ATOMSKA STRUKTURAMATERIJALA I MEĐUATOMSKEVEZEPoglavlje 44.1 Uvodna razmatranjaIzučavanje atomske strukture i međuatomskih veza čvrstih tehničkih materijala jeveoma važno jer je na bazi tipa veza moguće objasniti svojstva materijala. Tipičanprimer za to predstavlja ugljenik za koji su poznate dve alotropske modifikacije: -grafit i dijamant. Dok je grafit prilično mek i njegovim prevlačenjem preko drugogmaterijala nastaje crni trag, dijamant je jedan od najtvrđih poznatih materijala.Ovakva raznolikost u svojstima jednog te istog elementa – ugljenika direktnoproizilazi iz tipa interatomskih veza koje su uspostavljene kod grafita, a koje nepostoje kod dijamanta.4.2 Atomska struktura, fundamentalni konceptiNeka svojstva čvrstih tela zavise od geometrijske organizacije atoma, a takođe i odmeđuatomskih veza između samih konstitutivnih atoma i molekula.Atom se sastoji od veoma malog, pozitivno naelektrisanog nukleusa (jezgra),okruženog negativno naelektrisanim elektronima koji kruže po orbitalama oko jezgra(slika 4.1). Protoni i elektroni su naelektrisane čestice veličinom naelektrisanja od1,60 x 10-19 C, koje je negativno za elektrone i pozitivno za protone. Neutroni suelektrično neutralni. Mase ovih čestica su vrlo male. Protoni i neutroni imaju otprilikeistu masu 1,67 x 10-27 kg i ona je značajno veća od elektrona čija je masa 9,11 x 10-31

kg. Iako je nukleus manji od deset-hiljaditog dela ukupne veličine atoma, on sadrživiše od 99,9 % atomske mase. Konstituente nukleusa (protone i neutrone) na okupudrži, takozvana, jaka - nuklearna sila.Slika 4.1 Šematski prikaz atoma. Protoni i neutroni u nukleusu (jezgru) zauzimajuvrlo malo zapremine, ali sadrže gotovo celokupnu masu atoma42Nuklearne sile su mnogo veće od poznate elektrostatičke sile koja vezuje elektrone za

nukleus, ali je dejstvo tih sila ograničeno na razdaljinu reda veličine 10-15

m.Nuklearne sile su nezavisne od naelektrisanja, što znači da su jednake između dvaprotona, ili protona i neutrona.Svaki hemijski element se karakteriše brojem protona u nukleusu. Broj protona unukleusu naziva se atomskim brojem (Z).Atomski broj (Z) = Broj protona u nukleusu (jezgru)= Broj elektrona u omotaču atomaAtomski broj određuje koji hemijski element predstavlja atom. Za električni neutralanatom, atomski broj je takođe jednak broju elektrona. Atomski brojevi imaju vrednostcelih brojeva od 1 za vodonik do 92 za uranijum, najviši broj za elemente koji sepojavljuju u prirodi. Broj protona i elektrona za neke od elemenata periodnog sistemaprikazani su na slici 4.2.Slika 4.2 Broj protona i elektrona za H, C i AgPored protona, nukleus (jezgro) atoma sadrži i neutrone. Broj neutrona se označavavelikim slovom N. Zbir broja protona (Z) i broja neutrona (N) u atomu naziva seatomskom masom (A).Atomska masa (A) = Broj protona (Z) + Broj neutrona (N)Iako je broj protona isti za sve atome posmatranog elementa, broj neutrona (N) možebiti različit. Prema tome, atomi nekih elemenata mogu da imaju dve ili više atomskihmasa koje se nazivaju izotopima. U tim slučajevima se atomska masa elementaodređuje kao maseni prosek svih atomskih masa izotopa datog atoma koji sepojavljuje u prirodi.4.3 Elektroni u atomuModeli atomaBorov modelKrajem XIX veka postalo je jasno da se mnoga svojstva čvrstih tela mogu objasnitikoristeći postavke klasične mehanike. Iz ovih postavki je uspostavljen skup principa,kojima se objašnjavaju sistemi atoma i subatomskih entiteta, koji će kasnije bitinazvani kvantnom mehanikom. Razumevanje ponašanje elektrona u atomima i43kristalnim čvrstim materijalima obavezno uključuje razmatranje koncepata kvantne

mehanike. Ipak, detaljno istraživanje ovih principa prevazilazi okvire ove knjige takoda će ovde biti prikazane samo osnove.Jedan od prvih rezultata kvantne mehanike bilo je definisanje Borovog model atoma.Po ovom modelu elektroni kruže oko atomskog jezgra po diskretnim orbitama, pričemu je pozicija te orbite bila manlje-više definisana. Šematski prikaz modela je datna slici 4.3.Slika 4.3 Šematski prikaz Borovog modela atomaModel sadrži i jednu vrlo važnu postavku koja proizilazi direktno iz principa kvantnemehanike. Po ovom principu, energija elektrona je definisana kao kvantiziranaveličina. Drugim rečima ovo znači da elektroni poseduju, ne proizvoljno već striktnodefinisane vrednosti energije. Ipak, elektroni mogu da menjaju energiju ali samo uodgovarajućim „kvantnim skokovima“: ili u pravcu prelaska na više energetske nivoe(apsorpcijom energije) ili na niže energetske nivoe (emisijom energije).Borov model atoma se može smatrati prvim, ozbiljnijim pokušajem za opisivanjeelektrona u atomu i sa aspekta pozicije (elektronske orbite) i energije (kvantiziranihenergetskih stanja).Talasno-mehanički modelVremenom su naučnici došli do zaključka da Borov model ima ograničenemogućnosti za objašnjenje nekih fenomena koji su vezani za elektrone. Rešenje jepronađeno kroz predlog talasno-mehaničkog modela u kome se pretpostavlja daelektroni imaju dualističku prirodu: istovremeno imaju i čestičnu i talasnu prirodu.Ovim modelom elektron se nije više tretirao kao čestica koja se kreće po preciznodefinisanoj orbiti, što je predviđao Borov model, već se pozicija elektrona definisalakao „mogućnost lociranja” u vidu tzv. elektronskog oblaka ili orbitale. Ovaj„elektronski oblak“ predstavlja prostor oko jezgra u okviru koga je verovatnoćapronalaženja elektrona 90-95 %. Treba napraviti razliku između orbite koja karaktrišeBorov model i orbitale koja karakteriše talasno-mehanički model. Na slici 4.4šematski su upoređena ova dva modela za atom vodonika.44Slika 4.4 Šematsko upoređenje (a) Borovog i (b) talasno-mehaničkog modela atoma

vodonika sa aspekta distribucije elektronaElektronska konfiguracijaIzloženi modeli pokušavaju da uspostave odnos pozicije elektrona (kao udaljenja odjezgra) i njihovog energetskog nivoa u vezi sa orbitalama. Da bi se odredio način nakoji se orbitale popunjavaju elektronima koristi se tzv. Paulijev princip isključenja,još jedan kvantno-mehanički koncept. Ovim principom se određuje maksimalan brojelektrona po orbitali (odnosno u okviru prva četri sloja). Takođe se zaključuje da sveorbitale u jednom atomu ne mogu biti ispunjene elektronima. Za većinu atoma,elektroni popunjavaju najniže moguće energetsko stanje u energetskom sloju ilipodsloju. Kada svi elektroni zauzimaju najmanju moguću energiju kaže se da je atomu stanju najniže energije. Međutim, moguće je prenošenje elektrona ka udaljenijimorbitalama, tj. postizanje višeg energetskog stanja.U vezi sa elektronskom konfiguracijom važno je definisati tzv. valentne elektrone. Tosu elektroni koji zauzimaju gornje, najviše slojeve u orbitalama. Ovi elektroni suizuzetno važni. Kao što će se videti oni učestvuju u povezivanju atoma kako bi seformirale atomske i molekulske grupe. Mnoga fizička i hemijska svojstva čvrstih telase zasnivaju na valentnim elektronima. Kod nekih atoma je zastupljena tzv. stabilna45elektronska konfiguracija. To je takvo stanje u okviru koga su u gornjim valentnimelektronskim nivoima orbitale kompletno popunjene.Ovakvi elementi (Ne, Ar, Kr ili He) su inertni ili plemeniti gasovi, koji su gotovohemijski nereaktivni. Neki atomi elemenata koji imaju nepopunjene valentne nivoedostižu stabilnu elektronsku konfiguraciju davanjem ili gubljenjem elektrona kako bise formirali naelektrisani joni ili kroz deobu elektrona sa drugim atomima. Ovo jeosnova za neke hemijske reakcije, i takođe za atomsko vezivanje kod čvrstih tela, štoje predmet kasnijeg razmatranja u okviru ovog poglavlja.4.4 Periodni sistem elemenataKlasifikacija elemenata u hemiji je izvršena prema nihovoj elektronskoj konfiguraciji

u periodni sistem elemenata (slika 4.5). Elementi su u okviru ovog sistemaraspoređeni, po rastućim atomskim brojevima, u sedam horizontalnih redova koji senazivaju periodama. Organizacija elemenata je takva da su svi elementi poređani udate kolone ili grupe koje imaju slične valentno elektronske strukture a samim tim islična fizička i hemijska svojstva. Ova svojstva se menjaju postepeno krećući sehorizontalno duž svake periode i vertikalno naniže u okviru svake kolone.Elementi koji su smešteni u grupu 0, koji se nalaze u krajnje desnoj grupi su inertnigasovi, koji imaju popunjene elektronske nive i stabilne elektronske konfiguracije.Elementi grupa VIIA i VIA imaju deficit od jednog ili dva elektrona kako bi postiglistabilne strukture. Elementi VIIA grupe (F, Cl, Br, I i At) se ponekad nazivajuhalogeni. Alkalni i zemnoalkalni metali (Li, Na, K, Be, Mg, Ca i dr.) se označavajukao grupa IA i IIA, imaju jedan ili dva elektrona viška u odnosu na stabilnukonfiguraciju. Elementi u trećoj i dugoj periodi, grupe IIIB do IIB, su nazvaniprelaznim metalima. Oni imaju parcijalno popunjen jedan elektronski nivo, a u nekimslučajevima jedan ili dva elektrona u sledećem višem energetskom nivou. Grupe IIIA,IVA i VA (B, Si, Ge, As i dr.) predstavljaju elemente koji su na sredini između metalai nemetala kao posledica njihove valentne elektronske strukture.Slika 4.5 Periodni sistem elemenata. Brojevi u zagradama označavaju atomske masenajstabilnijih izotopa posmatranog elementa46Iz periodnog sistema se može videti da većina elemenata pripada grupi metala. Oni seponekad nazivaju elektropozitivnim elementima, što ukazuje na to da su u stanju dadaju nekoliko svojih valentnih elektrona i tako postanu pozitivno naelektrisani joni.Elementi smešteni na desnom delu tabele su elektronegativni; tj. oni vrlo rado primajuelektrone kako bi formirali negativno naelektrisane jone ili ponekad dele svojeelektrone sa drugim atomima. Slika 4.6 prikazuje elektronegativne vrednosti zaelemente periodnog sistema.Slika 4.6 Vrednosti elektronegativnosti za elemente periodnog sistemaOpšte pravilo je da elektronegativnost raste krećući se od leve ka desnoj strani i oddna ka vrhu.

4.5 Atomske veze u čvrstim telima – sile i energije vezivanjaBolje razumevanje mnogih fizičkih svojstava materijala se može postići poznavanjemmeđuatomskih sila koje drže atome zajedno u međusobnoj vezi. Princip vezivanjaatoma može se najbolje ilustrovati razmatranjem interakcije između dva izolovanaatoma nakon što se oni primaknu na beskrajno malo rastojanje. Pri većem rastojanjuatoma, interakcije su zanemarljive, ali kako se atomi približavaju, svaki od njih delujeodređenom silom na ostale. Interaktivne sile se mogu svrstati u dve grupe, privlačne iodbojne. Pri tom je veličina svake od njih funkcija rastojanja ili interatomskog(međuatomskog) rastojanja. Poreklo privlačnih sila FA zavisi od tipa veze koja postojiizmeđu dva atoma. Veličina privlačnih sila varira sa rastojanjem, kao što je tošematski prikazano na slici 4.7. Kada spoljni elektronski nivoi dva atoma počinju dase preklapaju jaka odbojna sila FR počinje da dolazi do izražaja.Rezultujuća sila delovanja FN između dva atoma predstavlja sumu privlačne i odbojnekomponente:FN = FA + FR

47Slika 4.7 (a) Zavisnost odbojne, privlačne i rezultujuće sile od interatomskograstojanja za dva izolovana atoma. (b) Zavisnost odbojne, privlačne i rezultantneenergije od interatomskog rastojanja za dva izolovana atoma.Koja je takođe funkcija interatomskih rastojanja, kao što je to prikazano na slici 4.7a.Kada su sile FA i FR u ravnoteži, ili postanu jednake, ne postoji rezultanta. Tada je:FA + FR = 0U tom slučaju nastupa stanje ravnoteže. Centri dva atoma će ostati razdvojeni naravnotežno rastojanje ro, kao što je prikazano na slici 4.7a. Za mnoge atome, ro jepribližno 0,3 nm. Kad jednom budu u ovom položaju, dva atoma će se suprotstavljatiprotiv bilo kakvog pokušaja da se razdvoje nekim odbojnim delovanjem, ili da sepripoje dalje nekom privlačanom silom. Slika 4.7b prikazuje privlačnu, odbojnu irezultantu energiju kao funkcije interatomskog rastojanja dva atoma.

Energija spajanja za dva atoma, Eo odgovara energiji u tački minimalne vrednosti(prikazano na slici 4.7 b). Ona predstavlja energiju koju je potrebno obezbediti kakobi se razdvojila dva atoma.Dosadašnje razmatranje tretira idealan slučaj koji podrazumeva međusobno delovanjedva atoma. Slični, ali ipak kompleksniji uslovi vladaju kod čvrstih materijala jer silatj. energija međusobnog delovanja nastaje kao rezultat uticaja između mnogo atomakoji se moraju uzeti u obzir. Veličina energije veze i oblik krive energije vezenasuprot interatomskom rastojanju može da varira od materijala do materijala i onazavisi pre svega od tipa atomskih veza. Takođe, brojna svojstva materijala zavise od48veličine Eo, oblika krive i tipa veze. Na primer, čvrsti materijali koji imaju jakeenergije veze imaju tipično visoke tačke topljenja.4.6 Primarne interatomske vezeJonske vezeJonske veze je verovatno najlakše opisati i zamisliti. One se uspostavljaju kodjedinjenja koja se sastoje od metala i nemetala tj. od elemenata koji se nalaze nahorizontalnim ekstermnim delovima periodnog sistema. Atomi metala lako daju svojevalentne elektrone nemetalnim atomima. U ovom procesu svi atomi dostižukonfiguraciju inertnih gasova. Sem toga, oni postaju elektronski naelektrisani štoznači da postaju joni. Natrijum hlorid (NaCl) je klasični jonski materijal. Atominatrijuma mogu poprimiti strukturu neona (i ukupno pozitivno naelektrisanje) kroztransfer jednog elektrona prema atomu hlora. Nakon ovog prelaza atoma, joni hloraimaju negativno naelektrisanje i elektronsku konfiguraciju koja je identična argonu.Kod natrijum hlorida, svi atomi natrijuma i hlora egzistiraju u obliku jona. Ovaj tipvezivanja je prikazan na sici 4.8.Jonska veza se naziva neusmerenom, što znači da je intenzitet veza jednak u svimpravcima oko jona. Proizilazi da bi jonski materijali bili stabilni, svi pozitivni joni

moraju da imaju kao bliske susede negativno naelektrisane jone u trodimenzionalnojšemi i obrnuto. Ovaj tip veze je preovladavajući kod keramičkih materijala.Slika 4.8 Šematski prikaz jonske veze kod natrijum hlorida (NaCl)Energije veze, koje se najčešće kreću između 600 i 1500 kJ/mol (3 i 8 eV/atom), surelativno velike, što rezultira visokim temperaturama topljenja. Tabela 4.1 prikazujeenergije veze i temperature topljenja za nekoliko jonskih materijala.49Jonski materijali su karakteristično tvrdi i kruti i električno i termički izolacionimaterijali.Kovalentne vezeU kovalentnoj vezi stabilna elektronska konfiguracija se postiže deobom elektronaizmeđu susednih atoma. Od dva atoma koja su u međusobnoj kovalentnoj vezi, svakiatom će dati jedan elektron vezi i taj deljeni elektron se može smatrati zajedničkim zaoba atoma. Kovalentna veza je šematski prikazana na slici 4.9 za molekul metana(CH4). Atomi ugljenika imaju četri valentna elektrona, i svaki od četri atomavodonika ima po jedan valentni elektron. Svaki atom vodonika može da postignehelijumovu elektronsku konfiguraciju kada atom ugljenika deli sa njim jedan elektron.Ugljenik sada ima četri dodatna deljena elektrona, jedan iz svakog vodonikovogatoma i četri svoja. Tako ima ukupno osam valentnih elektrona i elektronsku strukturuneona. Kovalentna veza je direktna, što znači da je ona uspostavljena izmeđuodređenih atoma i može postojati samo u vezi između jednog i drugog atoma kojiučestvuju u procesu deljenja elektrona.Slika 4.9 Šematski prikaz kovalentne veze kod molekula metana (CH4)50Mnogi molekuli koji se sastoje od nemetalnih elemenata (H2, Cl2, F2, itd.) kao imolekuli koji sadrže raznorodne atome, kao što su CH4, H2O, HNO3, i HF imajukovalentnu vezu. Ovaj tip veze se nalazi u elementarnim čvrstim telima poputdijamanta (ugljenika), silicijuma, germanijuma i drugih čvrstih jedinjenja koja sesastoje od elemenata koji su locirani u desnom delu periodnog sistema poput galijumarsenida (GaAs), indijum antimona (InSb) i silicijum karbida (SiC).

Kovalentne veze mogu biti vrlo jake kao što je to slučaj kod dijamanta koji je vrlotvrd i koji ima visoku temperaturu topljenja, veću od 3550 °C ili veoma slabe kao štoje to kod bizmuta koji se topi na temperaturi od 270 °C. Energije veze i temperaturetopljenja za nekoliko kovalentno povezanih materijala prikazane su u tabeli 4.1.Polimerni materijali se karakterišu ovom vrstom veze, pri čemu se osnovnamolekulska struktura sastoji od lanaca ugljenikovih atoma koji su međusobnokovalentno povezani sa dve od četri raspoložive veze po atomu. Preostale dve veze senormalno često dele sa drugim atomima koje se takođe kovalento vezuju.Moguće je imati interatomske veze koje su parcijalno jonske i parcijalno kovalenteprirode. U stvari, veoma malo jedinjenja se ponaša kao da ima čistu jonsku ilikovalentnu vezu.Metalne vezeMetalne veze, poslednji primarni tipovi vezivanja atoma, su zastupljene kod metala injihovih legura. Za približno opisivanje metalne veze može se koristiti vrlo prostmodel. Metalni materijali imaju jedan, dva ili najviše tri valentna elektrona. Po ovommodelu, valentni elektroni se ne vezuju ni za jedan određeni atom u okviru čvrstesupstance. Oni su manje ili više slobodni i kreću se kroz ceo metal. Može se smatratida pripadaju metalu u celini ili da formiraju tzv. „more elektrona“ ili „elektronskioblak“. Preostali nevalentni elektroni i atomska jezgra formiraju ostatak koji se nazivajonskim jezgrom, koje poseduje ukupno jonsko naelektrisanje koje je jednako poveličini totalno valentnom elektronskom naelektrisanju po atomu. Slika 4.10 šematskiprikazuje metalne veze.Slika 4.10 Šematski prikaz metalne veze51Slobodni elektroni neutrališu elektrostatičke sile koje bi nastale kao odbojne usled dvapozitivno naelektrisana jonska središta. Slobodni elektroni deluju kao neka vrstalepka, koja drži jonska središta na okupu. Energije veze i temperature topljenja zanekoliko metala su prikazane u tabeli 4.1. Ove veze mogu biti jake ili slabe pri čemu

se energije kreću od 68 kJ/mol (0,7 eV/atom) za živu do 850 kJ/mol (8,8 eV/atom) zavolfram. Njihove odgovarajuće temperature topljenja su -39 i 3410 °C.Metalne veze su karakteristične kod svih metala iz periodnog sistema elemenata, pričemu se ovo posebno odnosi na elemenate iz IA i IIA grupe.Nekoliko generalnih svojstava različitih tipova materijala (npr. metali, keramičkimaterijali, polimeri) mogu se objasniti tipom veze. Metali su dobri provodniciistovremeno i toplote i elektriciteta što je posledica postojanja njihovih slobodnihelektrona. Sa druge strane, materijali sa jonskim i kovalentnim vezama su elektronskii termički izolatori zbog odsustva velikog broja slobodnih elektrona.Uočeno je da na sobnoj temperaturi većina materijala i njihovih legura nema svojstvažilavosti što znači da se lomovi dešavaju nakon što materijali pretrpe neki veći stepenpermanentne deformacije. Ovo ponašanje se objašnjava mehanizmima deforamacijekoji su povezani sa svojstvima materijala i njihovih veza. Obrnuto na sobnimtemperaturama jonski povezani materijali su suštinski krti kao posledica prirodenaelektrisanja komponentnih jona.4.7 Sekundarne (van der Valsove) vezeSekundarne, van der Valsove ili fizičke veze su slabe u poređenju sa primarnim ilihemijskim vezama. Energije veze su kod njih reda veličine 10 kJ/mol (0,1 eV/atom).Ovaj tip veza postoji između gotovo svih atoma ili molekula. Kao dokaz postojanjasekundarnih veza služe inertni gasovi sa svojom stabilnom elektronskom strukturom,kao i veze između molekula u molekularnim strukturama koje su kovalentnopovezane.Slika 4.11 Šematski prikaz van der Valsove veze između dva dipolaSekundarne sile veze nastaju kao posledica postojanja atomskih ili molekularnihdipola. U osnovi, elektronski dipoli postoje tamo gde ima razdvajanja pozitivnih inegativnih delova atoma ili molekula. Rezultat vezivanja kao posledica delovanjakolumbovih sila veze između pozitivnih krajeva jednog dipola i negativnog delasusednog je prikazan na slici 4.11. Dipolne interakcije se dešavaju između

indukovanih dipola, između indukovanih dipola i polarnih molekula (koji imajupermanentne dipole) i između polarnih molekula. Vodonične veze, specijalni tipsekundarnih veza, su pronađene da postoje između nekih molekula koji sadrževodonik kao jedan od konstituenata.Sekundarne veze između indukovanih dipolaDipoli se mogu kreirati ili indukovati u atomu ili molekulu koji su normalno električnisimetrični tako da je ukupna prostorna distribucija elektrona u simetriji sa pozitivno52naelektrisanim nukleusom kao što je to prikazano na slici 4.12a. Svi atomi posedujukonstantno vibraciono kretanje koje može uzrokovati trenutnu ili kratkotrajnudistorzionu asimetriju za neki od atoma ili molekula i kreirati male električne dipolekao što je to prikazano na slici 4.12b. Jedan od ovih dipola može sa druge straneproizvesti pomak u elektronskoj distribuciji susednog molekula ili atoma, što indukujei kod ovog drugog atoma da postane dipol koji je onda slabo privučen ka prvomatomu. Ove privlačne sile mogu postojati između velikog broja atoma ili molekula alije za njih karakteristično da su vremenski ograničene. Zbog toga se i nazivajuindukovanim dipolnim vezama.Slika 4.12 Šematski prikaz (a) električno simetričnog atoma i (b) indukovanogatomskog dipolaUtečnjavanje i u nekim slučajevima očvršćavanje inertnih gasova i drugih električnihneutralnih i simetričnih molekula kao kod H2 i Cl2 se dešava zbog ovog tipa veze.Temperature topljenja i ključanja su ekstremno niske kod materijala kod kojih ovaj tipindukovanih dipolnih veza dominira. Od svih mogućih intermolekularnih sila ove sunajslabije. Energije veze i temperature topljenja za argon i hlor su prikazane u tabeli4.1.Sekundarne veze između polarnih molekula i induktivanihdipolaPermanentni trajni dipolni momenti postoje kod nekih molekula kao posledicaasimetrične organizacije pozitivnih i negativno naelektrisanih oblasti. Ovi molekuli se

nazivaju polarnim molekulima. Slika 4.13 daje šematsku prikaz molekula HCl.Permanentni dipolni momenat nastaje kao posledica pozitivnih i negativnihnaelektrisanja koja su respektivno povezane sa vodoničnim i hlornim krajevima HClmolekula.Slika 4.13 Šematski prikaz polarnog molekula vodonik hlorida (HCl)53Polarni molekuli mogu takođe indukovati dipole susednih nepolarnih molekula pa ćese veza u tim slučajevima formirati kao rezultat privlačnih sila između ova dvamolekula. Ova veza je jača u odnosu na sekundarne veze između idukovanih dipola.Sekundarne veze između permanentnih dipolaIzmeđu dva susedna polarna molekula će se uspostaviti Van der Valsove sile.Energije veze između ta dva molekula je znatno veća od energije veze koja uključujeindukovane dipole.Najjače sekundarne veze, vodonične veze, predstavljaju specijalni slučaj polarnogmolekulskog vezivanja. One nastaju između molekula kod kojih je vodonikkovalentno povezan sa fluorom (kao što je to slučaj kod HF), kiseonikom (kao u H2O)i azotom (kao u NH3). Za svaku H-F, H-O, ili H-N vezu, jedan elektron vodonika sedeli sa drugim atomom. Pema tome, vodonični kraj veze je u suštini pozitivnonaelektrisan proton koji je nepokriven elektronima. Ovaj visokopozitivnonaelektrisani kraj molekula poseduje izuzetan potencijal za povezivanje sanegativnim krajem susednog molekula, kao što je to prikazano na slici 4.14 za HF. Usuštini, ovaj samostalni proton formira most između dva negativno naelektrisanaatoma. Jačina vodonične veze je u opštem slučaju veća od one kod drugih tipovasekundarnih veza i može biti do 51 kJ/mol (0,52 eV/molekul), kao što je prikazano utabeli 4.1. Temperatura topljenja i ključanja za HF i vodu je izuzetno visoka, bezobzira na njihovu malu molekularnu težinu. Ovo je upravo posledica postojanjavodoničnih veza.Slika 4.14 Šematski prikaz vodonične veze za vodonik fluorid (HF)4.8 MolekuliMnogi od uobičajenih molekula se sastoje od grupe atoma, koji su povezani zajedno

jakim kovalentnim vezama. Oni uključuju i elementarne diatomne molekule (F2, O2,H2, itd.) kao i veći broj molekula koji su domaćini kompleksnijim jedinjenjima (H2O,CO2, HNO3, C6H6, CH4 itd.). U kondenzovanoj tečnosti i u čvrstom stanju, vezeizmeđu molekula su slabe sekundarne sile. Posledično, molekulski materijali imajurelativno nisku temperaturu topljenja i ključanja. Većina ovih materijala je sa malimmolekulima koji se sastoje od nekoliko atoma. To su npr. gasovi na ambijentalnojtemperaturi i pritisku. Sa druge strane, mnogi moderni polimeri (koji su u stvaripolimerski materijali koji se sastoje od ekstremno velikog broja molekula) su čvrstatela. Neka od njihovih svojstava su u jakoj zavisnosti od prisustva van der Valsovih ivodoničnih sekundarnih veza.

sematski prikaz vodonicke veze

sematski prikaz polarnog molekula

semat prikaz (a)elektricno simetricnog atoma i (b)induktivnog atomskog dipola

semat prikaz van der valsove veze izmedju dva dipola

sematski prikaz metalne veze

semat prikaz koalentne veze

semat prikaz jonske veze

(a) Zavisnost odbojne, privlačne i rezultujuće sile od interatomskograstojanja za dva izolovana atoma. (b) Zavisnost odbojne, privlačne i rezultantneenergije od interatomskog rastojanja za dva izolovana atoma.

Šematsko upoređenje (a) Borovog i (b) talasno-mehaničkog modela atomavodonika sa aspekta distribucije elektrona

semat prikaz borovog modela atoma

Broj protona i elektrona za H, C i Ag

Atomska struktura fundamentalni koncepti