Opća i anorganska kemija

1.

Kako nastaje jonska veza? Prikažite na primeru.

Da bi se ostvarila jonska veza između atoma, jedan atom mora predi u pozitivno naelektrisan jon(katjon) otpuštanjem određenog broja elektrona, a drugi atom mora predi u negativno naelektrisan jon(anjon) primanjem tih elektrona. Energija koju treba dovesti prvom atomu da bi otpustio elektron je energija jonizacije (Ei), i što je manja Ei to taj atom lakše otpušta elektron. Ei je definisana procesom: + A A + e (Ei1 ) + 2+ A A + e (Ei2) itd. odnosno: 2+ A A + 2e (Ei1 + Ei2)

Energija koju drugi atom oslobodi usled vezivanja atoma određena je kao afinitet prema elektronu (Ea), i on je vedi što lakše atom vezuje jon. A+e A (Ea1) 2A +e A (Ea2) itd. odnosno: 2A + 2e A (Ea1 + Ea2)

S obzirom da najmanju Ei imaju elementi IA i IIA grupe (tipični metali, sem Be), a najvede Ea elementi VIIA i kiseonik iz VIA grupe (tipični nemetali), jasno je da de ovi elementi međusobno graditi jedinjenja sa tipično jonskom vezom. I mnogi drugi metali mogu davati jone, odn. davati jedinjenja u kojima je kao hemijska veza zastupljena jonska veza, ali njihovu jonsku vezu ipak treba smatrati kao jonsku vezu sa parcijalnim karakterom kovalentne veze. Udeo kov. veze de zavisiti od Ei metala i Ea nemetala. Broj elektrona koji se razmenjuju u jonskoj vezi zavisi od broja valentnih elektrona. Broj elektrona koji prvi atom otpušta ne može biti vedi od broja valentnih elektrona, a broj elektrona koji drugi atom prima je ograničen brojem nepopunjenih orbitala u valentnoj ljusci tog atoma. Pr 1: 2 2 6 1 Na(1s 2s 2p 3s ) 2 2 6 1 5 Cl(1s 2s 2p 3s 3p ) Atom Na de otpustiti elektron iz 3s orbitale čime postiže stabilnu elektrosku konfiguraciju plemenitog gasa neona i postaje pozitino naelektrisan jon-katjon; 2

2

6

1

2

2

6

-

Na(1s 2s 2p 3s ) Na+(1s 2s 2p ) + e Elektron koji je otpustio atom Na, prima atom hlora(uz oslobađanje energije) u svoju delimično popunjenu 3p orbital čime postiže stabilnu eletronsku konfiguraciju plemenitog gasa argona, i postaje negativno naelektrisan jonanjon: 2 2 6 1 5 2 2 6 1 6 Cl(1s 2s 2p 3s 3p ) + e Cl (1s 2s 2p 3s 3p ) + Zbog različitog nelektrisanja ova dva jona Na i Cl se privlače jakom elektrostatičkom silom koju nazivamo jonskom + vezom, što možemo prikazati formulom: Na Cl Kako povezani katjon i anjon čine sva suprtona električna pola, jonska veza se jop naziva heteropolarna veza. Atom koji otpušta elektron nazivamo electron-donorom, a atom koji prima electron nazivamo electron akceptorom. Dakle, u navedenom primeru, e. donor je Na, a e. akceptor je Cl. + Na + Cl [ Na ] + [ Cl ] (stavi elektrone)

1

Pr2: 2 2 6 2 6 2 Ca(1s 2s 2p 3s 3p 4s ) 2 2 5 F( 1s 2s 2p ) Kako se u 4p orbitali nalaze 2 elektrona, atom Ca otpustiti ta dva elektrona(utrošena energija jonizacije je Ei 1 + Ei2) i postati pozitno naelektrisan jon sa stabilno e. konfiguracijom plemenitog gasa argona: 2 2 6 2 6 2 2 2 2 6 2 6 Ca(1s 2s 2p 3s 3p 4s ) Ca +(1s 2s 2p 3s 3p ) + 2e Ova dva elektrona može primiti fluor. Međutim, u delimično popunjenu 2p orbital može statu samo još jedan elektron da bi fluor postigao stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa neona: 2

2

5

-

-

2

2

6

F( 1s 2s 2p ) +e F ( 1s 2s 2p ) + stoga su za primanje kalcijumovih 2 jona potrebna dva atoma fluora, od za jona kalcijuma Ca potebna su dva 2+ fluoridna jona F . F Ca F 2+ F + Ca+ F [ F ] [ Ca ] [ F ]

Vidimo da broj naelektrisanja jona određuje njegovu valencu, koju u ovom slučaju nazivamo jonskom valencom, Dakle, u navedenim primerima Na je pozitivno monovalntan, a Ca pozitivno divalentan, dok su Cl i F negativno monovalentni. Atomi se međusobno povezuju jonskom vezom da bi postigli stablinije energetsko stanje. Npr sistem u kojem je + NaCl je stabilniji od sistema u kojem su nevezani joni Na i Cl . To se vidi iz slededeg: ako saberemo Ei (Ei>0, E potrebna za jonizovanje atoma Cl), sa Ea (Ea7 odn. pOH7 pOH1*10

3

3

Za razliku od monoprotičnih kiselina koje disosuju u jednom stepenu jer imaju jedan vodonikov atom koji se može + zameniti metalom, odn. jedan vodonikov atom koji mogu dati bazi u obliku protona H , poliprotične kiseline + disosuju u više stepena, zavisno od broja H atoma koje mogu dati bazi u obliku protona H . Svaki od ovih stepena predstavlja određenu ravnotežu koja ima svoju konstantu disocijacije.

Npr. dvoprotična sumporasta kiselina disosuje: +

-

H2SO3 ⇌ H + HSO3

konstanta disocijacije je Ka=

-

-

+

=1,7*10 2-

-2

Međutim HSO3 može disosovati dalje: HSO3 ⇌ H + SO3 konstanta ove disocijacije je:

K a=

-8

=6,2*10

Umanjena vrednost druge konstante u odnosu na prvu konstantu se objašnjava težim odvajanjem pozirivno + 2naelektrisane čestice, kao što je proton H od ved negativno naeletkriane čestice, u ovom slučaju SO3 jon. 5 Uopšteno, parcijalne konstante disocijacije poliprotičnih kiselina opadaju približno 10 puta.

U slučaju fosfatne kiseline, kao troprotične kiseline govorimo o tri konstante disocijacije s obzirom da postoje tri ravnoteže u rastvoru: +

-

H3PO4⇌ H +H2PO4 -

+

2-

H2PO4 ⇌ H +HPO4 2

3-

HPO4 -⇌ H+ +PO4

U vodenim rastvorima baza opšta reakcija disocijacije se može prikazati ravnotežnom reakcijom: +

B+ H2O⇌ BH +OH

-

konstanta disocijacije baze : Kb=

Kb zavisi samo od temperature i merilo je jačine baze. Što je vrednost

konstante veda baza je jača i obrnuto.

32

Npr. disocijacija amonijaka se može predstaviti: +

NH3 + H2O⇌NH4 + OH

-

konstanta disocijacije je:

Kb= -

Iz jonskog proizvoda vode znamo da je [OH ]=

i ukoliko ovu vrednost unesemo u izraz za konstantu disocijacije

dobijamo: Kb=

*Kw

Konjugovana kiselina BH+ od baze B disoduje na slededi način: +

BH+⇌H +B

čija je konstanta disocijacije :

K a=

Iz navedenog vidimo da je konstanta baze jednaka: Kb=

+

gde je Ka konstanta disocijacije konjugovane kiseline BH od baze B. Ovaj izraz pokazuje jasnu međusobnu

zavisnost kiselinskobaznog para. Što je baza jača (veda vrednost Kb) njena konjugovana kiselina je slabija(manja vrednost Ka) i obrnuto.

Jačinu elektrolita možemo definisati i prema stepenu disocijacije(α). Stepen disocijacije označava onaj deo molekula nekog elektrolita koji je disosovan na jone. Kod potpune disocijacije α=1. Npr. disocijacija sirdetne kao slabog elektrolita: -

CH3COOH ⇌ CH3COO + H

+

čija je konstanta disocijacije

K a=

Kako je koncentracija jona u rastvoru elektrolita jednaka Cj=n*α*C n-broj jona čiju konc. tražimo i koji nastaje disocijacijom jednog molekula elektrolita; α- stepen disocijacije; C-početna koncentracija elektrolita od koga taj jon + potiče. U ravnotežnoj reakciji disocijacije sirdetne kis. nastaje acetatni CH3COO joni i H joni ( pod kojima podrazumevamo H3O+ jone) čija je koncentracija jednaka : *H++=nαC; *CH3COOH-]= nαC. Kako disocijacijom jednog + molekula CH3COOH nastaje jedan CH3COO jon i jedan H jon tj za oba jona n=1 sledi da je koncentracija ovih jona jednaka: *H++=nαC=1αC=αC; *CH3COO-]= nαC=1*αC=αC Ravnotežna koncentracija sirdetne kiseline *CH3COOH+ jednaka je razlici početne koncentracija kiseline C i koncentracija koja je disosovala na jone Cd. Cd je jednaka koncentracija H+ jona odn CH3COO- jona (iz konst. disocijacije se vidi da jedan mol sirdetne daje po 1 mol ovih jona) a koncentraciju αC ovih jona mora da da αC sirdetne. Prema tome: *CH3COOH+=C-Cd=C-αC Zamenom ovih izraza u izraz za konst. dis. sirdetne dobijamo izraz : K a= skradivanjem sa C dobijamo izraz Ka=

=

(

)(

)

odn. Ka=

(

)

koji se naziva Ostvaldov zakon razblaženja. Iz ovog izraza(koji povezuje

konst. disocijacije, stepen disocijacije i konc. elektrolita) vidi se direktna proporcionalnost stepena disocijacije i konstante disocijacije. Što je stepen dis. vedi veda konst. disocijacije a samim tim i jačina elektrolita je veda, i obrnuto.

33

32. Konstanta hemijske ravnoteže Po svojoj prirodi sve hemijske reakcije mogu biti povratne(reverzibilne) ili nepovratne(ireverzibilne). Iako je teorijski svaka hemijska reakcija reverzibilna, za reakcije sa veoma visokom vrednošdu konstante ravnoteže, odn. sa malim koncentracijama reaktanata kažemo da su konačne ili ireverzibilne.Kod takvih reakcija brzina reakcije između reaktanata(direktna) je veoma velika, dok je reakcija između produkata(povratna) veoma spora. Reverzibilne reakcije su reakcije koje se odvijaju u dva smera: aA+ bB cC +dD Reaktanti međusobno reaguju dajudi proizvode reakcije(direktna reakcija), a istovremeno proizvodi reakcije međusobno reaguju dajudi reaktante(povratna reakcija). Kako je brzina hemijske reakcije direktno proporcionalna proizvodu koncentracija reagujudih supstanci, brzina direktne reakcije s vremenom se smanjuje jer opada koncentracija reaktanata, dok se brzina povratne reakcije s vremenom povedava, jer raste koncentracija proizvoda reakcije. Onog trenutka kada se te dve brzine izjednače nastupa hemijska ravnoteža. Dakle, uslov hemijske ravnoteže je 𝓿 =𝓿 a

b

c

d

𝓿=k1[A] [B]

𝓿=k2[C] [D]

a

c

d

u ravnotežnom stanju je k1[A] [B]b= k2[C] [D]

odn.

=

S obzirom da su k1 i k2 konstante(brzine

reakcije), i njihov količnik je konstantan i označava se sa K. Dakle, K=

ovaj izraz je takođe poznat pod

imenom zakon o delovnju masa odn. zakon hemijske ravnoteže. Konstanta K se naziva kontanta hemijske ravnoteže i njena vrednost određuje položaj ravnoteže. Što je veda K brzina direktne reakcije je veda tj. ravnoteža je pomerena u smeru direktne reakcije, a što je manja K to je brzina povratne reakcije veda tj. ravnoteža je pomerena u smeru povratne reakcije. K zavisi samo od temperature. U trenutku kada nastupi hemijska ravnoteža, reakcija je završena ukoliko ne dođe do promene uslova pod kojima se reakcija odvija. Međutim, unutar sistema, i direktna i povratna reakcija se neprekidno odigravaju, ali istom brzinom. Hemijska ravnoteža je dinamička ravnoteža koja reaguje, pomera se u smeru direktne ili povratne reakcije i na najmanju promenu spoljašnjih uslova koji na nju utiču. Stanje hemijske ravnoteže odgovara minimumu potencijalne energije sistema. Hemijske ravnoteže se mogu javiti u homogenom ili heterogenom sistemu. Homogen sistem se sastoji samo od jedne faze. U reakcijama između gasova konstanta ravnoteže se može izraziti preko parcijalnih pritisaka gasova koji su u ravnoteži, zato što je koncentracija direktno proporcionalna parcijalnom pritisku.

U homegenim sistemima kao pto su rastvori konstanata se kod idealnih rastvora obeležava sa Kc. Kod realni rastvora konstanta ravnoteže je izraženo preko termodinamičke konstante ravnoteže, i kako koncentracije u realnim rastvorima nisu jednake stehiometrijskim koeficijentima, koriguje se vrednost za koeficijent f i tada je aktivitet supstance jednak a=f*C a termodinamička konstanta: Heterogeni sistemi se sastoje od više faza. Koncentracija(parcijalni pritisak) čvrste ili tečne supstance na konstantnoj temperaturi je konstanta koja je u reakcionom sistemu obuhvadena zajedno sa konstantom ravnoteže. Izraz za konstantu ravnoteže ne sadrži supstance koje su u reakcionom sistemu prisutne kao čvrsta ili tečna faza.

33. . Ravnoteža u homogenom sistemu: 34

Homogeni sistem je sistem koji se sastoji od jedne faze. Stoga u ravnoteže u homogenom sistemu spadaju ravnoteže u gasovitim sistemima i ravnoteže u rastvorima. Ravnoteža u gasovitom sistemu: U gasoovitom sistemu, koncentracije reaktanata možemo zameniti parcijalnim pritiscima gasova koji reaguju. Imajudi to u vidu, za reakciju aA+bB ⇌ cC+dD jednačina hemijske ravnoteže glasi: c

d

a

Kp= P C * P D /P A*P

b B

Konstanta Kp zavisi od temperature i pritiska. Ukoliko povedamo parcijalni pritisak(koncentraciju) nekog od reaktanata, povedava se parcijalni pritisak(koncentracija) proizvoda rekcije tj. ravnoteža se pomera u desno. Povedanjem parcijalnog pritiska(koncentracije) jednog od proizvoda reakcije, povedava se parcijalni pritisak(konc.) reaktanata tj. ravnoteža se pomera u levo. Smanjenjem parcijalnog pritiska(konc.) nekog od proizvoda njihovim odvođenjem iz reakcione smeše smanjuje se parcijalni pritisak reaktanata(njihovim spajanjem u proizvode reakcije) tj. ravnoteža se pomera u desno. Promenom ukupnog pritiska reakcione smeše ravnoteža se pomera samo kada se rakcijom menja broj molekula. Prema le Šatelijeovom principu, povedanje ukupnog pritiska reakcionog sistema koji se nalazi u ravnoteži uzrokuje pomeranje ravnoteže u pravcu smanjenja broja molekula(manje zapremine,manjeg pritiska) u sistemu i obrnuto, smanjenje pritiska sistema koji se nalazi u ravnoteži uzrokuje pomeranje ravnoteže u cilju povedanja broja molekula(vede zapremine,vedeg pritiska) u sistemu. Ravnoteža u tečnostima: c

d

a

b

Za neku opštu jednačinu hemijske reakcije aA+bB⇌ cC+ dD izraz za konstantu ravnoteže je; Kc=*C+ *[D] /[A] *[B]

Sama konstanta ravnoteže ne zavisi od promene koncentracije jer ona predstavlja količnik konstanti brzina direktne i povratne reakcije koje takođe ne zavise od koncentracije. Povedanje bilo koje od supstance pomeride ravnotežu u smeru trošenja supstance, dok ponovo ne dođe do uspostavljanja dinamičke ravnoteže. Na povedanje koncentracije nekog od rekatanata sistem de odreagovati pomeranjem ravnoteže u smeru direktne reakcije. Isto tako, na smanjenje koncentracije nekog od proizvoda reakcije sistem de odreagovati pomeranjem ravnoteže u smeru direktne reakcije. Smanjenjem koncentracije nekog od reaktanata ili povedanjem koncentracije nekog od proizvoda ravnoteža de se pomeriti u smeru povratne reakcije.

34. Ravnoteža u heterogenim sistemima Heterogeni sistemi se sastoje od više faza. Koncentracija(parcijalni pritisak) čvrste ili tečne supstance na konstantnoj temperaturi je konstanta koja je u reakcionom sistemu obuhvadena zajedno sa konstantom ravnoteže. Izraz za konstantu ravnoteže ne sadrži supstance koje su u reakcionom sistemu prisutne kao čvrsta ili tečna faza. Sistem čvrsto-gasovito:

35

Kao primer ravnoteže u reakcionom sitemu čvrsto-gasovito možemo uzeti reakcionu ravnotežu koje se uspostavlja u zatvorenom prostoru između kalcijum-karbonata, kalcijum-oksida i ugljen-dioksida pri žarenju krečnjaka(kreča?): CaCo3(s)⇌CaO(s) + CO2(g) Kako su CaCo3 i CaO prisutni kao čvrste faze, izraz za konstantu ravnoteže glasi: K p=PCO2 Pri konstantnoj temperaturi, pritisak CO2 je konstantan. Ukoliko smanjimo pritisak odvođenjem CO2 iz reakcionog sistema, ravnoteža se mora pomeriti u smeru direktne reakcije da bi se uspostavio ravnotežni pritisak.

Sistem čvrsto-tečno: Ovakav sistem čini čvrsta supstanca koja je u ravnoteži sa svojim zasidenim rastvorom. Ravnotežu rastvaranja, odn. + + taloženja soli možemo prikazati opštom jednačinom: K A (s)⇌ K (aq) + A (aq) +

-

Konstanta te ravnoteže je: Ks=[B ][A ] Dakle, proizvod koncentracija katjona i anjona neke soli u njenom zasidenom rastvoru je konstantan i naziva se proizvod rastvorljivosti. n+

m-

n+ m

m+ n-

Ukoliko imamo so sastava KmAn : KmAn⇌ mK + nA ; njen proizvod rastvorljivosti je : Ks=[B ] [A ]

Kako koncentracija jona neke soli u njenom rastvoru zavisi od njene rastvorljivost, samim tim i proizvod rastvorljivosti zavisi od njene rastvorljivosti; što je neka so rastvorljivija, njen proizvod rastvorljivosti je vedi i obrnuto. Ukoliko se razblaživanjem( povedanjem zapremine) rastvora smanji koncentracija jona soli ravnoteža se pomera u smeru direktne reakcije kako bi se ponovo uspostavila vrednost proizvoda rastvorljivosti tj. so se rastvara. Obrnuto, ukoliko povedamo koncentraciju jona soli smanjenjem zapremine rastvora(uparavanjem) ravnoteža se pomera u smeru povratne rekacije tj. so se taloži. Proizvod rastvorljivosti je važan za izračunavanje rastvorljivosti neke soli u prisustvu drugih soli koje imaju isti katjon ili anjon kao ta so, kao i u prisustvu raznih soli. Uopšteno u vodi su rastvorljivi: 1. 2. 3. 4. 5. 6.

nitrati, acetati i hlorati, izuzev srebro-acetata koji je slabije rastvorljiv hloridi, izuzev AgCl,Hg2Cl,PbCl2,CuCl,TlCl sulfati, izuzev PbSO4, BaSO4, SrSO4, CaSO4, Hg2SO4 i AgSO4 karbonati i fosfati natrijuma, kalijuma i azota( svi ostali su nerastvorni) sulfidi alkalnih i zemnoalkalnih metala( svi ostali nerastvorni) sve obične soli Na,K,N. Kalijum-perhlorat je slabije rastvoran.

Sistem tečno-gasovito: Rastvor gasa u tečnostima. Gas se u tečnosti rastvara sve dok se ne uspostavi ravnoteža između gasa nad rastvorom i u rastvoru. Npr. SO3(g) +H2O(l) ⇌ H2SO4(aq)

K=

odn, ukoliko koncentraciju gasa zamenimo njegovim parcijalnim

pritiskom K= Ukoliko povedamo parcijalni pritisak gasa nad rastvorom u kom se taj gas rastvara povedade se i koncentracija supstance H2SO4 u rastvoru.

Sistem tečno-tečno:

36

Ukoliko se neka supstanca rastvara u dve tečnosti koje se međusobno ne mešaju, ona se raspodeli u te dve faze i uspostavlja se ravnoteža: A(faza1) ⇌A(faza2) konstanta ravnoteže data je izrazom: K= Ovaj odnos se naziva Nernstov zakon raspodele, koji kaže da je odnos koncentracija supstance koja je raspodeljena između dve faze pri određenoj temperaturi stalan. Konstanta ravnoteže se naziva koeficijent raspodele. Nernstov zakon važi samo ukoliko je molekulsko stanje rastvorene supstance u obe faze isto. Npr. mudkanjem vodenog rastvora joda u hloroformu, jod de se raspodeliti između vode i hloroforma tako da de njegova koncentracija u hloroformu biti 250 puta veda nego u vodi. Dakle, koeficijent raspodele joda u sistemu voda-hloroform je 250 tj.

=250 Ukoliko nakon mudkanja izdvojimo hloroformski sloj, i vodeni rastvor

joda ponovo mudamo sa svežim hloroformom, opet de se uspostaviti ravnoteža, tj opet de koncentracija joda u sloju hloroforma biti 250 puta veda nego u sloju vode. 35. Hemijska veza Prosti molekuli su male grupe atoma u kojima je svaki atom povezan sa određenim brojem drugih atoma vezama koje nazivamo hemijskim vezama. Veze između atoma imaju određene karakteristične osobine, kao što su pre svega dužina i jačina. Međusobnim spajanjem atoma istog elementa nastaju molekuli tog elementa(H 2 npr), a spajanjem atoma različitih elemenata nastaju hemijska jedinjenja tačno određenog i stalnog sastava. Dakle, međusobno se spaja tačno određeni broj atoma elemenata. Svojstvo atoma da se jedini sa određenim brojem atoma nekog drugog elementa naziva se valenca. Ako se atom ne spaja sa više od jednog atoma nekog drugog elementa on je monovalentan (tj valenca mu je 1), dok se valenca drugih elemenata može definisati brojem monovelantnih atoma sa kojima se vezuju. Npr vodonik je monovalentan. U vodi kiseonik se povezuje sa dva atoma H, dakle u vodi kiseonik je dvovalentan. Jedan isti element u različitim jedinjenjima može imati različitu valencu, tj može biti multivalentan (npr N ima različitu valencu u različitm oksidima – u N2O je jednovalentan, u NO dvovalentan, itd Elektroni atoma se dele u dve grupe: valentni elektroni, koji učestvuju u hemijskoj vezi i služe za vezivanje atoma, i unutrašnji elektroni koji ne učestvuju u hemijskoj vezi tj. oni zadržavaju svoju konfiguraciju u svim jedinjenjima datog elementa. Valencu atoma elementa, a time i njegova hemijska svojstva određuje elektronska konfiguracija elementa tj broj valentnih elektrona (elektroni poslednjeg energetskog nivoa). Atomi se međusobno spajaju zato što spojeni čine energetski stabilniji sistem. Pri građenju jedinjenja atomi elemenata razmenjuju svoje valentne elektrone pri čemu se(uglavnom) postiže stabilna elektronska konfiguracija najbližeg plemenitog gasa, tj. elektronska konfiguracija sa 2 6 osam elektrona u poslednjem energetskom nivou ns np . Razmena valentnih elektrona se može vršiti tako da: 1. 2.

nastanu pozitivni i negativni joni, koji se međusobnim privlačenjem(uz oslobađanje potencijalne energije) povezuju jonskom vezom se nagrade jedan ili više zajedničkih elektronskih parova i da se atomi povežu kovalentnom vezom

Kod jonske veze jedan atom potpuno gubi jedan ili više elektrona pri čemu postaje katjon, a drugi atom prima jedan ili više elektrona od prvog atoma i postaje anjon. Kod kovalentne veze zajednički elektronski par može biti bliže jezgru jednog atoma, atoma koji je elektronegativniji, što dovodi do polarizacije kovalentne veze i parcijalnog razdvajanja naelektrisanja unutar molekula, odn. stvaranje trajnog dipola To znači da ne postoji oštra granica između kovalentne i jonske veze, ved postoji kontinuirani prelaz. Drugim rečima, veza između atoma je i jonske i kovalentne prirode. Ukoliko je razlika u koeficijentu elektronegativnosti elemenata manja od 1,9 vezu između elemenata nazivamo kovalentnom vezom sa parcijalnim jonskim karakterom, a ukoliko je razlika u koeficijentu elektronegativnosi veda od 1.9 govorimo o jonskoj vezi sa parcijalnim kovalentnim karakterom. Koja de od navedenih veza nastati zavisi od elektronske konfiguracije elemenata koji se jedine tj od energetskog stanja valentnih elektrona koje se ogleda u energiji jonizacije odn elektronskom afinitetu atoma.

37