязываюнти.ми 5р -орбпталями, еще имеются 2,44 атомной несвязывающей ( /-орбиталн, а оставшиеся 0,78 металлической орбитали обеспечивают несинхронный резонанс между отдельными валентными связями. Эти значения былн вычислены из магнитной восприимчивости (при насыщении) ферромагнит1н. железа, кобальта и никеля. Электронные структуры Полинга для ряда металлов приведены в табл. 29.6. У атомов Сг, А л и Ре число -электронов меньше, чем число орбиталей, так что спаривания спинов не происходит. Одиако у атома Со на 3,12 [c.459]

Другие авторы попытались развить теорию гибридных связей так, чтобы учесть частичную направленность металлической, связи. При этом использовалась не только концепция об изменяющемся вкладе d-орбиталей, но и представления о частичной, заселенности гибридных орбиталей [4]. Четыре ориентироваштые по тетрагональной пирамиде связи d можно рассматривать как образующие восемь делокализованных связей, направленных к вершинам куба, в системе с дефицитом электронов (что сравнимо с л-электронными системами в молекулах с сопряженными связями). С другой стороны, восемь эквивалентных связей, направленных к вершинам куба, могут возникать за счет гибридных тетраэдрических (sd ) или тетрагонально-пирамидальных ( ) орбиталей. Шесть более длинных связей в ОЦК-структуре могут осуществляться за счет делокализованных гибридных тригонально-призматических i -орбиталей. [c.462]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология