En kemisk bindning är växelverkan mellan atomer , som bestämmer stabiliteten hos en molekyl eller kristall som helhet. En kemisk bindning definieras av interaktionen mellan laddade partiklar ( kärnor och elektroner ). Den moderna beskrivningen av den kemiska bindningen utförs utifrån kvantmekaniken [1] . De viktigaste egenskaperna hos en kemisk bindning är styrka , längd , polaritet , stabilitet.
Det finns bara 6 typer av anslutningar:
Den enklaste kemiska bindningen med en elektron skapas av en enda valenselektron . Det visar sig att en elektron kan hålla två positivt laddade joner i en enda helhet . I en enelektronbindning kompenseras Coulomb-repulsiva krafter hos positivt laddade partiklar av Coulomb-krafterna för attraktion av dessa partiklar till en negativt laddad elektron. Valenselektronen blir gemensam för två atomer.
Exempel på sådana kemiska föreningar är molekylära joner: H 2 + , Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + [2] :
| Element | H | Li | Na | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Elektronisk konfiguration | 1S 1 | [Han] 2S 1 | [Ne]3S 1 | [Ar]4S 1 | [Kr]5S 1 | [Xe]6S 1 |
| Inre nukleärt avstånd
i molekylär jon x z + , Å |
1,06 | 3.14 | 3,43 | 4.18 | 4,44 | 4,70 |
| En atoms omloppsradie, Å | 0,53 | 1,57 | 1,715 | 2.09 | 2.22 | 2,35 |
Förekomsten av molekylära joner av väte och alkalimetaller , där en enkel valenselektron skapar en kemisk bindning , expanderar och kompletterar konceptet med en kemisk bindning. I de listade jonerna kan det inte vara tal om någon interaktion mellan elektronspinn och överlappning av elektronmoln . Den enda bindande elektronen är lokaliserad i utrymmet mellan atomkärnorna och håller dem samman och bildar ett stabilt kemiskt system (Fig. 1).
En enkel kovalent kemisk bindning skapas av ett bindande elektronpar . I alla existerande teorier ( teorin om valensbindningar , teorin om molekylära orbitaler , teorin om repulsion av valenselektronpar , Bohr-modellen för kemisk bindning ) är det bindande elektronparet beläget i utrymmet mellan molekylens atomer . Skilj mellan polära och opolära kovalenta bindningar.
Det finns kemiska grundämnen som: He , Ne , Ar , Kr , Xe , Rn , som inte kan bilda en kemisk bindning mellan sig själva och andra atomer, eftersom de inte behöver elektroner från andra atomer, de har redan slutfört den sista lager.
En opolär kovalent bindning äger rum i homonukleära diatomiska molekyler , i vilka det bindande elektronparet är lika långt från båda kärnorna i molekylsystemet (fig. 2). Avståndet d mellan atomkärnor kan betraktas som summan av de kovalenta radierna för motsvarande atomer.
Avståndet mellan atomkärnor i en enkel två-elektron kovalent bindning är kortare än samma avstånd i den enklaste en-elektron kemisk bindning.
| Molekyl | H2 _ | Li 2 | Na 2 | K2 _ | Rb 2 | cs 2 |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Nukleärt avstånd, Å [3] | 0,74 | 2,67 | 3.08 | 3,92 | 4.10 | 4.30 |
| Kovalent radie, Å | 0,37 | 1,335 | 1,54 | 1,96 | 2.05 | 2.15 |
| Orbital radie, Å | 0,53 | 1,57 | 1,715 | 2.09 | 2.22 | 2,35 |
| Bindningselektronparradie, Å | 0,379 | 0,826 | 0,755 | 0,726 | 0,852 | 0,949 |
| Bindningsbrytningsenergi, kJ/mol [3] | 436 | 102 | 73 | 57 | 49 | 42 |
Skillnaden mellan de orbitala och kovalenta radierna kännetecknar graden av överlappning av atomernas atomära orbitaler som bildar en kemisk bindning och återspeglar deformationen av atomernas elektronskal .
En polär kovalent bindning förekommer i heteronukleära diatomiska molekyler (fig. 3). Det bindande elektronparet i en polär kemisk bindning är nära atomen med en högre första joniseringspotential . [fyra]
Avståndet d mellan atomkärnor, som kännetecknar den rumsliga strukturen hos polära molekyler, kan ungefär betraktas som summan av de kovalenta radierna för motsvarande atomer. [5]
Egenskaper hos vissa polära ämnen [3]| Molekyl | LiH | NaH | KH | RbH | CSH |
|---|---|---|---|---|---|
| Internukleärt avstånd, Å | 1,60 | 1,89 | 2.24 | 2,37 | 2,49 |
| Bindningsbrytningsenergi, kJ/mol | 236 | 200 | 182 | 165 | 176 |
Förskjutningen av det bindande elektronparet till en av kärnorna i den polära molekylen leder till uppkomsten av en elektrisk dipol (elektrodynamik) (Fig. 4).
Avståndet mellan positiva och negativa laddningars tyngdpunkter kallas dipolens längd. Molekylens polaritet , såväl som polariteten hos bindningen, uppskattas av värdet av dipolmomentet μ, vilket är produkten av längden på dipolen l med värdet av den elektroniska laddningen :
μ = lq
Flera kovalenta bindningar representeras av omättade organiska föreningar som innehåller dubbel- och trippelkemiska bindningar . För att beskriva naturen hos omättade föreningar introducerar L. Pauling begreppen sigma- och π-bindningar , hybridisering av atomära orbitaler .
Paulings hybridisering för två S- och två p-elektroner gjorde det möjligt att förklara riktningsförmågan hos kemiska bindningar, i synnerhet den tetraedriska konfigurationen av metan . För att förklara strukturen av eten är det nödvändigt att isolera en p-elektron från fyra ekvivalenta Sp 3 - elektroner i kolatomen för att bilda en ytterligare bindning, kallad π-bindningen. I detta fall är de tre återstående Sp 2 -hybridorbitalerna placerade i planet i en vinkel på 120° och bildar huvudbindningarna, till exempel en platt etenmolekyl (Fig. 5).
När det gäller acetylenmolekylen deltar endast en S- och en p-orbitaler i hybridisering (enligt Pauling), och två Sp-orbitaler bildas, placerade i en vinkel på 180° och riktade i motsatta riktningar. Två "rena" p-orbitaler av kolatomer överlappar parvis i ömsesidigt vinkelräta plan och bildar två π-bindningar av en linjär acetylenmolekyl (Fig. 6).
L. Paulings åsikter återspeglades i hans bok "The Nature of the Chemical Bond" [6] , som under många år blev kemistens referensbok. 1954 tilldelades L. Pauling Nobelpriset i kemi med formuleringen "För studiet av den kemiska bindningens natur och dess tillämpning för att bestämma strukturen av komplexa föreningar."
Den fysiska innebörden av den selektiva hybridiseringen av atomära orbitaler förblev dock oklar; hybridisering var en algebraisk transformation som den fysiska verkligheten inte kunde tillskrivas.
Linus Pauling gjorde ett försök att förbättra beskrivningen av den kemiska bindningen genom att eliminera selektiviteten för hybridisering av orbitaler i molekylerna av omättade föreningar och skapa teorin om den böjda kemiska bindningen . I sin rapport vid ett symposium om teoretisk organisk kemi tillägnad minnet av Kekule ( London , september 1958), föreslog L. Pauling ett nytt sätt att beskriva en dubbelbindning som en kombination av två identiska böjda kemiska bindningar och en trippelbindning - tre böjda kemiska bindningar [7] . Vid detta symposium uttalade L. Pauling kategoriskt:
Det kan finnas kemister som tycker att en extremt viktig innovation ... var beskrivningen av σ, π- beskrivningen för dubbel- eller trippelbindningar och konjugerade system istället för beskrivningen med böjda bindningar. Jag hävdar att σ,π-beskrivningen är mindre tillfredsställande än den krökta länkbeskrivningen, att denna innovation bara är övergående och snart kommer att dö ut. [7]
I Paulings nya teori blev alla bindande elektroner lika och på samma avstånd från linjen som förbinder molekylens kärnor. Paulings teori om en krökt kemisk bindning tog hänsyn till den statistiska tolkningen av M. Borns vågfunktion , Coulomb-avstötningen av elektroner. En fysisk betydelse dök upp - den kemiska bindningens natur bestäms helt av den elektriska interaktionen mellan kärnor och elektroner. Ju fler bindningselektroner, desto mindre är det interna kärnavståndet och desto starkare är den kemiska bindningen mellan kolatomer.
| Kommunikationsmångfald | Kommunikationsstruktur | Internukleärt avstånd, Å | Bindningsenergi, kJ/mol |
|---|---|---|---|
| Singel (CC) | Två-elektron två-center | 1,54 | 348 |
| Dubbel (C=C) | Fyra elektroner två-center | 1,34 | 614 |
| Trippel (C ≡ C) | Sex-elektron två-center | 1.20 | 839 |
Ytterligare utveckling av idéer om den kemiska bindningen gavs av den amerikanske fysikaliska kemisten William Lipscomb , som utvecklade teorin om två-elektron-tre-centerbindningar och en topologisk teori som gör det möjligt att förutsäga strukturen av några fler borhydrider (borhydrider) .
Ett elektronpar i en kemisk bindning med tre centrum blir gemensamt för tre atomkärnor. I den enklaste representanten för en kemisk bindning med tre centrum - den molekylära vätejonen H 3 + , rymmer ett elektronpar tre protoner i en enda helhet .
Det finns fyra enkla BH-kovalenta bindningar och två två-elektron-tre-centerbindningar i diboranmolekylen ( fig. 7). Det internukleära avståndet i en enkel BH-kovalent bindning är 1,19 Å, medan det liknande avståndet i en tre-center BHB-bindning är 1,31 Å. Vinkeln för trecentrumbindningen BHB (φ) är 83 0 . Kombinationen av två trecentrumbindningar i diboranmolekylen gör det möjligt att hålla boratomernas kärnor på avstånd d B-B = 2 1,31 sin φ/2 = 1,736 Å. Kärnorna i de bindande väteatomerna är belägna på ett avstånd h = 1,31 · cos φ/2 = 0,981 Å från det plan i vilket fyra enkla kovalenta BH-bindningar finns.
Trecentrumbindningar kan realiseras inte bara i en triangel med två boratomer och en väteatom, utan också mellan tre boratomer, till exempel i ramverksborhydrider ( pentaboran - B 5 H 9 , dekaboran - B 10 H 4 , etc. .). Dessa strukturer innehåller vanliga (terminala) och tre-centerbindningar (bryggor) väteatomer och trianglar av boratomer. [åtta]
Förekomsten av boraner med sina två-elektroner tre-center bindningar med "brygga" väteatomer bröt mot den kanoniska läran om valens . Väteatomen, som tidigare ansågs vara ett standard envärd grundämne, visade sig vara bunden av identiska bindningar med två boratomer och blev formellt ett tvåvärt grundämne. W. Lipscombs arbete med att dechiffrera strukturen hos boraner utökade förståelsen av den kemiska bindningen. Nobelkommittén tilldelade William Nunn Lipscomb-priset i kemi 1976 med formuleringen "För sina studier av strukturen hos boraner (borhydriter) som belyser problemen med kemiska bindningar".
1951 erhöll T. Keely och P. Pawson oväntat en helt ny organisk järnförening under syntesen av dicyklopentadienyl. Framställningen av en tidigare okänd, extremt stabil gul-orange kristallin järnförening väckte omedelbart uppmärksamhet.
E. Fisher och D. Wilkinson etablerade oberoende strukturen för en ny förening - två cyklopentadienylringar är anordnade parallellt, i lager eller i form av en "smörgås" med en järnatom placerad mellan dem i mitten (fig. 8) ). Namnet "ferrocen" föreslogs av R. Woodward (eller snarare, D. Whiting, en anställd i hans grupp). Det återspeglar närvaron i föreningen av en järnatom och tio kolatomer (zehn - tio). [åtta]
Alla tio bindningarna (C-Fe) i ferrocenmolekylen är ekvivalenta, Fe-C-internukleära avståndet är 2,04 Å. Alla kolatomer i ferrocenmolekylen är strukturellt och kemiskt ekvivalenta, längden på varje CC-bindning är 1,40 - 1,41 Å (för jämförelse, i bensen är CC-bindningslängden 1,39 Å). Ett 36 -elektronskal visas runt järnatomen . [åtta]
1973 tilldelades Ernst Otto Fischer och Jeffrey Wilkinson Nobelpriset i kemi för deras banbrytande, självständigt utförda arbete inom området metallorganiska, så kallade sandwichföreningar . Ingvar Lindqvist, ledamot av Kungliga Vetenskapsakademien , konstaterade i sitt tal vid pristagarnas presentation att ” upptäckten och beviset för nya principer för bindningar och strukturer som finns i sandwichföreningar är en betydande bedrift, den praktiska vilken betydelse för närvarande inte kan förutsägas .
För närvarande har dicyklopentadienylderivat av många metaller erhållits . Övergångsmetallderivat har samma struktur och samma bindningsnatur som ferrocen. Lantaniderna bildar inte en sandwichstruktur, utan en struktur som liknar en trestrålad stjärna [8] . La, Ce, Pr, Nd-atomerna skapar därför en kemisk bindning med femton centra.
Strax efter ferrocen erhölls dibensenkrom (fig. 9). Dibensenmolybden och dibensenvanadin erhölls enligt samma schema [8] . I alla föreningar av denna klass håller metallatomerna samman två sexledade ringar. Alla 12 metall-kolbindningar i dessa föreningar är identiska.
Uranocen [bis(cyklooktatetraen)uran] har också syntetiserats, där uranatomen har två åttaledade ringar (fig. 10). Alla 16 uran-kolbindningar i uranocenen är identiska. Uranocen erhålls genom interaktion av UCl 4 med en blandning av cyklooktatetraen och kalium i tetrahydrofuran vid minus 30 ° C . [9]
Den kemiska bindningen är ganska dynamisk. Således omvandlas en metallisk bindning till en kovalent bindning under en fasövergång under förångningen av metallen. Övergången av en metall från fast till ångtillstånd kräver utgifter för stora mängder energi. [tio]
| Metall | Li | Na | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|
| Sublimeringsvärme (kcal/g-atom) | 36 | 26 | 22 | 21 | 19 |
I ångor består dessa metaller praktiskt taget av homonukleära diatomiska molekyler och fria atomer. När metallånga kondenserar förvandlas den kovalenta bindningen till en metallbindning.
Avdunstning av salter med en typisk jonbindning, såsom alkalimetallfluorider, leder till förstörelsen av jonbindningen och bildandet av heteronukleära diatomiska molekyler med en polär kovalent bindning. I detta fall sker bildningen av dimera molekyler med överbryggande bindningar.
Karakterisering av den kemiska bindningen i molekylerna av alkalimetallfluorider och deras dimerer. [3] [11]
| EF | d EF , Å | μ, D | E 2 F 2 | d EF , Å | <F-E-F |
|---|---|---|---|---|---|
| LiF | 1,56 | 6,60 | Li 2 F 2 | 1,75 | 105° |
| NaF | 1,93 | - | Na 2 F 2 | 2.08 | 95° |
| K F | 2.17 | 7,37 | K 2 F 2 | 2,35 | 88° |
| RbF | 2.27 | - | Rb 2 F 2 | 2,45 | 84° |
| CsF | 2,35 | 7,88 | Cs 2 F 2 | 2,56 | 79° |
Under kondensationen av ångor av alkalimetallfluorider omvandlas den polära kovalenta bindningen till en jonisk bindning med bildning av saltets motsvarande kristallgitter.
Dispers attraktion (London forces) orsakar interatomisk interaktion och bildandet av homonukleära diatomiska molekyler från alkalimetallatomer.
Bildandet av en metall-metall kovalent bindning är associerad med deformation av elektronskalen hos interagerande atomer - valenselektroner skapar ett bindande elektronpar, vars elektrontäthet är koncentrerad i utrymmet mellan atomkärnorna i den resulterande molekylen. Ett karakteristiskt särdrag hos homonukleära diatomiska molekyler av alkalimetaller är den långa längden av den kovalenta bindningen (3,6-5,8 gånger bindningslängden i vätemolekylen) och den låga energin för dess brott.
I teorin om repulsion av elektronpar anses förhållandet mellan omloppsradien för ett elektronpar r e och längden av en kovalent kemisk bindning d vara viktigt (fig. 11). För elementen i varje period i tabellen för D. I. Mendeleev finns det en viss radie för elektronparet (Å):
- 0,6 för element upp till neon;
— 0,75 för element upp till argon;
— 0,75 för element upp till xenon [12]
Det specificerade förhållandet mellan re och d bestämmer den ojämna fördelningen av elektriska laddningar i molekylen - den negativa elektriska laddningen av det bindande elektronparet är koncentrerad i molekylens mittdel, och de positiva elektriska laddningarna av två atomkärnor är koncentrerade vid ändar av molekylen.
Den ojämna fördelningen av elektriska laddningar skapar förutsättningar för samverkan mellan molekyler på grund av orienteringskrafter ( van der Waals-krafter ). Molekyler av alkalimetaller tenderar att orientera sig på ett sådant sätt att motsatta elektriska laddningar uppstår i grannskapet. Som ett resultat verkar attraktionskrafter mellan molekylerna. På grund av närvaron av det senare närmar sig alkalimetallmolekyler varandra och dras mer eller mindre hårt samman. Samtidigt inträffar viss deformation av var och en av dem under verkan av närmare belägna poler av angränsande molekyler (fig. 12).
Faktum är att bindningselektronerna från den ursprungliga diatomiska molekylen, som faller in i det elektriska fältet av fyra positivt laddade atomkärnor av alkalimetallmolekyler, bryter av från atomens omloppsradie och blir fria.
I detta fall blir det bindande elektronparet vanligt även för ett system med sex katjoner. Konstruktionen av metallens kristallgitter börjar i klusterstadiet . I kristallgittret av alkalimetaller uttrycks strukturen av anslutningslänken tydligt, med formen av en förvrängd tillplattad oktaeder - en fyrkantig bipyramid, vars höjd och kanterna på basen är lika med värdet av den konstanta translationella galler a w (fig. 13).
Värdet på translationsgitterkonstanten aw för en alkalimetallkristall överstiger betydligt längden på den kovalenta bindningen av en alkalimetallmolekyl , därför är det allmänt accepterat att elektronerna i metallen är i ett fritt tillstånd:
| alkalimetall | Li | Na | K | Rb | Cs |
|---|---|---|---|---|---|
| Det konstanta gittret a w ,Å [13] | 3,5021 | 4,2820 | 5,247 | 5,69 | 6,084 |
| Kovalent bindningslängd, Me2 , Å [14] | 2,67 | 3.08 | 3,92 | 4.10 | 4.30 |
Den matematiska konstruktionen förknippad med egenskaperna hos fria elektroner i en metall identifieras vanligtvis med " Fermi- ytan ", som bör betraktas som en geometrisk plats där elektroner finns, vilket ger metallens huvudsakliga egenskap - att leda elektrisk ström [15] .
När man jämför processen för kondensation av ångor av alkalimetaller med processen för kondensation av gaser, till exempel väte, uppträder en karakteristisk egenskap i metallens egenskaper. Så om svaga intermolekylära interaktioner uppträder under kondensationen av väte, inträffar processer som är karakteristiska för kemiska reaktioner under kondensationen av metallångor. Själva kondensationen av metallånga sker i flera steg och kan beskrivas med följande procession: en fri atom → en diatomisk molekyl med en kovalent bindning → en metallkluster → en kompakt metall med en metallbindning.
År 1935 förutspådde Eugene Wigner och Hillard Huntington möjligheten av förekomsten av metalliskt väte. Faktum är att den kovalenta bindningen som är inneboende i molekylärt väte omvandlas till en metallisk bindning. Denna övergång observeras för fast väte vid högt tryck (fig. 14).
Övergången av en kovalent till en jonbindning observeras för heteronukleära diatomiska molekyler med en polär kovalent bindning, till exempel alkalimetallhalider under övergången från ett gasformigt till ett fast tillstånd.
Alkalimetallatomer, vid bildandet av motsvarande halogenid, spenderar sin enda externa elektron och förvärvar en klart definierad positiv elektrisk laddning. En negativ elektrisk laddning är fixerad på halogenatomen. Alkalimetallhalogenidmolekyler är faktiskt elektriska dipoler.
Kemisk bindningslängd i alkalimetallhalogenidmolekyler (gasfas). [3]| EX | Kemisk bindningslängd, Å | |||
|---|---|---|---|---|
| EF | ECl | Ebr | EI | |
| LiX | 1,56 | 2.02 | 2.17 | 2,39 |
| NaX | 1,93 | 2,36 | 2,50 | 2,71 |
| KX | 2.17 | 2,67 | 2,82 | 3.05 |
| Rbx | 2.27 | 2,79 | 2,95 | 3.18 |
| csx | 2,35 | 2,91 | 3.07 | 3,32 |
Fördelningen av fältlinjer för den elektriska dipolen av en polär kovalent bindning visas i Fig.4. På tillräckligt nära avstånd orienterar kraftlinjerna ömsesidigt polära molekyler - lika laddade ändar (poler) av deras dipoler stöter bort varandra och motsatt laddade ändar attraherar. Som ett resultat verkar attraktionskrafter mellan molekyler, på grund av växelverkan mellan deras permanenta dipoler och kallade orienteringskrafter .
Interaktionen mellan alkalimetallhalogenidmolekyler åtföljs av deras dimerisering. En dimer molekyl kan betraktas som en elektrisk kvadrupol (fig. 15). För närvarande är de huvudsakliga egenskaperna hos alkalimetallhalogeniddimerer ( kemiska bindningslängder och bindningsvinklar) kända. [elva]
Kemisk bindningslängd och bindningsvinklar i alkalimetallhalogeniddimerer (E 2 X 2 ) (gasfas). [elva]| E 2 X 2 | X=F | X=Cl | X=Br | X=I | ||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| d EF , Å | <F-E-F,° | d ECl , Å | <Cl-E-Cl,° | d EBr , Å | <Br-E-Br, ° | d EI , Å | <I-E-I, ° | |
| Li 2 X 2 | 1,75 | 105 | 2.23 | 108 | 2,35 | 110 | 2,54 | 116 |
| Na 2 X 2 | 2.08 | 95 | 2,54 | 105 | 2,69 | 108 | 2,91 | 111 |
| K2X2 _ _ _ | 2,35 | 88 | 2,86 | 98 | 3.02 | 101 | 3,26 | 104 |
| Cs 2 X 2 | 2,56 | 79 | 3.11 | 91 | 3,29 | 94 | 3,54 | 94 |
I kondensationsprocessen förstärks verkan av orienteringskrafter, intermolekylär interaktion åtföljs av bildandet av kluster och sedan ett fast ämne. Alkalimetallhalider bildar kristaller med ett enkelt kubiskt och kroppscentrerat kubiskt gitter.
Gittertyp och translationell gitterkonstant för alkalimetallhalider. [13]
| Föreningar och typ av kristallgitter | Gitterkonstant, Å | ||||
|---|---|---|---|---|---|
| Li | Na | K | Rb | Cs | |
| fluorider (kubisk) | 4,0279 | 4,628 | 5,344 | 5,64 | 6,020 |
| klorider (unge) | 5,1399 | 5,639 | 6.21 | - | - |
| klorider (BCC) | - | - | - | 3,749 | 4.10 |
| bromider (unge) | 5,501 | 5,973 | 6,599 | 6,868 | 7.23 |
| bromider (bcc) | - | - | - | - | 4,296 |
| jodider (kub) | 6,012 | 6,475 | 7,066 | 7,340 | 7,66 |
| jodider (bcc) | - | - | - | - | 4,567 |
I kristallisationsprocessen sker en ytterligare ökning av det interatomära avståndet, vilket leder till avlägsnande av en elektron från omloppsradien för en alkalimetallatom och överföring av en elektron till en halogenatom med bildning av motsvarande joner. Kraftfält av joner är jämnt fördelade i alla riktningar i rymden. I detta avseende, i alkalimetallkristaller, koordinerar kraftfältet för varje jon på intet sätt en jon med motsatt tecken, eftersom det är vanligt att kvalitativt representera jonbindningen (Na + Cl - ).
I kristaller av joniska föreningar förlorar konceptet med enkla tvåjonsmolekyler som Na + Cl - och Cs + Cl - sin betydelse, eftersom alkalimetalljonen är associerad ( koordinerad ) med sex klorjoner (i en natriumkloridkristall) och med åtta klorjoner (i en cesiumkloridkristall). I det här fallet är alla interioniska avstånd i kristaller på samma avstånd. Hela kristallen är en gigantisk molekyl.
| Strukturkemi | |
|---|---|
| kemisk bindning | |
| Strukturdisplay | |
| Elektroniska egenskaper | |
| Stereokemi | |