Energia rozbitia chemickej väzby. chemická väzba

Sexuálna energia je energiou peňazí Sila je afrodiziakum. Sex rovná sa sila. Michael Hutchinson Psychológ Carl Jung vynašiel psychologický model pre mužov a ženy, ktorý nazval anima a animus. Priznal, že každý muž má svoje vnútro

HLAVNÉ CHARAKTERISTIKY CHEMICKÉHO VÄZBA

Energia väzby je energia potrebná na prerušenie chemickej väzby. Energie rozbitia a vytvorenia väzby majú rovnakú veľkosť, ale opačné znamienka. Čím väčšia je energia chemickej väzby, tým je molekula stabilnejšia. Väzbová energia sa zvyčajne meria v kJ/mol.

Pre viacatómové zlúčeniny s väzbami rovnakého typu sa jej priemerná hodnota berie ako energia väzby vypočítaná vydelením energie tvorby zlúčeniny z atómov počtom väzieb. Takže 432,1 kJ / mol sa minie na prerušenie väzby H–H a 1648 kJ / ∙ mol sa vynaloží na prerušenie štyroch väzieb v molekule metánu CH 4 a v tomto prípade E C–H \u003d 1648: 4 \u003d 412 kJ/mol.

Dĺžka väzby je vzdialenosť medzi jadrami interagujúcich atómov v molekule. Závisí to od veľkosti elektrónových obalov a miery ich prekrytia.

Polarita väzby je distribúcia elektrického náboja medzi atómami v molekule.

Ak je elektronegativita atómov podieľajúcich sa na tvorbe väzby rovnaká, potom bude väzba nepolárna av prípade rozdielnej elektronegativity - polárna. Extrémny prípad polárnej väzby, keď je zdieľaný elektrónový pár takmer úplne zaujatý smerom k elektronegatívnejšiemu prvku, vedie k iónovej väzbe.

Napríklad: H–H je nepolárny, H–Cl je polárny a Na + –Cl - je iónový.

Je potrebné rozlišovať medzi polaritou jednotlivých väzieb a polaritou molekuly ako celku.

Polarita molekuly je vektorový súčet dipólových momentov všetkých väzieb molekuly.

Napríklad:

1) Lineárna molekula CO 2 (O=C=O) je nepolárna - dipólové momenty polárnych väzieb C=O sa navzájom kompenzujú.

2) Molekula vody je polárna– dipólové momenty dvoch väzieb О-Н sa navzájom nekompenzujú.

Priestorová štruktúra molekúl určený tvarom a umiestnením elektrónových oblakov v priestore.

Poradie väzieb je počet chemických väzieb medzi dvoma atómami.

Napríklad poradie väzieb v molekulách H2, O2 a N2 je 1, 2 a 3, pretože väzba v týchto prípadoch vzniká v dôsledku prekrývania jedného, ​​dvoch a troch párov elektrónových oblakov.

4.1. kovalentná väzba je väzba medzi dvoma atómami prostredníctvom spoločného elektrónového páru.

Počet chemických väzieb je určený valenciami prvkov.

Valencia prvku je počet orbitálov, ktoré sa podieľajú na tvorbe väzieb.

Kovalentná nepolárna väzba - táto väzba sa uskutočňuje v dôsledku tvorby elektrónových párov medzi atómami s rovnakou elektronegativitou. Napríklad H2, O2, N2, Cl2 atď.

Kovalentná polárna väzba je väzba medzi atómami s rôznou elektronegativitou.

Napríklad HCl, H2S, PH3 atď.

Kovalentná väzba má nasledujúce vlastnosti:

1) Sýtosť- schopnosť atómu tvoriť toľko väzieb, koľko má mocností.

2) Orientácia– elektrónové oblaky sa prekrývajú v smere, ktorý poskytuje maximálnu hustotu prekrytia.

4.2. Iónová väzba je väzba medzi opačne nabitými iónmi.

Toto je extrémny prípad kovalentnej polárnej väzby a vyskytuje sa vtedy, keď existuje veľký rozdiel v elektronegativite interagujúcich atómov. Iónová väzba nemá smerovosť a sýtosť.

Oxidačný stav je podmienený náboj atómu v zlúčenine na základe predpokladu, že väzby sú úplne ionizované.

Prednáška pre učiteľov

Chemickú väzbu (ďalej len väzba) môžeme definovať ako interakciu dvoch alebo viacerých atómov, v dôsledku ktorej vzniká chemicky stabilný polyatómový mikrosystém (molekula, kryštál, komplex a pod.).

Doktrína väzieb zaujíma ústredné miesto v modernej chémii, keďže chémia ako taká začína tam, kde končí izolovaný atóm a začína molekula. V podstate všetky vlastnosti látok sú spôsobené zvláštnosťami väzieb v nich. Hlavný rozdiel medzi chemickou väzbou a inými typmi interakcie medzi atómami je v tom, že jej vznik je určený zmenou stavu elektrónov v molekule v porovnaní s pôvodnými atómami.

Teória komunikácie by mala poskytnúť odpovede na množstvo otázok. Prečo vznikajú molekuly? Prečo niektoré atómy interagujú a iné nie? Prečo sa atómy spájajú v určitých pomeroch? Prečo sú atómy usporiadané v priestore určitým spôsobom? A nakoniec je potrebné vypočítať energiu väzby, jej dĺžku a ďalšie kvantitatívne charakteristiky. Korešpondencia teoretických myšlienok s experimentálnymi údajmi by sa mala považovať za kritérium pravdivosti teórie.

Existujú dve hlavné metódy opisu vzťahu, ktoré vám umožňujú odpovedať na položené otázky. Ide o metódy valenčných väzieb (BC) a molekulových orbitálov (MO). Prvý je prehľadnejší a jednoduchší. Druhá je prísnejšia a univerzálnejšia. Z dôvodu väčšej prehľadnosti sa tu zameriame na metódu VS.

Kvantová mechanika umožňuje popísať komunikáciu založenú na najvšeobecnejších zákonitostiach. Hoci existuje päť typov väzieb (kovalentné, iónové, kovové, vodíkové a medzimolekulové väzby), väzba je svojou povahou jedna a rozdiely medzi jej typmi sú relatívne. Podstata komunikácie je v Coulombovej interakcii, v jednote protikladov – príťažlivosti a odpudivosti. Rozdelenie komunikácie na typy a rozdielnosť v spôsoboch jej opisu naznačuje skôr ako rôznorodosť komunikácie, ale nedostatok vedomostí o nej v súčasnej fáze rozvoja vedy.

Táto prednáška pokryje materiál súvisiaci s témami ako je energia chemickej väzby, kvantový mechanický model kovalentnej väzby, výmenné a donor-akceptorové mechanizmy na tvorbu kovalentnej väzby, excitácia atómov, multiplicita väzieb, hybridizácia atómových orbitálov, elektronegativita prvky a polarita kovalentnej väzby, pojem metóda molekulových orbitálov, chemická väzba v kryštáloch.

Energia chemickej väzby

Podľa princípu najmenšej energie musí vnútorná energia molekuly v porovnaní so súčtom vnútorných energií jej základných atómov klesať. Vnútorná energia molekuly zahŕňa súčet interakčných energií každého elektrónu s každým jadrom, každého elektrónu s iným elektrónom, každého jadra s každým iným jadrom. Príťažlivosť musí prevládať nad odporom.

Najdôležitejšou charakteristikou väzby je energia, ktorá určuje jej silu. Mierou sily väzby môže byť množstvo energie vynaloženej na jej prerušenie (energia disociácie väzby), ako aj hodnota, ktorá pri súčte všetkých väzieb udáva energiu tvorby molekuly z elementárnych atómov. Energia rozbíjania väzieb je vždy pozitívna. Energia tvorby väzby má rovnakú veľkosť, ale má záporné znamienko.

Pre dvojatómovú molekulu sa väzbová energia číselne rovná energii disociácie molekuly na atómy a energii tvorby molekuly z atómov. Napríklad väzbová energia v molekule HBr sa rovná množstvu energie uvoľnenej v procese H + Br = HBr. Je zrejmé, že väzbová energia HBr je väčšia ako množstvo energie uvoľnenej počas tvorby HBr z plynného molekulárneho vodíka a kvapalného brómu:

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

na hodnotu energie vyparovania 1/2 mol Br 2 a na hodnoty energií rozkladu 1/2 mol H 2 a 1/2 mol Br 2 na voľné atómy.

Kvantovo-mechanický model kovalentnej väzby metódou valenčných väzieb na príklade molekuly vodíka

V roku 1927 vyriešili Schrödingerovu rovnicu pre molekulu vodíka nemeckí fyzici W. Heitler a F. London. Bol to prvý úspešný pokus použiť kvantovú mechaniku na riešenie komunikačných problémov. Ich práca položila základy metódy valenčných väzieb, čiže valenčných schém (VS).

Výsledky výpočtu možno graficky znázorniť ako závislosti síl interakcie medzi atómami (obr. 1, a) a energie systému (obr. 1, b) na vzdialenosti medzi jadrami atómov vodíka. Jadro jedného z atómov vodíka sa umiestni na začiatok súradníc a jadro druhého sa priblíži k jadru prvého atómu vodíka pozdĺž osi x. Ak sú spiny elektrónov antiparalelné, budú sa zvyšovať príťažlivé sily (pozri obr. 1, a, krivka I) a odpudivé sily (krivka II). Výslednica týchto síl je znázornená krivkou III. Najprv prevládajú príťažlivé sily, potom odpudivé. Keď sa vzdialenosť medzi jadrami rovná r0 = 0,074 nm, príťažlivá sila je vyvážená odpudivou silou. Rovnováhu síl zodpovedá minimálna energia systému (pozri obr. 1b, krivka IV) a následne najstabilnejší stav. Hĺbka „potenciálnej studne“ predstavuje väzbovú energiu E 0 H–H v molekule H 2 v absolútnej nule. Je to 458 kJ/mol. Pri reálnych teplotách však štiepenie väzby vyžaduje o niečo nižšiu energiu E H–H, ktorá pri 298 K (25 °C) je 435 kJ/mol. Rozdiel medzi týmito energiami v molekule H2 je energia vibrácií atómov vodíka (E col = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Ryža. 1. Závislosť interakčných síl atómov (a) a energie sústavy (b)
na vzdialenosti medzi jadrami atómov v molekule H 2

Keď sa k sebe priblížia dva atómy vodíka obsahujúce elektróny s paralelnými spinmi, energia sústavy neustále rastie (pozri obr. 1b, krivka V) a nevzniká žiadna väzba.

Kvantovomechanický výpočet teda poskytol kvantitatívne vysvetlenie vzťahu. Ak má pár elektrónov opačné spiny, elektróny sa pohybujú v poli oboch jadier. Medzi jadrami sa objavuje oblasť s vysokou hustotou elektrónového mraku - prebytočný negatívny náboj, ktorý priťahuje k sebe kladne nabité jadrá. Z kvantovomechanického výpočtu vyplývajú ustanovenia, ktoré sú základom metódy VS:

1. Dôvodom spojenia je elektrostatická interakcia jadier a elektrónov.
2. Väzbu tvorí elektrónový pár s antiparalelnými spinmi.
3. Sýtosť väzby je spôsobená tvorbou elektrónových párov.
4. Pevnosť väzby je úmerná stupňu prekrytia elektrónového oblaku.
5. Smerovosť spojenia je spôsobená prekrývaním elektrónových oblakov v oblasti maximálnej elektrónovej hustoty.

Mechanizmus výmeny pre vznik kovalentnej väzby metódou VS. Smerovosť a sýtosť kovalentnej väzby

Jedným z najdôležitejších konceptov metódy VS je valencia. Číselná hodnota valencie v metóde VS je určená počtom kovalentných väzieb, ktoré atóm tvorí s inými atómami.

Mechanizmus vzniku väzby párom elektrónov s antiparalelnými spinmi, ktoré patrili pred vznikom väzby rôznym atómom, uvažované pre molekulu H 2, sa nazýva výmenný mechanizmus. Ak sa berie do úvahy iba mechanizmus výmeny, valencia atómu je určená počtom jeho nespárovaných elektrónov.

Pre molekuly zložitejšie ako H 2 ostávajú princípy výpočtu nezmenené. Vznik väzby vedie k interakcii páru elektrónov s opačnými spinmi, ale s vlnovými funkciami rovnakého znamienka, ktoré sú sčítané. Výsledkom je zvýšenie hustoty elektrónov v oblasti prekrývajúcich sa elektrónových oblakov a kontrakcia jadier. Zvážte príklady.

V molekule fluóru F 2 je väzba tvorená 2p orbitálmi atómov fluóru:

Najvyššia hustota elektrónového oblaku je blízko orbitálu 2p v smere osi symetrie. Ak sú nepárové elektróny atómov fluóru v orbitáloch 2p x, väzba sa uskutočňuje v smere osi x (obr. 2). Na 2p y - a 2p z -orbitáloch sa nachádzajú nezdieľané elektrónové páry, ktoré sa nezúčastňujú na tvorbe väzieb (na obr. 2 tieňované). V nasledujúcom texte takéto orbitály nebudeme zobrazovať.

Ryža. 2. Tvorba molekuly F2

V molekule fluorovodíka je väzba HF tvorená orbitálom 1s atómu vodíka a orbitálom 2px atómu fluóru:

Smer väzby v tejto molekule je určený orientáciou 2px orbitálu atómu fluóru (obr. 3). Prekrytie nastáva v smere osi x symetrie. Akýkoľvek iný variant prekrývania je energeticky menej priaznivý.

Ryža. 3. Tvorba molekuly HF

Zložitejšie d- a f-orbitály sú tiež charakterizované smermi maximálnej hustoty elektrónov pozdĺž ich osí symetrie.

Smerovosť je teda jednou z hlavných vlastností kovalentnej väzby.

Smerovosť väzby je dobre ilustrovaná na príklade molekuly sírovodíka H2S:

Keďže osi symetrie valenčných 3p orbitálov atómu síry sú navzájom kolmé, treba očakávať, že molekula H2S by mala mať rohovú štruktúru s uhlom medzi väzbami S–H 90° (obr. 4). V skutočnosti je uhol blízky vypočítanému a rovná sa 92°.

Ryža. 4. Tvorba molekuly H 2 S

Je zrejmé, že počet kovalentných väzieb nemôže presiahnuť počet väzbových elektrónových párov. Sýtosť ako vlastnosť kovalentnej väzby však znamená aj to, že ak má atóm určitý počet nespárovaných elektrónov, potom sa na tvorbe kovalentných väzieb musia podieľať všetky.

Táto vlastnosť sa vysvetľuje princípom najmenšej energie. Pri vytváraní každej ďalšej väzby sa uvoľňuje ďalšia energia. Preto sa naplno realizujú všetky valenčné možnosti.

Stabilná je totiž molekula H 2 S, nie HS, kde je nerealizovaná väzba (nespárovaný elektrón je označený bodkou). Častice obsahujúce nepárové elektróny sa nazývajú voľné radikály. Sú extrémne reaktívne a reagujú za vzniku zlúčenín obsahujúcich nasýtené väzby.

Excitácia atómu

Uvažujme valenčné možnosti podľa mechanizmu výmeny niektorých prvkov 2. a 3. periódy periodického systému.

Atóm berýlia na vonkajšej kvantovej úrovni obsahuje dva spárované 2s elektróny. Neexistujú žiadne nepárové elektróny, takže berýlium musí mať nulovú valenciu. V zlúčeninách je však dvojmocný. Dá sa to vysvetliť excitáciou atómu, ktorá spočíva v prechode jedného z dvoch elektrónov 2s na podúroveň 2p:

V tomto prípade sa vynaloží excitačná energia E* zodpovedajúca rozdielu medzi energiami podúrovne 2p a 2s.

Keď je atóm bóru excitovaný, jeho valencia sa zvyšuje z 1 na 3:

a na atóme uhlíka - od 2 do 4:

Na prvý pohľad sa môže zdať, že budenie odporuje princípu najmenšej energie. V dôsledku excitácie však vznikajú nové, dodatočné väzby, vďaka ktorým sa uvoľňuje energia. Ak je táto dodatočná uvoľnená energia väčšia ako energia vynaložená na budenie, princíp najmenšej energie je nakoniec splnený. Napríklad v molekule metánu CH4 je priemerná energia väzby C–H 413 kJ/mol. Energia vynaložená na excitáciu je E* = 402 kJ/mol. Energetický zisk v dôsledku vytvorenia dvoch dodatočných väzieb bude:

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

Ak sa nerešpektuje zásada najmenšej energie, t.j. 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.

Napríklad kyslík je z tohto dôvodu iba dvojmocný. Elektronický analóg kyslíka - síra - má však veľké valenčné schopnosti, pretože na tretej kvantovej úrovni existuje 3d podúroveň a energetický rozdiel medzi podúrovňami 3s, 3p a 3d je neporovnateľne menší ako medzi druhou a tretie kvantové úrovne atómu kyslíka:

Z rovnakého dôvodu prvky 3. periódy - fosfor a chlór - vykazujú premenlivú mocnosť, na rozdiel od ich elektronických náprotivkov v 2. perióde - dusíka a fluóru. Excitáciou do zodpovedajúcej podúrovne možno vysvetliť vznik chemických zlúčenín prvkov skupiny VIIIa 3. a nasledujúcich období. V héliu a neóne (1. a 2. perióda), ktoré majú dokončenú vonkajšiu kvantovú úroveň, sa nenašli žiadne chemické zlúčeniny a iba oni sú skutočne inertnými plynmi.

Donor-akceptorový mechanizmus tvorby kovalentnej väzby

Pár elektrónov s antiparalelnými spinmi, ktoré tvoria väzbu, možno získať nielen výmenným mechanizmom zahŕňajúcim účasť elektrónov z oboch atómov, ale aj iným mechanizmom, ktorý sa nazýva donor-akceptorový mechanizmus: jeden atóm (donor) poskytuje nezdieľaný pár elektrónov na tvorbu väzby a druhý (akceptor) – prázdna kvantová bunka:

Výsledok pre oba mechanizmy je rovnaký. Často sa tvorba väzby dá vysvetliť oboma mechanizmami. Napríklad molekulu HF možno získať nielen v plynnej fáze z atómov mechanizmom výmeny, ako je znázornené vyššie (pozri obr. 3), ale aj vo vodnom roztoku z iónov H + a F mechanizmom donor-akceptor. :

Molekuly produkované rôznymi mechanizmami sú nepochybne nerozoznateľné; spojenia sú úplne rovnaké. Preto je správnejšie interakciu donor-akceptor nevyčleňovať ako špeciálny typ väzby, ale považovať ju len za špeciálny mechanizmus tvorby kovalentnej väzby.

Keď chcú zdôrazniť mechanizmus tvorby väzby presne podľa mechanizmu donor-akceptor, v štruktúrnych vzorcoch sa to označí šípkou od donoru k akceptoru (D® ALE). V ostatných prípadoch sa takáto väzba nerozlišuje a je označená pomlčkou, ako v prípade výmenného mechanizmu: D–A.

Väzby v amónnom ióne vzniknutom reakciou: NH 3 + H + \u003d NH 4 +,

sú vyjadrené nasledujúcim spôsobom:

Štruktúrny vzorec NH4+ môže byť reprezentovaný ako

.

Druhá forma zápisu je vhodnejšia, pretože odráža experimentálne stanovenú ekvivalenciu všetkých štyroch väzieb.

Vznik chemickej väzby mechanizmom donor-akceptor rozširuje valenčné schopnosti atómov: valencia je určená nielen počtom nespárovaných elektrónov, ale aj počtom nezdieľaných elektrónových párov a voľných kvantových buniek zapojených do tvorby väzieb. . Takže vo vyššie uvedenom príklade je valencia dusíka štyri.

Mechanizmus donor-akceptor bol úspešne použitý na opis väzby v komplexných zlúčeninách metódou VS.

Multiplicita komunikácie. s- a p-väzby

Väzba medzi dvoma atómami môže byť uskutočnená nielen jedným, ale aj niekoľkými elektrónovými pármi. Práve počet týchto elektrónových párov určuje pri metóde VS multiplicitu – jednu z vlastností kovalentnej väzby. Napríklad v molekule etánu C 2 H 6 je väzba medzi atómami uhlíka jednoduchá (jednoduchá), v molekule etylénu C 2 H 4 je dvojitá a v molekule acetylénu C 2 H 2 je trojitá. Niektoré charakteristiky týchto molekúl sú uvedené v tabuľke. jeden.

stôl 1

Zmeny parametrov väzby medzi atómami C v závislosti od jej mnohosti

Keď sa multiplicita väzby podľa očakávania zvyšuje, jej dĺžka sa zmenšuje. Multiplicita väzby sa zvyšuje diskrétne, t. j. celočíselný počet krát, preto ak by boli všetky väzby rovnaké, energia by sa tiež zvýšila zodpovedajúcim počtom krát. Ako však možno vidieť z tabuľky. 1, väzbová energia rastie menej intenzívne ako multiplicita. Preto sú spojenia nerovnomerné. Dá sa to vysvetliť rozdielom v geometrických spôsoboch, ktorými sa orbitály prekrývajú. Zoberme si tieto rozdiely.

Väzba vytvorená prekrývaním elektrónových oblakov pozdĺž osi prechádzajúcej cez jadrá atómov sa nazýva s-väzba.

Ak je vo väzbe zapojený s-orbitál, tak jedine s -spojenie (obr. 5, a, b, c). Odtiaľ dostal svoje meno, pretože grécke písmeno s je synonymom pre latinské s.

Za účasti p-orbitálov (obr. 5, b, d, e) a d-orbitálov (obr. 5, c, e, f) na tvorbe väzby dochádza k prekrytiu typu s v smere najvyššej hustoty. elektrónových oblakov, čo je energeticky najpriaznivejšie. Preto, keď sa vytvorí spojenie, táto metóda sa vždy implementuje ako prvá. Preto, ak je zväzok jednoduchý, potom musí byť s -spojenie, ak je viac, potom jedno z pripojení určite áno s-väzba.

Ryža. 5. Príklady s-väzieb

Z geometrických úvah je však zrejmé, že medzi dvoma atómami môže byť len jeden. s -spojenie. Vo viacnásobných väzbách musí byť druhá a tretia väzba vytvorená odlišným geometrickým spôsobom prekrývania elektrónových oblakov.

Väzba vytvorená prekrývaním elektrónových oblakov na oboch stranách osi prechádzajúcej cez jadrá atómov sa nazýva p-väzba. Príklady str -zapojenia sú znázornené na obr. 6. Takýto presah je energeticky menej priaznivý ako podľa s -typ. Vykonávajú ho okrajové časti elektrónových oblakov s nižšou elektrónovou hustotou. Zvýšenie násobnosti spojenia znamená vznik p väzby, ktoré majú menšiu energiu ako s -komunikácia. To je dôvod nelineárneho nárastu väzbovej energie v porovnaní so zvýšením multiplicity.

Ryža. 6. Príklady p-väzieb

Zvážte tvorbu väzieb v molekule N2. Ako je známe, molekulárny dusík je chemicky veľmi inertný. Dôvodom je vytvorenie veľmi silnej trojitej väzby NєN:

Schéma prekrývajúcich sa elektrónových oblakov je znázornená na obr. 7. Jedna z väzieb (2px–2px) je vytvorená podľa s-typu. Ďalšie dva (2рz–2рz, 2рy–2рy) sú typu p. Aby nedošlo k preplneniu obrázku, obrázok prekrývajúcich sa 2py oblakov je vykreslený samostatne (obr. 7b). Ak chcete získať všeobecný obraz, obr. 7a a 7b by sa mali kombinovať.

Na prvý pohľad by sa to mohlo zdať s -väzba, obmedzujúca priblíženie atómov, neumožňuje prekrývanie orbitálov v p -typ. Obraz orbitálu však zahŕňa len určitý zlomok (90 %) elektrónového oblaku. K prekrývaniu dochádza s periférnou oblasťou mimo takéhoto obrazu. Ak si predstavíme orbitály, ktoré zahŕňajú veľkú časť elektrónového oblaku (napríklad 95 %), potom je ich prekrytie zrejmé (pozri prerušované čiary na obr. 7a).

Ryža. 7. Tvorba molekuly N2

Pokračovanie nabudúce

V.I. Elfimov,
profesor z Moskvy
štátna otvorená univerzita

V ktorom sa rozbije jeden mól danej väzby. Predpokladá sa, že východisková látka a reakčné produkty sú v štandardnom stave hypotetického ideálneho plynu pri tlaku 1 atm a teplote 25 0 C. Synonymá pre energiu rozpadu chemickej väzby sú: energia väzby, energia disociácie dvojatómových molekúl, energia tvorby chemickej väzby.

Energiu rozpadu chemickej väzby možno definovať rôznymi spôsobmi, napr

Z hmotnostných spektroskopických údajov (hmotnostná spektrometria).

Energia rozpadu chemických väzieb v rôznych zlúčeninách sa odráža v referenčnej knihe.

Energia rozpadu chemických väzieb charakterizuje silu chemickej väzby.

Energia rozbitia väzby C-C.

pozri tiež

Poznámky

Nadácia Wikimedia. 2010.

Pozrite sa, čo je to "Chemical Bond Breaking Energy" v iných slovníkoch:

Rovná sa práci, ktorú treba vynaložiť na rozdelenie molekuly na dve časti (atómy, skupiny atómov) a ich vzájomné odstránenie v nekonečnej vzdialenosti. Napríklad, ak sa uvažuje E. x. s. H3CH H v molekule metánu, potom také ... ... Veľká sovietska encyklopédia

Exotermická reakcia je chemická reakcia sprevádzaná uvoľňovaním tepla. Opak endotermickej reakcie. Celkové množstvo energie v chemickom systéme je mimoriadne ťažké zmerať alebo vypočítať... Wikipedia

Obr.1 Trojitá väzba v rámci teórie valenčných väzieb Trojitá väzba je kovalentná väzba dvoch atómov v molekule prostredníctvom troch spoločných väzbových elektrónových párov. Prvý obrázok vizuálnej štruktúry trojitej väzby bol uvedený v ... Wikipedia

Charakteristickým znakom alkoholov je hydroxylová skupina na nasýtenom atóme uhlíka na obrázku zvýraznená červenou (kyslík) a sivou (vodík). Alkoholy (z latinčiny ... Wikipedia

C (carboneum), nekovový chemický prvok podskupiny IVA (C, Si, Ge, Sn, Pb) periodickej sústavy prvkov. V prírode sa vyskytuje vo forme diamantových kryštálov (obr. 1), grafitu či fullerénu a iných foriem a je súčasťou organických ... ... Collierova encyklopédia