HEMIJSKA VEZA I GRAĐA SUPSTANCIJA

Teorija valentne veze (TV) (koncept elektronskog para, sparivanja spinova, koncepti σ i π veza, hibridizacije )

Molekulsko orbitalna(MO) teorija (koncept molekulskih orbitala koje predstavljaju talasnu funkciju koja se prostire preko svih atoma u molekulu ( objašnjavaju pojam i sve karakteristike hemijske veze.

Elementi se nalaze u obliku jedinjenja . Izuzetak su plemeniti gasovi.

Način na koji se elementi međusobno jedine zavisi od prirode njihovih atoma, ( privlačnih sila između elektrona atoma, lakoće kojom atomi privlače ili otpuštaju elektrone).

TIPOVI HEMIJSKIH VEZA

Hemijska veza

Hemijska valenca - osobina ili sposobnost atoma(istih ili različitih) da se međusobno sjedinjavaju gradeći molekule (H2,N2, HCl...).

Elektronska teorija valence – hemijska veza između atoma elemenata uspostavlja se pomoću valentnih elektrona (ektroni iz poslednjeg elektronskog sloja).

Glavni razlog zbog čega se atomi sjedinjavaju u molekule jeste nastajanje energetski stabilnijeg sistema.

Prema TV elektrona jonska veza nastaje premeštanjem jednog ili više valentnih elektrona sa elektropozitivnog elementa na periferne orbitale elektronegativnog elementa:

A∙ + B∙ → A+B: -

NaCl: 2Na + Cl2→ 2 NaCl ( komadić metalnog natrijuma se stavi u bocu sa hlorom), reakcija je praćena oslobađanjem toplote. Atom Na sadrži 1 val. elektr., Ei = 496kJ/mol, mali afinitet prema elektronu. Atom Cl sadrži 7 val elektr., Ei =1255 kJ/mol, veliki afinitet prema elektronu.

Jonska ili elektrovalentna veza

NaCl: 2Na + Cl2→ 2 NaCl

Katjoni nastaju odvajanjem elektrona iz atoma, pa su oni manji od samog atoma metala od koga su postali. Anjoni su uvek veći od od atoma nemetala od koga su postali jer se grade primanjem elektrona

Jonska veza nastaje usled privlačenja suprotno naelektrisanih jona ( Kulonove elektrostatičke sile)

Tipična jonska jedinjenja grade izraziti metali (I i II grupa) čiji atomi lako otpuštaju elektrone pri reakciji sa izrazitim nemetalima(V i VI grupa), čiji metali lako primaju elektrone. P r i m e r : KCl, CaBr2, Na2S, BaO, ... Jonska jedinjenja grade kristalnu jonsku rešetku (pravilno raspoređeni pozitivni i negativni joni u prostoru)

Kristalna rešetka NaCl sa elementarnom ćelijom. Svaki Na jon je okružen sa 6 jona Cl- , svaki Cl jon je okružen sa 6 jona Na+. Odnos Na+:Cl- je 1:1

Koordinacioni broj- broj negativnih jona oko pozitivnog i obrnuto(za NaCl je 6).

Karakteristike jonskih jedinjenja: • tvrdoća, • visoke tačke topljenja ( NaCl 800°C,CaCO3 1340° C) • slabo su isparljiva, • lako se rastvaraju u polarnim rastvaračima , • u rastopljenom stanju provode električnu struju. U vodenim rastvorima(elektroliti) su dobri provodnici struje: NaCls→Na+ +Cl- CuSO4→Cu2+ +SO4 2-

Jonska jedinjenja : halogenidi (NaCl, CaCl2, CaF2, BaCl2), oksidi (CaO), sulfidi (Na2S), hidroksidi (NaOH, KOH, Ca(OH)2), karbonati (K2CO3, Na2CO3,CaCO3, NaHCO3), sulfati(MgSO4,CaSO4, FeSO4 ,CuSO4, ZnSO)

Zaključak: • Uslov za formiranje jonske veze je da jedan od učesnika ima relativno mali jonizacioni potencijal (metali, posebno elem. I gr.per sist.) a drugi učesnik da ima visoku elekronegativnost (posebno elem .VI i VII gr.per.sist.)

• Jonska jednjenja sastoje se od pozitivnih i negativnih jona • Ostvaruje se elektrostatičkim privlačenjem suprotno naelektrisanih jona • Valenca elemenata koji ulaze u sastav jonskih jedinjenja jednaka je broju pozitivnih tj. negativnih naelektrisanja odgovarajućih jona

Dodatak za jonska jedinjenja u vezi sa njihovim elektrolitičkim svojstvima.

- Svaranje zajedničkog elektronskog para između oba atoma koji učestvuju u stvaranju veze

Kovalentna ili atomska veza

1. Luisova oktetna teorija valence

a) Teorija valentne veze

b) Teorija molekulskih orbitala

2. Kvantno-mehaničke teorije valence:

KOVALENTNA VEZA - homopolarna veza - atomska veza - veza elektronskog para Kovalentna veza nastaje stvaranjem jednog ili više zajedničkih elektronskih parova između atoma, čime oni postižu elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa - između atoma nemetala koji imaju ● veliku energiju jonizacije ● jako privlačenje svojih valentnih elektrona

Luisova (Lewis) oktetna teorija valence

kovalentna veza

prosta veza jednostruka -

dvoguba veza dvostruka =

troguba veza trostruka Ξ

O O

N N

H H

Luisova oktetna teorija valence

• zajednički elektronski par - jedna kovalentna veza • pravilo okteta - struktura plemenitog gasa • veza nastaje zbog povoljnijeg (nižeg) energetskog

stanja • slobodni elektronski par ne učestvuje u

gradjenju hemijske veze

- Atomi nemetala: H2, N2,F2,H2O,NH3, HCl,PCl3, CH4, CH3CH3, C2H5OH...

A∙ + ∙ B → A ׃B A-B AB

H∙ + ∙ H → H ׃H H-H H2

Zašto molekul H2?

Odgovor: atom H sa elektronskom konf. 1s1 nije stabilan , ali oba atoma zajedno vezana u molekul H2 postižu stabilnu elek. konf. He 1s2 .

Obrazovanje zajedničkog elektronskog para

H. + H. H:H H-H

Primer:

Molekul Cl2. Atom hlora sadrži sedam valentnih elektrona (3s23p5) . Za sparivanje i nastanak veze potreban je po jedan valentni elektron oba atoma.

Osim zajedničkog elektronskog para , hlorovi atomi u molekulu sadrže elektronske parove koji nisu zajednički (slobodni elektronski parovi - σ veza) .

8O (1s2 2s22p4)

O O+ O O

Dvoguba veza - dva zajednička elektronska para formiraju dvogubu vezu predstavlja se sa dve crte (=)

Troguba veza - tri zajednička elektronska para formiraju trogubu ili trostruku vezu predstavlja se sa tri crte

≡

H atom postiže elektronsku konfiguraciju He , Cl elektronsku konfiguraciju Ar .

Kod gasovitog molekula HCl zajednički elektronski par obrazuju dva atoma različitih elemenata:

H sa 1s1 valent. elektronom i

Cl sa 3p1 valent.elektronom (3s23px23py

23pz1)

Strukrurne formule kovalentnih jedinjenja

Luisove formule (elektronske)- veze između atoma i zajednički elektronski parovi su prikazani tačkicama.

H + Cl H Cl

P + 3 Cl P ClCl

Cl

CH

H

H

H

CH

HH

H4H+C

Klasična strukturna formula(Kekulova)- veze i zajednički elektronski parovi se predstavljau crticama.

Napomena: jonska jedinjenja, nikako Na-Cl već Na+Cl-

Primeri pisanja strukturnih formula:

kovalentna jedinjenja

H2CO3 HNO3

Jedinjenja sa jonskom i kovalentnom vezom:

NaHCO3, CuSO4

Kvantno-mehaničke teorije kovalentne veze

a) Teorija valentne veze

b) Teorija molekulskih orbitala

Hemijska veza nastaje preklapanjem talasnih funkcija dva elektrona sa suprotnim spinovima

Šredingerova jednačina

Teorija valentne veze

U stvaranju hemijske veze učestvuju samo valentni elektroni Energetska stanja ostalih elektrona u atomu ostaju nepromenjena Kovalentna veza nastaje preklapanjem talasnih funkcija (Ψ) dva elektrona sa suprotnim spinovima

Pauling i Slater - dopunili i dalje razvili su teoriju valentne veze 1.Kovalentna veza nastaje kada se preklope atomske orbitale dva atoma 2. Prostorna usmerenost kovalentne veze odgovara pravcu u kome su atomske orbitale preklopljene

• Međusobno privlačenje jezgra A i elektrona e1 • Međusobno privlačenje jezgra A i elektrona e2 • Međusobno privlačenje jezgra B i elektrona e2 • Međusobno privlačenje jezgra B i elektrona e1 • Međusobno odbijanje elektrona e1 i e2 • Međusobno odbijanje jezgra A i B

ψA(1) ψB(2) ψ = ψA(1)ψB(2) + ψA(2)ψB(1)

ψ = ψA(1)ψB(2)

• ψ = ψA(1)ψB(2) + ψA(2)ψB(1)

- Spinovi dva elektrona suprotni

- Molekulska talasna funkcija ψ niže energije

- Doprinosi stvaranju veze

• ψ = ψA(1)ψB(2) - ψA(2)ψB(1)

- Spinovi dva elektrona isti

- Molekulska talasna funkcija ψ više energije

- Ne doprinosi stvaranju veze

Šematski prikaz stvaranja molekulske orbitale (prema teoriji MO)vodonika sa stanovišta talasne mehanike. Preklapanjem s orbitala atoma nastaje sigma (σ) molekulska orbitala.

PRIMER: H2

s - s osno preklapanje

red veze = broj e- u vezivnim MO – broj e- u antivezivnim MO

2

red veze = 2 – 0

2 = 1

H - H

H2[(σ1s)2]

red veze = 2 – 2

2 = 0

He - He

He2[(σ1s)2 [(σ*1s)2]

He2

Sigma σ veza ima cilindričnu simetriju duž ose koja spaja jezgra.

Sigma (σ) veza može nastati preklapanjem sledećih AO: s+s, s+p, p+p, s+sp hibrid, s+sp2 hibrid, s+sp3 hibrid, sp+sp, sp2+sp2, sp3+sp3. Orbitale moraju odgovarati po simetriji, obliku i veličini.

Molekulske orbitale (σ, π)

σ – veza nastaje osnim preklapanjem (duž ose, čeonim ili direktnim) s - s s - p s - d osnim preklapanjem dve p orbitale

π – veza nastaje bočnim preklapanjem p – p p - d d - d

U molekulu azota N ≡ N (N2) prema teoriji MO, dolazi do formiranja jedne sigma σ i dve π veze (trostruka veza)

N (2s2 2px1 2py

1 2pz1)

1σ veza -čeonim preklapanjem pz orbitala

2π veze- nastaju bočnim preklapanjem dve px i py orbitale

PRIMER: HCl

Prema talasno mehaničkom modelu (MO teoriji) σ-veza nastaje preklapanjem p i s orbitala , s i s orbitala i nastaje molekulska orbitala (MO) znatno niže energije od energije atomskih orbitala.

Šematski prikaz građenja sigma molekulskih orbitala u molekulu hlora i hlorovodonika:

Nepolarna i polarna kovalentna veza

Nepolarna kovalentne veze- između istih atoma(H2, Cl2, N2)

Polarna kovalentna veza- između atoma sa različitim elektronegativnostima (ne poklapaju se centri pozitivnog i negativnog naelektrisanja), stvara delimično pozitivno(δ+) i negativno naelektr. (δ-)

Ako je razlika elektronegativnosti između dva atoma manja od 1,7 (negde u literaturu je dat i podatak 1,9) onda je veza kovalentna.

Primeri:

HCl Razlika elektronegativnosti je 3,0Cl –2,1H =0,9 (kovalen. veza) NaCl 3,0Cl-0,9Na = 2,1 (jonska veza)

Kovalentna veza

nepolarna polarna

atomi koji grade vezu imaju isti afinitet prema elektronu

Cl Cl

H:H

elektronski oblak je simetričan

atomi koji grade vezu imaju različit afinitet prema elektronu

H Cl

H Cl

elektronski oblak je asimetričan

δ+ δ-

težišta pozitivnog i negativnog naelektrisanja se ne poklapaju

N

H

H H

δ+

δ+δ+

δ- δ-δ-

Molekuli imaji dipolni karakter (pozitivan i negativan električni pol)

Kovalentna veza ima delimično jonski karakter

Polarni molekuli imaju dipolni momenat (μ)

dipolni momenat (μ) je vektorska veličina

dipolni molekuli mogu se prikazati rezonantnim strukturama

H+ Cl H Cl

H Cl OH H

l rastojanje izmedju pozitivnog i negativnog kraja dipolnog molekula

μ = Q .l

Dipolni momenat (eksperimentalno se odredjuje)

Q - naelektrisanje

HF HCl HBr HI μ (Cm10-30) % jonskog karaktera

6,37 43

3,34 17

2,60 11

1,27 5

Polarni karakter veze u molekulima halogenovodonika

δ+ δ-

H F

δ+ δ-

molekulijoni

jonski karakter veze rastekovalentni karakter veze opada

Kao osnova u odredjivanju relativnog koeficijenta elektronegativnosti uzet je fluor Fluor EN(4,0) Cezijum EN(0,7) CsF 4,0 – 0,7 = 3,3 jonsko jedinjenje

PODSETNIK: Snaga kojom neki atom elementa privlači elektrone u kovalentnoj vezi - elektronegativnost

Relativna elektronegativnost atoma Paulingova skala

Elektronegativnost raste

Elek

tron

egat

ivno

st o

pada

Procenat jonskog karaktera veza

CCl4

μ = 0 nepolaran

CHCl3

μ ≠ 0 polaran

• etin, C2H2 , kovalentna veza

težišta pozitivnog i negativnog naelektrisanja se poklapaju

μ= 0

Jedinjenja (čista) sa kovalentnom vezom ne provode struju.

Napomena: kovalentna jedinjenja postaju elektroliti u vodenom rastvoru.

Zašto?

NH3 + H2O→NH4+ + OH-

U reakciji kovalentnih jedinjenja sa vodom nastaju joni (jonizacija) pa ova jedinjenja postaju elektroliti.

HCl + H2O → H3O+ + Cl- H3O+ -hirdonijum jon (jače je privlačenje protona od strane kiseonika u vodi nego od strane Cl u molekulu HCl)

Zaključak

Osobine kovalentnih jedinjenja:

- ne provode električnu struju

- rastvaraju se u organskim rastvaračima,

- nerastvorna su (ili ređe) u vodi

- na običnoj temperaturi su tečna( benzol, voda...) ili gasovita (metan, amonijak...) ili slabo topljiva čvrsta jedinjenja (sumpor, parafinske smole...)

- grade molekulsku kristalnu rešetku (međumolekulske sile su slabe, imaju niske tačke toljenja za razliku od jonskih jedinjenja)

Uporedne karakteristike jonskih i kovalentnih jedinjenja:

Poredjenje jonskih i kovalentnih jedinjenja

svojstva NaCl (jonsko jedinjenje)

CCl4

(kovalentno jedinjenje) izgled Bela čvrsta

supstanca bezbojna tečnost

Tačka topljenja (oC) 801 -23

Tačka ključanja (oC) 1413 76.5

gustina (g cm-3) 2.17 1.59

Rastvorljivost u vodi velika vrlo slaba

Električna provodljivost

čvrsto slaba slaba

Rastop ili rastvor dobra slaba

Neke kovalentne supstancije ne postoje kao odvojeni molekuli već samo kao umreženi.

Primeri:

-kvarc SiO2 (svaki atom Si je kovalentno vezan sa 4 atoma O , svaki atom O je vezan sa 2 atoma Si. Topi se na 1550°C

-Dijamant (svaki ugljenikov atom je povezan sa 4 druga uljenikova atoma) . Najčvršći prirodni materijal topi se na 3550°C.

Formalno naelektrisanje atoma (FNA)

FNA = (br. valentnih e- izolovanog atoma) – (br. e- koji učestvuju u građenju veze/2) – (br. slobodnih e-)

Pisanje Luisovih struktura složenijih molekula

Leverova pravila:

nv = h + 4a - (ne/2)

ns = ne - h - 4a

h – broj vodonikovih atoma nσ –broj sigma veza

a – broj atoma težih od vodonika nπ -broj pi veza

ne – ukupan broj valentnih elektrona ns – broj slobodnih elektronskih parova

nσ = h + a - 1

nπ = 3a - (ne/2) + 1

Formalno naelektrisanje

nv -broj vezujucih elektronskih parova

Lewis-ove strukturne formule složenih molekula

HNO3 nσ = 1 + 4 – 1 = 4

nπ = 12 – 12 + 1 = 1

ns = 24 - 1 – 16 = 7

NO

O

O

H

FNA(N) = 5 - 8/2 -0 = +1

FNA(O) = 6 - 2/2 -6 = -1

FNA(O) = 6 - 4/2 -4 = 0

FNA(H) = 1- 2/2 -0 = 0

FNA = (br. valentnih e- izolovanog atoma) – (br. e- koji učestvuju u građenju veze/2) – (br. slobodnih e-)

ns = ne - hH - 4a

NH4+ nσ = 4 + 1 – 1 = 4

nπ = 3 – 4 + 1 = 0

ns = 8 - 4 – 4 = 0

FNA(N) = 5 - 8/2 -0 = +1

FNA(H) = 1- 2/2 -0 = 0

N

H

HH

H+

HCN nσ = 1 + 2 – 1 = 2 nπ = 6 – 5 + 1 = 2 ns = 10 - 1 – 8 = 1

H C NFNA(N) = 5 - 6/2 -2 = 0

FNA(C) = 4 - 8/2 = 0

FNA(H) = 1- 2/2 -0 = 0

Formalno naelektrisanje i najverovatnija struktura

HC

N

elektropozitivniji

HC

N

N N NN3

- nσ = 0 + 3 – 1 = 2 nπ = 9 – 8 + 1 = 2 ns = 16 - 0 – 12 = 4

ClO

O

O

ClO3- nσ = 0 + 4 – 1 = 3

nπ = 12 – 13 + 1 = 0 ns = 26 - 0 – 16 = 10

FNA(Cl) = 7 - 6/2 -2 = 2

FNA(O) = 6 - 2/2 - 6 = -1

FNA(N1) = 5 - 4/2 - 4 = -1

FNA(N2) = 5 - 8/2 = +1

•• •• ••

•• ••

•• O—N—O + - +

FC(O≡) = 6 - 2 – (6) = +1 2

1

FC(N) = 5 - 0 – (8) = +1 2

1

FC(O—) = 6 - 6 – (2) = -1 2

1

•• O N O •• ••

••

NO2+ nσ = 0 + 3 – 1 = 2

nπ = 3x3 – 16/2 + 1 = 2 ns = 16 - 0 – 4x3 = 4

A׃ +B → A ׃B (A→B)

Jedan atom daje elektronski par, davalac (donor) a drugi atom je primlac (akceptor). OZNAKA: strelicom od donora ka akceptoru A→B. Javlja se između atoma sa slobodnim elektronskim parom i atoma koji moze da primi jedan ili više takvih elektronskih parova.

Koordinativna veza

donor- akceptorska veza

Borov atom u bor-trifluoridu ima 6 elektrona, da bi postigao stabilan oktet adicijom prima elektronski par amonijaka. Jedinjenja kod kojih je zastupljen ovaj tip veze zovu se i kompleksna jedinjenja.

METALNI KOMPLEKS ili KOORDINACIONO JEDINJENJE nastaje reakcijom metalnog jona sa molekulima koji na nekom od svojih atoma sadrže slobodan elektronski par.

Centralni jon (metal): akceptor elektrona (Luisova kiselina)

Ligand (molekul ili jon): donor elektronskog para (Luisova baza)

M + :L [ M:L ] :

M(H2O)n + :L [ M:L(H2O)n-1] + H2O ....

MLn n – koordinacioni broj najčešće 6 ili 4; ređe 2 ili 8; vrlo retko 3, 5 ili 7

MLn : mononuklearni MmLn : polinuklearni (više metalnih centralnih jona) mešoviti: više metalnih jona ili više vrsta liganada

monodentatni ligandi: NH3, X-, CN-, SCN-, H2O ( jedna veza: jedno koordinaciono mesto) polidentatni ligandi: više koordinacionih mesta dva – bidentatni tri – tridentatni četiri - tetradentatni

helatni kompleksi

♣ velika stabilnost helata HELATNI EFEKAT ♣ tetra- i heksadentatni kompleksi tipa 1 : 1

M + 4 A : MA

AA

A sumarno n = 4

monodent.

M + A: MA MA + A: MA2

MA2 + A: MA3

MA3 + A: MA

AA

A

četiri stupnja u obrazovanju kompleksa

A: (:NH3)

M + 2 A A .. ..

MA

AA

A

bidentatni ligand

metalni helat

.. .. A A

H2N-CH2-CH2-NH2 .. ..

etilendiamin

M + A A MA2 .. ..

M + A A MA4 .. .. dva stupnja u obrazovanju kompleksa

M + A A A A .. .. .. ..

tetradentatni ligand

MA

AA

A

metalni helat

A A A A

H2N-(CH2)2-NH-(CH2)2-NH- (CH2)2-NH2 .. .. .. ..

trietilentetraamin

♣ veći broj prstenova stabilizuje kompleks ♣ ako je broj atoma u prstenu manji od 4 ili veći od 7, manja je verovatnoća zatvaranja prstena

♣ najstabilniji su helatni prstenovi sa 5 članova, a zatim oni sa 6

Primer: diamin –srebro (I)-hlorid

♣ Hidratacija akva kompleksi ≠kada primaju slobodan el.par od vode

( )[ ] ++ →+ 2622

2 OHCoOH6Co

( )[ ] ++ →+ 3622

3 OHFeOH6Fe

♣ Nestabilni

Kompleksi sa molekulima vode

F- Al3+, Fe3+, Sn4+, (Zr4+, La3+, B3+...)

[ ][ ] −−+

−−+

→+

→+

26

4

36

3

MFF6M

MFF6M

J- [ ] −24HgJ

[ ] −4BiJ

M: Hg2+, Fe3+, Cu2+, Cd2+, Sb3+/5+, Sn2+/4+, Zn2+, Co2+

Kompleksi sa halogenid jonom

Kompleksi sa sulfidom (tiokompleksi)

Hg2+, Sb3+/5+, Sn2+/4+, As3+/5+ ♣ NaS ili (NH4)2S + sulfid metala

[ ] −− →+↓ 23

232 AsS2S3SAs

[ ] −− →+↓ 23

22 SnSSSnS

Kompleksi sa amonijakom

Hg2+, Ag+, Cu2+, Cd2+, Cr3+, Zn2+, Co2+, Ni2+

( )[ ] ++ →+ 233 NHAgNH2Ag

( )[ ] ++ →+ 2433

2 NHCuNH4Cu

Kompleksi sa cijanidom Hg2+, Ag+, Cu2+, Cd2+, Zn2+, Co2+/3+, Ni2+, Fe2+/3+, Mn2+

( )[ ] −−+ →+ 2CNAgCN2Ag

( )[ ] −−+ →+ 24

2 CNMCN4M Hg2+, Cd2+, Zn2+, Ni2+

( )[ ] −−+ →+ 46

2 CNMCN6M Co2+, Fe2+, Mn2+

( )[ ] −−+ →+ 36

3 CNMCN6M Co3+, Fe3+, Mn3+

---------------------------------------------------------------------------------------------

Kompleksi sa tiocijanatom (SCN-) i tiosulfatom (S2O32-)

SCN- Fe3+, Co2+ ( )[ ] plav2

4SCNCo − ( )[ ] crven3

6SCNFe −

S2O32- Hg2+, Fe3+, Cu+, Cd2+, Pb2+, Bi3+

( )[ ] −−+

−+−+

→+

+→+3

2322

32

264

232

2

OSCuOS2Cu

OSCu2OS2Cu2:OR

Kompleksi sa fosfatom Fe3+, Al3+, Cr3+ : stabilni Mn2+, Cu2+ : manje stabilni

( )[ ][ ]

( )[ ] +

−

+

1422

žut3

6

bezbojan1

4

OHFeCl

FeCl

HPOFepirofosfat:OP 4

72− Fe3+, Mn3+

[ ] stabilan72OMnP −

Metali – kristalne rešetke sastavljene od pozitivnih naelektrisanih jonova metala koji se drže privlačnim silama valentnih elektrona.

Valentni elektroni se slobodno kreću od jednog do drugog jona- elektronski gas- ne pripadaju nijednom atomu već kristalu kao celini. A∙ + ∙A → [A]+: [A]+

Metalna veza

- Metalna veza karakteristična je za tečno i čvrsto stanje ( u parnom stanju metali se ponašaju slično gasovima , pare: Hg, Zn, Na).

- Ovakva strukrura je odgovorna za veliku provodljivost električne struje i toplote.

- Porast temperature utiče na smanjenje provodljivosti (raste vibracija atomskih jezgara, smanjuje se pokretljivost slobodnih elektrona, raste električni otpor).

- Sniženje temperature u blizini termodinamičke nule (0 K) otpor je smanjen na minimum pa metali postaju superprovodnici.

PODSETNIK

Lewis-ovi simboli

16S 1s22s2sp6 3s23p4

3s 3p

Valentni elektroni - elektroni poslednjeg energetskog nivoa

Primer:

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1

unutrašnji elektroni

valentni elektroni

Luisove formule

donor elektrona akceptor elektrona

joni

atomi

Hemijska veza – elementi teže da postignu stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog gasa - oktetno pravilo

dublet 2He 1s2

oktet ns2np6

Hemijska veza sila koja povezuje atome i jone u molekulu

Hemijska veza jonska veza

kovalentna veza

kovalentna veza

prosta veza jednostruka -

dvoguba veza dvostruka =

troguba veza trostruka Ξ

O O

N N

H H

Kovalentna veza

nepolarna polarna

atomi koji grade vezu imaju isti afinitet prema elektronu

Cl Cl

H:H

elektronski oblak je simetričan

atomi koji grade vezu imaju različit afinitet prema elektronu

H Cl

H Cl

elektronski oblak je asimetričan

δ+ δ-