Download - 8,9 Hemija Predavanje
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-