Keemilise sideme katkemise energia. keemiline side

Seksuaalenergia on raha energia Võim on afrodisiaakum. Seks võrdub võimuga. Michael Hutchinson Psühholoog Carl Jung leiutas meeste ja naiste psühholoogilise mudeli, mida ta nimetas animaks ja animuks. Ta tunnistas, et igal mehel on sisemine

KEEMILISE SIDEME PÕHIOMADUSED

Sideme energia on keemilise sideme katkestamiseks vajalik energia. Sideme katkemise ja moodustamise energiad on suuruselt võrdsed, kuid märgilt vastupidised. Mida suurem on keemilise sideme energia, seda stabiilsem on molekul. Seondumisenergiat mõõdetakse tavaliselt kJ/mol.

Sama tüüpi sidemetega polüaatomiliste ühendite puhul võetakse selle keskmine väärtus sideme energiana, mis arvutatakse jagades aatomitest ühendi moodustumise energia sidemete arvuga. Niisiis kulub H-H sideme purustamiseks 432,1 kJ / mol ja metaani CH 4 molekulis nelja sideme purustamiseks 1648 kJ / mol ja sel juhul E C-H \u003d 1648: 4 \u003d 412 kJ/mol.

Sideme pikkus on kaugus molekulis interakteeruvate aatomite tuumade vahel. See sõltub elektronkihtide suurusest ja nende kattuvuse astmest.

Sideme polaarsus on elektrilaengu jaotus molekulis aatomite vahel.

Kui sideme moodustumisel osalevate aatomite elektronegatiivsus on sama, siis on side mittepolaarne ja erineva elektronegatiivsuse korral polaarne. Polaarse sideme äärmuslik juhtum, kui jagatud elektronide paar on peaaegu täielikult kallutatud elektronegatiivsema elemendi poole, põhjustab ioonse sideme.

Näiteks: H–H on mittepolaarne, H–Cl on polaarne ja Na + –Cl - on ioonne.

On vaja eristada üksikute sidemete polaarsust ja molekuli kui terviku polaarsust.

Molekuli polaarsus on molekuli kõigi sidemete dipoolmomentide vektorsumma.

Näiteks:

1) Lineaarne CO 2 molekul (O=C=O) on mittepolaarne - polaarsete C=O sidemete dipoolmomendid kompenseerivad üksteist.

2) Vee molekul on polaarne– kahe О-Н sideme dipoolmomendid ei kompenseeri üksteist.

Molekulide ruumiline struktuur määrab elektronpilvede kuju ja asukoht ruumis.

Sidemete järjestus on keemiliste sidemete arv kahe aatomi vahel.

Näiteks H 2 , O 2 ja N 2 molekulides on sidemete järjekord vastavalt 1, 2 ja 3, kuna side tekib nendel juhtudel ühe, kahe ja kolme elektronpilvepaari kattumise tõttu.

4.1. kovalentne side on side kahe aatomi vahel ühise elektronpaari kaudu.

Keemiliste sidemete arv määratakse elementide valentside järgi.

Elemendi valentsus on orbitaalide arv, mis osalevad sidemete moodustamises.

Kovalentne mittepolaarne side - see side tekib võrdse elektronegatiivsusega aatomite vahel elektronpaaride moodustumise tõttu. Näiteks H 2, O 2, N 2, Cl 2 jne.

Kovalentne polaarne side on side erineva elektronegatiivsusega aatomite vahel.

Näiteks HCl, H 2 S, PH 3 jne.

Kovalentsel sidemel on järgmised omadused:

1) Küllastus- aatomi võime moodustada nii palju sidemeid, kui palju tal on valentse.

2) Orienteerumine– elektronpilved kattuvad suunas, mis tagab maksimaalse kattumise tiheduse.

4.2. Iooniline side on side vastupidiselt laetud ioonide vahel.

See on kovalentse polaarse sideme äärmuslik juhtum ja tekib siis, kui interakteeruvate aatomite elektronegatiivsuses on suur erinevus. Ioonsel sidemel puudub suunalisus ja küllastus.

Oksüdatsiooniaste on ühendis oleva aatomi tingimuslik laeng, mis põhineb eeldusel, et sidemed on täielikult ioniseeritud.

Loeng õpetajatele

Keemilist sidet (edaspidi nimetatakse sidemeks) võib defineerida kui kahe või enama aatomi vastastikmõju, mille tulemusena moodustub keemiliselt stabiilne polüaatomiline mikrosüsteem (molekul, kristall, kompleks jne).

Sidumisõpetus on kaasaegses keemias kesksel kohal, kuna keemia kui selline algab sealt, kus lõpeb isoleeritud aatom ja algab molekul. Sisuliselt on kõik ainete omadused tingitud neis olevate sidemete iseärasustest. Peamine erinevus keemilise sideme ja muud tüüpi aatomitevahelise interaktsiooni vahel seisneb selles, et selle moodustumise määrab elektronide oleku muutus molekulis võrreldes algsete aatomitega.

Kommunikatsiooniteooria peaks andma vastused mitmetele küsimustele. Miks moodustuvad molekulid? Miks mõned aatomid suhtlevad ja teised mitte? Miks aatomid ühinevad teatud vahekordades? Miks on aatomid ruumis teatud viisil paigutatud? Ja lõpuks on vaja arvutada sideme energia, selle pikkus ja muud kvantitatiivsed omadused. Teooria tõesuse kriteeriumiks tuleks pidada teoreetiliste ideede vastavust katseandmetele.

Suhte kirjeldamiseks on kaks peamist meetodit, mis võimaldavad vastata esitatud küsimustele. Need on valentssidemete (BC) ja molekulaarorbitaalide (MO) meetodid. Esimene on selgem ja lihtsam. Teine on rangem ja universaalsem. Suurema selguse huvides keskendutakse siin VS-meetodile.

Kvantmehaanika võimaldab kirjeldada suhtlust kõige üldisematest seaduspärasustest lähtuvalt. Kuigi sidemeid on viit tüüpi (kovalentsed, ioonsed, metallilised, vesiniksidemed ja molekulidevahelised sidemed), on side oma olemuselt üks ja selle tüüpide erinevused on suhtelised. Suhtlemise olemus seisneb Coulombi interaktsioonis, vastandite – külgetõmbe ja tõrjumise – ühtsuses. Kommunikatsiooni tüüpideks jaotus ja selle kirjeldamise meetodite erinevus viitab pigem suhtluse mitmekesisusele, vaid teadmiste puudumisele selle kohta teaduse praeguses arengujärgus.

Selles loengus käsitletakse materjale, mis on seotud selliste teemadega nagu keemilise sideme energia, kovalentse sideme kvantmehaaniline mudel, kovalentse sideme vahetus- ja doonor-aktseptormehhanismid, aatomite ergastamine, sidemete paljusus, aatomiorbitaalide hübridisatsioon, sideme elektronegatiivsus. kovalentse sideme elemendid ja polaarsus, molekulaarorbitaalide meetodi kontseptsioon, keemiline side kristallides.

Keemilise sideme energia

Väikseima energia põhimõtte kohaselt peab molekuli siseenergia, võrreldes selle koostises olevate aatomite siseenergiate summaga, vähenema. Molekuli siseenergia sisaldab iga elektroni ja iga tuumaga, iga elektroni omavahelise elektroniga, iga tuuma ja üksteise tuumaga interaktsioonienergiate summat. Tõmbejõud peab võitma tõrjumise üle.

Sideme kõige olulisem omadus on energia, mis määrab selle tugevuse. Sideme tugevuse mõõdupuuks võib olla nii selle lõhkumisele kulutatud energia hulk (sideme dissotsiatsioonienergia) kui ka väärtus, mis kõigi sidemete summeerimisel annab elementaaraatomitest molekuli moodustumise energia. Sidemete katkemise energia on alati positiivne. Sidemete moodustumise energia on suurusjärgus sama, kuid sellel on negatiivne märk.

Kaheaatomilise molekuli puhul on sidumisenergia arvuliselt võrdne molekuli aatomiteks dissotsiatsioonienergiaga ja molekuli aatomitest moodustumise energiaga. Näiteks sidumisenergia HBr molekulis võrdub protsessis H + Br = HBr vabaneva energia hulgaga. Ilmselt on HBr sidumisenergia suurem kui energia hulk, mis vabaneb HBr moodustumisel gaasilisest molekulaarsest vesinikust ja vedelast broomist:

1/2H2 (g.) + 1/2Br2 (l.) \u003d HBr (g.),

1/2 mol Br 2 aurustumisenergia väärtusele ja 1/2 mol H 2 ja 1/2 mol Br 2 vabadeks aatomiteks lagunemisenergia väärtustele.

Kovalentse sideme kvantmehaaniline mudel valentssidemete meetodil vesiniku molekuli näitel

1927. aastal lahendasid Schrödingeri võrrandi vesiniku molekuli jaoks saksa füüsikud W. Heitler ja F. London. See oli esimene edukas katse rakendada kvantmehaanikat suhtlusprobleemide lahendamisel. Nende töö pani aluse valentssidemete ehk valentsskeemide (VS) meetodile.

Arvutustulemusi saab graafiliselt kujutada aatomite vastastikmõju jõudude (joonis 1, a) ja süsteemi energia (joonis 1, b) sõltuvustena vesinikuaatomite tuumade vahelisest kaugusest. Ühe vesinikuaatomi tuum asetatakse koordinaatide alguspunkti ja teise tuum viiakse piki abstsisstelge esimese vesinikuaatomi tuumale lähemale. Kui elektronide spinnid on antiparalleelsed, suurenevad tõmbejõud (vt joonis 1, a, kõver I) ja tõukejõud (kõver II). Nende jõudude resultant on kujutatud kõveraga III. Algul domineerivad ligitõmbavad jõud, seejärel tõrjuvad jõud. Kui tuumade vaheline kaugus on võrdne r 0 = 0,074 nm, tasakaalustatakse tõmbejõud tõukejõuga. Jõudude tasakaal vastab süsteemi minimaalsele energiale (vt joonis 1b, kõver IV) ja järelikult kõige stabiilsemale olekule. "Potentsiaalikaevu" sügavus tähistab sidumisenergiat E 0 H-H H 2 molekulis absoluutse nulli juures. See on 458 kJ/mol. Reaalsetel temperatuuridel nõuab sideme katkemine aga veidi väiksemat energiat E H–H, mis temperatuuril 298 K (25 °C) on 435 kJ/mol. Nende energiate erinevus H2 molekulis on vesinikuaatomite vibratsioonienergia (E col = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Riis. 1. Aatomite vastasmõjujõudude (a) ja süsteemi energia (b) sõltuvus
aatomite tuumade vahelise kauguse kohta H 2 molekulis

Kui kaks paralleelsete spinnidega elektrone sisaldavat vesinikuaatomit lähenevad üksteisele, suureneb süsteemi energia pidevalt (vt joonis 1b, kõver V) ja sidet ei teki.

Seega andis kvantmehaaniline arvutus seose kvantitatiivse seletuse. Kui elektronpaaril on vastupidised spinnid, liiguvad elektronid mõlema tuuma väljas. Tuumade vahele tekib suure tihedusega elektronpilve ala – liigne negatiivne laeng, mis tõmbab kokku positiivselt laetud tuumad. Kvantmehaanilisest arvutusest tulenevad VS-meetodi aluseks olevad sätted:

1. Ühenduse põhjuseks on tuumade ja elektronide elektrostaatiline vastastikmõju.
2. Sideme moodustab antiparalleelsete spinnidega elektronpaar.
3. Sidemete küllastumine on tingitud elektronpaaride moodustumisest.
4. Sideme tugevus on võrdeline elektronipilvede kattumise astmega.
5. Ühenduse suunalisus on tingitud elektronpilvede kattumisest maksimaalse elektrontiheduse piirkonnas.

Vahetusmehhanism kovalentse sideme moodustamiseks VS-meetodil. Kovalentse sideme suund ja küllastus

VS-meetodi üks olulisemaid mõisteid on valentsus. Valentsuse arvväärtus VS-meetodis määratakse kovalentsete sidemete arvu järgi, mille aatom moodustab teiste aatomitega.

Sideme moodustumise mehhanismi antiparalleelsete spinnidega elektronide paariga, mis enne sideme tekkimist kuulusid erinevatele aatomitele, mida vaadeldakse H 2 molekuli puhul, nimetatakse vahetusmehhanismiks. Kui võtta arvesse ainult vahetusmehhanismi, määrab aatomi valentsuse selle paaritute elektronide arv.

H 2 -st keerukamate molekulide puhul jäävad arvutuspõhimõtted muutumatuks. Sideme moodustumine viib elektronpaari vastastikmõjuni, millel on vastupidised spinnid, kuid sama märgi lainefunktsioonid, mis summeeritakse. Selle tulemuseks on elektrontiheduse suurenemine kattuvate elektronpilvede piirkonnas ja tuumade kokkutõmbumine. Kaaluge näiteid.

Fluori molekulis F 2 moodustavad sideme 2p fluori aatomite orbitaalid:

Elektronpilve suurim tihedus on 2p orbitaali lähedal sümmeetriatelje suunas. Kui fluori aatomite paarimata elektronid on 2p x orbitaalides, toimub side x-telje suunas (joonis 2). 2p y - ja 2p z -orbitaalidel on jagamata elektronide paarid, mis ei osale sidemete moodustamises (joonisel 2 varjutatud). Järgnevalt me ​​selliseid orbitaale ei kujuta.

Riis. 2. F 2 molekuli moodustumine

Vesinikfluoriidi molekulis moodustub HF-side vesinikuaatomi 1s orbitaalil ja fluori aatomi 2p x orbitaalil:

Sideme suund selles molekulis määratakse fluori aatomi 2px orbitaali orientatsiooni järgi (joonis 3). Kattuvus toimub x sümmeetriatelje suunas. Iga teine ​​kattumise variant on energeetiliselt ebasoodsam.

Riis. 3. HF molekuli moodustumine

Keerulisemaid d- ja f-orbitaale iseloomustavad ka maksimaalse elektrontiheduse suunad piki nende sümmeetriatelge.

Seega on suundumus kovalentse sideme üks peamisi omadusi.

Sideme suundumust illustreerib hästi vesiniksulfiidi H2S molekuli näide:

Kuna väävliaatomi valentsi 3p orbitaalide sümmeetriateljed on üksteisega risti, peaks eeldama, et H2S molekulil peaks olema nurgastruktuur, mille S-H sidemete vaheline nurk on 90° (joonis 4). Tõepoolest, nurk on lähedane arvutatud nurgale ja võrdub 92°.

Riis. 4. H 2 S molekuli moodustumine

Ilmselgelt ei saa kovalentsete sidemete arv ületada siduvate elektronpaaride arvu. Küllastus kovalentse sideme omadusena tähendab aga ka seda, et kui aatomis on teatud arv paarituid elektrone, siis kõik need peavad kovalentsete sidemete tekkes osalema.

Seda omadust seletatakse vähima energia põhimõttega. Iga täiendava sideme moodustumisega vabaneb täiendav energia. Seetõttu on kõik valentsivõimalused täielikult realiseeritud.

Tõepoolest, stabiilne on H 2 S molekul, mitte HS, kus on realiseerimata side (paarimata elektroni tähistatakse punktiga). Osakesi, mis sisaldavad paarituid elektrone, nimetatakse vabadeks radikaalideks. Need on äärmiselt reaktiivsed ja reageerivad küllastunud sidemeid sisaldavate ühendite moodustamiseks.

Aatomi ergastus

Vaatleme valentsivõimalusi perioodilisuse süsteemi 2. ja 3. perioodi mõne elemendi vahetusmehhanismi järgi.

Berülliumi aatom välisel kvanttasemel sisaldab kahte paaris 2s elektroni. Paarituid elektrone pole olemas, seega peab berülliumi valents olema null. Ühendites on see aga kahevalentne. Seda saab seletada aatomi ergastamisega, mis seisneb ühe kahest 2s elektronist üleminekus 2p alamtasandile:

Sel juhul kulutatakse 2p ja 2s alamtasandite energiate erinevusele vastav ergastusenergia E*.

Kui boori aatom on ergastatud, suureneb selle valents 1-lt 3-le:

ja süsinikuaatomi juures - 2 kuni 4:

Esmapilgul võib tunduda, et ergastus on vastuolus vähima energia põhimõttega. Ergastuse tulemusena tekivad aga uued, täiendavad sidemed, mille tõttu vabaneb energia. Kui see vabanev lisaenergia on suurem kui ergastusele kulutatud energia, on vähima energia põhimõte lõpuks täidetud. Näiteks CH 4 metaani molekulis on keskmine C-H sideme energia 413 kJ/mol. Ergastamisele kuluv energia on E* = 402 kJ/mol. Kahe täiendava sideme moodustumisest tulenev energiakasum on:

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

Kui ei järgita vähima energia põhimõtet, st 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.

Näiteks hapnik on ainult sel põhjusel kahevalentne. Hapniku elektroonilisel analoogil - väävlil - on aga suured valentsusvõimed, kuna kolmandal kvanttasandil on 3d alamtase ning energia erinevus 3s-, 3p- ja 3d-alatasandi vahel on võrreldamatult väiksem kui teise ja teise kvanttaseme vahel. hapnikuaatomi kolmandad kvanttasemed:

Samal põhjusel on 3. perioodi elemendid – fosfor ja kloor – erineva valentsiga, erinevalt nende 2. perioodi elektroonilistest vastetest – lämmastik ja fluor. Ergastamine vastavale alamtasemele võib seletada 3. ja järgnevate perioodide VIIIa rühma elementide keemiliste ühendite teket. Heeliumis ja neoonis (1. ja 2. periood), millel on väline kvanttase, pole keemilisi ühendeid leitud ja ainult need on tõeliselt inertsed gaasid.

Kovalentse sideme moodustumise doonor-aktseptormehhanism

Antiparalleelsete spinnidega elektronpaari, mis moodustab sideme, võib saada mitte ainult vahetusmehhanismi abil, mis hõlmab mõlema aatomi elektronide osalemist, vaid ka teise mehhanismi abil, mida nimetatakse doonor-aktseptormehhanismiks: üks aatom (doonor) annab jagamata elektronide paar sideme moodustamiseks ja teine ​​(aktseptor) on vaba kvantrakk:

Mõlema mehhanismi tulemus on sama. Sageli võib sidemete teket seletada mõlema mehhanismiga. Näiteks võib HF-molekuli saada mitte ainult gaasifaasis aatomitest vahetusmehhanismi abil, nagu on näidatud ülal (vt joonis 3), vaid ka vesilahuses H + ja F ioonidest doonor-aktseptormehhanismi abil. :

Kahtlemata on erinevate mehhanismide abil toodetud molekulid eristamatud; ühendused on täiesti võrdsed. Seetõttu on õigem mitte välja tuua doonori-aktseptori interaktsiooni kui eri tüüpi sidemeid, vaid käsitleda seda ainult kovalentse sideme moodustumise erimehhanismina.

Kui nad soovivad rõhutada sidemete moodustumise mehhanismi täpselt vastavalt doonor-aktseptori mehhanismile, tähistatakse seda struktuurivalemites noolega doonorilt aktseptorile (D® AGA). Muudel juhtudel sellist sidet ei eristata ja seda tähistab kriips, nagu vahetusmehhanismi puhul: D–A.

Sidemed reaktsioonil tekkinud ammooniumioonis: NH 3 + H + \u003d NH 4 +,

väljendatakse järgmisel viisil:

Struktuurivalemit NH4+ võib esitada kui

.

Eelistatav on teine ​​tähistusvorm, kuna see peegeldab kõigi nelja sideme eksperimentaalselt kindlaks tehtud samaväärsust.

Keemilise sideme moodustumine doonor-aktseptormehhanismi abil laiendab aatomite valentsusvõimet: valentsi ei määra mitte ainult paaritute elektronide arv, vaid ka sidemete moodustumisel osalevate jagamata elektronpaaride ja vabade kvantrakkude arv. . Seega on ülaltoodud näites lämmastiku valents neli.

Doonor-aktseptormehhanismi on edukalt kasutatud kompleksühendites sideme kirjeldamiseks VS-meetodil.

Suhtlemise paljusus. s- ja p-võlakirjad

Kahe aatomi vahelist sidet saab teostada mitte ainult üks, vaid ka mitu elektronipaari. Just nende elektronpaaride arv määrab kordsuse VS-meetodis – üks kovalentse sideme omadusi. Näiteks etaanimolekulis C 2 H 6 on süsinikuaatomite vaheline side üksik (üksik), etüleeni molekulis C 2 H 4 kahekordne ja atsetüleeni molekulis C 2 H 2 kolmekordne. Mõned nende molekulide omadused on toodud tabelis. üks.

Tabel 1

C-aatomite vahelise sideme parameetrite muutused sõltuvalt selle paljususest

Kui sideme kordsus suureneb ootuspäraselt, väheneb selle pikkus. Sideme kordsus suureneb diskreetselt, st täisarv kordade võrra, seega kui kõik sidemed oleksid ühesugused, suureneks ka energia vastava arvu kordi. Siiski, nagu tabelist näha. 1, kasvab sidumisenergia vähem intensiivselt kui paljusus. Seetõttu on ühendused ebavõrdsed. Seda saab seletada orbitaalide kattumise geomeetriliste viiside erinevusega. Vaatleme neid erinevusi.

Sidet, mis tekib elektronipilvede kattumisel piki aatomituumi läbivat telge nimetatakse s-võlakiri.

Kui sidemesse on kaasatud s-orbitaal, siis ainult s -ühendus (joon. 5, a, b, c). Siit sai see oma nime, sest kreeka täht s on ladina s-i sünonüüm.

P-orbitaalide (joonis 5, b, d, e) ja d-orbitaalide (joonis 5, c, e, f) osalemisel sidemete moodustamisel toimub s-tüüpi kattumine suurima tiheduse suunas elektronpilvedest, mis on energeetiliselt kõige soodsam. Seetõttu rakendatakse ühenduse loomisel seda meetodit alati esimesena. Seega, kui side on üksik, siis peab see olema s -ühendus, kui mitu, siis üks ühendustest on kindel s-võlakiri.

Riis. 5. S-sidemete näited

Geomeetriliste kaalutluste põhjal on aga selge, et kahe aatomi vahel võib olla ainult üks. s -ühendus. Mitme sideme korral peavad teine ​​ja kolmas side olema moodustatud elektronpilvede kattumise erineva geomeetrilise viisiga.

Sidet, mis tekib elektronpilvede kattumisel mõlemal pool aatomituumi läbivat telge nimetatakse p-side. Näited lk -ühendused on näidatud joonisel fig. 6. Selline kattumine on energeetiliselt ebasoodsam kui vastavalt s -tüüp. Seda teostavad madalama elektrontihedusega elektronpilvede perifeersed osad. Ühenduse paljususe suurenemine tähendab moodustumist lk võlakirjad, millel on vähem energiat kui s - suhtlemine. See on tingitud sidumisenergia mittelineaarsest suurenemisest võrreldes paljususe suurenemisega.

Riis. 6. Näited p-sidemetest

Vaatleme sidemete moodustumist N 2 molekulis. Nagu teada, on molekulaarne lämmastik keemiliselt väga inertne. Selle põhjuseks on väga tugeva NєN kolmiksideme moodustumine:

Kattuvate elektronpilvede skeem on näidatud joonisel fig. 7. Üks sidemetest (2px–2px) moodustub s-tüübi järgi. Ülejäänud kaks (2рz–2рz, 2рy–2рy) on p-tüüpi. Et joonist mitte segamini ajada, renderdatakse kattuvate 2py pilvede kujutis eraldi (joonis 7b). Üldise pildi saamiseks joonis fig. 7a ja 7b tuleks kombineerida.

Esmapilgul võib see nii tunduda s -side, mis piirab aatomite lähenemist, ei lase sisse kattuvaid orbitaale lk -tüüp. Orbitaali kujutis sisaldab aga ainult teatud osa (90%) elektronipilvest. Kattuvus toimub perifeerse alaga väljaspool sellist kujutist. Kui kujutada ette orbitaale, mis sisaldavad suure osa elektronpilvest (näiteks 95%), siis muutub nende kattumine ilmseks (vt katkendjooni joonisel 7a).

Riis. 7. N 2 molekuli moodustumine

Jätkub

V.I. Elfimov,
Moskva professor
riiklik avatud ülikool

Milles katkeb antud sideme üks mool. Eeldatakse, et algaine ja reaktsioonisaadused on hüpoteetilise ideaalgaasi standardolekus rõhul 1 atm ja temperatuuril 25 0 C. Keemilise sideme katkemisenergia sünonüümid on: sideme energia, kaheaatomiliste molekulide dissotsiatsioonienergia, keemilise sideme moodustumise energia.

Näiteks keemilise sideme purunemisenergiat saab defineerida erinevalt

Massispektroskoopilistest andmetest (massispektromeetria).

Teatmeteoses kajastub keemiliste sidemete purunemisenergia erinevates ühendites.

Keemiliste sidemete katkemisenergia iseloomustab keemilise sideme tugevust.

C-C sideme katkemise energia.

Vaata ka

Märkmed

Wikimedia sihtasutus. 2010 .

Vaadake, mis on "keemilise sideme purustamise energia" teistes sõnaraamatutes:

See on võrdne tööga, mis tuleb kulutada molekuli jagamiseks kaheks osaks (aatomid, aatomirühmad) ja nende eemaldamiseks üksteisest lõpmatu kaugusel. Näiteks kui võtta arvesse E. x. Koos. H3CH H metaani molekulis, siis selline ... ... Suur Nõukogude entsüklopeedia

Eksotermiline reaktsioon on keemiline reaktsioon, millega kaasneb soojuse eraldumine. Endotermilise reaktsiooni vastand. Energia koguhulka keemilises süsteemis on äärmiselt raske mõõta või arvutada... Wikipedia

Joonis 1. Kolmikside valentssidemete teooria raames Kolmikside on kahe aatomi kovalentne side molekulis läbi kolme ühise siduva elektronpaari. Kolmiksideme visuaalse struktuuri esimene pilt anti ... Vikipeedias

Alkoholide eripäraks on hüdroksüülrühm küllastunud süsinikuaatomi juures joonisel, mis on esile tõstetud punase (hapnik) ja halliga (vesinik). Alkoholid (ladina keelest ... Wikipedia

C (carboneum), elementide perioodilise tabeli IVA alarühma (C, Si, Ge, Sn, Pb) mittemetalliline keemiline element. Looduses esineb seda teemantkristallide (joonis 1), grafiidi või fullereeni ja muude vormidena ning on osa orgaanilisest ... ... Collier Encyclopedia