Energija prekida hemijske veze. hemijska veza

Seksualna energija je energija novca Moć je afrodizijak. Seks je jednak moći. Michael Hutchinson, psiholog Carl Jung, izumio je psihološki model za muškarce i žene, koji je nazvao anima i animus. Priznao je da svaki čovjek ima svoje unutrašnje

GLAVNE KARAKTERISTIKE HEMIJSKE VEZE

Energija veze je energija potrebna za prekid hemijske veze. Energije prekida i formiranja veze su jednake po veličini, ali suprotne po predznaku. Što je energija hemijske veze veća, to je molekul stabilniji. Energija vezivanja se obično mjeri u kJ/mol.

Za višeatomska jedinjenja sa vezama istog tipa, njegova prosječna vrijednost se uzima kao energija veze, izračunata dijeljenjem energije formiranja jedinjenja iz atoma sa brojem veza. Dakle, 432,1 kJ / mol se troši na prekid H–H veze, a 1648 kJ / ∙ mol se troši na raskid četiri veze u molekuli metana CH 4, au ovom slučaju E C–H \u003d 1648: 4 \u003d 412 kJ / mol.

Dužina veze je rastojanje između jezgara atoma u interakciji u molekulu. Zavisi od veličine elektronskih ljuski i stepena njihovog preklapanja.

Polaritet veze je raspodjela električnog naboja između atoma u molekuli.

Ako je elektronegativnost atoma uključenih u stvaranje veze ista, tada će veza biti nepolarna, au slučaju različite elektronegativnosti - polarna. Ekstremni slučaj polarne veze, kada je zajednički elektronski par gotovo potpuno nagnut prema elektronegativnijem elementu, rezultira ionskom vezom.

Na primjer: H–H je nepolaran, H–Cl je polarni, a Na + –Cl - je jonski.

Potrebno je razlikovati polaritet pojedinačnih veza i polaritet molekula u cjelini.

Polaritet molekula je vektorski zbir dipolnih momenata svih veza molekula.

Na primjer:

1) Linearni CO 2 molekul (O=C=O) je nepolaran – dipolni momenti polarnih C=O veza međusobno se kompenzuju.

2) Molekul vode je polarni– dipolni momenti dve O-N veze ne kompenzuju jedan drugog.

Prostorna struktura molekula određena oblikom i lokacijom u prostoru elektronskih oblaka.

Red veze je broj hemijskih veza između dva atoma.

Na primjer, red veze u molekulima H 2 , O 2 i N 2 je 1, 2 i 3, respektivno, jer se veza u ovim slučajevima formira zbog preklapanja jednog, dva i tri para elektronskih oblaka.

4.1. kovalentna veza je veza između dva atoma kroz zajednički elektronski par.

Broj hemijskih veza je određen valencijama elemenata.

Valentnost elementa je broj orbitala koje učestvuju u formiranju veza.

Kovalentna nepolarna veza - ova veza nastaje zbog formiranja elektronskih parova između atoma s jednakom elektronegativnošću. Na primjer, H 2, O 2, N 2, Cl 2, itd.

Kovalentna polarna veza je veza između atoma različite elektronegativnosti.

Na primjer, HCl, H 2 S, PH 3, itd.

Kovalentna veza ima sledeća svojstva:

1) Zasićenje- sposobnost atoma da formira onoliko veza koliko ima valencija.

2) Orijentacija– oblaci elektrona se preklapaju u pravcu koji obezbeđuje maksimalnu gustinu preklapanja.

4.2. Jonska veza je veza između suprotno nabijenih jona.

Ovo je ekstremni slučaj kovalentne polarne veze i javlja se kada postoji velika razlika u elektronegativnosti atoma u interakciji. Jonska veza nema usmjerenost i zasićenost.

Oksidacijsko stanje je uvjetni naboj atoma u spoju, zasnovan na pretpostavci da su veze potpuno ionizirane.

Predavanje za nastavnike

Hemijska veza (u daljem tekstu veza) može se definisati kao interakcija dva ili više atoma, usled čega nastaje hemijski stabilan poliatomski mikrosistem (molekul, kristal, kompleks, itd.).

Doktrina vezivanja zauzima centralno mjesto u modernoj hemiji, budući da hemija kao takva počinje tamo gdje završava izolirani atom i počinje molekul. U suštini, sva svojstva supstanci su posledica posebnosti veza u njima. Glavna razlika između kemijske veze i drugih vrsta interakcije između atoma je u tome što je njeno formiranje određeno promjenom stanja elektrona u molekulu u odnosu na početne atome.

Teorija komunikacije bi trebala dati odgovore na brojna pitanja. Zašto nastaju molekuli? Zašto neki atomi interaguju, a drugi ne? Zašto se atomi spajaju u određenim omjerima? Zašto su atomi raspoređeni u svemiru na određeni način? I na kraju, potrebno je izračunati energiju veze, njenu dužinu i druge kvantitativne karakteristike. Podudarnost teorijskih ideja s eksperimentalnim podacima treba smatrati kriterijem za istinitost teorije.

Postoje dvije glavne metode opisivanja odnosa koje vam omogućavaju da odgovorite na postavljena pitanja. To su metode valentnih veza (BC) i molekularnih orbitala (MO). Prvi je jasniji i jednostavniji. Drugi je stroži i univerzalniji. Radi veće jasnoće, fokus će ovdje biti na VS metodi.

Kvantna mehanika omogućava opisivanje komunikacije na osnovu najopštijih zakona. Iako postoji pet vrsta veza (kovalentna, jonska, metalna, vodikova i intermolekularna veza), veza je jedna po prirodi, a razlike između njenih tipova su relativne. Suština komunikacije je u Kulombovoj interakciji, u jedinstvu suprotnosti – privlačnosti i odbijanja. Podjela komunikacije na vrste i razlika u metodama njenog opisivanja ukazuje prije nego na raznolikost komunikacije, već na nedostatak znanja o njoj u sadašnjoj fazi razvoja nauke.

Ovo predavanje će pokriti materijal koji se odnosi na teme kao što su energija hemijske veze, kvantno-mehanički model kovalentne veze, razmjenski i donatorsko-akceptorski mehanizmi za formiranje kovalentne veze, ekscitacija atoma, višestrukost veze, hibridizacija atomskih orbitala, elektronegativnost elementi i polaritet kovalentne veze, koncept metode molekularnih orbitala, hemijska veza u kristalima.

Energija hemijske veze

Prema principu najmanje energije, unutrašnja energija molekula, u poređenju sa zbirom unutrašnjih energija njegovih sastavnih atoma, mora da se smanji. Unutrašnja energija molekula uključuje zbir energija interakcije svakog elektrona sa svakim jezgrom, svakog elektrona sa svakim drugim elektronom, svakog jezgra sa svakim drugim jezgrom. Privlačnost mora prevladati odbojnost.

Najvažnija karakteristika veze je energija koja određuje njenu snagu. Mjera snage veze može biti i količina energije utrošene na njeno raskidanje (energija disocijacije veze) i vrijednost koja, kada se zbroji po svim vezama, daje energiju formiranja molekula iz elementarnih atoma. Energija raskidanja veze je uvijek pozitivna. Energija stvaranja veze je ista po veličini, ali ima negativan predznak.

Za dvoatomsku molekulu, energija vezivanja je numerički jednaka energiji disocijacije molekula na atome i energiji formiranja molekula iz atoma. Na primjer, energija vezivanja u molekulu HBr jednaka je količini energije koja se oslobađa u procesu H + Br = HBr. Očigledno, energija vezivanja HBr je veća od količine energije koja se oslobađa tokom formiranja HBr iz gasovitog molekularnog vodonika i tekućeg broma:

1 / 2H 2 (g.) + 1 / 2Br 2 (l.) \u003d HBr (g.),

na vrijednost energije isparavanja od 1/2 mol Br 2 i na vrijednosti energija razlaganja 1/2 mol H 2 i 1/2 mol Br 2 na slobodne atome.

Kvantno-mehanički model kovalentne veze metodom valentnih veza na primjeru molekule vodika

Godine 1927. Schrödingerovu jednačinu za molekul vodonika riješili su njemački fizičari W. Heitler i F. London. Ovo je bio prvi uspješan pokušaj primjene kvantne mehanike na rješavanje komunikacijskih problema. Njihov rad je postavio temelje za metodu valentnih veza ili valentnih šema (VS).

Rezultati proračuna se mogu grafički prikazati kao zavisnosti sila interakcije između atoma (slika 1, a) i energije sistema (slika 1, b) od udaljenosti između jezgara atoma vodonika. Jezgro jednog od atoma vodika će biti postavljeno u ishodište koordinata, a jezgro drugog će se približiti jezgru prvog atoma vodika duž ose apscise. Ako su spinovi elektrona antiparalelni, sile privlačenja (vidi sliku 1, a, kriva I) i sile odbijanja (kriva II) će se povećati. Rezultanta ovih sila je predstavljena krivom III. U početku prevladavaju privlačne sile, a zatim odbojne. Kada udaljenost između jezgara postane jednaka r 0 = 0,074 nm, privlačna sila je uravnotežena silom odbijanja. Ravnoteža sila odgovara minimalnoj energiji sistema (vidi sliku 1b, kriva IV) i, posljedično, najstabilnijem stanju. Dubina “potencijalne bušotine” predstavlja energiju vezivanja E 0 H–H u molekulu H 2 na apsolutnoj nuli. To je 458 kJ/mol. Međutim, na stvarnim temperaturama, prekid veze zahtijeva nešto nižu energiju E H–H, koja na 298 K (25 °C) iznosi 435 kJ/mol. Razlika između ovih energija u molekulu H2 je energija vibracija atoma vodonika (E col = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Rice. 1. Zavisnost interakcijskih sila atoma (a) i energije sistema (b)
na udaljenosti između jezgara atoma u molekuli H2

Kada se dva atoma vodonika koji sadrže elektrone sa paralelnim spinovima približe jedan drugome, energija sistema se stalno povećava (vidi sliku 1b, kriva V) i ne formira se veza.

Dakle, kvantnomehanički proračun je dao kvantitativno objašnjenje odnosa. Ako par elektrona ima suprotne spinove, elektroni se kreću u polju oba jezgra. Između jezgara pojavljuje se područje s velikom gustinom elektronskog oblaka - višak negativnog naboja koji spaja pozitivno nabijena jezgra. Iz kvantnomehaničkog proračuna slijede odredbe koje su osnova VS metode:

1. Razlog veze je elektrostatička interakcija jezgara i elektrona.
2. Vezu formira elektronski par sa antiparalelnim spinovima.
3. Zasićenje veze je zbog formiranja elektronskih parova.
4. Jačina veze je proporcionalna stepenu preklapanja oblaka elektrona.
5. Usmjerenost veze je zbog preklapanja elektronskih oblaka u području maksimalne gustine elektrona.

Mehanizam razmene za formiranje kovalentne veze VS metodom. Usmjerenost i zasićenost kovalentne veze

Jedan od najvažnijih koncepata VS metode je valencija. Numerička vrijednost valencije u VS metodi određena je brojem kovalentnih veza koje atom formira s drugim atomima.

Mehanizam stvaranja veze od strane para elektrona sa antiparalelnim spinovima, koji su pripadali različitim atomima prije formiranja veze, smatra se za molekulu H 2, naziva se mehanizam izmjene. Ako se uzme u obzir samo mehanizam izmjene, valencija atoma je određena brojem njegovih nesparenih elektrona.

Za molekule složenije od H 2 , principi proračuna ostaju nepromijenjeni. Formiranje veze dovodi do interakcije para elektrona sa suprotnim spinovima, ali sa talasnim funkcijama istog predznaka, koje se zbrajaju. Rezultat toga je povećanje elektronske gustine u području preklapajućih elektronskih oblaka i kontrakcija jezgara. Razmotrite primjere.

U molekuli fluora F2, vezu formiraju 2p orbitale atoma fluora:

Najveća gustina elektronskog oblaka je blizu 2p orbitale u pravcu ose simetrije. Ako su nespareni elektroni atoma fluora na 2p x orbitalama, veza se odvija u smjeru x ose (slika 2). Na 2p y - i 2p z -orbitalama nalaze se nepodijeljeni elektronski parovi koji ne učestvuju u formiranju veza (osenčeno na slici 2). U nastavku nećemo prikazivati ​​takve orbitale.

Rice. 2. Formiranje F 2 molekula

U molekuli fluorovodika, HF vezu formiraju 1s orbitala atoma vodika i 2p x orbitala atoma fluora:

Smjer veze u ovoj molekuli određen je orijentacijom 2px orbitale atoma fluora (slika 3). Preklapanje se dešava u pravcu x ose simetrije. Svaka druga varijanta preklapanja energetski je nepovoljnija.

Rice. 3. Formiranje HF molekula

Složenije d- i f-orbitale također karakteriziraju smjerovi maksimalne elektronske gustine duž njihovih osa simetrije.

Dakle, usmjerenost je jedno od glavnih svojstava kovalentne veze.

Usmjerenost veze dobro je ilustrirana primjerom molekule vodonik sulfida H 2 S:

Budući da su osi simetrije valentnih 3p orbitala atoma sumpora međusobno okomite, treba očekivati ​​da molekula H2S ima ugaonu strukturu sa uglom između S–H veza od 90° (slika 4). Zaista, ugao je blizak izračunatom i jednak je 92°.

Rice. 4. Formiranje molekula H 2 S

Očigledno, broj kovalentnih veza ne može biti veći od broja vezanih elektronskih parova. Međutim, zasićenje kao svojstvo kovalentne veze također znači da ako atom ima određeni broj nesparenih elektrona, onda svi oni moraju sudjelovati u formiranju kovalentnih veza.

Ovo svojstvo se objašnjava principom najmanje energije. Sa formiranjem svake dodatne veze, oslobađa se dodatna energija. Dakle, sve mogućnosti valentnosti su u potpunosti realizovane.

Zaista, molekul H 2 S je stabilan, a ne HS, gdje postoji nerealizirana veza (nespareni elektron je označen tačkom). Čestice koje sadrže nesparene elektrone nazivaju se slobodni radikali. Oni su izuzetno reaktivni i reaguju tako da formiraju spojeve koji sadrže zasićene veze.

Pobuda atoma

Razmotrimo valentne mogućnosti prema mehanizmu razmjene nekih elemenata 2. i 3. perioda periodnog sistema.

Atom berilija na vanjskom kvantnom nivou sadrži dva uparena 2s elektrona. Ne postoje nespareni elektroni, tako da berilij mora imati nultu valenciju. Međutim, u jedinjenjima je dvovalentan. Ovo se može objasniti ekscitacijom atoma, koja se sastoji u prijelazu jednog od dva 2s elektrona na 2p podnivo:

U ovom slučaju se troši energija pobude E* koja odgovara razlici između energija 2p i 2s podnivoa.

Kada je atom bora pobuđen, njegova valencija se povećava sa 1 na 3:

a na atomu ugljika - od 2 do 4:

Na prvi pogled može izgledati da je ekscitacija u suprotnosti s principom najmanje energije. Međutim, kao rezultat pobude, nastaju nove, dodatne veze, zbog kojih se oslobađa energija. Ako je ova dodatna oslobođena energija veća od energije utrošene na pobudu, načelo najmanje energije je konačno zadovoljeno. Na primjer, u molekulu metana CH4, prosječna energija veze C–H iznosi 413 kJ/mol. Energija koja se troši na pobudu je E* = 402 kJ/mol. Dobitak energije zbog formiranja dvije dodatne veze bit će:

D E \u003d E dodatno svjetlo - E * \u003d 2 413 - 402 \u003d 424 kJ / mol.

Ako se ne poštuje princip najmanje energije, tj. E adm.< Е*, то возбуждение не происходит. Так, энергетически невыгодным оказывается возбуждение атомов элементов 2-го периода за счет перехода электронов со второго на третий квантовый уровень.

Na primjer, kisik je samo dvovalentan iz tog razloga. Međutim, elektronski analog kiseonika - sumpor - ima velike valentne mogućnosti, budući da na trećem kvantnom nivou postoji 3d podnivo, a energetska razlika između 3s-, 3p- i 3d-podnivoa je neuporedivo manja nego između drugog i treći kvantni nivoi atoma kiseonika:

Iz istog razloga, elementi 3. perioda - fosfor i hlor - pokazuju promenljivu valenciju, za razliku od njihovih elektronskih kolega u 2. periodu - azota i fluora. Ekscitacija do odgovarajućeg podnivoa može objasniti formiranje hemijskih jedinjenja elemenata VIIIa grupe 3. i narednih perioda. U helijumu i neonu (1. i 2. period), koji imaju završen eksterni kvantni nivo, nisu pronađena hemijska jedinjenja, već su samo oni istinski inertni gasovi.

Donorsko-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

Par elektrona sa antiparalelnim spinovima koji formiraju vezu može se dobiti ne samo mehanizmom razmjene koji uključuje učešće elektrona iz oba atoma, već i drugim mehanizmom, koji se naziva mehanizam donor-akceptor: jedan atom (donor) daje nepodijeljeni par elektrona za stvaranje veze, a drugi (akceptor) – prazna kvantna ćelija:

Rezultat za oba mehanizma je isti. Često se formiranje veze može objasniti oba mehanizma. Na primjer, HF molekul se može dobiti ne samo u gasnoj fazi iz atoma mehanizmom izmjene, kao što je prikazano gore (vidi sliku 3), već i u vodenom rastvoru od H + i F jona pomoću mehanizma donor-akceptor :

Bez sumnje, molekuli proizvedeni različitim mehanizmima ne mogu se razlikovati; veze su potpuno jednake. Stoga je ispravnije ne izdvajati interakciju donor-akceptor kao posebnu vrstu veze, već je smatrati samo kao poseban mehanizam za stvaranje kovalentne veze.

Kada se želi naglasiti mehanizam nastanka veze upravo prema mehanizmu donor-akceptor, on se u strukturnim formulama označava strelicom od donora do akceptora (D® ALI). U drugim slučajevima, takva veza se ne razlikuje i označena je crticom, kao u slučaju razmjenskog mehanizma: D–A.

Veze u amonijum ionu nastale reakcijom: NH 3 + H + = NH 4 +,

izražavaju se na sljedeći način:

Strukturna formula NH 4 + može se predstaviti kao

.

Drugi oblik zapisa je poželjniji, jer odražava eksperimentalno utvrđenu ekvivalentnost sve četiri veze.

Formiranje hemijske veze mehanizmom donor-akceptor proširuje valentne sposobnosti atoma: valentnost je određena ne samo brojem nesparenih elektrona, već i brojem nepodijeljenih elektronskih parova i praznih kvantnih ćelija uključenih u formiranje veza. . Dakle, u gornjem primjeru, valencija dušika je četiri.

Mehanizam donor-akceptor uspješno je korišten za opisivanje veze u kompleksnim jedinjenjima VS metodom.

Višestrukost komunikacije. s- i p-veze

Veza između dva atoma može biti izvedena ne samo jednim, već i nekoliko elektronskih parova. Broj ovih elektronskih parova određuje višestrukost u VS metodi - jedno od svojstava kovalentne veze. Na primjer, u molekulu etana C 2 H 6 veza između atoma ugljika je jednostruka (jednostruka), u molekulu etilena C 2 H 4 dvostruka, a u molekulu acetilena C 2 H 2 trostruka. Neke karakteristike ovih molekula date su u tabeli. jedan.

Tabela 1

Promjene u parametrima veze između C atoma u zavisnosti od njegove višestrukosti

Kako se višestrukost veze povećava, kako se očekivalo, njena dužina se smanjuje. Mnogostrukost veze raste diskretno, odnosno cijeli broj puta, dakle, da su sve veze iste, energija bi se također povećala za odgovarajući broj puta. Međutim, kao što se može vidjeti iz tab. 1, energija vezivanja raste manje intenzivno od višestrukosti. Stoga su veze nejednake. Ovo se može objasniti razlikom u geometrijskim načinima na koje se orbitale preklapaju. Hajde da razmotrimo ove razlike.

Veza nastala preklapanjem elektronskih oblaka duž ose koja prolazi kroz jezgra atoma naziva se s-obveznica.

Samo ako je s-orbitala uključena u vezu s -veza (sl. 5, a, b, c). Odavde je dobio ime, jer je grčko slovo s sinonim za latinsko s.

Uz učešće p-orbitala (sl. 5, b, d, e) i d-orbitala (sl. 5, c, e, f) u formiranju veze dolazi do preklapanja s-tipa u pravcu najveće gustine. elektronskih oblaka, što je energetski najpovoljnije. Stoga, kada se uspostavi veza, ova metoda se uvijek prva implementira. Stoga, ako je veza jednostruka, onda mora biti s -veza, ako je višestruka, onda je jedna od veza sigurno s-obveznica.

Rice. 5. Primjeri s-obveznica

Međutim, iz geometrijskih razmatranja jasno je da između dva atoma može postojati samo jedan. s -veza. U višestrukim vezama, druga i treća veza moraju biti formirane različitim geometrijskim načinom preklapanja elektronskih oblaka.

Veza nastala preklapanjem elektronskih oblaka sa obe strane ose koja prolazi kroz jezgra atoma naziva se p-veza. Primjeri str -priključci su prikazani na sl. 6. Takvo preklapanje je energetski nepovoljnije nego prema s -tip. Obavljaju ga periferni dijelovi elektronskih oblaka sa manjom elektronskom gustinom. Povećanje višestrukosti veze znači formiranje str veze koje imaju manje energije od s -komunikacija. To je razlog nelinearnog povećanja energije veze u odnosu na povećanje multiplicitnosti.

Rice. 6. Primjeri p-veza

Razmotrimo stvaranje veza u molekulu N 2. Kao što je poznato, molekularni azot je hemijski veoma inertan. Razlog za to je formiranje vrlo jake NêN trostruke veze:

Šema preklapajućih elektronskih oblaka prikazana je na sl. 7. Jedna od veza (2px–2px) se formira prema s-tipu. Druga dva (2rz–2rz, 2ry–2ry) su p-tipa. Kako se figura ne bi zatrpala, slika preklapajućih 2py oblaka se prikazuje zasebno (slika 7b). Da biste dobili opštu sliku, sl. 7a i 7b treba kombinovati.

Na prvi pogled može izgledati da je tako s -veza, koja ograničava približavanje atoma, ne dozvoljava preklapanje orbitala str -tip. Međutim, slika orbitale uključuje samo određeni dio (90%) elektronskog oblaka. Preklapanje se dešava sa perifernim područjem izvan takve slike. Ako zamislimo orbitale koje uključuju veliki dio elektronskog oblaka (na primjer, 95%), onda njihovo preklapanje postaje očigledno (vidi isprekidane linije na slici 7a).

Rice. 7. Formiranje N 2 molekula

Nastavlja se

V.I.Elfimov,
profesor moskovskog
državni otvoreni univerzitet

U kojoj jedan mol date veze puca. Pretpostavlja se da su početna tvar i produkti reakcije u svojim standardnim stanjima hipotetičkog idealnog plina pri tlaku od 1 atm i temperaturi od 25 0 C. Sinonimi za energiju prekida hemijske veze su: energija veze, energija disocijacije dvoatomskih molekula, energija formiranja hemijske veze.

Energija prekida kemijske veze može se definirati na različite načine, na primjer

Iz masenih spektroskopskih podataka (masena spektrometrija).

Energija kidanja hemijskih veza u različitim jedinjenjima se ogleda u priručniku.

Energija kidanja hemijskih veza karakteriše snagu hemijske veze.

Energija kidanja C-C veze.

vidi takođe

Bilješke

Wikimedia fondacija. 2010 .

Pogledajte šta je "Energija razbijanja hemijskih veza" u drugim rječnicima:

To je jednako radu koji se mora uložiti da bi se molekula podijelila na dva dijela (atomi, grupe atoma) i uklonila ih jedan od drugog na beskonačnoj udaljenosti. Na primjer, ako se uzme u obzir E. x. With. H3CH H u molekuli metana, onda takav ... ... Velika sovjetska enciklopedija

Egzotermna reakcija je hemijska reakcija praćena oslobađanjem toplote. Suprotnost endotermnoj reakciji. Ukupnu količinu energije u hemijskom sistemu je izuzetno teško izmeriti ili izračunati... Wikipedia

Slika 1. Trostruka veza u okviru teorije valentnih veza Trostruka veza je kovalentna veza dva atoma u molekulu kroz tri zajednička vezujuća elektronska para. Prva slika vizuelne strukture trostruke veze data je u ... Wikipediji

Posebnost alkohola je hidroksilna grupa na zasićenom atomu ugljika na slici označenoj crvenom (kiseonik) i sivom (vodonik). Alkoholi (od latinskog ... Wikipedia

C (karboneum), nemetalni hemijski element IVA podgrupe (C, Si, Ge, Sn, Pb) Periodnog sistema elemenata. U prirodi se javlja u obliku kristala dijamanata (slika 1), grafita ili fulerena i drugih oblika i dio je organskih ... ... Collier Encyclopedia