S T R U K T U R A    A T O M A

Izotopi su atomi istog elementa koji se razlikuju u masi. To su različiti atomi jednog istog elementa koji imaju isti broj protona i elektrona, a različit broj neutrona.

Relativna atomska masa je broj koji pokazuje koliko je puta masa nekog atoma veća od ¹/₂ mase ugljenikovog izotopa ¹²C
 

T E O R I J A    O    S T R U K T U R I    A T O M A

- Raderford je bombardovao tanak sloj metala pozitivno naelektrisanim α (alfa) česticama i posmatrao otklon čestica.
                    Ustanovio je da je većina prošla bez ikakvog skretanja, a vrlo malo ih se otklonilo i to pod uglom od 90^o.
                    Zaključio je da kada bi atom bio čvrst, nijedna čestica ne bi prošla kroz metalni listić, a pošto se to dogodilo,
                    masa atoma je sakupljena u vrlo malu česticu. Nazvao ju je "Jezgro atoma". Otkloni se ona čestica koja je
                    došla u blizinu jezgra, ona koja udari u jezgro se vrati istim pravcem, a suprotnim smerom. Raderford je dao
                    model atoma koji upoređuje sa planetarnim sistemom; u sredini se nalazi pozitivno jezgro, a oko njega kruže
                    negativni elektroni. Međutim, prema zakonima fizike svako naelektrisano telo pri kruženju gubi energiju u obliku
                    zračenja. I elektron bi kružeći gubio energiju, brzina bi mu opadala, putanja bi mu se sve više smanjivala i on bi
                    na kraju pao na jezgro (što se nikada ne dešava).

- Bor je  primenio Plankovu kvantnu teoriju po kojoj supstanca može emitovati i apsorbovati svetlost samo u kvantima
         energije, tj hV  (V = grčko slovo "ni"). Postavio je postulate:
              ¹  Elektron kruži oko jezgra samo po određenim putanjama (orbitama) u kojima ne zrači energiju. Takva stanja se
                 zovu stacionarna stanja.
              ²  Kada se elektron premešta iz energetski više u energetski nižu orbitalu zrači energiju i to u određenom iznosu
                 (kvantu)   E₂-E₁=hV
         ^*  Najmanja putanja u kojoj se nalazi elektron kada ne emituje energiju zove se osnovno stanje (najstabilnije stanje).
            Ako dovedemo energiju, elektron prelazi u pobuđeno stanje u kome boravi jako kratko vreme, skaču nazad na niži
            nivo pri čemu se oslobađa kvant svetlosti karakteristične talasne dužine za svaki atom.
         Borova teorija je imala ozbiljnih nedostataka i mogla je da se primeni samo na vodonikov atom.

- Kompton

E = hV  (Plank)          E = mc2 (Ajnštajn)          mc2 =  hV          mc =  hV / c           V / c = 1 / λ          mc =  h / λ               => λ =  h / mc

h c m λ V

- - - - -

Plankova konstanta Brzina svetlosti Masa fotona Talasna dužina Frekvenca

         Kompton je dokazao da je svetlost dualističke prirode, tj. da se može posmatrati i kao talas i kao čestica (prilikom
         sudara 2 fotona dolazi do promene pravca kretanja i do pada energije što se manifestuje pojavom svetlosti određene
         talasne dužine).


- De Brolj

λ =  h / mV

m V

- -

Masa elektrona Brzina kretanja elektrona

         De Brolj je ustanovio da se analogna jednačina može primeniti na elektron.
 

- Hajzenberg

p = mV

p

-

impuls (sudar dve čestice)

         Hajzenberg takozvanim principom neodređenosti kaže da je nemoguće istovremeno tačno utvrditi brzinu odnosno
         impuls elektrona i njegov položaj u prostoru. Posledica principa neodređenosti je da se elektronu u atomu ne može
         pripisati tačno određena orbita. Možemo govoriti samo o verovatnoći nalaženja elektrona u određenom području
         prostora oko atomskog jezgra. Što je veća verovatnoća nalaženja elektrona to je veća elektronska gustina, odnosno -
         elektron u tom delu prostora provodi najduže vreme. Elektron pri brzom kretanju obrazuje elektronski oblak.

Deo prostora oko atomskog jezgra, gde je najveća verovatnoća nalaženja elektrona, naziva se atomska orbitala.

Za određivanje verovatnih položaja elektrona u prostoru koristi se Šredingerova jednačina. Njena rešenja nam daju najveću verovatnoću nalaženja elektrona.
 

E N E R G E T S K I    N I V O I    I    A T O M S K E    O R B I T A L E

l - orbitalni (azimutalni) broj - broj podnivoa  (s, p, d, f)
         l = 0.....(n-1)

m - magnetni kvantni broj - broj i oblik orbitale
         m = -l.....0.....+l

s - spinski kvant broja (spin elektrona tj. smer obrtanja oko sopstvene ose)
         s = ⁺_- ¹/₂  (u pravcu kazaljke na satu⁺ / u suprotnom pravcu od kazaljke na satu^-)

primer:
     n = 1       - 1 nivo  (K ljuska)
     l  = 0       - s podnivo
    m = 0       - s orbitala
     s = ⁺_- ¹/_{2               /} šematski prikaz
                   1s²     (čita se "jedan S dva" a ne "jedan S na kvadrat")

  sferno simatrična lopta (zato se zove s orbitala)

Paulijev princip:
Svaka kombinacija četiri kvantna broja daje novo kvantno stanje. To je u skladu sa Paulijevim principom isključenja prema kome dva elektrona ne mogu imati sva četiri kvantna broja ista. Iz toga sledi da u jednoj orbitali ne mogu biti više od dva elektrona i oni tada moraju imati suprotne spinove.

primeri:
            n = 2     - L ljuska
             l = 0, 1 - s i p  podnivo

l = 0      m = 0       s = +- 1/2            2s2

l = 1 m = -1, 0, +1   (p orbitala)  s = +- 1/2     2p6            px py pz

                    
 px                             py                             pz      

            n = 3        - M ljuska
             l = 0, 1 ,2 - s, p, d  podnivo

l = 0      m = 0       s = +- 1/2            3s2

l = 1 m = -1, 0, +1   (p orbitala)  s = +- 1/2     3p6

l = 2  (d orbitala) m = -2, 1, 0, 1, 2  s = +- 1/2     3d10

I Z G R A D Nj A    E L E K T R O N S K O G    O M O T A Č A

      

      

Prvo se popunjavaju elektronima energetski niži nivoi i orbitale. Do III nivoa to popunjavanje ide u skladu sa porastom glavnog kvantnog broja, međutim iz energetskih razloga 3d se popunjava posle 4s jer su one niže energije (isto je i sa 5s i 4d)

        ₁₁Na  -   1s²2s²2p⁶3s¹    
        ₂₂Ti   -   1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d²    
        ₂₉Cu  -   1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹       - prelazi u -
                    1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰     

Stabilnije je da ima 4s¹3d¹⁰ nego 4s²3d⁹ jer su u 4s¹3d¹⁰ polupopunjena oba podnivoa.
 

P E R I O D N I    S I S T E M    E L E M E N A T A

- Horizontalni redovi - Periode - odgovaraju energetskim nivoima
- Vertikalni redovi - Grupe - poređani su po rastućem kvantnom broju, imaju isti broj valentnih elektrona

Elementi su podeljeni na s, p, d, f.
s i p su ogranci a grupe.
d i f su ogranci b grupe.

        ₁₃Al  -   1s²2s²2p⁶3s²3p¹                - 3. perioda (najveći kvantni broj je 3)
                                                                         - IIIa grupa (III jer ²⁺¹=3,  a jer se poslednje popunjava p orbitala)
 

E N E R G I J A    J O N I Z A C I J E

     X_(g) - Ei -> X⁺_(g) + e^-

   ₁₁Na  -   1s²2s²2p⁶3s¹ - Ei -> Na⁺1s²2s²2p⁶

	11e-		10e-
	11p+		11p+

Otpuštanjem jednog elektrona, atom posaje pozitivno naelektrisan jon. Za otpuštanje drugog elektrona potrebna je druga energija jonizacija  (Eii).

Najniže jonizacione energije imaju Alkalni metali (Ia grupa). U grupi, idući na dole,  energija jonizacije opada jer raste poluprečnik atoma pa onda opada sila jezgra kojo, ih ono privlači. Zato su elektroni slabije vezani i lakše se mogu odvojiti. U periodi, idući s' leva nadesno, energija jonizacije raste jer poluprečnik opada i elektroni su jače vezani za jezgro. Poluprečnik pozitivnog jona je manji od poluprečnika atoma. Zato je drugi elektron mnogo teže otrgnuti, a i jon se svojim pozitivnim naelektrisanjem opire otpuštanju jedne negativne čestice.
 

E N E R G I J A    A F I N I T E T A

     ₉F -  1s²2s²2p⁵ + e^- -> F^-1s²2s²2p⁶

	9e-		10e-
	9p+		9p+

Primanjem jednog elektrona atom postaje negativno naelektrisan jon. Afinitet u periodi raste (smanjuje se poluprečnik pa jezgro jače privlači elektrone, pa će lakše privući još jedan elektron), a u grupi opada (raste poluprečnik, ima sve više elektrona koji su slabije vezani za jezgro i ono nema težnju da privuče još jedan elektron). Najveći afinitet imaju halogeni elementi (VIIa grupa) a najmanji alkalni metali (Ia grupa).
 

J O N S K A    V E Z A

           
                                          jonski par NaCl

Atomi elemenata stupaju u hemijske reakcije pri čemu grade jedinjenja i prelaze u energetski stabilniji sistem. Na koji će se način atomi sjediniti zavisi od njihove strukture tj. valentnih elektrona. Ako dodđu u dodir, atomi elemenata od kojih jedan ima malu energiju jonizacije (Ei) (Ia grupa)  a drugi veliki afinitet prema elektronu (Ea) (VIIa grupa) - oni će burno reagovati gradeći jedinjenje stabilnije od polaznih supstanci. Atom Na predaje svoj elektron atomu Cl pri čemu nastaju joni Na⁺ i Cl^- koji imaju konfiguraciju plemenitih gasova. Nastali joni se međusobno privlače jakim elektrostatičkim silama koje se prostiru u svim pravcima.

Jonska kristalna rešetka
Kulonovo privlačenje se rasprostire u svim pravcima. Jedan katjon neće privlačiti samo jedan anjon već će biti okružen sa više. Na određenom rastojanju, kada se izjednače privlačne i odbojne sile, stvara se jonski par. Tako kristalna rešetka nastaje pakovanjem jonskih parova.

Jonska jedinjenja su čvrste kristalne supstance. Imaju visoke temperature ključanja i topljenja zbog jakih jonskih veza. Rastvaraju se u polarnim rastvaračima (vodi) i njihovi rastvori provode struju.
 

K O V A L E N T N A    V E Z A

- Luisova teorija:
   ₁H  -   1s¹   H' + H. -> H^..H  (ili)  H:H  (ili)  H-H    (H₂)
  ₇Cl  -   1s²2s²2p⁶3s²3p⁵   (Cl₂)
  ₈O  -   1s²2s²2p⁶3s²3p⁶   (O₂)

Zajedniči elektronski parovi pripadaju i jednom i drugom atomu. Atomi mogu biti povezani i sa 2, odnosno tri elektronska para. Par-veza može biti prosta (jednostruka/jednoguba), dvostruka (dva elektronska para/dvoguba) ili trostruka (tri elektronska para/troguba). Zajednički elektronski par se predstavlja crticom. Ovakve formule se zovu strukturne formule i iz njih vidimo koliko je elektronskih parova ostalo slobodno, a koliko je učestvovalo u vezi.

- Savremeno tumačenje kovalentne veze:
Kovalentna veza nije neka nova vrsta veze već i ona proističe iz elektronskog privlačenja kao i jonska veza.

- Nastajanje molekula vodonika:
   ₁H 

       privlačne interakcije: A-1, B-2, A-2, B-1
         odbojne interakcije: 1-2, A-B

U H atomu vlada samo privlačna sila između jezgra i elektrona. U molekulu H postoji 6 takvih interakcija. Kada se dva atoma dovoljno približe jedan drugom, elektroni jednog atoma će biti pod uticajem jezgra drugog atoma i obrnuto. Na ravnotežnom rastojanju, kada se izjednače privlačne i odbojne sile, elektroni neće više pripadati atomima već će obuhvatati oba jezgra i nagradiće se molekulska orbitala.
 

P R E K L A P A Nj E    O R B I T A L A

     +          ->    
           1s                                 2px

     +          ->    
           1s                                 2py

     +          ->    
           1s                                 2pz

                                                                       bočno preklapanje:

     +          ->    
          2py                                 2py

     +          ->    
          2pz                                 2pz

        sferno preklapanje  -  s  i  s  orbitale
        čeono preklapanje  -  s  i  p  orbitale
        bočno preklapanje  -  py  i  py  orbitale  i    pz  i  pz  orbitale 

Molekulska orbitala je najveće gustine između dva jezgra (najveća verovatnoća da se nađe elektron). Ukoliko je elektronski oblak gušći, utoliko je i nastala kovalentna veza jača. Po teoriji valentne veze, molekulska orbitala nastaje preklapanjem atomskih orbitala.  Sigma veza nastaje preklapanjem 1s orbitale sa nekom drugom s ili p orbitalom i preklapanjem px sa px orbitalom. Zbog sferne simetrije 1s + 1s preklapanje je maksimalno. Preklapanjem orbitala u pravcu x osa (čeono) nastaje Sigma molekulska orbitala. Preklapanjem orbitala duž y ili z ose (bočnim) nastaje Pi molekulska orbitala. Uvek nastaje kovalentna veza.
 

P O L A R N O S T    M O L E K U L A

 
    x_(H) = 2,1 
    x_(Cl) = 3,0
    ∆x = 1,9

- Elektro-negativnost je osobina jezgra atoma da sebi privuče zajednički elektronski par u kovalentnom jedinjenju. Opada u
   grupi, raste u periodi.
- Ako reaguju elementi koji se veoma razlikuju u elektronegativnosti, nagradiće se jonsko jedinjenje (npr. NaCl). Ako molekul
   grade dva atoma istog elementa, razlika u elektronegativnosti je 0, nastaje kovalentna veza i to nepolarna (H₂). Elektronski
   oblak je na sredini tj. najgušći je u području između jezgara. Molekul je nepolaran jer ne postoji u pojedinim delovima
   molekula višak pozitivnog odnosno višak negativnog naelektrisanja
- Retka su čisto jonska ili čisto kovalentna jedinjenja. Priroda veze zavisi od razlike u elektronegativnosti npr. HCl kod koga je
   elektronski par znatno pomeren ka atomu Cl. Ta veza ima parcialan jonski karakter iako nije došlo do potpunog razdvajanja
   naelektrisanja. Takva veza se naziva polarna kovalentna veza. MOlekul je polaran. Delimično nalektrisanje se obeležava
   mali grčkim slovom Delta. (pogledaj na gornjoj slici, iznad H i Cl).

Ako je:
    x_A- x_B < 1,9  => Kovalentna veza
    x_A- x_B > 1,9  => Jonska veza.

 
Vodeni rastvor HCl provodi struju. Pod uticajem polarnih molekula vode, naelektrisanja se razdvajaju i na kraju potpuno odvoje čime se grade pozitivno i negativno naelektrisani joni.
 

H I B R I D I Z A C I J A

      ^E   > 

                                       _2s  ^{pz py px}               _2s  ^{pz py px}                               sp3
            

H₂O:
     ₈O    -   1s²2s²2p^{4           hibridizacija}   > 
                                   _2s  ^{pz py px}                               sp3
   

NH₃:
     ₇N    -   1s²2s²2p^{3           hibridizacija}   > 
                                   _2s  ^{pz py px}                               sp3
   

U molekulu metana (CH₄) morao bi C atom raspolagati sa 4 atomske orbitale sa po jednim elektronom. Pošto se 2s orbitala ne razlikuje mnogo u energiji od 2p orbitale, možemo dovođenjem energije pomeriti elektron iz 2s u 2p. Preklapanjem ove 4 orbitale sa 1s orbitalom H nastale bi 4 Sigma veze pod uglom od 90^o. Međutim strukturna analiza je pokazala da su sve veze u molekulu CH₄ iste i da su pod uglom od 109^o28'. Ova pojava se tumači hibridizacijom. Polazne atomske orbitale koje nisu energetski jednake mešaju se, tj. hibridizuju, pri čemu nastaju hibridne atomske orbitale. Dolazi do preraspodele elektronske gustine koja zahteva utrošak energije. Tako nastaju 4 hibridizovane, energetski ekvivalentne atomske orbitale. (za primer CH₄). Kao rezultat hibridizacije elektronski oblak se isteže u pravcu atoma sa kojim reguje zbog čega se povećava njegovo preklapanje sa elektronskim oblakom drugog atoma. To dovodi do stvaranja jače veze pa se izdvaja energija koja nadoknadi utrošenu. Sada se te sp³ orbitale preklapaju sa 1s orbitalom H obrazujući tetraedar.

I voda i Amonijak (NH₃) imaju sp³ hibridizaciju. Međutim H₂O i NH₃ imaju i slobodne elektronske parove koji se međusobno odbijaju želeći tako da zauzmu položaj u prostoru koji je energetski najstabilniji. To za posledicu ima da se ostale dve veze (kod H₂O) odnosno tri veze (kod NH₃) malo približe pa im se ugao nešto razlikuje od karakterističnog ugla za tetraedar.

BeH₂:
     ₄Be    -   1s²2s^{2           E}   >       ^{hibridizacija}   >    - Nehibridizovane orbitale
                                _2s  ^{pz py px}               _2s  ^{pz py px                         sp  sp}

Linearan raspored, hibridizacija sp, ugao od 180o.

BH₃:
     ₅Be    -   1s²2s²2p^{1           E}   >       ^{hibridizacija}   >    - Nehibridizovana orbitala
                                     _2s  ^{pz py px}               _2s  ^{pz py px                         sp  sp sp}

Trigonalan raspored, hibridizacija sp2,

Eten:
     H _{\         /} H
         C = C
     H ^{/         \} H
         ₆C    -   1s²2s²2p^{2           E}   >        ^{hibridizacija}   > 
                                       _2s  ^{pz py px}               _2s  ^{pz py px}                              sp2   ^pz

Pi veza je nastala bočnim preklapanjem nehibridizovane orbitale pz.

Etin:
         H - C = C - H
         ₆C    -   1s²2s²2p^{2           E}   >        ^{hibridizacija}   > 
                                       _2s  ^{pz py px}               _2s  ^{pz py px}                            sp  

V O D O N I Č N A    V E Z A

Vodonična veza se javlja između molekula. To znači da to nije prava veza pa se zato i označava crticama. Javlja se između molekula u kojima je atom vodonika vezan za neki jako elektronegativan atom. U takvom molekulu zajednički elektronski par je znatno pomeren ka tom elektronegativnijem atomu. Na atomu vodonika javlja se delimično pozitivno naelektrisanje. Pošto su još i malih dimentija, atomi vodonika privlače ka sebi slobodne elektronske parove atoma kiseonika drugogo molekula vode. Takvim interakcijama nastaje mreža što znatno utiče na stabilnost ovakve strukture. Veza se zove vodonična jer ju je obrazovao atom vodonika. Ona je energetski slabija od jonske i kovalentne, ali znatno jača od dipol-dipol interakcija. Važna je za živi svet.
 

S I M B O L I    I    F O R M U L E

Hemijskim formulama predstavljaju se molekuli elemenata i jedinjenja.

	H	- 1 atom vodonika
	H2	- 1 molekul, 2 atoma vodonika
	2O2	- 2 molekula, 4 atoma kiseonika
	4H2SO4	- 4 molekula, 8 atoma vodonika, 4 atoma sumpora, 16 atoma kiseonika

Hemijske reakcije predstavljaju se pomoću hemijskih jednačina. Na levoj strani su reaktanti (supstance koje reaguju), a na desnoj strani su proizvodi (supstance koje nastaju)

         2H₂ + O₂ -> 2H₂O

Stehiometrija:
Hemijski elementi se jedine u stalnom masenom odnosu. Leva strana po broju atom a mora biti jednaka desnoj strani hemijske reakcije.

Ar: (relativna atomska masa) broj koj pokazuje koliko ke puta masa nekog atoma veća od ¹/₁₂ mase ugljenikovog izotopa ¹²C
Mr: (relativna molekulska masa) broj koj pokazuje koliko ke puta masa nekog molekula veća od ¹/₁₂ mase ugljenikovog
       izotopa ¹²C.
Mol je jedinica količine supstance. Obeležava se malim slovom n.  1 mol je količina supstance koja sadrži onoliko
       elemantarnih čestica (atoma, molekula, jona) koliko ima atoma u 12g ugljenikovog izotopa ¹²C. U 1mol bilokoje
       supstance ima 6*10²³ (6,02*10²³) elementarnih čestica (Avogadrov broj - N_A)
 

	1 mol O2 ima	masu 32g
		6*1023 molekula
		2*6*1023 atoma
		zapreminu 22,4 dm3

Molarna masa je masa jednog mola.

Mr = m/n	Mr	-	molarna masa
	m	-	masa
	n	-	broj molova

Molarna zapremina je zapremina jednog mola gasovite supstance pri normalnim uslovima (T=0^oC, p=101,3 KPa) i iznosi 22,4dm³ (Avogadrov zakon)

Vr = V/n	Vr	-	molarna zapremina
	V	-	zapremina
	n	-	broj molova