La energía de romper un enlace químico. enlace químico

La energía sexual es la energía del dinero. El poder es afrodisíaco. Sexo es igual a poder. Michael Hutchinson El psicólogo Carl Jung inventó un modelo psicológico para hombres y mujeres, al que llamó anima y animus. Admitió que todo hombre tiene un interior

CARACTERÍSTICAS PRINCIPALES DEL ENLACE QUÍMICO

La energía de enlace es la energía necesaria para romper un enlace químico. Las energías de ruptura y formación de un enlace son iguales en magnitud pero de signo opuesto. Cuanto mayor es la energía del enlace químico, más estable es la molécula. La energía de enlace generalmente se mide en kJ/mol.

Para compuestos poliatómicos con enlaces del mismo tipo, su valor medio se toma como energía de enlace, calculada dividiendo la energía de formación de un compuesto a partir de átomos por el número de enlaces. Entonces, 432.1 kJ / mol se gasta en romper el enlace H–H, y 1648 kJ / ∙ mol se gasta en romper cuatro enlaces en una molécula de metano CH 4, y en este caso E C–H \u003d 1648: 4 \u003d 412 kJ/mol.

La longitud del enlace es la distancia entre los núcleos de los átomos que interactúan en una molécula. Depende del tamaño de las capas de electrones y del grado de superposición.

La polaridad de enlace es la distribución de carga eléctrica entre los átomos en una molécula.

Si la electronegatividad de los átomos involucrados en la formación del enlace es la misma, entonces el enlace será no polar y, en el caso de diferente electronegatividad, polar. El caso extremo de un enlace polar, cuando el par de electrones compartido está casi completamente sesgado hacia el elemento más electronegativo, da como resultado un enlace iónico.

Por ejemplo: H–H es no polar, H–Cl es polar y Na + –Cl - es iónico.

Es necesario distinguir entre las polaridades de los enlaces individuales y la polaridad de la molécula como un todo.

polaridad de la molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de todos los enlaces de la molécula.

Por ejemplo:

1) La molécula de CO 2 lineal (O=C=O) no es polar: los momentos dipolares de los enlaces polares C=O se compensan entre sí.

2) La molécula de agua es polar– los momentos dipolares de dos enlaces О-Н no se compensan entre sí.

Estructura espacial de las moléculas determinado por la forma y ubicación en el espacio de las nubes de electrones.

El orden de enlace es el número de enlaces químicos entre dos átomos.

Por ejemplo, el orden de enlace en las moléculas de H 2 , O 2 y N 2 es 1, 2 y 3, respectivamente, ya que el enlace en estos casos se forma debido a la superposición de uno, dos y tres pares de nubes de electrones.

4.1. enlace covalente Es un enlace entre dos átomos a través de un par de electrones común.

El número de enlaces químicos está determinado por las valencias de los elementos.

La valencia de un elemento es el número de orbitales que intervienen en la formación de enlaces.

Enlace covalente no polar: este enlace se lleva a cabo debido a la formación de pares de electrones entre átomos con igual electronegatividad. Por ejemplo, H 2, O 2, N 2, Cl 2, etc.

Un enlace covalente polar es un enlace entre átomos con diferente electronegatividad.

Por ejemplo, HCl, H 2 S, PH 3, etc.

Un enlace covalente tiene las siguientes propiedades:

1) Saturación- la capacidad de un átomo para formar tantos enlaces como valencias tiene.

2) Orientación– las nubes de electrones se superponen en la dirección que proporciona la máxima densidad de superposición.

4.2. Un enlace iónico es un enlace entre iones de carga opuesta.

Este es un caso extremo de un enlace polar covalente y ocurre cuando hay una gran diferencia en la electronegatividad de los átomos que interactúan. El enlace iónico no tiene direccionalidad y saturación.

El estado de oxidación es la carga condicional de un átomo en un compuesto, basado en la suposición de que los enlaces están completamente ionizados.

Conferencia para profesores

Un enlace químico (en lo sucesivo denominado enlace) puede definirse como la interacción de dos o más átomos, como resultado de lo cual se forma un microsistema poliatómico químicamente estable (molécula, cristal, complejo, etc.).

La doctrina del enlace ocupa un lugar central en la química moderna, ya que la química como tal comienza donde termina un átomo aislado y comienza una molécula. En esencia, todas las propiedades de las sustancias se deben a las peculiaridades de los enlaces en ellas. La principal diferencia entre un enlace químico y otros tipos de interacción entre átomos es que su formación está determinada por un cambio en el estado de los electrones de una molécula con respecto a los átomos iniciales.

La teoría de la comunicación debe proporcionar respuestas a una serie de preguntas. ¿Por qué se forman las moléculas? ¿Por qué algunos átomos interactúan y otros no? ¿Por qué los átomos se combinan en ciertas proporciones? ¿Por qué los átomos están dispuestos en el espacio de cierta manera? Y finalmente, es necesario calcular la energía de enlace, su longitud y otras características cuantitativas. La correspondencia de las ideas teóricas con los datos experimentales debe considerarse como un criterio de la verdad de una teoría.

Hay dos métodos principales para describir la relación que le permiten responder a las preguntas planteadas. Estos son los métodos de enlaces de valencia (BC) y orbitales moleculares (MO). La primera es más clara y sencilla. El segundo es más estricto y universal. Por razones de mayor claridad, el enfoque aquí estará en el método VS.

La mecánica cuántica permite describir la comunicación a partir de las leyes más generales. Aunque hay cinco tipos de enlaces (covalentes, iónicos, metálicos, de hidrógeno e intermoleculares), el enlace es de naturaleza única y las diferencias entre sus tipos son relativas. La esencia de la comunicación está en la interacción de Coulomb, en la unidad de los opuestos: atracción y repulsión. La división de la comunicación en tipos y la diferencia en los métodos de su descripción indica más que la diversidad de la comunicación, sino la falta de conocimiento sobre ella en la etapa actual de desarrollo de la ciencia.

Esta conferencia cubrirá material relacionado con temas como la energía del enlace químico, el modelo mecánico cuántico de un enlace covalente, los mecanismos de intercambio y donador-aceptor para la formación de un enlace covalente, la excitación de los átomos, la multiplicidad de enlaces, la hibridación de orbitales atómicos, la electronegatividad de elementos y polaridad de un enlace covalente, el concepto del método de orbitales moleculares, enlace químico en cristales.

energía de enlace químico

Según el principio de mínima energía, la energía interna de una molécula, comparada con la suma de las energías internas de sus átomos constituyentes, debe disminuir. La energía interna de una molécula incluye la suma de las energías de interacción de cada electrón con cada núcleo, de cada electrón con otro electrón, de cada núcleo con otro núcleo. La atracción debe prevalecer sobre la repulsión.

La característica más importante de un enlace es la energía que determina su fuerza. La medida de la fuerza del enlace puede ser tanto la cantidad de energía gastada en romperlo (energía de disociación del enlace) como el valor que, cuando se suma sobre todos los enlaces, da la energía de formación de una molécula a partir de átomos elementales. La energía de ruptura de enlaces es siempre positiva. La energía de formación de enlace es la misma en magnitud, pero tiene un signo negativo.

Para una molécula diatómica, la energía de enlace es numéricamente igual a la energía de disociación de la molécula en átomos y la energía de formación de la molécula a partir de átomos. Por ejemplo, la energía de enlace en la molécula de HBr es igual a la cantidad de energía liberada en el proceso H + Br = HBr. Obviamente, la energía de enlace de HBr es mayor que la cantidad de energía liberada durante la formación de HBr a partir de hidrógeno molecular gaseoso y bromo líquido:

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

al valor de la energía de evaporación de 1/2 mol Br 2 y a los valores de las energías de descomposición de 1/2 mol H 2 y 1/2 mol Br 2 en átomos libres.

Modelo cuántico-mecánico de un enlace covalente por el método de enlaces de valencia en el ejemplo de una molécula de hidrógeno

En 1927, los físicos alemanes W. Heitler y F. London resolvieron la ecuación de Schrödinger para la molécula de hidrógeno. Este fue el primer intento exitoso de aplicar la mecánica cuántica para resolver problemas de comunicación. Su trabajo sentó las bases para el método de enlaces de valencia o esquemas de valencia (VS).

Los resultados del cálculo se pueden representar gráficamente como dependencias de las fuerzas de interacción entre los átomos (Fig. 1, a) y la energía del sistema (Fig. 1, b) de la distancia entre los núcleos de los átomos de hidrógeno. El núcleo de uno de los átomos de hidrógeno se colocará en el origen de coordenadas, y el núcleo del segundo se acercará al núcleo del primer átomo de hidrógeno a lo largo del eje de abscisas. Si los espines de los electrones son antiparalelos, las fuerzas de atracción (ver Fig. 1, a, curva I) y las fuerzas de repulsión (curva II) aumentarán. La resultante de estas fuerzas está representada por la curva III. Al principio prevalecen las fuerzas de atracción, luego las de repulsión. Cuando la distancia entre los núcleos se hace igual a r 0 = 0,074 nm, la fuerza de atracción se equilibra con la fuerza de repulsión. El equilibrio de fuerzas corresponde a la energía mínima del sistema (ver Fig. 1b, curva IV) y, en consecuencia, al estado más estable. La profundidad del “pozo de potencial” representa la energía de enlace E 0 H–H en la molécula de H 2 en el cero absoluto. es 458 kJ/mol. Sin embargo, a temperaturas reales, la ruptura de enlaces requiere una energía EH–H ligeramente menor, que a 298 K (25 °C) es de 435 kJ/mol. La diferencia entre estas energías en la molécula de H2 es la energía de las vibraciones de los átomos de hidrógeno (E col = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Arroz. 1. Dependencia de las fuerzas de interacción de los átomos (a) y la energía del sistema (b)
sobre la distancia entre los núcleos de los átomos en la molécula de H 2

Cuando dos átomos de hidrógeno que contienen electrones con espines paralelos se aproximan, la energía del sistema aumenta constantemente (ver Fig. 1b, curva V) y no se forma enlace.

Así, el cálculo de la mecánica cuántica dio una explicación cuantitativa de la relación. Si un par de electrones tiene espines opuestos, los electrones se mueven en el campo de ambos núcleos. Aparece un área con una alta densidad de una nube de electrones entre los núcleos, un exceso de carga negativa que atrae a los núcleos cargados positivamente. Del cálculo de la mecánica cuántica se desprenden las disposiciones que son la base del método VS:

1. El motivo de la conexión es la interacción electrostática de núcleos y electrones.
2. El enlace está formado por un par de electrones con espines antiparalelos.
3. La saturación de enlaces se debe a la formación de pares de electrones.
4. La fuerza del enlace es proporcional al grado de superposición de la nube de electrones.
5. La direccionalidad de la conexión se debe a la superposición de nubes de electrones en la región de máxima densidad de electrones.

Mecanismo de intercambio para la formación de un enlace covalente por el método VS. Direccionalidad y saturación de un enlace covalente

Uno de los conceptos más importantes del método VS es la valencia. El valor numérico de valencia en el método VS está determinado por el número de enlaces covalentes que forma un átomo con otros átomos.

El mecanismo de formación de un enlace por un par de electrones con espines antiparalelos, que pertenecían a diferentes átomos antes de la formación del enlace, considerado para la molécula de H 2, se denomina mecanismo de intercambio. Si solo se tiene en cuenta el mecanismo de intercambio, la valencia de un átomo está determinada por el número de sus electrones desapareados.

Para moléculas más complejas que H 2 , los principios de cálculo permanecen sin cambios. La formación de un enlace da lugar a la interacción de un par de electrones con espines opuestos, pero con funciones de onda del mismo signo, que se resumen. El resultado de esto es un aumento en la densidad de electrones en la región de las nubes de electrones superpuestas y la contracción de los núcleos. Considere ejemplos.

En la molécula de flúor F 2, el enlace está formado por orbitales 2p de átomos de flúor:

La mayor densidad de la nube de electrones está cerca del orbital 2p en la dirección del eje de simetría. Si los electrones desapareados de los átomos de flúor están en orbitales 2p x, el enlace se lleva a cabo en la dirección del eje x (Fig. 2). En los orbitales 2p y - y 2p z - hay pares de electrones no compartidos que no participan en la formación de enlaces (sombreados en la Fig. 2). En lo que sigue, no representaremos tales orbitales.

Arroz. 2. Formación de la molécula F 2

En la molécula de fluoruro de hidrógeno, el enlace HF está formado por el orbital 1s del átomo de hidrógeno y el orbital 2p x del átomo de flúor:

La dirección del enlace en esta molécula está determinada por la orientación del orbital 2px del átomo de flúor (Fig. 3). La superposición se produce en la dirección del eje x de simetría. Cualquier otra variante de superposición es energéticamente menos favorable.

Arroz. 3. Formación de la molécula HF

Los orbitales d y f más complejos también se caracterizan por direcciones de densidad electrónica máxima a lo largo de sus ejes de simetría.

Así, la direccionalidad es una de las principales propiedades de un enlace covalente.

La direccionalidad del enlace está bien ilustrada por el ejemplo de una molécula de sulfuro de hidrógeno H 2 S:

Dado que los ejes de simetría de los orbitales de valencia 3p del átomo de azufre son mutuamente perpendiculares, se debe esperar que la molécula de H2S tenga una estructura de esquina con un ángulo entre los enlaces S–H de 90° (Fig. 4). De hecho, el ángulo es cercano al calculado y es igual a 92°.

Arroz. 4. Formación de la molécula de H 2 S

Obviamente, el número de enlaces covalentes no puede exceder el número de pares de electrones de enlace. Sin embargo, la saturación como propiedad de un enlace covalente también significa que si un átomo tiene un cierto número de electrones desapareados, todos ellos deben participar en la formación de enlaces covalentes.

Esta propiedad se explica por el principio de mínima energía. Con la formación de cada enlace adicional, se libera energía adicional. Por lo tanto, todas las posibilidades de valencia se realizan plenamente.

De hecho, la molécula de H 2 S es estable, no el HS, donde hay un enlace no realizado (un electrón desapareado se indica con un punto). Las partículas que contienen electrones desapareados se denominan radicales libres. Son extremadamente reactivos y reaccionan para formar compuestos que contienen enlaces saturados.

Excitación atómica

Consideremos las posibilidades de valencia según el mecanismo de intercambio de algunos elementos del 2° y 3° periodo del sistema periódico.

El átomo de berilio en el nivel cuántico externo contiene dos electrones 2s emparejados. No hay electrones desapareados, por lo que el berilio debe tener valencia cero. Sin embargo, en los compuestos es divalente. Esto puede explicarse por la excitación del átomo, que consiste en la transición de uno de los dos electrones 2s al subnivel 2p:

En este caso, se gasta la energía de excitación E* correspondiente a la diferencia entre las energías de los subniveles 2p y 2s.

Cuando se excita un átomo de boro, su valencia aumenta de 1 a 3:

y en el átomo de carbono - de 2 a 4:

A primera vista, puede parecer que la excitación contradice el principio de mínima energía. Sin embargo, como resultado de la excitación, surgen nuevos enlaces adicionales, debido a los cuales se libera energía. Si esta energía adicional liberada es mayor que la energía gastada en la excitación, finalmente se cumple el principio de mínima energía. Por ejemplo, en una molécula de metano CH4, la energía promedio del enlace C–H es de 413 kJ/mol. La energía gastada en la excitación es E* = 402 kJ/mol. La ganancia de energía debida a la formación de dos enlaces adicionales será:

D E \u003d E luz adicional - E * \u003d 2 413 - 402 \u003d 424 kJ / mol.

Si no se respeta el principio de mínima energía, es decir, 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.

Por ejemplo, el oxígeno es solo divalente por esta razón. Sin embargo, el análogo electrónico del oxígeno, el azufre, tiene una gran capacidad de valencia, ya que hay un subnivel 3d en el tercer nivel cuántico, y la diferencia de energía entre los subniveles 3s, 3p y 3d es incomparablemente menor que entre el segundo y el 3d. terceros niveles cuánticos del átomo de oxígeno:

Por la misma razón, los elementos del 3er período - fósforo y cloro - exhiben valencia variable, en contraste con sus contrapartes electrónicas en el 2º período - nitrógeno y flúor. La excitación al subnivel correspondiente puede explicar la formación de compuestos químicos de elementos del grupo VIIIa del 3er período y posteriores. En el helio y el neón (períodos 1 y 2), que tienen un nivel cuántico externo completo, no se han encontrado compuestos químicos, y solo ellos son gases verdaderamente inertes.

Mecanismo donante-aceptor de formación de enlaces covalentes

Un par de electrones con espines antiparalelos que forman un enlace pueden obtenerse no solo por un mecanismo de intercambio que involucra la participación de electrones de ambos átomos, sino también por otro mecanismo, llamado mecanismo donador-aceptor: un átomo (donante) proporciona un par de electrones para la formación de enlaces, y el otro (aceptor) – una celda cuántica vacante:

El resultado para ambos mecanismos es el mismo. A menudo, la formación de enlaces puede explicarse por ambos mecanismos. Por ejemplo, la molécula de HF puede obtenerse no solo en fase gaseosa a partir de átomos mediante el mecanismo de intercambio, como se muestra arriba (ver Fig. 3), sino también en una solución acuosa a partir de iones H+ y F mediante el mecanismo donador-aceptor. :

Sin duda, las moléculas producidas por diferentes mecanismos son indistinguibles; Las conexiones son completamente iguales. Por lo tanto, es más correcto no señalar la interacción donante-aceptor como un tipo especial de enlace, sino considerarla solo como un mecanismo especial para la formación de un enlace covalente.

Cuando quieren enfatizar el mecanismo de formación del enlace precisamente de acuerdo con el mecanismo donante-aceptor, se denota en las fórmulas estructurales con una flecha del donante al aceptor (D® PERO). En otros casos, dicho vínculo no se distingue y se indica con un guión, como en el caso del mecanismo de intercambio: D–A.

Enlaces en el ion amonio formado por la reacción: NH 3 + H + \u003d NH 4 +,

se expresan de la siguiente manera:

La fórmula estructural NH 4 + se puede representar como

.

Es preferible la segunda forma de notación, ya que refleja la equivalencia establecida experimentalmente de los cuatro enlaces.

La formación de un enlace químico por el mecanismo donador-aceptor expande las capacidades de valencia de los átomos: la valencia está determinada no solo por la cantidad de electrones no apareados, sino también por la cantidad de pares de electrones no compartidos y celdas cuánticas vacantes involucradas en la formación de enlaces . Entonces, en el ejemplo anterior, la valencia del nitrógeno es cuatro.

El mecanismo donante-aceptor se ha utilizado con éxito para describir el enlace en compuestos complejos mediante el método VS.

Multiplicidad de comunicación. arena bonos p

El enlace entre dos átomos puede llevarse a cabo no solo por uno, sino también por varios pares de electrones. Es el número de estos pares de electrones lo que determina la multiplicidad en el método VS, una de las propiedades de un enlace covalente. Por ejemplo, en una molécula de etano C 2 H 6, el enlace entre los átomos de carbono es simple (simple), en una molécula de etileno C 2 H 4 es doble y en una molécula de acetileno C 2 H 2 es triple. Algunas características de estas moléculas se dan en la Tabla. una.

tabla 1

Cambios en los parámetros de enlace entre átomos de C en función de su multiplicidad

A medida que aumenta la multiplicidad de enlaces, como se esperaba, su longitud disminuye. La multiplicidad del enlace aumenta discretamente, es decir, un número entero de veces, por lo tanto, si todos los enlaces fueran iguales, la energía también aumentaría el número de veces correspondiente. Sin embargo, como se puede ver en la Tabla. 1, la energía de enlace crece menos intensamente que la multiplicidad. Por lo tanto, las conexiones son desiguales. Esto puede explicarse por la diferencia en las formas geométricas en que se superponen los orbitales. Consideremos estas diferencias.

El enlace formado por la superposición de nubes de electrones a lo largo de un eje que pasa a través de los núcleos de los átomos se llama enlace s.

Si un orbital s está involucrado en el enlace, entonces solo s -conexión (Fig. 5, a, b, c). De aquí obtuvo su nombre, porque la letra griega s es sinónimo de la latina s.

Con la participación de los orbitales p (Fig. 5, b, d, e) y los orbitales d (Fig. 5, c, e, f) en la formación de enlaces, la superposición de tipo s ocurre en la dirección de la densidad más alta. de nubes de electrones, que es la más favorable energéticamente. Por lo tanto, cuando se forma una conexión, este método siempre se implementa primero. Por lo tanto, si el vínculo es único, entonces debe ser s -conexión, si es múltiple, entonces una de las conexiones es segura enlace s.

Arroz. 5. Ejemplos de bonos s

Sin embargo, está claro a partir de consideraciones geométricas que solo puede haber uno entre dos átomos. s -conexión. En enlaces múltiples, el segundo y el tercer enlace deben estar formados por una forma geométrica diferente de nubes de electrones superpuestas.

El enlace formado por la superposición de nubes de electrones a cada lado de un eje que pasa a través de los núcleos de los átomos se llama enlace p. Ejemplos pag -las conexiones se muestran en la fig. 6. Tal superposición es energéticamente menos favorable que según s -escribe. Se lleva a cabo por partes periféricas de nubes de electrones con una densidad de electrones más baja. Un aumento en la multiplicidad de la conexión significa la formación pags enlaces que tienen menos energía que s -comunicación. Esta es la razón del aumento no lineal de la energía de enlace en comparación con el aumento de la multiplicidad.

Arroz. 6. Ejemplos de enlaces p

Considere la formación de enlaces en la molécula de N 2. Como es sabido, el nitrógeno molecular es químicamente muy inerte. La razón de esto es la formación de un triple enlace NєN muy fuerte:

El esquema de nubes de electrones superpuestas se muestra en la fig. 7. Uno de los enlaces (2px–2px) se forma según el tipo s. Los otros dos (2рz–2рz, 2рy–2рy) son de tipo p. Para no saturar la figura, la imagen de las nubes 2py superpuestas se representa por separado (Fig. 7b). Para obtener una imagen general, la Fig. 7a y 7b deben combinarse.

A primera vista, podría parecer que s -enlace, que limita el acercamiento de los átomos, no permite la superposición de orbitales en pags -escribe. Sin embargo, la imagen del orbital incluye solo una cierta fracción (90%) de la nube de electrones. La superposición se produce con un área periférica fuera de dicha imagen. Si imaginamos orbitales que incluyen una gran fracción de la nube de electrones (por ejemplo, 95%), entonces su superposición se vuelve obvia (ver las líneas discontinuas en la Fig. 7a).

Arroz. 7. Formación de la molécula de N 2

Continuará

VI Elfimov,
profesor de Moscú
universidad estatal abierta

en el que se rompe un mol de un enlace dado. Se supone que la sustancia inicial y los productos de reacción se encuentran en sus estados estándar de un gas ideal hipotético a una presión de 1 atm y una temperatura de 25 0 C. Los sinónimos de la energía de ruptura de un enlace químico son: energía de enlace, energía de disociación de moléculas diatómicas, energía de formación de enlace químico.

La energía de ruptura de un enlace químico se puede definir de diferentes maneras, por ejemplo

A partir de datos espectroscópicos de masas (espectrometría de masas).

La energía de ruptura de los enlaces químicos en varios compuestos se refleja en el libro de referencia.

La energía de ruptura de los enlaces químicos caracteriza la fuerza de un enlace químico.

La energía de romper el enlace C-C.

ver también

notas

Fundación Wikimedia. 2010 .

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