8,268 matches
-
s-au canalizat spre transmiterea informației prin canalele de comunicație. Gabor a văzut în acești atomi o posibilitate de a transmite aceeași informație folosind mai puține date, adică, în loc să transmitem semnalul așa cum este el, avem posibilitatea să transmitem, folosind acești atomi, numai coeficienții care reprezintă semnalul. Funcție lui Gabor este definită prin: în care "a" și "b" sunt constante, iar " g" este o funcție fixată din "L"(R), precum ||"g"|| = 1. Funcția lui Gabor creează o bază pentru "L"(R), care
Atomul lui Gabor () [Corola-website/Science/320348_a_321677]
-
formulată în 1842 spune că "„o distribuție statică, stabilă de sarcini electrice este practic imposibilă”". Așadar electronii din componența atomilor și moleculelor nu pot forma sisteme statice stabile. Atomii și moleculele nu pot avea decât sisteme dinamice de sarcini electrice. Această teoremă este o ilustrare a tezei filozofice care spune că "„mișcarea este condiția fundamentală de existență a materiei în
Teorema lui Earnshaw () [Corola-website/Science/321168_a_322497]
-
formulată în 1842 spune că "„o distribuție statică, stabilă de sarcini electrice este practic imposibilă”". Așadar electronii din componența atomilor și moleculelor nu pot forma sisteme statice stabile. Atomii și moleculele nu pot avea decât sisteme dinamice de sarcini electrice. Această teoremă este o ilustrare a tezei filozofice care spune că "„mișcarea este condiția fundamentală de existență a materiei în echilibru”". Condensatoarele sunt elemente electronice pasive anume construite pentru
Teorema lui Earnshaw () [Corola-website/Science/321168_a_322497]
-
baza acestor considerente se poate analiza problema stabilității sistemelor formate din sarcini mobile. Cum substanțele, la scară microscopică, sunt formate din sarcini, se pune problema dacă sunt posibile configurații formate din particule încărcate, imobile unele față de altele, care să reprezinte atomi, molecule, etc., și în care să nu acționeze forțele electrostatice. Instabilitatea unui sistem simplu, de două sarcini punctiforme este evidentă: sarcinile de același semn se resping la infinit, iar cele de semn contrar se atrag, ciocnesc și se neutralizează reciproc
Teorema lui Earnshaw () [Corola-website/Science/321168_a_322497]
-
localizate, este o metodă de aproximare a funcției de undă moleculare, care se folosește de combinarea liniară a orbitalilor moleculari. Se consideră că formarea legăturii chimice are loc prin suprapunerea orbitalilor atomici nedeformați și cuplarea spinului electronilor de la cei doi atomi, astfel încât densitatea norului electronic crește în spațiul dintre cele două nuclee. Această creștere determină legarea celor două nuclee. MLV este o variantă simplificată a unei alte metode de aproximație, numită și "metoda stărilor de spin". Ea este o metodă simplă
Metoda legăturii de valență () [Corola-website/Science/320608_a_321937]
-
simplă, intuitivă, care oferă posibilitatea interpretării a numeroase proprietăți ale moleculelor. Se pot reprezenta astfel legăturile chimice prin suprapunerea orbitalilor atomici. De exemplu, legătura simplă σ se poate obține prin suprapunerea simplă a celor doi orbitali atomici "1s" a fiecărui atom de hidrogen. Dacă se suprapun 2 orbitali "2p", suprapunerea nu se va produce în spațiul internuclear, ci lobii orbitalilor se vor suprapune într-un plan perpendicular pe cele două nuclee care se unesc. Funcția de undă se anulează în planul
Metoda legăturii de valență () [Corola-website/Science/320608_a_321937]
-
într-un plan perpendicular pe cele două nuclee care se unesc. Funcția de undă se anulează în planul care cuprinde nucleele, plan care devine un plan nodal. Asemenea legătură se notează π (p-p) și se formează mereu între doi atomi care sunt deja uniți printr-o legătură σ (s-s, sau s-p). Ea prezintă, în general, legătura multiplă. Elementele perioadei a treia nu formează legături π stabile cu orbitalii "p", deoarece, raza lor atomică fiind mare, iar legătura σ
Metoda legăturii de valență () [Corola-website/Science/320608_a_321937]
-
atomici "3p" pentru formarea legăturilor π (p-p) stabile. De aceea, la aceste elemente, legătura multiplă se formează cu orbitalii atomici "d", care sunt mai extinși în spațiu. În MLV, formarea legăturii se explică prin cuplarea spinilor electronilor de la doi atomi. Când atomii nu posedă electroni necuplați, sau au prea puțini asemenea electroni în stare fundamentală, MLV presupune că, în momentul formării legăturii, atomul poate trece într-o stare excitată, în "starea de valență", prin care acesta poate dobândi electroni necuplați
Metoda legăturii de valență () [Corola-website/Science/320608_a_321937]
-
pentru formarea legăturilor π (p-p) stabile. De aceea, la aceste elemente, legătura multiplă se formează cu orbitalii atomici "d", care sunt mai extinși în spațiu. În MLV, formarea legăturii se explică prin cuplarea spinilor electronilor de la doi atomi. Când atomii nu posedă electroni necuplați, sau au prea puțini asemenea electroni în stare fundamentală, MLV presupune că, în momentul formării legăturii, atomul poate trece într-o stare excitată, în "starea de valență", prin care acesta poate dobândi electroni necuplați. Aceasta presupune
Metoda legăturii de valență () [Corola-website/Science/320608_a_321937]
-
sunt mai extinși în spațiu. În MLV, formarea legăturii se explică prin cuplarea spinilor electronilor de la doi atomi. Când atomii nu posedă electroni necuplați, sau au prea puțini asemenea electroni în stare fundamentală, MLV presupune că, în momentul formării legăturii, atomul poate trece într-o stare excitată, în "starea de valență", prin care acesta poate dobândi electroni necuplați. Aceasta presupune combinarea liniară a mai multor orbitali din stratul de valență al atomului, rezultând, în final, orbitali de egală energie (degenerați), ocupați
Metoda legăturii de valență () [Corola-website/Science/320608_a_321937]
-
stare fundamentală, MLV presupune că, în momentul formării legăturii, atomul poate trece într-o stare excitată, în "starea de valență", prin care acesta poate dobândi electroni necuplați. Aceasta presupune combinarea liniară a mai multor orbitali din stratul de valență al atomului, rezultând, în final, orbitali de egală energie (degenerați), ocupați cu câte un electron necuplat de spin paralel, sau cu perechi de electroni cuplați. Acești orbitali se numesc orbitali hibridizați (OH). (exemple: molecula de metan CH, sau hexafluorura de sulf). Cu
Metoda legăturii de valență () [Corola-website/Science/320608_a_321937]
-
(sau nitrat) este un ion poliatomic cu formula moleculară NO și cu o masă moleculară de 62.0049 g / mol. Este baza conjugată a acidului azotic, fiind alcătuit dintr-un atom de azot central înconjurat de trei atomi de oxigen identici într-un aranjament plan trigonal. Ionul azotat are o sarcină formală negativă, în care fiecare oxigen are o sarcină separată de -2 / 3 iar atomul de azot o sarcină de
Azotat () [Corola-website/Science/320610_a_321939]
-
(sau nitrat) este un ion poliatomic cu formula moleculară NO și cu o masă moleculară de 62.0049 g / mol. Este baza conjugată a acidului azotic, fiind alcătuit dintr-un atom de azot central înconjurat de trei atomi de oxigen identici într-un aranjament plan trigonal. Ionul azotat are o sarcină formală negativă, în care fiecare oxigen are o sarcină separată de -2 / 3 iar atomul de azot o sarcină de +1, nitratul fiind frecvent folosit ca un
Azotat () [Corola-website/Science/320610_a_321939]
-
azotic, fiind alcătuit dintr-un atom de azot central înconjurat de trei atomi de oxigen identici într-un aranjament plan trigonal. Ionul azotat are o sarcină formală negativă, în care fiecare oxigen are o sarcină separată de -2 / 3 iar atomul de azot o sarcină de +1, nitratul fiind frecvent folosit ca un exemplu de rezonanță (chimie). Precum ionul izoelectric de carbonat, ionul de azotat poate fi reprezentat prin structurile de rezonanță: Aproape toți nitrații anorganici sunt solubili în apă la
Azotat () [Corola-website/Science/320610_a_321939]
-
Raza van der Waals reprezintă raza unei sfere teoretice, care poate fi utilizată poate a modela atomul. Numele său vine de la Johannes Diderik van der Waals, laureat al Premiului Nobel pentru fizică în 1910, deoarece a fost primul savant care a emis ipoteza conform căreia atomii au o dimensiune finită (adică, atomii nu sunt punctiformi) și pentru
Rază van der Waals () [Corola-website/Science/320609_a_321938]
-
raza unei sfere teoretice, care poate fi utilizată poate a modela atomul. Numele său vine de la Johannes Diderik van der Waals, laureat al Premiului Nobel pentru fizică în 1910, deoarece a fost primul savant care a emis ipoteza conform căreia atomii au o dimensiune finită (adică, atomii nu sunt punctiformi) și pentru demonstrarea consecințelelor fizice a dimensiunii acestora prin ecuația de stare Van der Waals. Volumul Van der Waals, de asemenea numit și volumul atomic sau volumul molecular, este proprietatea atomilor
Rază van der Waals () [Corola-website/Science/320609_a_321938]
-
fi utilizată poate a modela atomul. Numele său vine de la Johannes Diderik van der Waals, laureat al Premiului Nobel pentru fizică în 1910, deoarece a fost primul savant care a emis ipoteza conform căreia atomii au o dimensiune finită (adică, atomii nu sunt punctiformi) și pentru demonstrarea consecințelelor fizice a dimensiunii acestora prin ecuația de stare Van der Waals. Volumul Van der Waals, de asemenea numit și volumul atomic sau volumul molecular, este proprietatea atomilor cel mai direct legată de raza
Rază van der Waals () [Corola-website/Science/320609_a_321938]
-
atomii au o dimensiune finită (adică, atomii nu sunt punctiformi) și pentru demonstrarea consecințelelor fizice a dimensiunii acestora prin ecuația de stare Van der Waals. Volumul Van der Waals, de asemenea numit și volumul atomic sau volumul molecular, este proprietatea atomilor cel mai direct legată de raza van der Waals. Acesta este volumul ocupate de un atom (sau moleculă) individual(ă). Volumul van der Waals poate fi calculat în cazul în care sunt cunoscute razele van der Waals (și, în cazul
Rază van der Waals () [Corola-website/Science/320609_a_321938]
-
dimensiunii acestora prin ecuația de stare Van der Waals. Volumul Van der Waals, de asemenea numit și volumul atomic sau volumul molecular, este proprietatea atomilor cel mai direct legată de raza van der Waals. Acesta este volumul ocupate de un atom (sau moleculă) individual(ă). Volumul van der Waals poate fi calculat în cazul în care sunt cunoscute razele van der Waals (și, în cazul moleculelor, distanțele și unghiurile interatomice). Pentru un atom sferic, volumul van der Waals este: Pentru o
Rază van der Waals () [Corola-website/Science/320609_a_321938]
-
der Waals. Acesta este volumul ocupate de un atom (sau moleculă) individual(ă). Volumul van der Waals poate fi calculat în cazul în care sunt cunoscute razele van der Waals (și, în cazul moleculelor, distanțele și unghiurile interatomice). Pentru un atom sferic, volumul van der Waals este: Pentru o moleculă, acesta este volumul delimitat de de suprafața van der Waals a moleculei. Volumul van der Waals al unei molecule este mereu mai mic decât suma volumelor van der Waals ai atomilor
Rază van der Waals () [Corola-website/Science/320609_a_321938]
-
atom sferic, volumul van der Waals este: Pentru o moleculă, acesta este volumul delimitat de de suprafața van der Waals a moleculei. Volumul van der Waals al unei molecule este mereu mai mic decât suma volumelor van der Waals ai atomilor individuali: atomii se suprapun parțial atunci când formează legăturile chimice. Volumul van der Waals al unui atom sau molecule poate fi determinat experimental atunci când substanțele sunt în stare gazoasă, în special din constanta van der Waals b, polarizabilitatea α sau refracția
Rază van der Waals () [Corola-website/Science/320609_a_321938]
-
volumul van der Waals este: Pentru o moleculă, acesta este volumul delimitat de de suprafața van der Waals a moleculei. Volumul van der Waals al unei molecule este mereu mai mic decât suma volumelor van der Waals ai atomilor individuali: atomii se suprapun parțial atunci când formează legăturile chimice. Volumul van der Waals al unui atom sau molecule poate fi determinat experimental atunci când substanțele sunt în stare gazoasă, în special din constanta van der Waals b, polarizabilitatea α sau refracția molară A
Rază van der Waals () [Corola-website/Science/320609_a_321938]
-
suprafața van der Waals a moleculei. Volumul van der Waals al unei molecule este mereu mai mic decât suma volumelor van der Waals ai atomilor individuali: atomii se suprapun parțial atunci când formează legăturile chimice. Volumul van der Waals al unui atom sau molecule poate fi determinat experimental atunci când substanțele sunt în stare gazoasă, în special din constanta van der Waals b, polarizabilitatea α sau refracția molară A. În toate cele trei cazuri, măsurătorile se efectuează pe probe macroscopice și este normal
Rază van der Waals () [Corola-website/Science/320609_a_321938]
-
der Waals b, polarizabilitatea α sau refracția molară A. În toate cele trei cazuri, măsurătorile se efectuează pe probe macroscopice și este normal să se exprime rezultatele precum cantități molar. Pentru a găsi volumul van der Waals al unui singur atom sau moleculă, este necesar să se împartă rezultatul dat la constanta lui Avogadro. Volumul molar van der Waals nu ar trebui confundat cu volumul molar al substanței. În general, la temperatura și presiunea standard, atomii sau moleculele de gaz ocupă
Rază van der Waals () [Corola-website/Science/320609_a_321938]
-
der Waals al unui singur atom sau moleculă, este necesar să se împartă rezultatul dat la constanta lui Avogadro. Volumul molar van der Waals nu ar trebui confundat cu volumul molar al substanței. În general, la temperatura și presiunea standard, atomii sau moleculele de gaz ocupă doar a mia parte din volumul propriu-zis al unui gaz, restul fiind spațiu gol. Prin urmare, volumul molar van der Waals, care reprezintă doar volumul ocupat de totalitatea atomilor sau moleculelor este, de obicei, de
Rază van der Waals () [Corola-website/Science/320609_a_321938]