HEMIJA

Dobrodošli!

Čestična priroda supstanci

ČESTIČNA PRIRODA SUPSTANCI
Supstance su materijalni deo univerzuma, ima ih raznih i raznolikih.

Zamisli:
1. kockicu srebra 2. kockicu kuhinjske soli 3. kockicu šećera 4. kockicu dijamanta

Svaki od ponudjenih fizičkih tela sastavljen je od supstanci, a svaka supstanca od
OSNOVNIH ČESTICA!
Kockicu srebra čine mali atomi metala koji se naziva srebro, u jednoj malenoj kockici nalazi se OGROMAN broj atoma srebra koji su svi iste veličine, nevidlji ljudskom oku i mikroskopu, a povezani metalnom vezom
Kockicu kuhinjske soli čine joni natrijuma i joni hlora, jedni pozitivni, drugi negativni, i ima ih ogroman broj i povezani su jonskim vezama : JONI SU NAELEKTRISANI ATOMI. Razlika izmedju atoma i jona je u tome što su atomi nenaelektrosani a joni imaju višak ili manjak elektrona pa su naelektrisani
Kockicu šećera čini ogroman broj malih molekula šećera. U molekulima su atomi povezani kovalentnom vezom, a veza izmedju molekula je medjumolekulska. Tih molekula ima ogroman broj u samo jednoj maloj kockici šećera.
Kockicu dijamanta, to jest ugljenika čine atomi ugljenika koji je nemetal, i svi atomi su povezani kovalentnim vezama u "džinovske" molekule, a medju njima opet može biti medjumolekulska veza.

Sve supstance oko nas izgradjuju: ATOMI, JONI i MOLEKULI. A osnova ovih čestica su ATOMI.
Atom je najmanja hemijski nedeljiva čestica (danas ljudi uspevaju da dele i spajaju atome i tako dobijaju nove atome - fisija i fuzija, ali to spada u nuklearne procese)
Kada gledate u svoju ruku, u asfalt po kome hodate, kada osetite vazduh, uzmete olovku, stavite prsten na ruku vi u stvari osećate, vidite, držite ogroman broj atoma , molekula i/ili jona.
Ako dobijete zadatak gde je potrebno izračunati masu jednog atoma srebra, BUDITE kritični ukoliko dobijete za rezultat 108g, jer atom nema stotinu grama. Atomi, pa i molekuli i joni imaju masu reda 0,00000000000000000000001g i ne mogu biti iste mase kao 100g kafe.
Supstance mogu biti:

  1. ČISTE SUPSTANCE (mogu se samo hemijskim putem razložiti na prostije) i
  2. SMEŠE (mogu se fizičkim putem razdvojiti na delove) U primerima kockica date su samo čiste supstance.

ČISTE SUPSTANCE mogu biti

  1. ELEMENTARNE SUPSTANCE I
  2. JEDINJENJA

Smeše mogu biti

  1. HOMOGENE (iste u svim svojim delovima) i
  2. HETEROGENE (različitog sastava u odredjenim delovima koji je uočljiv golim okom ili mikroskopom)

Razlike i nedoumice oko/izmedju:
- elementarna supstanca i element - ugljenik je element, a u prirodi se čist ugljenik(elementarna supstanca) javlja u više oblika koji se nazivaju elementarne supstance : grafit i dijamant (i za jedno i za drugo je zajedničko da se sastoje od malih atoma ugljenika, ali različito povezanih i rasporedjenih u prostoru).
- atom elementa i elementarna supstanca - atom elementa je jedna jedina čestica odredjene veličine i odredjenog imena. Ukoliko imate sa jedne strane jedan jedini atom ugljenika ili punu šaku - i za jedno i za drugo možete reći da je to elementarna supstanca
- molekul jedinjenja i jedinjenje - jedan molekul je jedinjenje, a isto tako i puna šaka istih molekula je jedinjenje (osim ukoliko jedinjenje nije sastavljeno iz jonskih parova).
- elementarna supstanca i jedinjenje - osnovne čestice elementarnih supstanci su atomi ( ili molekuli sastavljeni od istih atoma) istog elementa, a osnovne čestice jedinjenja su molekuli ili jonski parovi sastavljeni od atoma različitih elemenata.

KVIZ - SUPSTANCE

Ukoliko ste pažljivo proučili uvodni deo o supstancama, PROVERITE SVOJE ZNANJEKLIKNITE NA LINK supstance.swf

STRUKTURA ATOMA

STRUKTURA ATOMA
Atom se sastoji iz dva dela: jezgra i omotača.
Jezgro čine protoni (elementarne čestice jediničnog pozitivnog naelektrisanja) i neutroni (elementarne čestice - nenaelektrisane).
Protoni i neutroni su NUKLEONI.
Simbol atoma
npr. 816O sadrži brojeve koji se odnose na JEZGRO atoma.

"Donji" broj je ATOMSKI ILI REDNI broj (Z) i odredjen je brojem /N/ protona :

                        Z=N(p+).

"Gornji" broj je ATOMSKA MASA ili MASENI BROJ (A) i odredjen je zbirom broja protona i neutrona to jest predstavlja ukupan broj nukleona u jezgru :

                  A= N(p+) + N(n0)!
Elektronski omotač čine elektroni. Elektroni su negativne elementarne čestice koje čine elektronski omotač oko jezgra i ostaju u atomu zbog privlačnih sila sa protonima. Atomi imaju jednak broj protona i elektrona, pozitivni joni(katjoni) sadrže "manjak" elektrona u odnosu na atome, a negativni joni (anjoni) sadrže "višak" elektrona u odnosu na atome!
Neki elementi imaju različite atome u prirodi, ti atomi moraju imati isti redni broj, to znači isti broj protona i elektrona, a ono po čemu se razlikuju je broj neutrona - ovi atomi su IZOTOPI.

Broj neutrona nije proizvoljan i ne može varirati u nekom atomu. Na primer kiseonik iz vazduha može biti sastavljen od atoma kiseonika sa rednim brojem 8 i masenim 16 i takodje od atoma sa rednim brojem 8 (naravno) i masenim 18.

IZOBARI su atomi različitih elemenata koji se razlikuju po rednom, a istog su masenog broja - razlikovanje ovih atoma važno je za nuklearne fizičare i hemičare.

Simbol atoma potiče od latinskog imena, a uz simbol obavezno se upisuje vrednost rednog i masenog broja. Redni broj je unikatni za odredjeni element. Na primer ugljenik uvek ima redni broj 6, a to znači da atom ugljenika sadrži 6 protona! Taj broj protona ne može se promeniti hemijskim reakcijama. Dokle god je redni broj 6 radi se o atomu ugljenika. Ukoliko se redni broj promeni dobija se atom nekog drugog elementa, a to je nuklearna reakcija.
Maseni broj može imati različite vrednosti za isti element zbog postojanja izotopa. Pa tako vodonik koji ima redni broj 1, to jest 1 proton, ali postoje tri vrste atoma vodonika u odnosu na broj neutrona. Vodonik koji ima maseni broj 1 je protijum, sa masenim brojem dva deuterijum, a sa masenim brojem tri tricijum. Ta tri atoma vodonika imaju isti broj protona, a različiti broj neutrona. U prirodi se uvek nalazi najviše jednog od izotopa, ali su prisutni i ostali izotopi u odredjenoj meri (tako da je ukupna zastupljenost svih atoma nekog elementa jednaka 100%).
Što se tiče broja elektrona - broj elektrona u atomu isti je kao broj protona, jer je atom elektroneutralan!
11H (protijum koji ima 1 proton, 1 elektron i nijedan neutron), 12H (deuterijum-sadrži 1 proton, 1 elektron, i 2-1=1neutron)...... Neki elementi imaju više izotopa, neki nemaju izotope (na primer natrijum, fluor....)
Masa protona je približno jednaka masi neutrona, a masa elektrona je zanemarljivo mala u odnosu na mase protona i neutrona (nukleona), tako da na ukupnu masu atoma utiče masa jezgra. Ako bismo računali masu atoma ugljenika (Z=6, A=12) trebalo bi da znamo vrednost mase nukleona (protona to jest neutrona) a ona se naziva unificirana jedinica mase (znači 1 proton ima masu u=1,67x10-24g, isto toliko iznosi i masa neutrona). Ugljenik ima ukupno 12 nukleona (6 protona + 6 neutrona) pa je masa jednog atoma jednaka 12*1,67*10-24g!
Ovo se može izračunati i na sledeći način:
1atom C                    x g
6*1023 atoma C       12g            x= (1*12)/(6*1023) g što je isti broj kao 12*1,67*10-24g.
PRIMER: Odredi broj elementarnih čestica za sledeće čestice: 1123 Na,  919F,  816O2- (negativni jon koji sadrži višak elektrona u odnosu na atom), 1327Al3+ (pozitivan jon koji sadrži manjak elektrona u odnosu na atom).
Relativna atomska masa je broj koji pokazuje koliko je puta masa nekog atoma veća od jedne dvanaestine atoma ugljenikovog izotopa C-12.
/poredi se masa jednog atoma npr. kiseonika (koji ima 16 nukleona) sa dvanaestim delom atoma 12C (kao da ste atom ugljenika "iseckali" na dvanaest delova, i uzeli tu dvanaestinu, a to je jedan jedini nukleon) i tim poredjenjem dobije se da je atom kiseonika 16 puta veće mase od 1/12 ugljenika C-12, pa kiseonik ima Ar=16
Ar može da se izračuna i tako što se poznaju zastupljenosti izotopa u prirodi i njihovi maseni brojevi:
              Ar*100% = A1*ω1 + A22 + ........
PRIMER: 1) Izračunaj vrednost relativne atomske mase hlora, ako je poznato da se hlor u prirodi javlja u obliku dva izotopa (35Cl, sa zastupljenošću ω=68%, 37Cl sa zastupljenošću ω=32%),
Ar*100%= 35*68% + 37*32%, odavde se izračuna Ar=...... (nema jedinicu!)
2) Izračunaj vrednosti zastpuljenosti izotopa hlora ako je poznato da je Ar=35,45, a da se u prirodi javljaju dva izotop hlora (35Cl i 37Cl)
            Ar*100%=35* ω1 + 37*ω2 - ova zakonitost je poznata!
ono što ne piše u zadatku a podrazumeva se je da ω1 + ω2 = 100%
Tako se dobija sistem od dve jednačine sa dve nepoznate. Rešenje tog sistema daje vrednosti zastupljenosti!
STRUKTURA MOLEKULA
JEDAN molekul sadrži atome. H2O je jedan molekul vode i sadrži ukupno tri atoma. Broj protona, elektrona i neutrona je suma broja elektrona, protona i neutrona svih atoma zajedno. (na primer 11H, 11H i 816O, što je zajedno 1+1+8=10 protona, molekul je elektroneutralan pa sadrži isto toliko elektrona 10, a neutrona ima 0 + 0 + 8=8)
O2 je JEDAN molekul kiseonika i sadrži 16protona, 16 elektrona i 16 neutrona (816O)
* Kada se radi o raznim izračunavanjima i merljivim masama, formula H2O može predstavljati i 1 mol molekula, koji u sebi sadrži mnogo više od jednog molekula, to jest tačnije 6*1023 molekula (ili još tačnije 6,023*1023 molekula) i u tom slučaju svi indeksi i koeficijenti se moraju čitati kao mol-molekuli ili mol-atomi!
STRUKTURA JONA
Katjoni mogu biti katjoni metala (Cu2+, Na+, Pb2+...) koji se od atoma razlikuju po broju elektrona (manje e- od atoma) ili molekulski katjoni - joni sastavljeni od atoma vezanih kao u molekuli, ali je celokupna čestica pozitivno naelektrisana (NH4+ - amonijum jon, CH3-NH3+ - metilamonijum jon...)
Anjoni mogu biti anjoni nemetala (Cl-, Br-...) koji se od atoma razlikuju po tome što imaju više elektrona od atoma i molekulske anjone- joni sastavljeni kao molekuli ali je čestica negativno naelektrisana (SO42-, HSO4-...)

KVIZ - STRUKTURA ATOMA

Ukoliko ste pažljivo proučili deo o supstancama uradite test:
strukturaatoma.swf

STRUKTURA ELEKTRONSKOG OMOTAČA

STRUKTURA ELEKTRONSKOG OMOTAČA

Elektrone u atomu drže privlačne sile sa pozitivnim jezgrom. Svaki elektron ima odredjenu energiju i u principu važi da što je elektron dalje od jezgra to ima više energije. Svaki elektron ima odredjenu vrednost energije. Na osnovu te vrednosti elektroni su rasporedjeni po energetskim nivoima.
Najveći poznati atom ima 7 energetskih nivoa. Vrednost energije elektrona je kvantirana (odredjena) u odnosu na energetski nivo. Medjutim, dva elektrona koja oba pripadaju 3 nivou ne moraju imati istu vrednost energije, ali su te vrednosti bliže jedna drugoj nego energija tih elektrona u odnosu na energiju elektrona 2 ili nekog drugog nivoa. Razlog tome je što su nivoi podeljeni na podnivoe (s, p, d, f - podnivo). Tako da energija elektrona zavisi od nivoa i podnivoa kome pripada!
Prvi energetski nivo sadrži s podnivo - oznaka je 1s
Drugi energetski nivo sadrži dva podnivoa - 2s i 2p
Treći sadrži tri podnivoa - 3s, 3p i 3d
Četvrti, peti, šesti i sedmi podnivo za najveći poznati atom sadrže po četiri podnivoa - s, p, d, f.
Svaki podnivo može imati odredjen broj elektrona - s podnivo - 2 elektrona, p podnivo - 6 elektrona, d podnivo - 10 elektrona i f podnivo - 14 elektrona.
Bez obzira na neke druge rasporede važi sledeće:
Elektroni koji pripradaju višem nivu (na primer šestom) uvek imaju više energije od elektrona nižeg nivoa (na primer trećeg, drugog, petog....)
Za svaki elektron koji se nalazi na nekom nivou odredjen (kvantiran) je GLAVNI KVANTNI BROJ (n) i taj broj utiče na vrednost energije elektrona ( elektron koji pripada 4. nivou ima n=4)
Za svaki elektron koji pripada odredjenom podnivou ima odredjenu (kvantiranu) vrednost SPOREDNOG /ORBITALNOG; AZIMUTSKOG/ KVANTNOG broja (l). Na primer ukoliko je elektron na 2s podnivou, taj elektron ima n=2, a l=0, jer ukoliko je elektron na "nultom" podnivou (što je s podnivo) ima l=0, ako je na "prvom" podnivou ima l=1....
podnivoi          s    p     d     f
vrednost za l=  0    1      2    3
Oba broja (i glavni kvantni i orbitalni kvantni broj) ulaze u izraz za energiju elektrona i odredjuju tu vrednost.
Tako da elektroni koji su oba sa 3p podnivoa imaju medjusobno istu vrednost energije, ali veću od onih elektrona koji su na primer na 3s podnivou!
MAKSIMALAN BROJ elektrona na nekom nivou odredjuje se preko formule 2n2 (gde je n - glavni kvantni broj)
Tako na trećem nivou može maksimalno biti 2*32=18 elektrona.

Elektroni svojim kretanjem zauzimaju odredjeni prostor. Taj prostor naziva se ORBITALA. Medjutim, za elektrone se ne zna tačno mesto gde se u svakom trenutku nalaze, jer ukoliko pokušamo da odredimo mesto gde se nalaze moramo zbog njihove veličine (veoma mali i neuhvatljivi) da ih "gadjamo" odredjenim talasima, ali ti talasi im predaju energiju i elektroni počnu brže da se kreću. Zbog toga ukoliko pokušamo da odredimo gde se nalaze menjamo im brzinu i pravac, pa ne znamo gde bi kasnije bio (Hajzengergov princip neodredjenosti: za elektrone se ne može u isto vreme imati podatak i o položaju i o brzini). Zbog svega navedenog mi govorimo o verovatnoći nalaženja elektrona u nekom prostoru:
ORBITALA JE PROSTOR OKO JEZGRA U KOME JE VEROVATNOĆA NALAŽENJA ELEKTRONA NAJVEĆA!
Atomske orbitale mogu biti sfernog oblika (s-orbitale), izgleda izdužene osmice (p - orbitale), takodje izdužene osmice ili neki drugi oblik (d i f orbitale)
Orbitale imaju iste ili slične oznake kao i podnivoi (1s, 2s, 2p....orbitale)
Svaka orbitala može maksimalno da primi dva elektrona! Pa je broj orbitala na nekom nivou dva puta manji od maksimalnog broja elektrona : n2!
Kako 2p podnivo maksimalno prima 6 elektrona to znači da je na 2p podnivou "prisutno" tri orbitale - sve su p orbitale, sve su istog oblika, veličine i energije, ali su različito usmerene u prostoru, pa otuda oznake 2px, 2py i 2pz. 2px orbitala ima sver x ose u koordinatnom sistemu, 2py smer y ose....
d- podnivo prima 10 elektrona, pa sadrži 5 orbitala različitih oznaka, oblika i usmerenosti...(na ovom nivou hemije nije vam potreban oblik i oznake ovih orbitala)

                                       orb.jpg   
             Sl.1 Oblik orbitala
Orbitale se predstavljeju kao kvadratići (ili "kućice"). Recimo 2p orbitale možemo predstaviti kao: 
                                                                2p.jpg


Elektrone u orbitalama predstavljamo kao strelice (# i $). Svaki elektron se kreće oko jezgra (ne obavezno po kružnicima!) ali i oko svoje ose. U oba slučaja elektroni staraju magnetno polje koje usmereno normalno na to kretanje, nešto kao te strelice kojima ih predstavljamo. I ova veličina je odredjena (kvantirana).
Nije svejedno ukoliko se elektron kreće po 2py ili 2px orbitali. Za razlikovanje tih elektrona koristi se MAGNETNI KVANTNi BROJ (m ili ml) (naziva se tako zato što su magnetna svojstva elektrona odredjena vrstom orbitale nekog podnivoa u kojoj se nalazi elektron)
Magnetni broj ne zavisi od nivoa ili podnivoa.
s              p                    d                         f

mag.jpg  
             Sl2. Vrednosti magnetnog kvantnog broj
Kretanje eletkrona oko sopstvene ose takodje odredjuje magnetna svojstva elektrona (pa i čitavog atoma), a u izraz za magnetni moment ulazi i četvrti kvantni broj koji se naziva SPINSKI KVANTNI BROJ (s) i može imati samo dva vrednosti s = +1/2 (#). ) ili s = -1/2 ($).
Tako da svaki elektron opisuju četiri kvantna broja (n, l, m, s). U istom atomu ne postoje dva elektrona koji imaju istu kombinaciju sva četiri kvantna broja (čak i da se nalaze u istoj orbitali oni se kreću u suprotnim smerovima oko svoje ose) - PAULIJEV PRINCIP ISKLJUČENJA.   
                    as.jpg   
               3p podnivo


Za prvi elektron važi n = 3, l =1, m = - 1, s = - 1/2. Za drugi elektron važi n = 3, l = 1, m =+1, s =+1/2.
ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA - izgradnja elektronskog omotača
Na osnovu svega opisanog proizilazi REDOSLED ELEKTRONA u elektronskom omotaču i način zapisivanja tog redosleda.
Pre toga mora da se napomene da redosled popunjavanja zavisi i od energije i od verovatnoće da se elektron nadje u sferi ili orbitala oblika osmice, pa redosled nije
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 6f14 7s2 7p6 ....
Ovaj redosled poštuje porast energije elektrona u atomu!
Redosled popunjavanja je nešto drugačiji (moglo bi se objasniti na sledeći način "svaki put kada dodje na red d podnivo nekog nivoa, ne popunjava se taj podnivo već s podnivo sledećeg nivoa, pa se nakon toga popunjavaju nepopunjeni i preskočeni d ili f podnivoi").
Redosled popunjavanja je:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10 7p6
Ovo je redosled za najveći do danas poznati atom.
Ukoliko se predstavlja elektronska konfiguracija atoma preko orbitala onda se crtaju kućice:


untitled1.jpg  

                    Sl3. Shematski prikaz elektronske konfiguracije
Podnivoi se popunjavaju elektronima tako da se u svaku orbitalu stavi po jedan elektron istog spina (sve strelice na gore), a zatim se dodaju sledeći. Ovo je posledica HUNDOVOG PRAVILA: orbitale istog podnivoa popunjavaju se elektronima tako da spin bude maksimalan (sve strelice na gore).

ELEKTRONSKE KONFIGURACIJE ATOMA I JONA:

13Al - aluminijum ima redni broj 13, a to znači da ima 13 protona. U atomu je broj elektrona i protona isti, tako da u atomu aluminijuma ima 13 elektrona. Elektronska konfiguracija atoma aluminijuma je prema tome:

13Al 1s22s22p63s23p1

"Najvažniji" nivo u atomu je poslednji energetski nivo, to jest VALENTNI nivo. Za aluminijum je 3s23p1.

Elektronska konfiguracija tri puta pozitivnog jona aluminijuma bi bila elektronska konfiguracija sa 10 elektrona, jer ovaj jon ima tri elektrona manje od atoma:

13Al3+ 1s22s22p6

Negativni joni atoma imaju više elektrona od atoma za toliko koliko iznosi naelektrisanje datog jona.
Na primer: jon 16S2- ima 18 elektrona: 1s22s22p63s23p6
Elementi čije se elektronske konfiguracije atoma završavaju sa f podnivoom nazivaju se f- elementi.
Elementi čije se elektronske konfiguracije atoma završavaju sa s - s-elementi itd...
Elementi sa d- podnivoom:
23V 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 - valentni nivo ovih atoma je 4s2 3d1
IZUZETAK
Atomi d elemenata koji bi trebalo da imaju elektronske konfiguracije valentnih nivoa:
na primer 4s23d4, 5s24d4, 6s25d4 nemaju takvu konfiguraciju već jedan elektron "prebacuju iz s u d, da bi d-orbitale bile POLUPOPUNJENE (stabilnije su d5 konfiguracije od d4)
Njihove konfiguracije su onda 4s13d5, 5s14d5, 6s15d5
Zato 24Cr nema konfiguraciju 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 već 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5
Na sličan način i elementi sa 4s2 3d9, 5s2 4d9, 6s2 5d9 prelaze u 4s1 3d10, 5s1 4d10, 6s15d10
Tako 29Cu nema konfiguraciju 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 već 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10
Postoje i druga odstupanja ali to prevazilazi nivo ovog kursa.
Ukoliko se atomu dovede odredjena količina energije njegova elektronska konfiguracija se može promeniti na različite načine, ali NIKADA ne mogu u tom atomu postojati dva elektrona sa istom kombinacijom sva četiri kvantna broja (u istoj orbitali dva elektrona istog spina)!!!


VEZA IZMEDJU ELEKTRONSKE KONFIGURACIJE I POLOŽAJA U PERIDONOM SISTEMU ELEMENATA
Periodni sistem elemenata ima 7 perioda (horizontale) koliko ima i nivoa!
Grupa u periodnom sistemu (vertikale) ima 2x8. Ima 8 glavnih grupa i označavaju se sa Ia - VIIIa (elementi iz ovih grupa završavaju se sa ns1 ili ns2 ili ns2np1 do 6) i 8 podgrupa (10 kolona u periodnom sistemu, jer se jedna grupa prostire na tri kolone, a to je VIIIb grupa).
Primeri:
s-elementi mogu biti u Ia i IIa grupi: Na 1s22s22p63s1 - u Ia grupi jer ima jedan valentni elektron,

Be 1s22s2 - u IIa grupi jer sadrži 2 valentna elektrona
IZUZETAK: 2He 1s2 - trebalo bi da bude u IIa grupi, ali pošto ima popunjen 1-nivo nalazi se u VIIIa grupi zajedno sa ostalima koji imaju 8 valentnih elektrona!
p-elementi mogu biti od IIIa do VIIIa grupe:

8O 1s22s22p4 ima 6 valentnih elektrona pa je u VIa grupi,
13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 ima tri valentna elektrona pa je u IIIa grupi....
32Ga 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 takodje ima tri elektrona na 4tom, valentnom nivou pa je u IIIa grupi.
d-elementi: kod ovih elemenata je nešto drugačije - inače su svi u podgrupama od Ib-VIIIb.
Prvo, kao valentni nivo uzima se i s i d-podnivo
na primer 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 , valentni nivo je 4s1 3d10
Drugo, grupa se odredjuje, većinom, kao zbir elektrona na valentnom nivou,osim kod:
4s23d6 ili 4s23d7 ili 4s23d8 - gde je zbir redom 8, 9 i 10, a svi su u istoj grupi VIIIb grupi!
To se naziva trijada elemenata VIIIb grupe.
4s13d10 - kao što ima bakar, zbir je 11, a bakar je u Ib grupi.
4s23d10 - kao što ima cink, zbir je 12, a cink je u IIb grupi.
ZAKLJUČAK: za d elemente :

ako je zbir 8, 9 ili 10 - element je u VIIIb grupi,

zbir 11 - Ib grupa,

zbir 12 - IIb grupa!

f- elementi su izdvojeni u posebna dva reda
oni elementi koji se završavaju sa 4f su LANTANOIDI
oni elementi koji se završavaju sa 5f su AKTINOIDI, a zajedno se nazivaju RETKE ZEMLJE (retko se nalaze u prirodi i uglavnom su radioaktivni)

Veza izmedju periodne i elektronske konfiguracije je uvek ista - NAJVIŠI NIVO - PERIODA!

Ukoliko se atomu dovede odredjena količina energije njegova elektronska konfiguracija se može promeniti na različite načine, ali NIKADA ne mogu u tom atomu postojati dva elektrona sa istom kombinacijom sva četiri kvantna broja (u istoj orbitali dva elektrona istog spina)!!!

KVIZ - elektronska konfiguracija

Ukoliko ste pažljivo pročitali i naučili deo o elektronskoj konfiguraciji, spremni ste za test:
elektronski omotac

KVIZ - VEZA IZMEDJU ELEKRONSKE KONFIGURACIJE I PSE

MOŽETE TESTIRATI SVOJE ZNANJE - ELEKTRONSKA KONFIGURACIJA - PSE
elkonfPSE.swf

PSE

PSE SA ELEKTRONSKIM KONFIGURACIJAMA

Klikni na sliku da vidiš uvećamo
pseee.jpg

VRSTE ELEMENATA

VRSTE ELEMENATA

 

Elementi mogu biti:

 

METALI - mali broj valentnih elektrona, težnja ka otpuštanju elektrona i gradjenju pozitivnih jona.

Uvek su pozitivnog ili delimično pozitivnog naelektrisanja u jedinjenjima.

Metali mogu biti:

ALKALNI METALI - Ia grupa, osim vodonika

ZEMNOALKALNI METALI - IIa grupa

PRELAZNI METALI - metali čije se elektronske konfiguracije završavaju sa d podnivoom - d elementi

RETKE ZEMLJE - f elementi, lantanoidi i aktinoidi

 

NEMETALI - nalaze se u glavnim grupama, imaju 4,5,6 ili 7 valentnih elektrona ( od 7 ka 4 opadaju nemetalna svojstva, to znači da se izraziti nemetali nalaze u VIIa grupi)

"PRAVI" nemetali su F, Cl, Br, I, O, S, N, P, C, H

i još Si, B

i još As, Sb

NEMETALI VIIa grupe su HALOGENI ELEMENTI

ELEMENTI VIa grupe su HALKOGENI ELEMENTI

 

METALOIDI - elementi koji imaju svojstva i metala i nemetala : Ge, B, pa i As i Sb....

 

PLEMENITI GASOVI (inertni gasovi) - elementi VIIIa grupe (nulte grupe) : He, Ne, Ar, Xe, Kr, Rn

SVOJSTVA ATOMA - Energija jonizacije i afinitet prema elektronu

SVOJSTVA ATOMA:

 

Energija jonizacije:

 

Energija koju treba dovesti atomu (u gasovitom stanju) tako da izgubi najslabije vezan elektron.

Zavisi od težnje atoma (metali teže da izgube, nemetali da prime elektrone), od stabilnosti konfiguracije (popunjena, polupopunjena...), naelektrisanja čestica (neutralne, pozitivne ili negativne), udaljenosti elektrona od jezgra.

Energija jonizacije - Ej ili Ei (kJ - kilodžul)

Na primer:

11Na 1s22s22p63s1

17Cl 1s22s22p63s23p5

Atom natrijuma ima samo jedan valentni elektron, a atom hlora njih sedam. Svi elektroni su na istom nivou.

U ovom slučaju "odlučuje" težnja atoma - Na teži da otpusti elektrone pa treba manju energiju da otpusti elektron sa 3s i ima MANJU energiju jonizacije

 

11Na 1s22s22p63s1

19K 1s22s22p63s23p64s1

 

Oba imaju težnju da otpuste elektron, ali je kod kalijuma elektron dalje od jezgra (slabije vezan) pa je atomu kalijuma potrebna manja energija da otpusti elektron i ima MANJU energiju jonizacije.

Uopšteno se može reći da Ei u grupi opada a u periodi raste!

 8O  1s22s22p4      p orbitale kiseonika                              

efg.jpg

 7N  1s22s22p3        p orbitale azota

Trebalo bi da kiseonik ima veću energiju jonizacije zbog veće težnje da primi a ne da otpusti elektrone ("bolji nemetal"). Medjutim, azot ima stabilnije p orbitale jer su polupopunjene, pa je energija jonizacije VEĆA za atom azota (teže je narušiti stabilnu konfiguraciju oduzimanjem elektrona)

 

Al2+

Al+

Veću enrgiju jonizacije ima Al2+ jer je teže oduzeti elektron (negativna čestica) dva puta pozitivnom jonu nego jedanput pozitivnom jonu!

 

Afinitet prema elektronu (Ae ili Ea) je energija koju atom (u gasovitom stanju) otpušta (retko prima) kada primi elektron.

Afinitet prema elektronu menja se na isti način kao energija jonizacije iako ima suprotno značenje.U periodni Ae raste, a u grupi opada.

 

Izraziti metali - imaju MALE Ej i MALE Ae

 

Izraziti nemetali - imaju VELIKE Ej i VELIKE Ae

 

Plemeniti gasovi - imaju VELIKE Ej i MALE Ae


HEMIJSKA VEZA

HEMIJSKA VEZA

 

Elementarne supstance - metali i smeše - legure metala

 

U ovim supstancama atomi su vezani metalnim vezama

Metalna veza nastaje "preklapanjem" svih orbitala atoma metala, pri čemu su valentni elektroni pokretljivi. Atomi metala rasporedjeni su pravilne sisteme (kocke, tetraedri) gradeći - metalne kristalne sisteme.

Svi metali imaju metalnu vezu i kristalne sisteme, osim žive koja ima slabu metalnu vezu i nije kristalna supstanca već tečnog agregatnog stanja.

Metalna veza je veoma jaka, i zavisi od broja valentnih elektrona uključenih  u njeno gradjenje. Nekada nisu svi valentni elektroni angažovani za gradjenje veze - na primer olovo ima četiri valentna elektrona, ali samo dva angažuje u gradjenje metalne veze pa je mekši nego što se očekuje.

Metalne supstance su čvrstog agregatnog stanja (osim žive), kristalne strukture (osim žive), sive boje (osim zlata i bakra), metalnog sjaja, visokih temperatura ključanja i topljenja koje zavise od mase metala i broja uključenih elektrona u gradjenje veze (sa porastom mase rastu t.k. i t.t., kao i sa porastom jačine veze)

 

Jonske supstance

 

Jonske supstance su sastavljene iz raznoimenih jona izmedju kojih postoji jonska veza (elektrostatičko privlačenje). Joni se redjaju pravilno u prostoru gradeći kristalne sisteme (osim kod amorfnih supstanci koji nemaju pravilnu strukuru).

Pozitivni joni /KATJONI/ nastaju tako što atomi METALA otpuštaju elektrone

Negativni joni /ANJONI/ nastaju tako što atomi NEMETALA primaju elektrone od atoma metala

Kada joni nastanu izmedju njih se javlja privlačenje to jest JONSKA VEZA.

U jonskim supstancama (osim u gasovitom stanju) nikada nije jedan katjon povezan samo sa jednim anjonom, već na jedan katjon dolazi više anjona i obrnuto. Zato je jonska veza mnogo jaka, a t.k. i t.t. jonskih supstanci velike (preko 1000 stepeni C)

SVE SOLI IMAJU JONSKU VEZU!!!

 

Neki joni (molekulski) nastaju tako što se H+ (jon vodonika) veže za neutralan molekul

Na primer NH3 + H+ daju NH4+ (amonijum jon)

Ili tako što molekul HCl (hlorovodonik) otpusti H+ i daje Cl-.

 

Primeri supstanci koje sadrže jonsku vezu:  

1. oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala (Na2O, CaO....)

2. soli (sve, npr. CaCl2, NH4Cl, Na2SO4, CH3NH3+Cl-),

3. hidroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala (NaOH, Ca(OH)2...)

 

 Primer nastajanja jedne jonske supstance:

11Na 1s22s22p63s1 teži da otpusti 1e- i postane

Na+ jon 1s22s22p6

17Cl 1s22s22p63s2 3p5 teži da primi 1e- i postane

Cl- jon 1s22s22p63s2 3p6

Natrijum treba da dobije Ej da bi otpustio elektron, a kada ga otpusti i preda hloru, atom hlora će u okolinu otpustiti višak energije Ae. Tim procesom nastaje jon Na+ i jon Cl- koji se privlače, tim privlačenjem oni otpuštaju u okolinu još energije. Tako da je razmenjena energija Ae + Ep - Ej (gde je Ep - energija privlačenja). U ovom primeru ukupan efekat je otpuštanje energije u okolinu, to jest sistem Na+ + Cl- ima manje energije (stabilniji) od sistema atom Na + atom Cl (manje stabilni).

Ovo je pojednostavljeno objašnjenje, jer kao što je gore navedeno jonska veza ne postoji izmedju dva jona, već postoje čitavi kristalni sistemi od velikog broja jona.

 


KOVALENTNE SUPSTANCE

 

UVEK SU SASTAVLJENE OD MOLEKULA (kovalentna supstanca je skup molekula)

JEDAN molekul sadrži atome NEMETALA povezane kovalentnom vezom!

Atomi udružuju NESPARENE elektrone u zajedničke parove:

 

mol111.jpg    

hlor ima 7 valenetnih elektrona (od toga tri para i jedan nesparen - to se vidi iz elektronske konfiguracije)

azot ima 5 valentnih elektrona (od toga jedan par i tri nesparena elektrona), vodonik ima samo jedan nesparen elektron.

 

Ovakvo objašnjenje kovalentne veze preko nesparenih elektrona je najjednostavnija teorija kovalentne veze OKTETNA teorija. Na ovaj način svi atomi kada nagrade vezu imaju 8 elektrona i postižu OKTET (osim vodonika i njemu bliskih atoma koji imaju 2 elektrona  i postižu DUBLET)

Simboli sa tačkicama kao elektronima nazivaju se LUISOVI simboli.

 Veze u molekulima bilo da su jednostruke, dvostruke ili trostruke veze mogu biti POLARNE i NEPOLARNE VEZE.

To zavisi od elektronegativnosti atoma koji je čine (elektronegativnost je sposobnost atoma da privuče zajednički elektronski par sebi)

U pitanju je relativna sposobnost pa tako F ima najveću elektronegativnost (ocenjena koeficijentom 4), sledi O (3,5), pa azot (3,0) i tako dalje do H (2,1) - H ima najmanju elektronegativnost od nemetala, a metali imaju manje elektronegativnosti od nemetala.

 

Ako atomi koji grade kovalentnu vezu imaju iste elektronegativnosti i isti su, onda je zajednički par privučen istom "snagom" od oba atoma i veza nema polova - NEPOLARNA JE VEZA! Npr. H-H, O=O.....

Ako jedan atom iz veze jače privlači elektrone onda su elektroni bliži tom atomu i taj atom je DELIMIČNO negativan, a drugi atom je DELIMIČNO (parcijalno) pozitivan

Hδ+-Cl δ-, Hδ+-N δ-, C δ+=O δ-

Najpolarnije veze gde su i delimična naelektrisanja su najjače izražena su H-F, pa H-O, pa H-N....

Svaka polarna veza ili bilo šta polarno opisuje se i ima DIPOLNI MOMENAT (jedinica je kulon metar Cm) - vektorska fizička veličina (μ) koja zavisi od dužine dipola (l - rastojanje izmedju pozitivnog i negativnog kraja polarnog sistema) i naelektrisanja (u slučaju to je naelektrisanje jednog elektrona koji je "pobegao" od jednog atoma ka drugom)

Što je dipolni momenat veći, veza je kraća i polarnija!!! Vektor dipolnog momenta usmeren je od pozitivnog ka negativnog atoma!

 

Molekuli nastaju stvaranjem zajedničkih parova izmedju atoma pri čemu se orbitale u "kojima su bili" elektroni PREKLAPAJU i tako nastaju molekulske orbitale. Ukoliko je veza jednostruka orbitale su se preklopile čeono (direktno) i tako nastaje JAKA SIGMA σ VEZA. Ukoliko je veza dvostruka dve orbitale (jedna veza) su preklopljene čeono (sigma vezom), a preostale dve su se preklopile bočno slabijom vezom (π veza). Ukoliko je veza trostruka - jedna veza je sigma, dve su pi veze.

Sigma veze mogu nastati preklapanjem: dve s orbitale, jedne s sa jednom p orbitalom, ili dve p orbitale koje su postavljene po istoj osi.

Pi veze mogu nastati preklapanjem dve p orbitale postavljene paralelno ili dve d orbitale slično postavljene,

 mol2.jpg

 sigma                sigma                      sigma            pi

Sigma veze mogu nastati i preklapanjem HIBRIDIZOVANIH ORBITALA (o tome kasnije) - hibridizovane orbitale uvek grade sigma veze!

 

POLARNOST MOLEKULA

 

Molekul u celini bez obzira na polarnost veza može biti POLARAN MOLEKUL ili NEPOLARAN MOLEKUL.

Polarnost molekula zavisi od GEOMETRIJSKOG RASPOREDA ATOMA U PROSTORU.

 

Molekul koji ima NEPOLARNE veze UVEK JE NEPOLARNA!

 

Molekul sa polarnim vezama - zavisi od geometrije

Geometrija molekula:

 

Molekul ima linearnu strukuru u slučaju da ima samo jednu vezu (jednostruku ili dvostruku ili trostruku) ili da ima 1 jednostruku i 1 trostruku ili da ima dve dvostruke veze:

H-H       Hδ+-Clδ-          O=O           O δ-=C δ+=O δ-

U HCN - u izgleda kao da je C i pozitivan i negativan (on je prema H negativan jer ima veću elektronegativnost prema H, a prema azotu je pozitivan jer ima manju elektronegativnost od azota), medjutim - ugljenik je u ovom molekulu pozitivan - jer ne može biti i pozitivan i negativan u isto vreme, a veća je razlika izmedju njega i azota nego izmedju njega i vodonika. To se može tako shvatiti ili se može reći da HCN ima dve polarne veze različitih polarnosti to jest različitih dipolnih momenata.

 

Molekul ima "savijenu", odnosno piramidalnu strukturu ako ima samo jednostruke veze - dve jednostruke veze i dva slobodna elektronska para na centralnom atomu, ili tri jednostruke veze i jedan slobodan elektronski par na centralnom atomu

                                                      

 mol44.jpg 

Molekul ima tetraedarsku strukturu (četiri jednostruke veze)

mol5.jpg 

Molekul ima planarnu strukturu - kada atom ima tri veze (dve jednostruke i jednu dvostruku) ili dve veze (jedna dvostruka, jedna jednostruka i jedan slobodan par)

  mol6.jpg                                                                           

Naravno, neki molekuli imaju u jednom delu planarnu strukturu, a drugom tetraedarski raspored atoma:

 mol7.jpg                                                          

 

Osim ovih molekulskih geometrija postoje i neke druge....

U odnosu na geometriju polarnost se odredjuje na sledeći način:

 

primer 1.

 mol8.jpg     

  

ovde se dipolni momenti ne poništavaju pa molekul ima dipolni momenat, i molekul je POLARAN molekul - negativan pol se nalazi na atomu kiseonika, a pozitivan pol kod atoma vodonika. To izgleda kao:

 mol9.jpg

 

  zato se polarni molekuli nazivaju DIPOLI (dva pola)

 mol10.jpg  

 

primer 4.

 ovaj molekul ima četiri polarne veze ali se svi dipolni momenti poništavaju i molekul je u celini NEPOLARAN.

 

KOVALENTNE SUPSTANCE - mogu biti gasovitog, tečnog i čvrstog stanja. U molekulima su veze kovalentne polarne ili nepolarne, a izmedju molekula su MEDJUMOLEKULSKE VEZE! Kada zagrejemo neku kovalentnu supstancu da ispari tada se raskidaju medjumolekulske veze. Zbog toga t.k. i t.t. zavise od medjumolekulskih veza!

NAJJAČA medjumolekulska veza je vodonična veza. Može biti intermolekulska (izmedju dva molekula) ili intramolekulska (unutar jednog molekula)

Primeri vodonične veze:

 mol11.jpg

 

Jedan molekul mora sadržavati vezu O-H ili F-H ili N-H, a drugi delimično negativan O, N ili F. Tako da su moguće sve kombinacije. Vodonična veza je jedina medjumolekulska veza koja se predstavlja crtom (isprekidanom). Ova veza je deset puta slabija od kovalentne veze.

Supstance koje imaju vodoničnu vezu ključaju na višim temperaturama od onih kovalentnih supstanci koje nemaju vodoničnu vezu.

Ostale medjumolekulske veze su Van der Valsova veza : veza izmedju nepolarnih molekula, varijante Van der Valsovih veza tipa intereakcija izmedju nepolarnih i polarnih molekula, dipol-dipol interakcije (dva polarna molekula se povezuju ali ne sadrže O, N ili F vezane za H pa ta veza liči na vodoničnu ali nije vodonična)

 

* Da se vratimo na so NH4Cl - ova so ima dve vrste čestica NH4+ jon i Cl- jon, pa je osnovna veza u ovoj soli JONSKA VEZA. U jonu NH4+ koji nastaje tako što NH3 (koji ima tri polarne kovalentne veze) prima H+ od kiseline. Kako H+ uopšte nema elektrona, onda azot svojim slobodnim elektronskim parom prihvata H+ i oni formiraju zajednički elektronski par - koji tada postaje isti kao i bilo koja polarna kovalentna veza, ali se naziva koordinaciono kovalentna veza da bi se naglasilo da je nastala drugačije od "običnih" kovalentnih veza.

Tako da molekulski jon (liči na molekul ali je u celini jon) NH4+ ima tri polarne kovalentne veze i jednu koordinaciono kovalentnu vezu. Iako ovaj jon ima N vezano za H u ovoj soli nema vodonične veze, jer je preovladala jonska veza i to pozitivno naelektrisanje koje nosi amonijum jon.

 

Sumiranje : veze izmedju čestica mogu biti - metalna, jonska, kovalentna (polarna, nepolarna), koordinaciono kovalentna, vodonična, Van der Valsova.....

 

Neki atomi grade samo jonske veze (izraziti metali sa nemetalima), a neke veze imaju udeo i jonske i kovalentne veze (AlCl3, SiO2....)

Kviz-Energija jonizacije i afinitet prema elektronu

Kviz sadrži odredjen broj pitanja koja se odnose na poredjenje vrednosti energija jonizacije i afiniteta prema elektronu u PSE
energija jonizacije

VALENCA I OKSIDACIONI BROJ

VALENCA I OKSIDACIONI BROJ

Valenca je broj veza koje neki atom može graditi sa atomima vodonika (stvaran ili formalan broj kovalentnih veza koje gradi ili može graditi neki atom).

Oksidacioni broj je stvarno ili formalno naelektrisanje neke čestice

Valenca nije uvek isto što i oksidacioni broj:

Na primer:

Kiseonik je uvek dvovalentan (može da gradi dve kovalentne veze sa vodonikom jer ima dva nesparena elektrona)

Ali, kiseonik može imati oksidacione brojeve 0(u elementarnom stanju), -1 u peroksidima, -2 u ostalim jedinjenjenjima

O=O                H-O                       H-O-O-H

dvovalentan           |

oks. br. = 0          H                       dvovalentan

                    dvovalentan                oks.br.= -1

                     oks.br.= -2

Valenca se označava rimskim brojevima (I-VIII)

Oksidacioni broj zapisujemo arapskim br.: +1, -2, -3.....

Stvarno naelektrisanje čestica koje su stvarno naelektrisane to jest jona zapisuje se : 2-, -, +. 2+...

(prvo broj pa vrsta naelektrisanja)

Valenca i oksidacioni broj se koriste pri  sredjivanju hemijskih formula.

Stvarno naelektrisanje se uvek i obavezno piše u oznakama za JONE

Na primer

 

NaI2OII               ili         Na+12O-2

jon kalcijuma Ca2+, oksidni jon O2-, sulfatni jon SO42-....

U sulfatnom jonu, na primer, sumpor je šestovalentan (+6), a kiseonik dvovalentan(-2), ali je naelektrisanje 2-

Uobičajeno ali nije uvek pravilo da elementi iz parnih grupa imaju parne oks. brojeve, a iz neparnih neparne oks.brojeve.

oksbrr.jpg 

Kada neki element ima dva moguća oksidaciona stanja po staroj nomenklaturi mogu se koristiti i nastavci -o (niže oksidaciono stanje) i -i (više oksidaciono stanje)

Na primer: fero-hlorid (gvoždje(II)-hlorid), feri-hlorid (gvoždje(III)-hlorid), merkuro-hlorid (živa(I)-hlorid) i merkuri-hlorid (živa(II)-hlorid).....

Za one elemente koji mogu imati različite oksidacione brojeve, odnosno valence u imenu nekog jedinjenja mora se navesti data valenca!!! Za one elemente koji imaju uvek isti oksidacioni broj VALENCA SE NE NAVODI!

 

KVIZ JONSKA VEZA

PROVERITE SVOJE ZNANJE O POJMOVIMA NASTAVNE OBLASTI JONSKA VEZA:

jonska veza

KVIZ - KOVALENTNE VEZE

KVIZ - KOVALENTNE VEZE

kovalentne veze

KVIZ - VODONIČNE VEZE

Svoja znanja o medjumolekulskim vezama možete proveriti ovde:

vodonicne veze

KVIZ - VALENCA I OKSIDACIONI BROJ

Klikni na link da proveriš znanje - valence i oksidacioni brojevi

valenca i oks broj