Ван-дер-Ваальса кристаллические,

Молекулы веществ, находящиеся в твердом, жидком и газообразном состоянии, взаимодействуют друг с другом с разными по энергии силами — силы Ван-дер-Ваальса, водородная связь, химическая связь и др. Такое взаимодействие определяет конденсированное состояние вещества. Эти силы приводят к появлению в жидкостях и газах сольватов и ассоциатов, обусловливают диссоциацию молекул и других частиц в любых агрегатных состояниях вещества, они же характеризуют появление структуры (полиэдры, ансамбли полиэдров или кластеры) в веществе в разных его агрегатных состояниях, определяя аморфную или кристаллическую структуру. Межмолекулярное взаимодействие частиц в системе приводит к отклонению их свойств от идеальных. Такие системы называют неидеальными или реальными. Свойства индивидуальных реальных систем (веществ в чистом виде) могут быть рассчитаны с помощью уравнений состояния вещества. Этих уравнений в литературе приведено несколько сотен. Свойства же смесей расчету пй уравнениям состоянию не поддаются. Это определяется сложностью изменения свойств смесей с изменением их состава. [c.220]

Высвобождение из комплекса при его дроблении некоторой части входящих В него молекул также подтверждает физическую природу комплексообразования. Некоторые исследователи [5, 15] считают, что взаимодействие карбамида с н-алканами аналогично взаимодействию их с цеолитами. Однако точка зрения на структуру комплекса как на физическое явление не подтверждается величиной энергии связи углеводорода с карбамидом, приходящейся на каждую группу СН2. Установлено [I, 15], что она равна 6,7 - 11,76 кДж, в то время как силы Ван-дер-Ваальса равны всего 4,19 кДж на каждую СН2. Другие исследователи [25, 2б] относят кристаллические комплексы углеводородов и их производных с карбамидом к чисто химическим соединениям, поскольку реакция комплексообразования подчиняется общим законам течения химических реакций, в частности закону действующих масс. Изменение условий комплексообразования оказывает влияние на равновесие, скорость образования комплекса, эффективность разделения и на другие пока- [c.36]

Природа сил, вызывающих адсорбцию, может быть различной. При адсорбции происходит концентрация молекул поглощаемого вещества па поверхности адсорб( нта под действием ван-дер-ваальсо-вых сил. Этот процесс часто сопровождается конденсацией паров поглощаемого вещества в капиллярных порах адсорбента, присоединением молекул поглощаемого вещества по месту ненасыщенных валентностей элементов, составляют,их кристаллическую решетку адсорбента, и другими процессами. Независимо от природы адсорбционных сил на величину адсо])бции влияют следующие факторы природа поглощаемого вещества, температура, давление и примеси в фазе, из которой поглощается вещество. [c.384]

В соединениях включения с карбамидом и тиокарбамидом во взаимодействие с каналообразующим веществом вступают все метильные группы углеродной цепи, о чем можно судить по увеличению соотношения комплексообразующего и реагирующего веществ (табл. 7). Истинная природа связи между углеводородами и молекулами карбамида и тиокарбамида в кристаллических комплексах пока не установлена. Многие исследователи склонны объяснить эту связь силами Вап-дер-Ваальса, т. е. считать кристаллические комплексы соединениями адсорбционной природы. Однако этому противоречат более высокие энергии связи углеводорода с карбамидом, приходящиеся на каждую группу СНг (1,6— [c.63]

С различными веществами, в кристаллах которых имеются относительно большие пустоты, инертные газы образуют соединения включения (клатраты). Так, например, за счет наличия пустот в кристаллическом гидрохиноне в нем удерживается три атома инертного газа на каждую молекулу гидрохинона. Соединения подобного рода преимущественно с тяжелыми инертными газами образует и лед. Связь в таких соединениях осуществляется силами Ван-дер-ваальса. [c.491]

При переходе вниз по группе температуры и энтальпии плавления и кипения простых веществ возрастают, что объясняется усилением межмолекулярных взаимодействий (силы Ван-дер-Ваальса) в структурах кристаллической и жидкой фаз при увеличении массы и размера атома. Энтропии плавления благородных газов почти не изменяются, но энтропии испарения (при температуре кипения) возрастают при переходе вниз по группе, что также свидетельствует об усилении межмолекулярных взаимодействий. [c.13]

Типичным примером вещества с ярко выраженной анизотропией является графит. Кристаллическая структура графита представлена параллельными слоями атомов углерода. Все углы между связями равны 120 °С (хр -гибридизация орбиталей атомов углерода). Энергия связи между атомами в слое за 168 Дж/моль слои связаны силами Ван-дер-Ваальса с энергией связи в десять раз более слабой ( 17 Дж/моль). Это и является причиной особых механических свойств графита — легкости скольжения слоев относительно друг друга и смазочных (мажущих) его качеств. [c.160]

По природе входящих в состав кристалла частиц и по типу химической связи кристаллические решетки подразделяются на молекулярные, ионные, атомные (ковалентные) и металлические. В узлах молекулярных решеток располагаются молекулы вещества. Вещества, имеющие молекулярные решетки, обычно имеют низкие температуры плавления и кипения, высокое давление насыщенного пара. К такого типа веществам относятся, например, твердые Нг, О2, N2, галогены, СО2, все благородные газы (хотя они одноатомны) и многие органические вещества. Кристаллические Аг и Ь имеют одинаковые решетки (рис. 4.4). Координационное число для атома аргона равно 12. Связь между частицами в решетке осуществляется силами Ван-дер-Ваальса. [c.161]

Молекулярные кристаллы. Структурными единицами в кристаллах этого типа служат молекулы, связанные друг с другом силами Ван-дер-Ваальса или силами водородной связи. Малая энергия межмолекулярных связей определяет своеобразие свойств кристаллов этого типа. Их характеризует низкая энергия кристаллической решетки и связанные с этим малая механическая прочность, низкие температуры плавления и высокая летучесть. Молекулярные кристаллы не проводят электрический ток (диэлектрики) и обладают низкой теплопроводностью. [c.76]

Кристаллы со смешанными связями. Существует большая группа твердых веществ, в кристаллах которых одновременно реализуются разные по типу связи. При оценке свойств такого кристаллического тела необходимо вводить поправку на дополнительное специфическое взаимодействие. Так, в молекулярных кристаллах типа NH3, Н2О, НС1, на ряду с силами Ван-дер-Ваальса действуют и силы водородной связи, следствием чего служит относительное повышение прочности таких твердых веществ, а также температур их плавления. [c.80]

Несостоятельность гипотезы о тепловой смерти вселенной была доказана в работах ряда физиков Больцмана, Смолуховского, Ван-дер-Ваальса и др., которые показали, что второй закон термодинамики (в результате некритического применения следствий, из которого возникла гипотеза о тепловой смерти) имеет статистическую природу. Нельзя вселенную рассматривать как изолированную систему и применять второй закон к вселенной в целом, так как в ней протекают разнообразные и сложные процессы, для анализа которых не следует механически применять только один термодинамический метод. Исходным для вычисления энтропии является уравнение (15), из которого для расчетов получен ряд других уравнений, но все они позволяют определить лишь изменение энтропии для того или иного процесса. Абсолютное значение энтропии можно вычислить, исходя из постулата Планка энтропия индивидуального кристаллического вещества при абсолютном нуле равна нулю [c.102]

Молекулярные кристаллические решетки. Молекулы, связанные между собой слабыми межмолекулярными силами притяжения — водородными связями или силами Ван-дер-Ваальса, образуют молекулярную решетку. Если элемент образует молекулу, в которой каждый атом приобретает [c.35]

В аморфных модификациях мышьяка и сурьмы, которые являются полупроводниками, атомы образуют двойные слои, причем каждый атом одного слоя имеет трех соседей во втором слое — по числу ковалентных связей, осуществляемых тремя р-электронами внешнего уровня (рис. 50). Двойные слои образуют очень мелкие беспорядочно расположенные чешуйки, что и придает аморфный характер этим веществам. Расстояние между атомами разных слоев велико (3,75 А в обоих веществах) между этими слоями действуют силы Ван-дер-Ваальса, тогда как между соседними атомами одного двойного слоя расстояния равны 2,5 А у мышьяка, 2,87 А у сурьмы и между ними действуют силы ковалентной связи. Упорядочение двойных слоев, наблюдаемое при переходе аморфных фаз в кристаллические, резко уменьшает расстояние между атомами разных слоев (от 3,75 до 3,15 А у Аз и от 3,75 до 3,37 А у ЗЬ), возникает и возможность перекрывания электронных облаков между ними (металлизация связей). У каждого атома появляются еще три соседа в другом слое, и окружение приближается к октаэдрическому с координационным числом 6. У висмута три первых соседа находятся на расстоянии 3,10 А, а три вторых соседа — на немного большем расстоянии (3,47 А). Металлизация связей [c.133]

Черный фосфор получают из белого при нагревании его до 200 °С под высоким давлением (свыше 12-10 кПа). По внешнему виду он напоминает графит, жирен на ош,упь, тяжелее других модификаций (плотность 2,7 г/см ), является полупроводником, воспламеняется при 490 °С, В химическом отношении он очень инертен. Пластичность и инертность черного фосфора обусловлены тем, что он имеет атомную пространственную кристаллическую решетку слоистого строения. Кристалл состоит из параллельных плоскостей, слабо связанных силами Ван-дер-Ваальса расстояние между слоями 0,324 нм [c.357]

Заканчивая изложение материала о соединениях с не-валентными связями, следует отметить, что слабые взаимодействия атомов и молекул в отличие от валентных имеют место в любых химических соединениях между любыми частицами, расположенными достаточно близко друг к другу. Это обстоятельство заставляет учитывать силы Ван-дер-Ваальса во всех случаях, когда необходим достаточно строгий расчет энергии химической связи в молекулах, жидкостях и кристаллических структурах. [c.359]

В кристаллической решетке молекулы белого фосфора связаны межмолекулярными силами (силы Ван-дер-Ваальса), а так как они очень слабы, то белый фосфор легко распадается на молекулы под влиянием различных воздействий (температуры, растворителя). По этой же причине он легко плавится, летуч и растворим во многих растворителях. При 44 °С он плавится в бесцветную жидкость, при 287 °С кипит. В воде он мало растворим, но хорошо растворяется во многих органических растворителях, особенно в сероуглероде. [c.325]

Первоначально сложилось представление об эффективных радиусах атомов, проявляющихся в их действиях, т.е. в химических соединениях. Эффективные радиусы определяли из экспериментальных данных по межъядерным расстояниям в молекулах и кристаллах. При этом предполагалось, что атомы представляют собой несжимаемые шары, которые соприкасаются своими поверхностями в соединениях. При определении значения эффективного радиуса из межъядерных расстояний в ковалентных молекулах подразумевали ковалентные радиусы, при вычислении их из данных для металлических кристаллов — металлические радиусы. Наконец, эффективные радиусы, рассчитанные для кристаллов с преимущественно ионной связью, назывались ионными радиусам[и. Для этого определяли радиус какого-нибудь иона, а затем вычисляли ионные радиусы других элементов из экспериментальных данных по межъядерным расстояниям в кристаллических решетках. Так, с помощью оптических методов, а затем расчетом был определен радиус аниона фтора, равный 0,11.3 нм. А расстояние между атомами Na и Г в решетке МаГ было установлено равным 0,231 нм. Отсюда радиус иона Ма равен 0,231 — 0,113 = 0,118 нм. Металлические радиусы получены делением пополам расстояния между центрами двух смежных атомов в кристаллических решетках металлов. Ковалентные радиусы неметаллов также вычислены как половина межъядерного расстояния в молекулах или кристаллах соответствующих простых веществ. Для одного и того же элемента эффективные радиусы (ковалентный, ионный, металлический) не совпадают между собой. Это свидетельствует о зависимости эффективных радиусов не только от природы атомов, но и от характера химической связи, координационного числа и других факторов (см. табл. 4). Изменение эффективных радиусов атомов носит периодический характер (рис. 22). В периодах по мере роста заряда ядра эффективные радиусы атомов уменьшаются, так как происходит стягивание электронных слоев к ядру (при постоянстве их числа для данного периода). Наибольшее уменьшение характерно для 5- и р-элементов. В больших периодах для и /-элементов наблюдается более плавное уменьшение эффективных радиусов, называемое соответственно г- и /сжатием. Эффективные радиусы атомов благородных газов, которыми заканчиваются периоды системы, значительно больше эффективных радиусов предшествующих им р-элементов. Значения эффективных радиусов благородных газов (см. табл. 4) получены из межъядерных расстояний в кристаллах этих веществ, существующих при низких температурах. А в кристаллах благородных газов действуют слабые силы Ван-дер-Ваальса в отличие, например, от молекул галогенов, в которых имеются прочные ковалентные связи. [c.52]

Уменьшение молярного объема до середины малого периода, несмотря на монотонное возрастание молярной массы, обусловлено более резким возрастанием плотности. Действительно, в IA — ША-группах располагаются металлы, обладающие плотноупакованными структурами. Вследствие уменьшения атомных радиусов по периоду слева направо наблюдается уменьшение межатомных расстояний, что в совокупности с увеличением атомной массы и приводит к возрастанию плотности, а следовательно, к уменьшению молярного объема. У простых веществ второй половины малых периодов начиная с IVA-группы в соответствии с правилом 8—N реализуются "рыхлые" структуры с малыми координационными числами, что и приводит к резкому уменьшению плотности, несмотря на возрастание атомной массы. Поэтому молярные объемы во второй половине периода возрастают. Следуя этой закономерности, можно было бы ожидать, что наибольшими молярными объемами в пределах каждого периода должны обладать благородные газы (в кристаллическом состоянии). Однако вследствие образования плотноупакованных структур (хотя и обусловленных силами Ван-дер-Ваальса) плотность их кристаллов оказывается несколько выше ожидаемой, что и приводит к некоторому уменьшению молярного объема. У переходных -металлов с близкими по характеру упаковки кристаллическими структурами в пределах одного периода [c.245]

Органические вещества имеют обычно молекулярные кристаллические решетки, в которых можно определить группы атомов, образующих молекулу. Силы, действующие между молекулами, в большинстве случаев являются силами Ван-дер-Ваальса. По Эвансу и Гольдшмидту, в зависимости от формы молекул, можно все кристаллы (за исключением высокомолекулярных соединений) разделить на четыре большие группы. [c.69]

Введение хлора до содержания его 36—37% подавляет вандер-ваальсо вские силы и ослабляет кристаллическое строение молекулы. При дальнейшем увеличении содержания хлора внутримолекулярные силы быстро растут и вскоре компенсируют падение способности к образованию кристал.лов [264а]. [c.254]

Эти соединения имеют характер твердых растворов. Твердые растворы замещения образуются в основном веществами со сходными структурами (подобно жидкостям) твердые растворы внедрения могут быть образованы соединениями с самыми различными структурами. В таких соединениях энергии связей обусловлены, в основном, силами Ван-дер-Ваальса. Поскольку эти силы действуют в направлениях, где находятся элементы кристаллической решетки, результирующая энергия, приходящаяся на 1 тиоль вещества, может быть довольно значительной. Калориметрическими измерениями была установлена зависимость между теплотой образования соединений включения и степенью заполнения пустот кристаллической решетки. [c.77]

Ван-дер-Ваальс модифицировал закон состояния идеального газа, приняв внимание оба указанных фактора. Уравнение Ван-дер-Ваальса (Р + а/К )(К— Ь) = КТ для 1 моля газа включает экспериментально определяемую постоянную Ь, которая связана с объемом молекул, и постоянную а которая связана со способностью. молекул отталкивать друг друга при соударениях, т.е. с их жесткостью . По данным о значениях вандер-ваальсовой постоянной Ь можно получить приближенную оценку диаметра молекул, и такие оценки грубо согласуются с оценками молекулярных диаметров по плотности кристаллических веществ или по данным о вязкости газов. [c.157]

Адсорбции аргона, кислорода и азота на хлористом калии посвящено большое число теоретических и экснериментальных исследований [36, 105, 106], В книге Брунауэра по физической адсорбции [17] дан обзор соответствующих работ. Все исследователи, ио-видимому, согласны с тем, что для адсорбированного атома или молекулы наиболее благоприятным является расположение непосредственно над центром элементарной ячейки кристаллической решетки. В этом месте электростатическая поляризация минимальна, а неполярные силы Ваи-дер-Ваальса имеют максимальную величину и играют преобладающую роль [107]. Дрэйн [37а[ обратил внимание на то, что энергия адсорбции азота на ионных поверхностях обычно выше, чем аргона или кислорода, в то время как в случае ненонных поверхностей внергии адсорбции вссх трех газов практически одинаковы. Он приписал этот эффект влиянию квадрупольного момента азота и рассчитал слагаемое энергии адсорбции, появляющееся в результате притяжения квадруполя молекулы азота полем кубической грани кристалла хлористого калия. Согласно этим расчетам, участки поверхности кристалла, расположенные тюносредственно над центром элементарной ячейки, по-прежнему остаются наиболее благоприятными для адсорбции. Найденное значение слагаемого энергии адсорбции, обусловленного притяжением [c.71]

В узлах молекулярных кристаллических решеток расположены молекулы, ковалентного типа, например СОа (рис. 5.24), связанные между собой силами Ван-дер-Ваальса. Когда из сил Ван-дер-Ваальса действуют только (или в основном) дисперсионные силы, которые обладают шаровой симметрией воздействия, то образующиеся кристаллы имеют гранецентриро-вапную кубическую решетку (см. рис. [c.137]

Структура неорганических веществ отличается большим многообразием в зависимости от природы и числа частиц, входящих в кристаллическую решетку. При этом частицы одного вида соединяются друг с другом посредством металлической связи (элементы левой части таблицы Д. И. Менделеева), ковалентной связи с образованием полимерного каркаса (элементы середины таблицы), связи частично ионной и частично ковалентной (некоторые элементы П1, IV и V групп таблицы Д. И. Менделеева), ковалентной связи с образованием отдельных молекул и ван-дер-ваальсовых сил между этими молекулами. При наличии в составе соединения частиц двух видов связь между ними может быть ионной или близкой к ней при значительной разности электроотрицательностей между элементами (фториды, хлориды, ряд оксидов) при малой разности электроотрицательностей — преимущественно ковалентной (SO2, СО т. д.), а также связью, сочетающей признаки и ионной, и ковалентной (большинство оксидов, карбиды, нитриды, бо-риды, силициды). При наличии же в составе соединения трех и более элементов картина может быть еще более сложной. Отдельные элементы за счет преимущественно ковалентной связи между ними могут образовать самостоятельные структурные группировки — радикалы типа SO42-, Si04 -, А104 и т. д., остальные же элементы вследствие передачи своих электронов этим радикалам могут связываться с ними посредством преимущественно ионной связи (Na+, Са2+, АР+ и т. д.). Более того, могут возникать группировки в виде цепей, лент, слоев и даже каркасов, имеющих заряды, равномерно локализованные по фрагментам этих группировок, связанных друг с другом через катионы металлов. Б случае же незаряженных структурных единиц, например слоев у некоторых глинистых минералов, связь между слоями является ван-дер-ваальсо-вой, или водородной. [c.25]

Молекулярные кристаллические решетки. Молекулы, связанные между собой слабыми межмолекулярными силами притяжения — водородными связями или силами Ван-дер-Ваальса, образуют молекулярную решетку. Если элемент образует молекулу, в которой каждый атом приобретает электронную конфигурацию соседнего (по таблице Менделеева) инертного элемента, то между такими молекулами существует только слабое ван-дер-ваальсово ззаимодействие. Молекулярную кристаллическую решетку образуют молекулы N2, Р4, О , З , Ра, Оа, Вг 1г, А1а, инертные элементы. На, НаО, ЫНз и большинство органических соединений (твердые метан, бензол, фенол, белки и т. д.). [c.54]

Определение координационных чисел. В случае аморфного селена площадь первого пика на кривой распределения при = 2,32 А равна двум, а второго при = 3,7 А — восьми, что соответствует числу атомов на данных расстояниях. Решетка кристаллического селена состоит из зигзагообразных винтовых цепочек, каждый атом в которых ковалентно связан с двумя ближайшими атомами, а цепочки между собой — силами Ван-дер-Ваальса. Расстояние между ближайшими атомами в цепочке равно 2,34 А, а между атомами соседних цепочек — приблизительно 3,8 А. Следовательно, в аморфном селене сохраняется ближний порядок такой же, как в кристаллическом. Неизолированность первого и последующих пиков на кривой распределения для жидкого олова затрудняет измерение площади под ними. Количественно можно интерпретировать только первый максимум функции 4я/ зт,( ). вычислить только первое координационное число. При этом площадь под максимумом выделяют двумя способами симметрично, т. е. как бы зеркальным отображением левой ветви кривой относительно перпендикуляра, опущенного из вершины максимума на ось Я, и несимметрично — продолжением ниспадающей правой ветви кривой до пересечения ее с осью абсцисс. [c.55]

Элементы УПА-групны (галогены) в соответствии с правилом 8—N должны иметь координационное число в кристаллах простых веществ, равное единице, т. е. каждый атом может иметь лишь одного ближайшего соседа. Действительно, все галогены (иод при обычных условиях, а остальные при низких температурах) образуют молекулярные кристаллические структуры , в которых расстояния между атомами в гантелеобразных молекулах значительно меньше, чем расстояния между молекулами в кристалле. Так, для хлора длина связи в молекуле 0,202 нм, а расстояние между молекулами в кристалле составляет 0,334 нм. Наконец, правило Юм-Розерп мож но применить и к элементам УП1А-группы (благородные газы) В соответствии с этим правилом при образовании кристаллов про стых веществ координационное число должно быть равно нулю Действительно, кристаллы благородных газов состоят из одноатом ных молекул, связанных силами Ван-дер-Ваальса. [c.30]

Уменьшение молярного объема до середины малого периода, несмотря на монотонное возрастание молярной массы, обусловлено более резким возрастанием плотности. Действительно, в 1А—И1А-группах располагаются металлы, обладаюш,ие плотноупакованны-ми структурами. Вследствие уменьшения атомных радиусов по периоду слева направо наблюдается уменьшение межатомных расстояний, что в совокупности с увеличением атомной массы и приводит к возрастанию плотности, а следовательно, к уменьшению молярных объемов. У простых вепдеств второй половины малых периодов, начиная с 1УА-группы, в соответствии с правилом 8—N реализуются рыхлые структуры с малыми координационными числами, что и приводит к резкому у.меньшению плотности несмотря на возрастание атомной массы. Поэтому молярные объемы во второй половине периода возрастают. Следуя этой закономерности, можно было бы ожидать, что наибольшими молярными объемами в пределах каждого периода должны обладать благородные газы (в кристаллическом состоянии). Однако вследствие образования плот-ноупакованных структур (хотя и обусловленных силами Ван-дер-Ваальса) плотность их кристаллов оказывается несколько выше ожидаемой, что и приводит к некоторому уменьшению молярного объема. У переходных -металлов с близкими по характеру упаковки кристаллическими структурами в пределах одного периода плотность варьирует в сравнительно небольших пределах с общей тенденцией увеличения от начала вставных декад к элементам УИ1В-группы (триады). С учетом монотонного возрастания атомных масс это приводит к относительному постоянству молярного объема. В ряду лантаноидов наблюдается монотонное уменьшение молярного объема, обусловленное возрастанием плотности вследствие уменьшения межатомных расстояний в кристаллах за счет лантаноидной контракции. [c.34]

При быстром охлаждении паров селена получается аморфный красный селен, постепенно превращающийся в темноте в кристаллический (красный). При выливании расплавленного селена на холодную поверхность получается почти черный стеклообразный селен. Наиболее устойчивой модификацией селена и теллура в обычных условиях (до температуры их плавления) является гексагональная модификация серого селена и вбычного теллура. Причина низких температур их плавления заключается в том, что между длинными спиралеобразными молекулами, имеющими цеп ное строение, действуют слабые силы Ван-дер-Ваальса. [c.308]

На рис. 5 для сравнения приведены элементарные ячейки молекулярных структур иода (а) и диоксида углерода (б). Их важнейшей особенностью в отличие от предыдущих типов кристаллов является то, что в узлах кристаллической решетки находятся не атомы, а молекулы. При этом расстояния между атомами в молекуле меньше, чем межмолекулярные расстояния в кристалле. В них атомы связаны в молекулы прочными ковалентными связями, а между молекулами действуют слабые силы Ван-дер-Ваальса (см. 1 гл. V). Это значит, что структуры иода и диоксида углерода являются гетеродесмичными. К рассмотренным выше так называемым островным молекулярным структурам (Тг и СО2) относится абсолютное большинство органических соединений. Однако некоторые неорганические вещества, не имеющие молекулярной структуры (цепочечные, слоистые, каркасные), также гетеродесмичны, так как внутри цепей, слоев и каркасов межатомные связи ковалентные, а между цепями, слоями и каркасами функционируют силы Ван-дер-Ваальса. [c.15]

На этом основании было сформулировано кристаллохимическое правгию Юм-Ротери, согласно которому координационное число в кристаллических структурах гфостых веществ, расположенных справа от границы Цинтля, равно 8 — N, где Л" — номер группы Периодической системы. Для элементов VIA-группы (S, Se, Те), у которых до октета недостает двух электронов, структурными элементами в кристаллах простых веществ являются линейные зигзагообразные цепочки (или замкнутые кольца) с к.ч. 2, которые между собой связаны слабыми силами Ван-дер-Ваальса. При этом расстояния между ближайшими соседями в предела одной цепочки также значительно меньше, чем между цепочками [c.242]

При схематическом изображении атомов или молекул вандерваальсовы радиусы можно использовать для указания объема, в котором преимущественно находятся электроны. Для ионов можно пользоваться ионными радиусами (кристаллическими радиусами), о которых шла речь в разд. 6.10. Вандерваальсов и ионный радиусы данного атома в состоянии отрицательного иона по существу одни и те же. Так, вандер-ваальсов радиус хлора равен 180 пм, а ионный радиус хлорид-иона равен 181 пм. [c.165]