Energia de rupere a unei legături chimice. legătură chimică

Energia sexuală este energia banilor Puterea este un afrodisiac. Sexul este egal cu putere. Michael Hutchinson Psihologul Carl Jung a inventat un model psihologic pentru bărbați și femei, pe care l-a numit anima și animus. A recunoscut că fiecare bărbat are un interior

CARACTERISTICI PRINCIPALE ALE LEGĂTURII CHIMICE

Energia de legătură este energia necesară pentru a rupe o legătură chimică. Energiile ruperii și formării unei legături sunt egale ca mărime, dar semne opuse. Cu cât energia legăturii chimice este mai mare, cu atât molecula este mai stabilă. Energia de legare este de obicei măsurată în kJ/mol.

Pentru compușii poliatomici cu legături de același tip, valoarea medie a acesteia este luată ca energie de legătură, calculată prin împărțirea energiei de formare a unui compus din atomi la numărul de legături. Deci, 432,1 kJ / mol sunt cheltuiți pentru ruperea legăturii H–H și 1648 kJ / ∙ mol sunt cheltuiți pentru ruperea a patru legături într-o moleculă de metan CH 4 și, în acest caz, E C–H \u003d 1648: 4 \u003d 412 kJ/mol.

Lungimea legăturii este distanța dintre nucleele atomilor care interacționează dintr-o moleculă. Depinde de dimensiunea învelișurilor de electroni și de gradul de suprapunere a acestora.

Polaritatea legăturii este distribuția sarcinii electrice între atomi dintr-o moleculă.

Dacă electronegativitatea atomilor implicați în formarea legăturii este aceeași, atunci legătura va fi nepolară, iar în cazul electronegativității diferite - polară. Cazul extrem al unei legături polare, când perechea de electroni partajată este aproape complet polarizată către elementul mai electronegativ, are ca rezultat o legătură ionică.

De exemplu: H–H este nepolar, H–Cl este polar și Na + –Cl - este ionic.

Este necesar să se facă distincția între polaritățile legăturilor individuale și polaritatea moleculei în ansamblu.

Polaritatea moleculei este suma vectorială a momentelor dipolare ale tuturor legăturilor moleculei.

De exemplu:

1) Molecula liniară de CO 2 (O=C=O) este nepolară - momentele dipolare ale legăturilor polare C=O se compensează reciproc.

2) Molecula de apă este polară– momentele dipolare a două legături О-Н nu se compensează reciproc.

Structura spațială a moleculelor determinată de forma și amplasarea în spațiu a norilor de electroni.

Ordinea legăturilor este numărul de legături chimice dintre doi atomi.

De exemplu, ordinea legăturilor în moleculele H 2 , O 2 și N 2 este 1, 2 și, respectiv, 3, deoarece legătura în aceste cazuri se formează datorită suprapunerii a una, două și trei perechi de nori de electroni.

4.1. legătură covalentă este o legătură între doi atomi printr-o pereche de electroni comună.

Numărul de legături chimice este determinat de valențele elementelor.

Valența unui element este numărul de orbitali care participă la formarea legăturilor.

Legătură covalentă nepolară - această legătură se realizează datorită formării de perechi de electroni între atomi cu electronegativitate egală. De exemplu, H2, O2, N2, CI2 etc.

O legătură polară covalentă este o legătură între atomi cu electronegativitate diferită.

De exemplu, HCI, H2S, PH3 etc.

O legătură covalentă are următoarele proprietăți:

1) Saturație- capacitatea unui atom de a forma atâtea legături câte valențe are.

2) Orientare– norii de electroni se suprapun în direcția care asigură densitatea maximă de suprapunere.

4.2. O legătură ionică este o legătură între ioni încărcați opus.

Acesta este un caz extrem al unei legături polare covalente și apare atunci când există o diferență mare în electronegativitatea atomilor care interacționează. Legătura ionică nu are direcționalitate și saturație.

Starea de oxidare este sarcina condiționată a unui atom dintr-un compus, bazată pe presupunerea că legăturile sunt complet ionizate.

Prelegere pentru profesori

O legătură chimică (denumită în continuare legătură) poate fi definită ca interacțiunea a doi sau mai mulți atomi, în urma căreia se formează un microsistem poliatomic stabil din punct de vedere chimic (moleculă, cristal, complex etc.).

Doctrina legăturii ocupă un loc central în chimia modernă, deoarece chimia ca atare începe acolo unde se termină un atom izolat și începe o moleculă. În esență, toate proprietățile substanțelor se datorează particularităților legăturilor din ele. Principala diferență dintre o legătură chimică și alte tipuri de interacțiune între atomi este că formarea acesteia este determinată de o schimbare a stării electronilor dintr-o moleculă în comparație cu atomii inițiali.

Teoria comunicării ar trebui să ofere răspunsuri la o serie de întrebări. De ce se formează moleculele? De ce unii atomi interacționează și alții nu? De ce se combină atomii în anumite rapoarte? De ce atomii sunt aranjați în spațiu într-un anumit fel? Și, în sfârșit, este necesar să se calculeze energia de legătură, lungimea acesteia și alte caracteristici cantitative. Corespondența ideilor teoretice cu datele experimentale ar trebui considerată ca un criteriu pentru adevărul unei teorii.

Există două metode principale de descriere a relației care vă permit să răspundeți la întrebările puse. Acestea sunt metodele legăturilor de valență (BC) și orbitalilor moleculari (MO). Prima este mai clară și mai simplă. Al doilea este mai strict și mai universal. Din motive de claritate, accentul aici se va pune pe metoda VS.

Mecanica cuantică face posibilă descrierea comunicării pe baza celor mai generale legi. Deși există cinci tipuri de legături (legături covalente, ionice, metalice, hidrogen și intermoleculare), legătura este una în natură, iar diferențele dintre tipurile sale sunt relative. Esența comunicării este în interacțiunea coulombiană, în unitatea contrariilor - atracție și repulsie. Împărțirea comunicării în tipuri și diferența dintre metodele descrierii sale indică mai degrabă decât diversitatea comunicării, ci lipsa de cunoștințe despre aceasta în stadiul actual de dezvoltare a științei.

Această prelegere va acoperi materiale legate de subiecte precum energia legăturii chimice, modelul mecanic cuantic al unei legături covalente, mecanismele de schimb și donor-acceptator pentru formarea unei legături covalente, excitarea atomilor, multiplicitatea legăturilor, hibridizarea orbitalilor atomici, electronegativitatea elementele și polaritatea unei legături covalente, conceptul metodei orbitalilor moleculari, legarea chimică în cristale.

Energia de legătură chimică

Conform principiului energiei minime, energia internă a unei molecule, în comparație cu suma energiilor interne ale atomilor ei constitutivi, trebuie să scadă. Energia internă a unei molecule include suma energiilor de interacțiune ale fiecărui electron cu fiecare nucleu, fiecare electron cu celălalt electron, fiecare nucleu cu celălalt nucleu. Atractia trebuie sa prevaleze asupra repulsiei.

Cea mai importantă caracteristică a unei legături este energia care îi determină puterea. Măsura rezistenței legăturii poate fi atât cantitatea de energie cheltuită la ruperea acesteia (energia de disociere a legăturilor), cât și valoarea care, însumată peste toate legăturile, dă energia de formare a unei molecule din atomi elementari. Energia de rupere a legăturilor este întotdeauna pozitivă. Energia de formare a legăturilor este aceeași ca mărime, dar are un semn negativ.

Pentru o moleculă diatomică, energia de legare este numeric egală cu energia de disociere a moleculei în atomi și energia de formare a moleculei din atomi. De exemplu, energia de legare în molecula HBr este egală cu cantitatea de energie eliberată în procesul H + Br = HBr. În mod evident, energia de legare a HBr este mai mare decât cantitatea de energie eliberată în timpul formării HBr din hidrogen molecular gazos și brom lichid:

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

la valoarea energiei de evaporare de 1/2 mol Br 2 și la valorile energiilor de descompunere a 1/2 mol H 2 și 1/2 mol Br 2 în atomi liberi.

Model cuantic-mecanic al unei legături covalente prin metoda legăturilor de valență pe exemplul unei molecule de hidrogen

În 1927, ecuația Schrödinger a fost rezolvată pentru molecula de hidrogen de către fizicienii germani W. Heitler și F. London. Aceasta a fost prima încercare de succes de a aplica mecanica cuantică pentru rezolvarea problemelor de comunicare. Munca lor a pus bazele metodei legăturilor de valență sau scheme de valență (VS).

Rezultatele calculului pot fi reprezentate grafic ca dependențe ale forțelor de interacțiune dintre atomi (Fig. 1, a) și energia sistemului (Fig. 1, b) de distanța dintre nucleele atomilor de hidrogen. Nucleul unuia dintre atomii de hidrogen va fi plasat la originea coordonatelor, iar nucleul celui de-al doilea va fi apropiat de nucleul primului atom de hidrogen de-a lungul axei absciselor. Dacă spinurile electronilor sunt antiparalele, forțele de atracție (vezi Fig. 1, a, curba I) și forțele de respingere (curba II) vor crește. Rezultanta acestor forțe este reprezentată de curba III. La început predomină forțele atractive, apoi cele respingătoare. Când distanța dintre nuclee devine egală cu r 0 = 0,074 nm, forța de atracție este echilibrată de forța de respingere. Echilibrul de forțe corespunde energiei minime a sistemului (vezi Fig. 1b, curba IV) și, în consecință, celei mai stabile stări. Adâncimea „puțului potențial” reprezintă energia de legare E 0 H–H în molecula H 2 la zero absolut. Este de 458 kJ/mol. Cu toate acestea, la temperaturi reale, ruperea legăturii necesită o energie puțin mai mică E H–H, care la 298 K (25 ° C) este 435 kJ/mol. Diferența dintre aceste energii din molecula H2 este energia vibrațiilor atomilor de hidrogen (E col = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Orez. 1. Dependența forțelor de interacțiune ale atomilor (a) și a energiei sistemului (b)
pe distanţa dintre nucleele atomilor din molecula de H 2

Când doi atomi de hidrogen care conțin electroni cu spin paralel se apropie unul de celălalt, energia sistemului crește constant (vezi Fig. 1b, curba V) și nu se formează nicio legătură.

Astfel, calculul mecanic cuantic a dat o explicație cantitativă a relației. Dacă o pereche de electroni are spini opuși, electronii se mișcă în câmpul ambelor nuclee. Între nuclee apare o zonă cu o densitate mare a unui nor de electroni - o sarcină negativă în exces care trage împreună nucleele încărcate pozitiv. Din calculul mecanic cuantic, urmează prevederile care stau la baza metodei VS:

1. Motivul conexiunii este interacțiunea electrostatică a nucleelor ​​și electronilor.
2. Legătura este formată dintr-o pereche de electroni cu spini antiparaleli.
3. Saturația legăturilor se datorează formării perechilor de electroni.
4. Forța legăturii este proporțională cu gradul de suprapunere a norilor de electroni.
5. Direcționalitatea conexiunii se datorează suprapunerii norilor de electroni în regiunea densității electronice maxime.

Mecanism de schimb pentru formarea unei legături covalente prin metoda VS. Direcționalitatea și saturația unei legături covalente

Unul dintre cele mai importante concepte ale metodei VS este valența. Valoarea numerică a valenței în metoda VS este determinată de numărul de legături covalente pe care le formează un atom cu alți atomi.

Mecanismul de formare a unei legături de către o pereche de electroni cu spin antiparalel, care aparținea diferiților atomi înainte de formarea legăturii, considerată pentru molecula de H 2, se numește mecanism de schimb. Dacă se ia în considerare doar mecanismul de schimb, valența unui atom este determinată de numărul de electroni neperechi.

Pentru moleculele mai complexe decât H2, principiile de calcul rămân neschimbate. Formarea unei legături duce la interacțiunea unei perechi de electroni cu spini opuși, dar cu funcții de undă de același semn, care sunt însumate. Rezultatul este o creștere a densității de electroni în regiunea norilor de electroni suprapusi și contracția nucleelor. Luați în considerare exemple.

În molecula de fluor F 2, legătura este formată din orbitali 2p ai atomilor de fluor:

Cea mai mare densitate a norului de electroni este aproape de orbital 2p în direcția axei de simetrie. Dacă electronii neperechi ai atomilor de fluor sunt în orbitali 2p x, legătura se realizează în direcția axei x (Fig. 2). Pe orbitalii 2p y - și 2p z - există perechi de electroni neîmpărțiți care nu participă la formarea legăturilor (umbrite în Fig. 2). În cele ce urmează, nu vom descrie astfel de orbitali.

Orez. 2. Formarea moleculei F 2

În molecula de fluorură de hidrogen, legătura HF este formată din orbitalul 1s al atomului de hidrogen și orbitalul 2p x al atomului de fluor:

Direcția legăturii în această moleculă este determinată de orientarea orbitalului 2px al atomului de fluor (Fig. 3). Suprapunerea are loc în direcția axei x de simetrie. Orice altă variantă de suprapunere este mai puțin favorabilă din punct de vedere energetic.

Orez. 3. Formarea moleculei de HF

Orbitalii d și f mai complecși sunt, de asemenea, caracterizați prin direcții de densitate maximă a electronilor de-a lungul axelor lor de simetrie.

Astfel, direcționalitatea este una dintre principalele proprietăți ale unei legături covalente.

Direcționalitatea legăturii este bine ilustrată de exemplul unei molecule de hidrogen sulfurat H2S:

Deoarece axele de simetrie ale orbitalilor de valență 3p ai atomului de sulf sunt reciproc perpendiculare, ar trebui de așteptat ca molecula de H2S să aibă o structură de colț cu un unghi între legăturile S–H de 90° (Fig. 4). Într-adevăr, unghiul este apropiat de cel calculat și este egal cu 92°.

Orez. 4. Formarea moleculei de H 2 S

Evident, numărul de legături covalente nu poate depăși numărul de perechi de electroni de legătură. Cu toate acestea, saturația ca proprietate a unei legături covalente înseamnă, de asemenea, că, dacă un atom are un anumit număr de electroni nepereche, atunci toți trebuie să participe la formarea legăturilor covalente.

Această proprietate este explicată prin principiul energiei minime. Odată cu formarea fiecărei legături suplimentare, se eliberează energie suplimentară. Prin urmare, toate posibilitățile de valență sunt pe deplin realizate.

Într-adevăr, molecula H2S este stabilă, nu HS, unde există o legătură nerealizată (un electron nepereche este notat cu un punct). Particulele care conțin electroni nepereche sunt numite radicali liberi. Sunt extrem de reactivi și reacționează pentru a forma compuși care conțin legături saturate.

Excitația atomică

Să luăm în considerare posibilitățile de valență în funcție de mecanismul de schimb al unor elemente din perioadele a 2-a și a 3-a ale sistemului periodic.

Atomul de beriliu la nivelul cuantic exterior conține doi electroni 2s perechi. Nu există electroni nepereche, așa că beriliul trebuie să aibă valență zero. Cu toate acestea, în compuși este divalent. Acest lucru poate fi explicat prin excitația atomului, care constă în tranziția unuia dintre cei doi electroni 2s la subnivelul 2p:

În acest caz, energia de excitație E* corespunzătoare diferenței dintre energiile subnivelurilor 2p și 2s este consumată.

Când un atom de bor este excitat, valența acestuia crește de la 1 la 3:

iar la atomul de carbon - de la 2 la 4:

La prima vedere, poate părea că excitația contrazice principiul energiei minime. Cu toate acestea, ca urmare a excitației, apar legături noi, suplimentare, datorită cărora este eliberată energie. Dacă această energie suplimentară eliberată este mai mare decât energia cheltuită pentru excitație, principiul energiei minime este în cele din urmă îndeplinit. De exemplu, într-o moleculă de metan CH4, energia medie a legăturii C–H este de 413 kJ/mol. Energia cheltuită la excitație este E* = 402 kJ/mol. Câștigul de energie datorat formării a două legături suplimentare va fi:

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

Dacă principiul energiei minime nu este respectat, adică 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.

De exemplu, oxigenul este doar divalent din acest motiv. Cu toate acestea, analogul electronic al oxigenului - sulful - are capacități mari de valență, deoarece există un subnivel 3d la al treilea nivel cuantic, iar diferența de energie între subnivelurile 3s, 3p și 3d este incomparabil mai mică decât între al doilea și al treilea nivel cuantic al atomului de oxigen:

Din același motiv, elementele din perioada a 3-a - fosforul și clorul - prezintă o valență variabilă, spre deosebire de omologii lor electronici din a 2-a perioadă - azotul și fluorul. Excitarea la subnivelul corespunzător poate explica formarea compușilor chimici ai elementelor grupului VIIIa din perioada a 3-a și următoarele. În heliu și neon (perioadele 1 și 2), care au un nivel cuantic extern complet, nu s-au găsit compuși chimici, ci doar ei sunt gaze cu adevărat inerte.

Mecanismul donor-acceptor al formării legăturilor covalente

O pereche de electroni cu spini antiparaleli care formează o legătură poate fi obținută nu numai printr-un mecanism de schimb care implică participarea electronilor de la ambii atomi, ci și printr-un alt mecanism, numit mecanism donor-acceptor: un atom (donator) oferă un pereche de electroni pentru formarea legăturilor, iar celălalt (acceptor) – o celulă cuantică liberă:

Rezultatul pentru ambele mecanisme este același. Adesea, formarea legăturilor poate fi explicată prin ambele mecanisme. De exemplu, molecula de HF poate fi obținută nu numai în faza gazoasă din atomi prin mecanismul de schimb, așa cum se arată mai sus (vezi Fig. 3), ci și într-o soluție apoasă din ionii H + și F prin mecanismul donor-acceptor. :

Fără îndoială, moleculele produse prin diferite mecanisme nu se pot distinge; conexiunile sunt complet egale. Prin urmare, este mai corect să nu evidențiem interacțiunea donor-acceptor ca un tip special de legătură, ci să o considerăm doar ca un mecanism special pentru formarea unei legături covalente.

Atunci când doresc să sublinieze mecanismul de formare a legăturii tocmai după mecanismul donor-acceptor, acesta este notat în formulele structurale printr-o săgeată de la donor la acceptor (D® DAR). În alte cazuri, o astfel de obligație nu se distinge și este indicată printr-o liniuță, ca în cazul mecanismului de schimb: D–A.

Legături în ionul de amoniu format prin reacție: NH 3 + H + \u003d NH 4 +,

sunt exprimate în felul următor:

Formula structurală NH 4 + poate fi reprezentată ca

.

A doua formă de notație este de preferat, deoarece reflectă echivalența stabilită experimental a tuturor celor patru legături.

Formarea unei legături chimice de către mecanismul donor-acceptor extinde capacitățile de valență ale atomilor: valența este determinată nu numai de numărul de electroni nepereche, ci și de numărul de perechi de electroni neîmpărțiți și de celulele cuantice vacante implicate în formarea legăturilor. . Deci, în exemplul de mai sus, valența azotului este de patru.

Mecanismul donor-acceptor a fost utilizat cu succes pentru a descrie legătura în compuși complecși prin metoda VS.

Multiplicitatea comunicării. s- și legături p

Legătura dintre doi atomi poate fi realizată nu numai de unul, ci și de mai multe perechi de electroni. Numărul acestor perechi de electroni determină multiplicitatea în metoda VS - una dintre proprietățile unei legături covalente. De exemplu, într-o moleculă de etan C 2 H 6 legătura dintre atomii de carbon este simplă (singlă), într-o moleculă de etilenă C 2 H 4 este dublă, iar într-o moleculă de acetilenă C 2 H 2 este triplă. Unele caracteristici ale acestor molecule sunt prezentate în tabel. unu.

tabelul 1

Modificări ale parametrilor de legătură între atomii de C în funcție de multiplicitatea acestuia

Pe măsură ce multiplicitatea legăturilor crește, așa cum era de așteptat, lungimea acesteia scade. Multiplicitatea legăturii crește discret, adică de un număr întreg de ori, prin urmare, dacă toate legăturile ar fi aceleași, energia ar crește și de numărul corespunzător de ori. Cu toate acestea, după cum se poate observa din tabel. 1, energia de legare crește mai puțin intens decât multiplicitatea. Prin urmare, conexiunile sunt inegale. Acest lucru poate fi explicat prin diferența dintre modurile geometrice în care se suprapun orbitalii. Să luăm în considerare aceste diferențe.

Legătura formată prin suprapunerea norilor de electroni de-a lungul unei axe care trece prin nucleele atomilor se numește s-bond.

Dacă un orbital s este implicat în legătură, atunci numai s -conexiune (Fig. 5, a, b, c). De aici și-a luat numele, deoarece litera greacă s este un sinonim pentru latină s.

Cu participarea orbitalilor p (Fig. 5, b, d, e) și a orbitalilor d (Fig. 5, c, e, f) la formarea legăturilor, suprapunerea de tip s are loc în direcția celei mai mari densități a norilor de electroni, care este cel mai favorabil energetic. Prin urmare, atunci când se formează o conexiune, această metodă este întotdeauna implementată prima. Prin urmare, dacă legătura este simplă, atunci trebuie să fie s -conexiune, dacă este multiplă, atunci una dintre conexiuni este sigur s-bond.

Orez. 5. Exemple de legături s

Cu toate acestea, din considerentele geometrice reiese clar că poate exista doar unul între doi atomi. s -conexiune. În legăturile multiple, a doua și a treia legătură trebuie să fie formate printr-un mod geometric diferit de suprapunere a norilor de electroni.

Legătura formată prin suprapunerea norilor de electroni de ambele părți ale unei axe care trece prin nucleele atomilor se numește legătură p. Exemple p -conexiunile sunt prezentate în fig. 6. O astfel de suprapunere este energetic mai puțin favorabilă decât conform s -tip. Este realizat de părțile periferice ale norilor de electroni cu o densitate electronică mai mică. O creștere a multiplicității conexiunii înseamnă formarea p legături care au mai puțină energie decât s -comunicare. Acesta este motivul pentru creșterea neliniară a energiei de legare în comparație cu creșterea multiplicității.

Orez. 6. Exemple de legături p

Luați în considerare formarea de legături în molecula de N 2. După cum se știe, azotul molecular este foarte inert din punct de vedere chimic. Motivul pentru aceasta este formarea unei legături triple NєN foarte puternice:

Schema suprapunerii norilor de electroni este prezentată în fig. 7. Una dintre legături (2px–2px) se formează conform tipului s. Celelalte două (2рz–2рz, 2рy–2рy) sunt de tip p. Pentru a nu aglomera figura, imaginea norilor 2py suprapusi este redată separat (Fig. 7b). Pentru a obține o imagine generală, Fig. 7a și 7b ar trebui combinate.

La prima vedere, ar putea părea că s -legatura, limitand apropierea atomilor, nu permite suprapunerea orbitalilor in p -tip. Cu toate acestea, imaginea orbitalului include doar o anumită fracțiune (90%) din norul de electroni. Suprapunerea are loc cu o zonă periferică în afara unei astfel de imagini. Dacă ne imaginăm orbiti care includ o fracțiune mare a norului de electroni (de exemplu, 95%), atunci suprapunerea lor devine evidentă (vezi liniile întrerupte din Fig. 7a).

Orez. 7. Formarea moleculei de N 2

Va urma

V.I. Elfimov,
profesor la Moscova
universitate deschisă de stat

În care un mol dintr-o legătură dată se rupe. Se presupune că substanța inițială și produșii de reacție sunt în stările lor standard ale unui gaz ideal ipotetic la o presiune de 1 atm și o temperatură de 25 0 C. Sinonime pentru energia de rupere a unei legături chimice sunt: ​​energia de legătură, energia de disociere a moleculelor diatomice, energia de formare a legăturii chimice.

Energia de rupere a unei legături chimice poate fi definită în diferite moduri, de exemplu

Din date spectroscopice de masă (spectrometrie de masă).

Energia de rupere a legăturilor chimice din diverși compuși este reflectată în cartea de referință.

Energia de rupere a legăturilor chimice caracterizează rezistența unei legături chimice.

Energia ruperii legăturii C-C.

Vezi si

Note

Fundația Wikimedia. 2010 .

Vedeți ce înseamnă „Energia de rupere a legăturilor chimice” în alte dicționare:

Este egal cu munca care trebuie cheltuită pentru a împărți o moleculă în două părți (atomi, grupuri de atomi) și a le îndepărta unul de celălalt la o distanță infinită. De exemplu, dacă se consideră E. x. Cu. H3CH H într-o moleculă de metan, atunci așa ...... Marea Enciclopedie Sovietică

O reacție exotermă este o reacție chimică însoțită de eliberarea de căldură. Opusul unei reacții endoterme. Cantitatea totală de energie dintr-un sistem chimic este extrem de dificil de măsurat sau calculat... Wikipedia

Fig.1.Legătura triplă în cadrul teoriei legăturilor de valență Legătura triplă este o legătură covalentă a doi atomi dintr-o moleculă prin trei perechi de electroni de legare comune. Prima imagine a structurii vizuale a legăturii triple a fost dată în ... Wikipedia

O caracteristică distinctivă a alcoolilor este gruparea hidroxil la un atom de carbon saturat din figura evidențiată în roșu (oxigen) și gri (hidrogen). Alcooluri (din latină... Wikipedia

C (carboneum), un element chimic nemetalic din subgrupa IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) din Tabelul Periodic al Elementelor. Se găsește în natură sub formă de cristale de diamant (Fig. 1), grafit sau fullerenă și alte forme și face parte din organice ... ... Enciclopedia Collier