1. УВОД (Градба на материјата)

1.1 Елементарни честички и атомот на водородот

Елементарни честички и атоми. Под поимот

елементарни честички ги разбираме оние честички кои

не се разложуваат (според сегашните сфаќања) на други

составни честички.

Табела 1.1: Поважни елементарни честички

честичка маса на

мирување, [kg]

ел. товар [C] магнетен

момент [Am2]

Фотон 0 0 0

електрон 9,109*10-31 -1,602*10-19 9,27*10-24

неутрон 1,675*10-27 0 -9,64*10-27

протон 1,673*10-27 1,602*10-19 1,41*10-26

Атомите на одделни елементи се градат од трите елементарни

честички врз основа на следните правила:

-Бројот на протони е еднаков на бројот на електрони;

-Полесните елементи имаат во јадрото број протони

еднаков на бројот неутрони, а потешките имаат нешто

поголем број неутрони одошто протони. Исклучок е само

водородот кој во јадрото нема неутрони.

Z протони N неутрони Z електрони (електронска обвивка)

А нуклеони (јадро)

атом

Редниот број Z е бројот протони односно електрони во

атомот. Масениот број А е збир на бројот протони Z и

неутрони N.

A = Z + N

Со наведување на редниот и масениот број, атомот е

еднозначно дефиниран, на пример или . 6

12 C 12C

Атоми со ист број протони Z имаат исти хемиски

својства. Атоми со различен масен број А а ист реден

број имаат некои физички својства различни

(радиоактивност, распаѓање на јадрото). Тие се наречени

изотопи на тој елемент.

Стабилно јадро се добива кога бројот на неутрони е поголем

или еднаков на бројот протони (има и исклучоци, на пример

кај водородот и хелиумот, и . 1 H He3

Повеќето хемиски елементи се состојат од мешавина на повеќе

изотопи. Сепак, во составот обично еден изотоп доминира со

повеќе од 90% (иако има и некои исклучоци).

Вкупната маса на едно јадро е сума на масата на протоните и

неутроните, намалена за масата која одговара на енергијата на

врската . kW

Атомска маса

Бидејќи атомите имаат многу мала маса, се јавува

потреба за мали единици за мерење. Јагледнородниот атом со 6

протони и 6 неутрони (изотопот наречен чист јаглерод) е

референца за одредувањето на атомските маси.

Една атомска единица за маса (unified atomic mass unit) се

обележува со симболот u и се дефинира како од масата на овој

јагленороден атом, кој според деефиницијата има маса од 12

атомски единици, u.

u=1.660538921(73)x10-27 kg.

12

6C

Релативна атомска маса

NA = N/n =6.02214129(27)×1023 ≈ 6.022×1023 mol−1

N – број на атоми или молекули

n – количество на материјата mol

Овој број се нарекува Авогадров број,

Релативните атомски маси на сите елементи се дадени во

таблици и по правило се впишани во таблицата на

Периодниот систем на елементите.

Еден грам-мол (или скратено: еден мол) на еден елемент се

дефинира како количеството од тој елемент кое има маса

изразена во грамови еднаква на релативната атомска маса од тој

елемент. Така на пример, еден грам-мол Силицијум има 28,086

грама и содржи 6.023·1023 атоми.

Најпрост е атомот на водородот - тој содржи само еден

протон и еден електрон.

-Тој служи како основа за проучување на посложените атоми и

логично сфаќање на Менделеевата таблица на Периодниот

систем на елементите, како и разбирање на својствата кои ги

имаат поедини групи елементи од неа.

Класична и квантна механика Еден физички систем може

доволно точно да се опише или со класичната физика, или со

квантната механика. Тоа ќе зависи од големината на неговата

енергија. Ако неговата енергија е голема во однос на

Планковата константа h= 6,626.10-34 Js, системот доволно

точно може да се опише со класичната физика. Во спротивниот

случај, потребни се средствата на квантната механика.

1.2. Електронска структура

на атомите

1.2.1. Водородниот атом

Водородниот атом е

најпростиот атом и се состои од

еден протон во јадрото и еден

електрон во електронската

обвивка. На сликата 1

претставен е водородниот атом

во поларен координатен систем.

El ekt ron

P rot on

x

y

z

Бидејќи протонот е 2000 пати потежок од електронот, него

ќе го сметаме за неподвижен и ќе го сместиме во

координатниот почеток на сферниот координатен систем

според сл.1.1

Познато е дека потенцијалот V и потенцијалната енергија Wp во

системот составен од едно пунктуално количество

електричество (протонот) и електронот кој се наоѓа во неговото

поле е:

r

erV

o4

1

r

eW

o

p

2

4

1

(1.1)

(1.1')

При своето орбитално движење околу јадрото, електронот

зазема само одредени орбити односно енергетски нивои. Ако

електронот се премести на повисока орбита, (повисоко

енергетско ниво), ќе се апсорбира точно одредена енергија од

страна на атомот, сл. 1.2а. И обратно, ако електронот се

спушти на пониска орбита, (пониско енергетско ниво), ќе се

емитира фотон со точно одредена енергија (сл. 1.2б).

1n

2n

3n

1n

2n

3n

)a )b

hh

Сл. 1.2 а и б. Возбудување (а) и емисија (б) на енергетски

квант кај водородниот том при префрлање на

електронот од повисоко на пониско енергетско ниво. h

hE

hcE

енергијата може да се изрази и како:

или

(1.2)

(1.3)

Овие процеси во атомот се експериментално потврдени преку

набљудувањето на брановата должина на спектралните линии

кои ги зрачи атомот на водородот.

Енергијата на електронот кај водородниот атом за

дозволените енергетски нивои ја дава Боровата равенка:

(изразено во електрон - волти eV).

222

426,132

nhn

emE e

,...3,2,1n

каде е: e - електричниот товар на електронот; me - е масата на

електронот; n - е цел број, наречен главен квантен број.

Кога електронот кај водородниот атом се побуди на повисоко

енергетско ниво, неговата енергија се зголемува, но се

изразува со помала негативна бројка. На пример, ако

електронот се возбуди до ниво одредено со n=2, неговата

енергија е –3.4, а ако се побуди до состојба опишана со n=∞,

електронот ќе има енергија нула.

Според Боровата равенка,

енергетското ниво на

водородниот електрон во

основната состојба се добива

за n=1 и изнесува 13.6 eV, а

ова одговара на линијата

означена n=1 на дијаграмот со

енергетски нивоа.

За да електронот кај водородот целосно се ослободи од

влијанието на јадрото, треба да му се додаде енергија +13,6 eV

сметано од основната состојба. За таков атом велиме дека се

„јонизирал“.

Според принципот кој го дал Хајзенберг, наречен “принцип

на неодреденост”, положбата и моментот (маса помножена со

брзина) на ситните честички каков што е електронот, не

можат да се познаваат истовремено. Така, положбата на

електронот во било кој момент не може да се одреди, бидејки

електронот е ситна честичка. Затоа поправилно е да се говори

само за веројатноста за наоѓање на електронот во околината

на јадрото, или со други зборови да се зборува за густина на

“облакот” од електричен товар, како на сликата 1.4а.

nmr 05,0

сл. 1.4а Електронски облак околу

јадрото на водородниот атом во

основната положба,

сл.1.3б. Енергетски нива за линискиот

спектар на водородовиот атом

Сепак, најголема густина на “облакот” на електронот

(веројатноста за наоѓање) е на радијус од 0,05 nm, кое точно

одговара на Боровиот радијус за n=1 според Боровиот модел.

Ова одговара на првата Борова орбита (за n=1) и претставува

најверојатното место на наоѓање на електронот.

На сликата 1.4б претставена е густината на веројатноста за

наоѓање на електронот во основната положба во друг вид

дијаграм, како пресек на облакот и во зависност од

растојанието r од јадрото, а на сликата 1.5, за повисоки

вредности на n (2 и 3),. Овие “облаци” имаат ротациона

симетрија, т.е. тие се со сферен изглед.

слика 1.4б: Густина на веројатноста за наоѓање на електронот во

основната положба

сл. 1.5: Густина на веројатноста за наоѓање на електронот при

разни и при . n 0, m = 0

Гледаме дека со растењето на, енергијата на електронот која е

„негативна“, расте и се ближи кон нулата. Од изразот (1.1) се

гледа дека слободниот електрон за n=∞ има потенцијал и

енергија еднакви на нула. Според тоа, колку е n поголем, толку

електронот е послабо сврзан со јадрото и најверојатниот

радијус е поголем.

Современата атомска теорија утврдила дека движењето на

електронот околу јадрото и неговата енергија се карактеризираат

со повеќе квантни броеви и тоа:

Главен квантен број n

спореден квантен број l

магнетен квантен број m

квантен број на спинот s

Главниот квантен број n соодветствува на бројот n во

Боровата равенка. Тој го претставува главното енергетско

ниво за електронот. Тој треба да се поврзи со “лушпата” во

просторот во која веројатноста за наоѓање на електронот со

даден n е најголема. Бројот n ги прима целите броеви од 1 до

7. Колку е n поголем, толку е лушпата подалеку од јадрото и

според тоа и електронот се наоѓа подалеку од јадрото.

Воопшто може да се каже дека колку е главниот квантен број

поголем, толку енергијата на електронот е поголема.

Споредниот квантен број l е вториот квантен број. Тој ги

специфицира подредените енергетски нива, односно

подлушпите каде веројатноста за наоѓање на електронот е

најголема, ако тоа енергетско ниво е зафатено со електрон.

Дозволените вредности за l се 0,1,2,3, . n‒1. За означување на

подредените енергетски нива поврзани со l исто така се

користат ознаките s, p, d, f, според табелата 1.2:

Табела 1.2

0 1 2 3

Подлушпа s p d f

Магнетниот квантен број m е третиот квантен број и тој ја

карактеризира просторната ориентација на поедина

електронска орбитала, а има мал ефект врз енергијата на

електронот. Бројот на различните дозволени ориентрации

на орбиталите зависи од вредноста l на орбиталата. Бројот

m ги прима вредностите од ‒l до +l , вклучувајќи ја и

нулата. Кога е l=0, има само една дозволена вредност за m, а

тоа е m=0. Кога е l=1, постојат три дозволени вредности за

m и тоа: -1, 0, и +1.

Општо, за даден l има l+1 дозволени вредности за m. Ако

се изразуваме со ознаките s, p, d и f, би можеле да речеме

дека има максимално една s орбитала, три p орбитали, пет

d орбитали и седум f орбитали.

Спинскиот квантен број s е четвртиот квантен број. Тој ги

означува двете дозволени смерови на спинот на електронот (Во

механиката, спин на едно тело е вртење околу сопствената оска.

Смерот може да биде во согласност со сказалките на саатот

или спротивен. Износот на спинскиот квантен број може да

биде +1/2 и –1/2. Спинскиот квантен број има незнатно

влијание врз енергијата на електронот. Два електрона може да

зафаќаат иста орбитала, но во тој случај нивниот спин мора да

биде спротивен. Во табелата 1.3 дадени се дозволените

вредности на сите квантни броеви.

Табела 1.3

ознака име Дозволени вредности Вкупен број вредности

n Главен кв. број nn ,...3,2,1 Сите позитивни цели броеви (практично до 7)

Спореден кв. број 1...3,2,1,0 n n

m Магнетен кв. број Цели вредности меѓу и вклучувајќи ја и нулата

12

s Кв. број на спинот

2

1 ;

2

1

2

1.3. Периоден систем на елементите

1.3.2. Зафатеност на енергетските нива

Проучувањето на атомите со повеќе електрони

покажува дека слично како и кај атомот на водородот, за

електроните постојат теориски бесконечно голем број нивои

можни енергии. На секое можно ниво може да се

придружат четворката квантни броеви .

Во основната состојба која одговара на минимална

енергија, сите електрони би требало да заземат најниско

ниво на енергија. Ова ниво одговара на

n m s, , ,

n 1 0 m 0 s 1

2

Информативно

Но, експериментите (спектрите на зрачење ) покажуваат дека

работите не се одвиваат по оваа логика. Точно е дека еден

систем од електрони може да поседува минимална можна

енергија, но секој електрон од тој систем не ја поседува

минимално можната енергија што може да ја поседува

еден сам електрон. Во реалноста, во секое ниво бројот на

места кои се на располагање за прифаќање на електрони е

ограничен. Тоа е последица на принципот на исклучување на

Паули. Во едноставна форма овој принцип гласи:

Во еден атом со повеќе електрони не може да постојат два

електрони кои би имале исти сите четири квантни броеви

n, l, m и s.

Електронската обвивка на посложените атоми е структуирана

по лушпи и подлушпи. Множеството од електрони кои имаат

исто се нарекуваат електронска лушпа и се означуваат со

голема буква според табелата 1.4.

n

n 1 2 3 4 5 6 7

лушпа K L M N O P Q

Секоја лушпа е поделена на подлушпи според вредноста на .

Тие се означуваат со мали букви според табелата 1.2. Во една

лушпа може да има максимално електрони. Во една

подлушпа може да има максимално 2(2 +1) електрони.

2 2n

n = лушпа

1

K

2

L

3

M

4

N

=0 (s - електрони) =1 (p- електрони) =2 (d- електрони) =3 (f- електрони)

2

-

-

-

2

6

-

-

2

6

10

-

2

6

10

14

вкупен број по лушпа =

2 2n

2 8 18 32

Табела 1.5: Број на електрони по лушпи и подлушпи за

првите неколку вредности на n

Под помот електронска конфигурација на еден атом се

разбира распоредот на пополнетите подлушпи. Секоја

подлушпа се означува во формата:

xa y

каде а е ознака на подлушпата со буква од табелата 1.2, е

вредноста на (ознака за лушпата), а е бројот на

електрони од таа подлушпа.

xn y

На пример, Силицијумот (Z=14) се означува со:

1s22s22p63s23p2.

1s22s22p63s23p2.

Оваа ознака покажува дека овој атом има прва, втора и трета

лушпа, од кои како што ќе се види покасно, првата и втората се

целосно пополнети со можните подлушпи, а третата започнала

да се пополнува и тука постојат само s и p подлушпи.

Вкупниот број електрони кај силицијумот е 2+2+6+2+2=14.

Во табелата 1.6 наброени се сите можни вредности на

квантните броеви за лушпите со квантни броеви 1и 2.

n m s

1 0 0 +1/2; -1/2

0 0 +1/2; -1/2

+1 +1/2; -1/2

0 +1/2; -1/2

2 1

-1 +1/2; -1/2

1.3.4. Квантни броеви и енергија

Преку четирите квантни броеви n, ,m,s всушност може да се

направи попис на сите можни енергии. Но, најголема разлика

на енергиите постои при различни n и , додека при

различни m и s разликата во енергиите е толку мала, што

овде ќе ја занемариме.

На сликата 1.11 преставенаи се енергиите на

електронот во сите подлушпи од лушпите од К до Q во

функција од товарот Z на јадрото (атомскиот број). Иако на

сликата се повлечени цели линии (што е сторено заради

нагледност) треба да се сфати дека енергетски нивои постојат

само за цел број Z (би требало да постојат само точки во

дијаграмот). На ординатата енергијата е дадена во однос на

енергијата на атомот на водородот во основната состојба. WH

Од сликата гледаме дека за (Аргон) , енергијата на

сите подлушпи на една иста лушпа се однесуваат слично.

Имено, тие се приближуваат кон иста вредност при опаѓањето

на Z. Тоа всушност значи дека со намалувањето на бројот на

електроните се намалува релативното значење на делувањето

електрон-електрон, а доминираат делувањата електрон-јадро.

Како резултат се добива се поголема сличност на атомот со

атомот на водородот во кој постои само взаимното дејство

електрон-јадро

Z 18

Кај високоте вредности на Z (тешки атоми) и при мало n

(внатрешни, односно длабински лушпи), пак забележуваме

приближување на енергиите од подлушпите на дадена

лушпа. Ова е резултат на зајакнатто взаимнодејство на

електронот со јадрото, бидејќи неговиот електричен полнеж

е многу голем. Кај надворешните подлушпи во овој случај,

каде доминираат взаимодејствата електрон-електрон,

енергиите на електроните се доста различни.

Ако ги посматраме средните вредности на Z

состојбата е посложена, но секогаш за дадена лушпа, со

растењето на и енергијата на подлушпата расте.

Но, сепак има отстапувања од ова правило и не може со него

да се подредат сите подлушпи по растечка енергија. Да ја

посматраме на пример лушпата М. Енергијата расте одејќи од

подлушпата 3ѕ кон 3р и кон 3d. Но, сега настапува аномалија,

како што се гледа од сликата 1.11. енергијата на 4ѕ подлушпата

е пониска од енергијата на 3d во еден појас на Z од 6 до 23.

Подлушпите 1s, 2s, 2p, 3s, 3p содржат вкупно 18

електрони. Положбата на нивото 4s меѓу 3р и 3d влијае на

електронската конфигурација во основната состојба на атомот

само при Z>18.

Положбата на нивото 4s е причина за посебната електронска

структура на првата серија од преодните елементи

(присуство на внатрешни непополнети лушпи).

Преплетувањето на нивоите 3р, 4s и 3d е поврзано со фактот

што енергијата на 3d останува константна во широк

интервал на вредности на Z (1

сл.1.11а: Распоред на

пополнување на

подлушпите.

1.3.5. Таблицата на Периодниот систем на

Елементите

Повеќе хемичари од втората половина на 19 век

забележале дека поредувајќи ги елементите според растечката

атомска тежина, се забележува извесна периодичност во

нивните хемиски и физички својства. (Подоцна се утврдило,

дека не е атомската тежина според која треба да се подредуваат

елементите, туку редниот број Z, со цел да се добие

периодичност во својствата. Ова е заради присуството на

изотопите).

Во 1869 Менделеев ја составил прочуената таблица на

елементите која (иако денес во уточнета форма) до денес не

престана да биде најважен интерес за природните науки.

Теоретското толкување и изградбата на периодниот систем на

елементите поаѓајќи од современите сознанија во принцип е

едноставно. Потребно е да се набројат можните орбитали со

комбинирање на вредностите за квантните броеви

почитувајќи ги правилата од табелата 1.3, подредувајќи ги

електроните со почитување на принципот на Паули и

одбирајќи ја конфигурацијата која дава минимална енергија.

Како резултат на ова се добива табелата 1.10. Во таа табела се

дадени бројот на електроните во подлушпите на сите

елементи.

n m s, , ,

Принципот на изградба на Периодниот систем се содржи во

следните правила:

1. Електроните ги пополнуваат прво орбиталите со

пониска енергија, а потоа орбиталите со повисока енергија.

Притоа важат следните односи:

а) Орбиталите np имаат поголема енергија од

орбиталите ns, но помала од орбиталите (n+1)s.

б) Орбиталите nd имаат приближно иста енергија како и

орбиталите (n+1)s, но пониска од орбиталите (n+1)p.

в) Орбиталите nf имаат приближно иста енергија како и

орбиталите (n+1)d.

2. Според Паулиевиот принцип, во една орбитала може

да има најмногу 2 електрони со спротивни спинови. Според

ова, орбитала е дефинирана со првите три квантни броеви.

пополнети лушпи: табела 1.7

K - лушпа: 1s2

L - лушпа 2s22p6

М - лушпа 3s23p6

N - лушпа 4s2 3d10 4p6

O - лушпа 5s2 4d105p6

P - лушпа 6s2 4f145d106p6

Q - лушпа 7s2 5f14 6d107p6

Експонентните показатели ја означуваат максимално

можната зафатеност на орбиталите, т.е. бројот на електрони

во тие орбитали. Како што рековме, при доволно голем n

постојат:

една s орбитала,

три p орбитали

пет d орбитали,

седум f орбитали,

и во секоја може да се сместат по два електрони, па затоа

максимален број електрони кој може да се смести е:

во s орбиталите -2, во p - орбиталите - 6, во d -орбиталите -

10, во f орбиталите - 14.

Хемиските својства на еден елемент се одредени од

електроните кои тие ги поседуваат во надворешните подлушпи.

За да се оформат групи елементи со слични хемиски својства,

треба да се придружат оние атоми чии надворешни подлушпи

одговараат на иста вредност на и имаат ист број електрони.

Во табелата на Периодниот систем (табела 1.9) овие групи

елементи се јавуваат во колоните и се нарекуваат групи

односно подгрупи.

Исклучок се Лантанидите и Актинидите кои имаат слични

својства, но од практични причини се наредени во

хоризонтални редици. Групите во Периодниот систем се

означени по традиција со римска бројка и буква.

Редиците пак во Периодниот систем се наречени Периоди.

Периода почнува секогаш кога започне пополнување на нова

лушпа електрони (ист n). Периодите се означени со арапски

бројки од 1 до 7.

Лушповидната градба на електронската обвивка има за

последица периодична зависност на различни својства на

атомите зависно од редниот број. Одлична илустрација за ова

е на пример зависноста на јонизационата енергија на атомите

од разни елементи зависно од редниот број, како е

прикажано на сликата 1.11б. Гледаме дека најниска енергија

на јонизација имаат алкалните метали, а највисока -

племенитите гасови.

сл.1.11б: Енергија на јонизација на атомите како

функција од редниот број.

1.3.6. Племенити гасови

Племенити гасови се елементите кои ја зафаќаат

крајната десна колона на Периодниот систем и означени

се со 0. Сите тие (со исклучок на хелијумот) имаат

надворешна подлушпа од типот р која е целосно

пополнета, и на овој факт тие ги должат своите својства.

Од сликата 1.11 се гледа дека кај вредностите на атомскиот

број Z кој одговара на племенитите гасови, енергетскиот

процеп кој ја одвојува подлушпата р од наредната повисока

подлушпа ѕ е многу голем. Сепак, ако одиме кај елементи со

поголем Z за еден или два одошто кај племенитите гасови,

електроните кои се потребни за неутрализирање на новите

атоми, сместени се во следнита повисока ѕ подлушпа (која

припаѓа на повисоко n) иако подлушпите d, f, g, h од истата

лушпа можеби се на располагање (табела 1.10).

Слично важи и ако сакаме да ги побудиме електроните на

Племенитите гасови. Тие би требало да ги заземат тие погорни

енергетски положби. Доста е тешко да се побудат племенитите

гасови, за ова треба голема енергија.

Заради симетрија на нивната електронска конфигурација, тие

не се склони да остваруваат хемиски врски. Атомите не

создаваат надворешно електрично поле, барем не во средна

вредност во текот на времето бидејќи и позитивниот и

негативниот полнеж оддалеку се однесуваат како да се

сместени во една точка.

И хелијумот припаѓа на Племенитите гасови, иако нема р

подлушпа. Тој има две карактеристични својства. Следната

подлушпа за пополнување е од типот ѕ, и таа е на многу

високо енергетско ниво во однос на последната, нормално

пополнета. Последната пополнета подлушпа е од типот ѕ, за

разлика од останатите племенити гасови, каде е од типот р.

1.3.7. Алкаклни и земно алкални метали

Алкални метали се нарекуваат елементите од IA

подгрупа од Периодниот систем, со исклучок на Водородот.

Според електронската конфигурација, кај Алкалните

метали имаме дополнително додаден електрон над

електронската конфигурација на племенит гас. Тој електрон се

наоѓа во надворешна ѕ подлушпа од следната лушпа. Тој има

многу висока енергија и слабо е поврзан со јадрото. Затоа

Алкалните метали се хемиски многу активни.

Елементите од колоната IIA од табелата на Периодниот

систем се викаат земно алкални метали. Нивната

електронска конфигурација одговара на конфигурацијата на

еден алкален метал на кого му се додава еден електрон.

Според тоа, нивната последна подлушпа ѕ е целосно

пополнета. Тие метали се потврди и хемиски послабо

активни од алкалните метали. Заедно со Алкалните метали,

тие го чинат левиот таканаречен ѕ блок на Периодниот

систем.

1.3.8. Халогени елементи

Халогени елементи се нарекуваат елементите

од колоната VIIB. Нивната електронска

конфигурација најдобро може да се опише како

конфигурација на племенит гас на кого му

недостасува еден електрон. Тие елементи се многу

хемиски активни бидејќи имаат едно празно

енергетско ниво со многу ниска енергија. Флуорот е

хемиски најактивен меѓу овие елементи.

1.3.9. Подгрупи од IIIA до VIB

Со натамошно одземање на електрони од последната р

подлушпа која припаѓа на племенитите гасови, се додека остане

само еден р електрон, се добиваат сите останати елементи од

блокот р - десниот блок од Периодниот систем.

Преминот од левиот ѕ блок кон десниот р блок во првите

три редици (Периоди) е директен. Повеќе својства, како

енергијата на јонизација (енергијата потребна за одстранување

на еден електрон од атомот), радијусот на атомот, хемиската

валенција и други, се менуваат постепено и правилно и

периодично по секоја периода одејќи од лево на десно. Во овие

три први периоди припаѓаат првите елементи со атомски броеви

Z од 1 до 18.

Почнувајќи од Z = 20 и натаму, потребни се повеќе места во

Периодниот систем за сместување на елементите кои се

формираат со додавање на електрони во подлушпите d и f .

Централниот блок ги содржи елементите кои ги пополнуваат

d орбиталите. (таканаречен d – блок) Така се добиваат

трите натамошни редици на периодниот систем кои

одговараат на преодните елементи од првата, втората и

третата серија. Во секој од овие серии елементите имаат

слични енергии на јонизација и хемиски својства, бидејќи

освен некои исклучоци, во надворешната подлушпа, која е

од типот ѕ, имаат по два електрони.

1.3.10. Лантаниди и Актиниди

Двете хоризонтални редици претставени одделно

долу во таблицата на Периодниот систем, ги пополнуваат f

орбиталите кои се внатрешни. Затоа, тие се означени како f

блок и тие се познати под името Лантаниди (или ретки

земји) и Актиниди. Кај Лантанидите се пополнува

подлушпата 4f, а кај Актинидите - подлушпата 5f.

Ако ги занемариме флуктуациите во зафатеноста на 5d (0

или 1 електрон) кај Лантанидите и 6d кај Актинидите (0, 1

или 2 електрона), зафатеноста на четири надворешни

подлушпи е иста кај секоја од овие групи. Тоа е причина за

многу сличните својства на сите Лантаниди односно

Актиниди.

1.3.11. Електропозитивни и електронегативни елементи.

Електропозитивните елементи се по природа металите и тие

оддаваат електрони при хемиските реакции и стануваат

позитивни јони – Катјони. Бројот на електрони кој го оддава

еден атом на еден електропозитивен елемент се означува со

позитивен број наречен позитивен оксидационен број. Некои

елементи имаат повеќе од еден оксидационен број. Најсилно

електропозитивни елементи се се елементите од IА и IIА

група, алкалните и земно-алкалните метали.

Електронегативните елементи се по природа неметали и

тие при хемиските реакции примаат електрони и стануваат

негативни јони – Анјони. Бројот на електрони примени од

електронегативниот атом на некој елемент се означува со

негативен оксидационен број.

Најсилно електронегативни елементи се елементите од

групите VIB и VIIB (халогени елементи и групата соседна

лево од нив). Некои елементи од групите IVB до VIIB од

периодниот систем може да се однесуваат и како

електронегативни и како електропозитивни. Такво двојно

однесување се среќава кај Јагленородот, Силицијумот,

Германијумот, Арсенот, Антимонот и Фосфорот.

1.4. Врски меѓу атомите

1.4.1. Увод

Видовме дека атомите беа претставници на елементите

и нив ги има стотина. Но во природата постојат голем број

супстанци многу од кои ги компонирал човекот. Нивни

претставници се молекулите, кои се системи од два или

повеќе поврзани атоми.

Ако два атоми (исти или различни) се наоѓаат на големо

растојание во однос на нивниот дијаметар, тие преставуваат

два независни енергетски системи. Ако пак атомите доволно

се приближат еден кон друг, настанува преклопување на

нивните електронски орбитали кои доаѓаат во “допир”.

При тоа се менува формата на потенцијалот во кој

електроните се движат. Како резултат на тоа се менуваат и

самите орбитали, односно се менуваат енергиите на

електроните. Во оваа фаза електроните формираат врска ,

односно настанува еден систем од двата атоми.

Ако при приближувањето на атомите енергијата на системот

се зголемува, меѓу нив делуваат одбивни сили. Ако е обратно

- силите се привлечни.

Многу е почесто присуство на привлечни сили. За ова

сведочи огромниот број разни молекули формирани од

атомите. Супстанците во природата се јавуваат најчесто во

кондензирана форма, односно како течни и цврсти (а ова

сведочи дека меѓу нив постои некој вид врска). Најдетално

врските ги изучува Хемијата.

Валентна врска или валенција се вика врската што ги

обединува атомите во молекули. Хемичарите валенцијата на

еден елемент ја дефинираат како број атоми водород кои може

да сврзи атомот на тој елемент, или кои може да ги замени.

Под енергија на врската на една молекула ја

разбираме минималната енергија која треба да се донесе за да

се разложи на составните атоми и истите толку се оддалечат, за

да не бидат повеќе во взаимнодејство.

Енергијата на врската обично се изразува во

eV/молекула или во kJ/mol. Овој поим се користи исто така и

кај кристалите кои можеме да ги сметаме за макромолекули.

Треба да нагласиме дека е можна врска иако не постои

создавање на молекули. Таков е примерот кај јонските

кристали и кај металите. На пример, за да постои парче Бакар

треба да постојат на блиско растојание голем број атоми Бакар

кои се поврзани меѓу себе со силите на т.н. “метална” врска.

Исто така, можно е молекулите (иако самите претставуваат

врска на два или повеќе атоми) да образуваат меѓусебна врска

и да формираат кристал. Но врската која ги сврзува атомите во

молекула има различна природа и својства од врската која ги

сврзува молекулите во кристалот. На пример: Во молекулата

на водата сврзани се два атома на водородот и еден атом на

кислородот. Кога водата замрзне, меѓу молекулите на водата

се јавува нова врска и се добива кристал на мраз. Значи,

постојат истовремено два вида врска.

Првиот и вториот тип на врска не се исти и немаат исти

својства. Вториот тип врска лесно се разрушува со додавање

на мало количество енергија, со повишување на

температурата, додека првиот тип многу тешко се разрушува и

потребно е додавање на многу голема енергија. Втор пример е

полиетиленот. Самата молекула на полиетиленот претставува

долга низа со илјадници молекули на јаглерод и водород

поврзани меѓу себе со јаки сили. Парче цврст полиетилен

претставува голем број молекули полиетилен поврзани меѓу

себе со слаби сили.

1.4.2. Видови врски

Во зависност од местоположбата во Периодниот систем

на Елементите, атомите остваруваат меѓу себе валентни врски

чија природа е различна. На пример, врските меѓу атомите од ист

вид кај јагленородот С во модификацијата дијамант, очигледно се

многу различни од врските кои постојат меѓу различните атоми

Na+ и Cl- во готварската сол. Исто така, и исти атоми може да

остваруваат разни типови врски. На пример, јагленородот С се

јавува и во форма на графит, и во форма на дијамант. Големата

разлика во својствата на овие материјали (едниот е проводник а

другиот е изолатор) сведочи за важноста на видот на врската за

својствата на материјалите.

Постојат три вида јаки врски кои се карактеризираат со

голема енергија на врската. Тие се:

- Јонска врска,

- Ковалентна врска,

- метална врска.

Постојат исто така и три типа слаби врски карактеризирани со

мал износ на енергијата на врската:

- Ван дер Валсова врска,

- Диполна врска,

- Водородна врска.

Во разни учебници слабите врски се различно поделени, некаде

се третираат само како една врска а овде е усвоен еден

порасчленет начин. Но кај сите нив принципот е сличен како ќе

се види подолу.

Редок е случајот дадена врска стопроцентно да припаѓа

на даден вид. Почесто е врската да има својства

карактеристични за две или три вида врски истовремено, со

преовладувачки карактеристики на една од врските. На пример,

кај Галијум Арсенидот GaAs, ковалентните својства се

поизразени од јонските, додека кај готварската сол NaCl

јонскиот карактер преовладува со 94% над ковалентниот.

Силицијумот (во кристална форма) е чисто ковалентен.

1.4.3. Општи својства на врските

Постоењето на валентната врска меѓу два атоми

сведочи дека меѓу истите постои привлечна сила. Фактот пак,

што атомите во врската се наоѓаат на дадено растојание

, се интерпретира на класичен начин дека постои и

одбивна сила, но со многу покус домет од привлечната сила.

Силата на одбивање и привлекување се изедначуваат токму за

.

r ro

r ro

Потенцијалната енергија на еден систем од два атоми е

(1.31)

каде и се потенцијалните енергии заради

привлечната и одбивната сила. има минимум токму за

. (сл.1.14). Договорно се усвојува дека .

Ws

W r W r W rs a r

W ra W rr W rs

r ro W rs 0

Потенцијалната енергија е одредена со точност до една

адитивна константа (потенцијалната енергија се добива со

интегрирање на силата долж растојанието, и затоа се јавува

една интеграциона константа), па така се добива просторен

облик на зависноста на потенцијалната енергија наречен

Потенцијална јама.

W

сл.1.14 Изглед на потенцијалните енергии

на одбивање и привлекување

W rB

ra n

W rA

rr m

каде А и В се позитивни константи. Ако одбивната сила има

покус домет од привлечната, нужно мора да биде .

Заради усвојувањето на вредноста за во бесконечност,

излегува дека енергијата на врската на два атоми е

(1.34)

n mWs 0

Wc

W W rc s o

1.4.4. Јонска врска

Оваа врска се засновува на електростатичкото

привлекување. Јонската врска е врска што постои меѓу јони со

спротивни електрични товари (електростатичко

привлекување). Вакви јони најлесно формираат алкалните

метали и халогените елементи, бидејќи на тој начин тие

придобиваат електронска конфигурација на племенитите

гасови. Класичен пример на ваква врска е готварската сол

(NaCl) каде Na+ добива конфигурација на Неон, а Cl- -

конфигурација на Аргон.(Натриумот испушта еден електрон,

а хлорот го прима).

Распределбата на електричниот товар на електроните кај

племенитите гасови има сферна симетрија. Истото се среќава и

кај јоните кои придобиваат таква електронска конфигурација.

Затоа и електричното поле кое се создава во околината на тие

јони има приближно сферна симетрија. Заради ова јонската

врска не е усмерена во некои привилегирани правци.

Јоните можеме да ги сметаме за сфери чиј дијаметар зависи од

нивната хемиска природа. Под дејство на силите на

привлекување и одбивање овие сфери се подредуваат на таков

начин, што се добива максимална енергија на врската.

Привлечните сили имаат Кулонова природа. Одбивните сили

пак, се должат на зголемувањето на енергијата на електроните

кое го бара уважувањето на принципот на Паули во моментот

кога орбиталите на јоните се најавнуваат.

Јонски кристали

Соединенијата формирани од халоген елемент и

алкален метал се јавуваат во кристали наречени јонски

кристали. Нивната типична кристална структура е онаа на

NaCl или CsCl, преставени на сл.1.15, зависно од

дијаметарот на јоните кои се во прашање.

сл.1.15 Јонски кристали

Позитивните јони се нарекуваат Катјони, а негативните -

Анјони и тие се означуваат со истиот симбол на хемискиот

елемент од кој се настанати, со додавање на еден или повеќе

плусеви или минуси во експонент.

Катјоните се помали од соодветните атоми, а

анјоните се поголеми. Кога јоните се пакуваат во

кристал, тоа настанува зависно од геометриските

услови (димензиите на јоните) и спазувајќи го

принципот за електрична неутралност на телото кое

се создава.

Јонските кристали може да имаат многу сложена

структура. Ние ќе посматраме само два едноставни

примери, и . CsCl NaCl

Јоните во јонските кристали мора така да се подредат, што ќе

се зачува електричната неутралност. Така, кај , јонската

структура ќе биде диктирана и од фактот што 2 флуорни јони

ќе се придружуваат на секој калцијумов јон.

2CaF

Табела 1.11: Јонски радијуси на некои јони

Јон јонски

радијус, nm јон јонски

радијус, nm

Li 0,060 F 0,136

Na 0,095 Cl 0,181

K 0,133 Br 0,195 Rb 0,148 J 0,216

Cs 0,169

Кој вид кристал ќе се добие, зависи најмногу од

димензиите на јоните.

Својства на јонските кристали

1.) Јонските кристали се тврди бидејќи енергијата на

врската е висока и е од редот на 750 kJ/mol за соединенијата

халоген елемент - алкален метал. Заради споредба, типичен

износ на енергијата на врската за Ван дер Валсовата врска

(спаѓа во слабите врски) е од редот 10 kJ/mol. Заради овие

причини и точката на топење на јонските кристали е висока.

2.) Електронската проводливост е слаба, бидејќи

електроните се цврсто врзани во јоните. Ако се повиши

температурата, се забележува јонска проводливост.

(Проводливост е можна во стопена состојба)

3.) Диелектричната пропусливост е релативно голема

и благо зависи од температурата и фреквенцијата.

1.4.6. Ковалентна врска

Слично како и јонската, и ковалентната врска тежи

да ја воспостави електронската конфигурација на

племенитите гасови кај атомите кои стапуваат во тој вид

врска. Но, механизмот на двете врски сепак е многу различен.

Кај ковалентната врска не постои префрлање на електрони од

еден на друг атом, туку земање во “заедништво” на некои

електрони од страна на секој атом.

Молекулот на Хлорот Cl2 е типичен пример на ковалентна

врска. На осамен атом на хлорот, му недостасува еден електрон

за да придобие конфигурација на Аргон. Неговата М лушпа

содржи 7 електрони, односно 3 пара со спротивен спин

(спарени електрони) и еден неспарен електрон. Ако кај два

атоми хлор кои се “сретнат”, спиновите се спротивни, двата

атоми ќе се сврзат со цел тие електрони да бидат заеднички на

двата атоми и на тој начин да си ја комплетираат 3p

подлушпата, без да се прекрши принципот на Паули (сл.1.18).

сл.1.18: Остварување на ковалентната врска кај молекулот на

хлор. Cl2:.-електрон од надворешната М - лушпа.

Ковалентната врска настанува меѓу атоми со мали разлики во

електронегативноста и кои се наоѓаат многу блиску сместени

во Периодниот Систем. Исто така таа врска настанува и меѓу

идентични атоми. На пример, кај гасовите , , , , се

создаваат двоатомни молекули со ковалентна врска. Овде во

заедништво се земаат надворешните електрони.

Кај Флуорот се зема во заедништво по еден 2 електрон од

секој атом и со еден пар електрони се остварува единеча врска,

исто како во горниот пример со хлорот.

Кај Кислородот се потребни по два 2 електрона од секој

атом, и врската е двојна. Кај Азотот, пак со 3 пара 2

електрони, се остварува тројна врска.

p

p

pp

2H 2F 2O 2N

Можните кандидати за остварување на ковалентната врска се

наоѓаат во десниот дел на Периодниот систем (p- блок),

претставен на сл.1.19. Исклучок е Водородот Н2, чија молекула

сепак е создадена со ковалентна врска.

Сликата 1.19 покажува дека врската меѓу валенцијата на еден

елемент и неговото место во Периодниот систем не е така

едноставна во случај на ковалентната врска. Флуорот секогаш

има валентност 1, заради што би се очекувало таков да биде и

Хлорот, кој се наоѓа во истата колона. Но, тој во зависност од

случајот има валенција 1,3,5 и 7. Ова докажува дека освен

електроните од p подлушпата, и електроните од ѕ подлушпата

учествуваат во остварувањето на врската.

Модификацијата на орбиталите која е поврзана со овој

феномен се нарекува Хибридизација на орбиталите.

Хибридизацијата се остварува со суперпозиција на

оригиналните орбитали на посматраниот атом со оние на

соседниот атом.

Силната анизотропија на p - орбиталите (сл.1.20) односно на

орбиталите кои настануваат после хибридизацијата

(сл.1.21), на ковалентната врска им дава изразито усмерен

карактер.

Хибридизација на јагленородот Хибридизацијата на јагленородот

е важна појава. Познато е дека јагленородот скоро секогаш има

валентност 4, иако во 2p подлушпата има 2 електрони. Би требало

еден од електроните од 2ѕ да премине на празно 2р ниво, со цел да

се обезбедат 4 неспарени електрони.

На сликите 1.20 и 1.21 прикажана е промената на функциите на

густината на веројатноста на наоѓање на електронот при

хибридизацијата. При осамен атом, густината има ротациона

симетрија околу оската z за сите вредности на n, l и m.

Функција на густината на веројатноста пред

и после хибридизација кај јаглеродот

После хибридизацијата секоја функција на густината на

веројатноста има сопствена оска на симетрија, и тие оски се

усмерени кон темињата на правилен тетраедар при што

атомот на јагленородот е сместен во центарот. Овие

модифицирани орбитали се нарекуваат орбитали.

Хибридизацијата прикажана на сликата 1.21 се нарекува

тетраедарска хибридизација и се јавува кај голем број

соединенија на јагленородот како на пример полиетиленот,

поливинилхлоридот, метанот CH4 и многу други, но и кај

дијамантот.

3sp

Сл. 1.22. Структура на дијамантот лево, и цинковата

бленда (ZnS) десно

Елементи кои остваруваат ковалентна врска

Својства на ковалентните кристали Атомите кои се

способни да остварат три ковалентни врски или повеќе, може

да формираат ковалентни кристали.

Најрепрезентативен преставник на овие кристали е

дијамантот, сл.1.22.

И Германијумот и Силицијумот имаат иста кристална

структура како и дијамантот и сите три преставуваат чисто

ковалентни кристали. Силицијум карбидот SiC пак, не е чисто

ковалентен кристал, бидејќи врските во овој кристал имаат до

извесен степен јонски карактер.

Ковалентните кристали ги имаат следните битни својства:

1.) Висока точка на топење директно поврзана со високата енергија на

врската (714 kJ/mol кај дијамантот кој сублимира на 3652 оС и 1186 кЈ/mol

кај Силицијум карбидот, кој се топи на 2600оС. ).

Во табелата подолу дадени се енергиите на врска и должината на врската

за некои видови врски. Поголеми енергии се среќаваат кај повеќекратните

врски. На пример, врската C ‒ C има 370 kJ/mol, а врската C=C 680

kJ/mol.

2.) Екстремно слабо деформабилни заради усмереноста на врската, од

што произлегува и малата густина на распределбата на атомите во

просторот, што се карактеризира со т.н. слаб фактор на исполнувањето..

3.) Ковалентните кристали се изолатори или полупроводници, бидејќи

валентните електрони се цврсто врзани за атомите, а исто така и јонската

проводливост е занемарлива.

Ковалентната врска во литературата е позната уште и под

имињата хомополарна или атомска врска.

Сите гасови (со исклучок на племенитите), многу течности,

сите цврсти органски материјали важни за електротехниката

како полупроводници или диелектрици (синтетички

материјали) се изградени со ваква врска).

Молекулите изградени со ковалентната врска може да се

неполарни или поларни. Тоа зависи од фактот дали молекулата

према својата околина се однесува електрички неутрално (не

создава електрично поле), или се однесува како електричен

дипол (создава електрично поле). Тоа зависи од симетријата во

просторот на електричниот товар на атомите од кои е создадена

таа молекула.

Така на пример, молекулите се

неполарани, заради симетрија во просторот. Типичен

пример на поларна молекула е онаа на водата, . Кога

во молекулата на водата атомите би биле поставени

симетрично во една низа во како на пример ,

тогаш и центрите на позитивните и негативните товари би

делувале према надворешниот простор како да се сместени

во центарот на јадрото на атомот на кислородот. Но во

реалноста, просторниот изглед на молекулата на водата е

како на сликата 1.22а.

H O N Cl2 2 2 2, , ,

H O2

H O H

H H

O

105O

сл.1.22а: Шема на диполната молекула на водата (лево) и

поедноставни престави (десно)

Врската кај водата се остварува под агол од 105 степени и

затоа тежиштето на електричните товари не се наоѓа во една

точка. Заради изместување на валентните електрони, атомот

на кислородот према надворешниот простор се однесува како

негативно наелектризиран, а атомите на водородот - како

позитивни.

Благодарение на силниот диполен момент на молекулата на

водата, таа е силен растворувач на соли со јонска врска.

Диполите на водата преку кулоновите сили навлегуваат во

просторот меѓу јоните на солта и ги разделуваат.

Неполарните течности, како што се бензолот или бензинот не

ги раствораат солите.

1.4.7. Метална врска

Оваа врска се среќава кај металите. Кога металите се во цврста

состојба, атомите се густо пакувани во кристална структура.

Заради блискоста, надворешните (валентни) електрони на

секој атом бидуваат привлечени и од соседните атоми. На

пример, да го посматраме случајот на Натријумот. Во 3ѕ

подлушпата тој има само еден електрон и кристализира во

кубна просторно центрирана решетка (таб. 1.28). Според тоа,

атомот на Натриумот треба да се сврзи со 8 соседни атоми со

помош на само еден електрон! Затоа, тој не би можел со

ниеден соседен атом да оформи ковалентна врска, но може да

се рече дека тој воспоставува средно една врска за 1/8 од

времето. Подвижноста на валентните електрони потребна за

овој процес ја објаснува високата електрична проводливост на

металите.

На тој начин, валентните електрони не се ексклузивно

придружени на некој атом (јадро), туку се распростираат меѓу

атомите во форма на електронски облак или “електронски

гас”. Затоа, за металите можеме да речеме дека се состојат од

позитивнио јони (или атомски остатоци, без валентните

електрони) кои се правилно распределни во просторот (заради

кристалната структура во која се јавуваат металите) и облак од

електрони во меѓупросторот, сл.1.22б)

сл. 1.22б. Дводимензионална шема на

атоми во метална врска.

Valentnite elektroni se slabo svrzani so pozitivnite

joni i mo`e lesno da se dvi`at niz metalniot kristal, i

zatoa se nare~eni “slobodni elektroni”. So ova se

objasnuva visokata elektri~na i toplinska сprovodlivost

(no i drugi specifi~ni svojstva) na metalite. Op{to

zemeno, metalite lesno se deformiraat pod dejstvo na

sili bez da se skr{at, bidej}i atomite na metalot lizgaat

eden pokraj drug bez celosno da se naru{i vrskata i so

sebe gi povlekuvaat i elektronite za vrska. Slobodnite

elektroni slu`at kako “lepilo” koi gi dr`i povrzani

atomskite

Бидејќи валентните електрони се распределени на многу

соседни атоми, затоа металната врска не е усмерена.

Енергијата на врската и точката на топење кај различни метали

се многу различни. Општо земено, колку помалку валентни

електрони по атом учествуваат во остварувањето на врската,

толку се добива потипична метална врска. Електроните се

послободни да се движат.

Затоа, најтипична метална врска среќаваме кај алкалните

метали, кои иамат само еден валентен електрон над

конфигурацијата на племенит гас. Но исто така, и енергиајта на

врската и точката на топење на алкалните метали е најмала. На

пример, Натријумот има 108 енергија на врска и точка на

топење од 97,9оC, а Калијумот има енергија на врска 89,6 и

точка на топење од 63,5оC.

Tabela 1.16: Energija na vrskata, to~kata na topewe i elektronskata konfiguracija na metalite od ~etvrtata perioda od per. sis.

element (metal)

el. konfig. en. na vrskata

t.top.

K 14s 89,6 63,5

Ca 24s 177 851

Sc 21 43 sd 342 1391

Ti 22 43 sd 471 1812

V 23 43 sd 515 1730

Cr 15 43 sd 398 1903

Mn 25 43 sd 279 1244

Fe 26 43 sd 418 1535

Co 27 43 sd 383 1490

Ni 28 43 sd 423 1455

Cu 110 43 sd 339 1083

Zn 24s 131 419

Ga 12 44 ps 272 29,8

Ge 22 44 ps 377 960

Кога бројот на валентни електрони со кои се остварува

врската е поголем, енергијата на врската и точката на топење

растат, како што се гледа во следната табела, каде се дадени

металите од четвртата периода

Кај металите, секое енергетско ниво на валентните електрони

кај осамениот атом, се расцепува на појас од многу блиски

енергетски нивои кои ги има на број токму толку колку има

атоми во металното кристалн