Energija prekida kemijske veze. kemijska veza

Seksualna energija je energija novca Moć je afrodizijak. Seks je jednako moć. Michael Hutchinson Psiholog Carl Jung izumio je psihološki model za muškarce i žene, koji je nazvao anima i animus. Priznao je da svaki čovjek ima unutarnju

GLAVNE KARAKTERISTIKE KEMIJSKE VEZE

Energija veze je energija potrebna za prekid kemijske veze. Energije kidanja i stvaranja veze jednake su veličine, ali suprotnog predznaka. Što je veća energija kemijske veze, to je molekula stabilnija. Energija vezanja obično se mjeri u kJ/mol.

Za višeatomne spojeve s vezama iste vrste, njezina prosječna vrijednost se uzima kao energija veze, izračunata dijeljenjem energije stvaranja spoja iz atoma s brojem veza. Dakle, 432,1 kJ / mol potrošeno je na kidanje veze H–H, a 1648 kJ / ∙ mol potrošeno je na kidanje četiri veze u molekuli metana CH 4, au ovom slučaju E C–H \u003d 1648: 4 = 412 kJ / mol.

Duljina veze je udaljenost između jezgri atoma koji međusobno djeluju u molekuli. Ovisi o veličini elektronskih ljuski i stupnju njihova preklapanja.

Polaritet veze je raspodjela električnog naboja između atoma u molekuli.

Ako je elektronegativnost atoma koji sudjeluju u stvaranju veze jednaka, tada će veza biti nepolarna, a u slučaju različite elektronegativnosti - polarna. Ekstremni slučaj polarne veze, kada je zajednički elektronski par gotovo potpuno nagnut prema elektronegativnijem elementu, rezultira ionskom vezom.

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

Potrebno je razlikovati polaritet pojedinih veza od polariteta molekule kao cjeline.

Polaritet molekule je vektorski zbroj dipolnih momenata svih veza molekule.

Na primjer:

1) Linearna molekula CO 2 (O=C=O) je nepolarna - dipolni momenti polarnih C=O veza međusobno se kompenziraju.

2) Molekula vode je polarna– dipolni momenti dviju O-N veza se međusobno ne kompenziraju.

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

Redoslijed veze je broj kemijskih veza između dva atoma.

Na primjer, redoslijed veza u molekulama H 2 , O 2 i N 2 je 1, 2 odnosno 3, budući da veza u tim slučajevima nastaje zbog preklapanja jednog, dva i tri para elektronskih oblaka.

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

Broj kemijskih veza određen je valencijama elemenata.

Valencija elementa je broj orbitala koje sudjeluju u stvaranju veza.

Kovalentna nepolarna veza - ova se veza ostvaruje stvaranjem elektronskih parova između atoma s jednakom elektronegativnošću. Na primjer, H 2, O 2, N 2, Cl 2 itd.

Kovalentna polarna veza je veza između atoma različite elektronegativnosti.

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

Kovalentna veza ima sljedeća svojstva:

1) Zasićenost- sposobnost atoma da stvara onoliko veza koliko ima valencija.

2) Orijentacija– elektronski oblaci se preklapaju u smjeru koji osigurava najveću gustoću preklapanja.

4.2. Ionska veza je veza između suprotno nabijenih iona.

Ovo je ekstremni slučaj kovalentne polarne veze i javlja se kada postoji velika razlika u elektronegativnosti atoma koji međusobno djeluju. Ionska veza nema usmjerenost i zasićenost.

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

Predavanje za nastavnike

Kemijska veza (u daljnjem tekstu veza) može se definirati kao međudjelovanje dvaju ili više atoma, uslijed čega nastaje kemijski stabilan poliatomski mikrosustav (molekula, kristal, kompleks itd.).

Doktrina veze zauzima središnje mjesto u modernoj kemiji, budući da kemija kao takva počinje tamo gdje završava izolirani atom i počinje molekula. U biti, sva svojstva tvari posljedica su osobitosti veza u njima. Glavna razlika između kemijske veze i drugih vrsta interakcija između atoma je u tome što je njezino stvaranje određeno promjenom stanja elektrona u molekuli u usporedbi s početnim atomima.

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

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

Kvantna mehanika omogućuje opisivanje komunikacije na temelju najopćenitijih zakona. Iako postoji pet vrsta veza (kovalentna, ionska, metalna, vodikova i međumolekulska veza), veza je po prirodi jedna te su razlike među njezinim vrstama relativne. Bit komunikacije je u Coulombovoj interakciji, u jedinstvu suprotnosti – privlačnosti i odbijanja. Podjela komunikacije na vrste i razlika u metodama njezina opisa ukazuje ne na raznolikost komunikacije, već na nedostatak znanja o njoj na sadašnjem stupnju razvoja znanosti.

Ovo predavanje će pokriti gradivo vezano uz teme kao što su energija kemijske veze, kvantno mehanički model kovalentne veze, izmjenski i donor-akceptorski mehanizmi za stvaranje kovalentne veze, ekscitacija atoma, višestrukost veze, hibridizacija atomskih orbitala, elektronegativnost elementi i polaritet kovalentne veze, pojam metode molekulskih orbitala, kemijska veza u kristalima.

Energija kemijske veze

Prema načelu najmanje energije, unutarnja energija molekule, u usporedbi sa zbrojem unutarnjih energija njenih sastavnih atoma, mora se smanjiti. Unutarnja energija molekule uključuje zbroj energija interakcije svakog elektrona sa svakom jezgrom, svakog elektrona sa svakim drugim elektronom, svake jezgre sa svakom drugom jezgrom. Privlačnost mora prevladati nad odbojnošću.

Najvažnija karakteristika veze je energija koja određuje njezinu snagu. Mjera čvrstoće veze može biti i količina energije utrošena na njezino kidanje (energija disocijacije veze) i vrijednost koja, kada se zbroji po svim vezama, daje energiju formiranja molekule iz elementarnih atoma. Energija kidanja veze uvijek je pozitivna. Energija stvaranja veze jednaka je po veličini, ali ima negativan predznak.

Za dvoatomnu molekulu energija vezanja brojčano je jednaka energiji disocijacije molekule na atome i energiji nastanka molekule iz atoma. Na primjer, energija vezanja u molekuli HBr jednaka je količini energije koja se oslobađa u procesu H + Br = HBr. Očito je da je energija vezanja HBr veća od količine energije koja se oslobađa tijekom stvaranja HBr iz plinovitog molekularnog vodika i tekućeg broma:

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

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

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

Godine 1927. njemački fizičari W. Heitler i F. London riješili su Schrödingerovu jednadžbu za molekulu vodika. Bio je to prvi uspješan pokušaj primjene kvantne mehanike na rješavanje komunikacijskih problema. Njihov rad postavio je temelje metodi valentnih veza, odnosno valentnih shema (VS).

Rezultati proračuna mogu se grafički prikazati kao ovisnosti sila interakcije između atoma (slika 1, a) i energije sustava (slika 1, b) o udaljenosti između jezgri atoma vodika. Jezgra jednog od vodikovih atoma bit će smještena u ishodištu koordinata, a jezgra drugog će se približiti jezgri prvog vodikovog atoma po apscisnoj osi. Ako su spinovi elektrona antiparalelni, sile privlačenja (vidi sliku 1, a, krivulja I) i sile odbijanja (krivulja II) će se povećati. Rezultanta tih sila prikazana je krivuljom III. Isprva prevladavaju privlačne sile, zatim odbojne. Kada udaljenost između jezgri postane jednaka r 0 = 0,074 nm, privlačna sila je uravnotežena odbojnom silom. Ravnoteža sila odgovara minimalnoj energiji sustava (vidi sl. 1b, krivulja IV) i, posljedično, najstabilnijem stanju. Dubina “potencijalne jame” predstavlja energiju vezanja E 0 H–H u molekuli H 2 na apsolutnoj nuli. To je 458 kJ/mol. Međutim, na stvarnim temperaturama, kidanje veze zahtijeva nešto nižu energiju E H–H, koja na 298 K (25 °C) iznosi 435 kJ/mol. Razlika između tih energija u molekuli H2 je energija titraja vodikovih atoma (E col = E 0 H–H – E H–H = 458 – 435 = 23 kJ/mol).

Riža. 1. Ovisnost sila međudjelovanja atoma (a) i energije sustava (b)
o udaljenosti između jezgri atoma u molekuli H 2

Kada se dva atoma vodika koji sadrže elektrone s paralelnim spinovima približavaju jedan drugome, energija sustava stalno raste (vidi sliku 1b, krivulja V) i ne stvara se veza.

Stoga je kvantnomehanički izračun dao kvantitativno objašnjenje odnosa. Ako par elektrona ima suprotne spinove, elektroni se kreću u polju obiju jezgri. Između jezgri pojavljuje se područje visoke gustoće elektronskog oblaka - višak negativnog naboja koji privlači pozitivno nabijene jezgre. Iz kvantno mehaničkog proračuna slijede odredbe koje su temelj VS metode:

1. Razlog povezanosti je elektrostatsko međudjelovanje jezgre i elektrona.
2. Vezu tvori elektronski par s antiparalelnim spinovima.
3. Do zasićenja veze dolazi zbog stvaranja elektronskih parova.
4. Snaga veze proporcionalna je stupnju preklapanja oblaka elektrona.
5. Usmjerenost veze je posljedica preklapanja elektronskih oblaka u području maksimalne gustoće elektrona.

Mehanizam izmjene za stvaranje kovalentne veze metodom VS. Usmjerenost i zasićenost kovalentne veze

Jedan od najvažnijih pojmova VS metode je valencija. Brojčana vrijednost valencije u VS metodi određena je brojem kovalentnih veza koje atom tvori s drugim atomima.

Mehanizam stvaranja veze parom elektrona s antiparalelnim spinovima, koji su pripadali različitim atomima prije stvaranja veze, razmatran za molekulu H 2, naziva se mehanizam izmjene. Ako se uzme u obzir samo mehanizam izmjene, valencija atoma određena je brojem njegovih nesparenih elektrona.

Za molekule složenije od H 2, načela izračuna ostaju nepromijenjena. Stvaranjem veze dolazi do međudjelovanja para elektrona suprotnih spinova, ali s valnim funkcijama istog predznaka, koje se zbrajaju. Rezultat toga je povećanje gustoće elektrona u području preklapajućih elektronskih oblaka i kontrakcija jezgri. Razmotrite primjere.

U molekuli fluora F 2 vezu tvore 2p orbitale atoma fluora:

Najveća gustoća elektronskog oblaka je blizu 2p orbitale u smjeru osi simetrije. Ako su nespareni elektroni atoma fluora u 2p x orbitalama, veza se odvija u smjeru x osi (slika 2). Na 2p y - i 2p z -orbitalama nalaze se nepodijeljeni elektronski parovi koji ne sudjeluju u stvaranju veza (osjenčano na sl. 2). U nastavku nećemo prikazivati ​​takve orbitale.

Riža. 2. Nastanak molekule F 2

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

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

Riža. 3. Stvaranje HF molekule

Složenije d- i f-orbitale također karakteriziraju pravci maksimalne gustoće elektrona duž njihovih osi simetrije.

Dakle, usmjerenost je jedno od glavnih svojstava kovalentne veze.

Usmjerenost veze dobro je ilustrirana primjerom molekule sumporovodika H 2 S:

Budući da su osi simetrije valentnih 3p orbitala atoma sumpora međusobno okomite, za očekivati ​​je da bi molekula H2S trebala imati kutnu strukturu s kutom između S–H veza od 90° (slika 4). Doista, kut je blizak izračunatom i jednak je 92°.

Riža. 4. Nastanak molekule H 2 S

Očito je da broj kovalentnih veza ne može biti veći od broja veznih elektronskih parova. Međutim, zasićenost kao svojstvo kovalentne veze također znači da ako atom ima određeni broj nesparenih elektrona, tada svi oni moraju sudjelovati u stvaranju kovalentnih veza.

Ovo svojstvo se objašnjava principom najmanje energije. Stvaranjem svake dodatne veze oslobađa se dodatna energija. Stoga su sve mogućnosti valencije u potpunosti ostvarene.

Doista, molekula H 2 S je stabilna, a ne HS, gdje postoji nerealizirana veza (nespareni elektron je označen točkom). Čestice koje sadrže nesparene elektrone nazivaju se slobodni radikali. Oni su izuzetno reaktivni i reagiraju tako da tvore spojeve koji sadrže zasićene veze.

Pobuda atoma

Razmotrimo valentne mogućnosti prema mehanizmu izmjene nekih elemenata 2. i 3. periode periodnog sustava.

Atom berilija na vanjskoj kvantnoj razini sadrži dva uparena 2s elektrona. Nema nesparenih elektrona, pa berilij mora imati nultu valenciju. Međutim, u spojevima je dvovalentan. To se može objasniti ekscitacijom atoma, koja se sastoji u prijelazu jednog od dva 2s elektrona na 2p podrazinu:

U tom slučaju se troši energija uzbude E* koja odgovara razlici između energija podrazine 2p i 2s.

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

i na atomu ugljika - od 2 do 4:

Na prvi pogled može se činiti da je pobuda u suprotnosti s načelom najmanje energije. Međutim, kao rezultat pobude nastaju nove, dodatne veze, zbog kojih se oslobađa energija. Ako je ta dodatno oslobođena energija veća od energije utrošene na pobudu, načelo najmanje energije je u konačnici zadovoljeno. Na primjer, u molekuli metana CH 4 prosječna energija C–H veze je 413 kJ/mol. Energija utrošena na pobudu je E* = 402 kJ/mol. Energetski dobitak zbog stvaranja dvije dodatne veze bit će:

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

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

Na primjer, kisik je dvovalentan samo iz tog razloga. Međutim, elektronički analog kisika - sumpor - ima velike valentne sposobnosti, budući da na trećoj kvantnoj razini postoji 3d podrazina, a razlika u energiji između 3s-, 3p- i 3d-podrazine neusporedivo je manja nego između druge i kvantne razine. treće kvantne razine atoma kisika:

Iz istog razloga, elementi 3. periode - fosfor i klor - pokazuju promjenjivu valenciju, za razliku od svojih elektroničkih parnjaka u 2. periodi - dušika i fluora. Ekscitacija na odgovarajuću podrazinu može objasniti nastanak kemijskih spojeva elemenata VIIIa skupine 3. i sljedećih razdoblja. U heliju i neonu (1. i 2. periode), koji imaju završenu vanjsku kvantnu razinu, nisu pronađeni nikakvi kemijski spojevi i samo su oni istinski inertni plinovi.

Donor-akceptorski mehanizam stvaranja kovalentne veze

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

Rezultat za oba mehanizma je isti. Često se stvaranje veze može objasniti pomoću oba mehanizma. Na primjer, molekula HF može se dobiti ne samo u plinovitoj fazi iz atoma mehanizmom izmjene, kao što je prikazano gore (vidi sliku 3), već također u vodenoj otopini iz H + i F iona mehanizmom donor-akceptor :

Bez sumnje, molekule proizvedene različitim mehanizmima se ne mogu razlikovati; veze potpuno jednake. Stoga je ispravnije ne izdvajati donor-akceptorsku interakciju kao posebnu vrstu veze, već je promatrati samo kao poseban mehanizam za stvaranje kovalentne veze.

Kada se želi naglasiti mehanizam stvaranja veze upravo prema donorsko-akceptorskom mehanizmu, on se u strukturnim formulama označava strelicom od donora prema akceptoru (D® ALI). U ostalim slučajevima takva se veza ne razlikuje i označava se crticom, kao u slučaju mehanizma izmjene: D–A.

Veze u amonijevom ionu nastale reakcijom: NH 3 + H + \u003d NH 4 +,

izražavaju se na sljedeći način:

Strukturna formula NH 4 + može se prikazati kao

.

Drugi oblik označavanja je poželjniji, budući da odražava eksperimentalno utvrđenu ekvivalenciju sve četiri veze.

Formiranje kemijske veze donor-akceptorskim mehanizmom proširuje valentne mogućnosti atoma: valentnost je određena ne samo brojem nesparenih elektrona, već i brojem nepodijeljenih elektronskih parova i praznih kvantnih stanica uključenih u stvaranje veza . Dakle, u gornjem primjeru, valencija dušika je četiri.

Donor-akceptorski mehanizam uspješno se koristi za opisivanje veze u kompleksnim spojevima metodom VS.

Višestrukost komunikacije. s- i p-veze

Veza između dva atoma može se ostvariti ne samo jednim, već i više parova elektrona. Upravo broj tih elektronskih parova određuje višestrukost u VS metodi – jedno od svojstava kovalentne veze. Na primjer, u molekuli etana C 2 H 6 veza između atoma ugljika je jednostruka (jednostruka), u molekuli etilena C 2 H 4 je dvostruka, a u molekuli acetilena C 2 H 2 je trostruka. Neke karakteristike ovih molekula dane su u tablici. jedan.

stol 1

Promjene parametara veze između C atoma ovisno o njegovoj višestrukosti

Kako se množina veze povećava, kao što je i očekivano, njezina se duljina smanjuje. Višestrukost veze raste diskretno, tj. za cijeli broj puta, dakle, kada bi sve veze bile iste, energija bi također porasla za odgovarajući broj puta. Međutim, kao što se vidi iz tab. 1, energija vezanja raste manje intenzivno od mnogostrukosti. Stoga su veze nejednake. To se može objasniti razlikom u geometrijskim načinima na koje se orbitale preklapaju. Razmotrimo ove razlike.

Veza nastala preklapanjem elektronskih oblaka duž osi koja prolazi kroz jezgre atoma naziva se s-veza.

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

Uz sudjelovanje p-orbitala (sl. 5, b, d, e) i d-orbitala (sl. 5, c, e, f) u stvaranju veze, preklapanje s-tipa događa se u smjeru najveće gustoće elektronskih oblaka, što je energetski najpovoljnije. Stoga, kada se uspostavi veza, ova metoda se uvijek prva implementira. Stoga, ako je veza jednostruka, onda mora biti s -veza, ako je višestruka, onda je jedna od veza sigurna s-veza.

Riža. 5. Primjeri s-veza

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

Veza nastala preklapanjem elektronskih oblaka s obje strane osi koja prolazi kroz jezgre atoma naziva se p-veza. Primjeri str -priključci su prikazani na sl. 6. Takvo preklapanje je energetski nepovoljnije nego prema s -tip. Vrše ga periferni dijelovi elektronskih oblaka manje gustoće elektrona. Povećanje višestrukosti veze znači stvaranje str veze koje imaju manju energiju od s -komunikacija. To je razlog nelinearnog povećanja energije vezanja u usporedbi s povećanjem višestrukosti.

Riža. 6. Primjeri p-veza

Razmotrimo stvaranje veza u molekuli N 2 . Kao što je poznato, molekularni dušik je kemijski vrlo inertan. Razlog tome je stvaranje vrlo jake NêN trostruke veze:

Shema preklapajućih elektronskih oblaka prikazana je na sl. 7. Jedna od veza (2px–2px) formirana je prema s-tipu. Ostala dva (2rz–2rz, 2ry–2ry) su p-tipa. Kako se slika ne bi zatrpala, slika preklapajućih 2py oblaka renderirana je zasebno (Sl. 7b). Da biste dobili opću sliku, Sl. 7a i 7b treba spojiti.

Na prvi pogled moglo bi se činiti da s -veza, ograničavajući približavanje atoma, ne dopušta preklapanje orbitala u str -tip. Međutim, slika orbitale uključuje samo određeni dio (90%) elektronskog oblaka. Do preklapanja dolazi s perifernim područjem izvan takve slike. Ako zamislimo orbitale koje uključuju veliki dio elektronskog oblaka (na primjer, 95%), tada njihovo preklapanje postaje očito (vidi isprekidane linije na slici 7a).

Riža. 7. Nastanak molekule N 2

Nastavit će se

V. I. Elfimov,
profesor moskovskog
državno otvoreno učilište

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

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

Iz podataka spektroskopije mase (spektrometrija mase).

Energija kidanja kemijskih veza u različitim spojevima odražava se u priručniku.

Energija kidanja kemijskih veza karakterizira čvrstoću kemijske veze.

Energija kidanja C-C veze.

vidi također

Bilješke

Zaklada Wikimedia. 2010. godine.

Pogledajte što je "Energija kidanja kemijske veze" u drugim rječnicima:

Jednak je radu koji je potrebno utrošiti da se molekula podijeli na dva dijela (atome, skupine atoma) i udalji jedan od drugoga na beskonačnu udaljenost. Na primjer, ako se uzme u obzir E. x. S. H3CH H u molekuli metana, onda takav ... ... Velika sovjetska enciklopedija

Egzotermna reakcija je kemijska reakcija praćena oslobađanjem topline. Suprotno od endotermne reakcije. Ukupnu količinu energije u kemijskom sustavu izuzetno je teško izmjeriti ili izračunati... Wikipedia

Slika 1. Trostruka veza u okviru teorije valentnih veza Trostruka veza je kovalentna veza dva atoma u molekuli preko tri zajednička vezna elektronska para. Prva slika vizualne strukture trostruke veze dana je u ... Wikipediji

Posebnost alkohola je hidroksilna skupina na zasićenom ugljikovom atomu na slici označena crvenom (kisik) i sivom (vodik). Alkoholi (od latinskog ... Wikipedia

C (karboneum), nemetalni kemijski element IVA podskupine (C, Si, Ge, Sn, Pb) periodnog sustava elemenata. U prirodi se javlja u obliku kristala dijamanta (slika 1), grafita ili fulerena i drugim oblicima i dio je organskih ... ... Collier Encyclopedia