NASTAVA
(d
inami�na sveska iz Hemije)

 

     

S T R U K T U R A    A T O M A

Atom se sastoji od pozitivno naelektrisanog jezgra i elektronskog omota�a koji sadr�i istu koli�inu negativnog naelektrisanja i zato je atom u celini neutralan. U jezgru je skoncentrisana gotovo celokupna masa atoma; velike je gustine. Elektronski oblak je velike zapremine. Atom je, u stvari, prazan (ako jezgro zamislimo kao �iodinu glavu - onda je ceo atom veliki kao lopta pre�nika 10m). Jezgro se sastoji od protona i neutrona. Svaki atom je definisan atomskim (rednim) brojem.

Izotopi su atomi istog elementa koji se razlikuju u masi. To su razli�iti atomi jednog istog elementa koji imaju isti broj protona i elektrona, a razli�it broj neutrona.

Relativna atomska masa je broj koji pokazuje koliko je puta masa nekog atoma ve�a 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

 
  - Tompson je prou�avao katodne zrake i otkrio je da su to u stvari brzi elektroni. Po�to se materija pojavljuje u neutralnom
                  obliku, predpostavio je da postoje i pozitivne �estice. Postavio je model u kome su pozitivni i negativni deli�i
                  (�estice) ravnomerno izme�ani.

- Raderford je bombardovao tanak sloj metala pozitivno naelektrisanim α (alfa) �esticama i posmatrao otklon �estica.
                    Ustanovio je da je ve�ina pro�la bez ikakvog skretanja, a vrlo malo ih se otklonilo i to pod uglom od 90o.
                    Zaklju�io je da kada bi atom bio �vrst, nijedna �estica ne bi pro�la kroz metalni listi�, a po�to se to dogodilo,
                    masa atoma je sakupljena u vrlo malu �esticu. Nazvao ju je "Jezgro atoma". Otkloni se ona �estica koja je
                    do�la u blizinu jezgra, ona koja udari u jezgro se vrati istim pravcem, a suprotnim smerom. Raderford je dao
                    model atoma koji upore�uje sa planetarnim sistemom; u sredini se nalazi pozitivno jezgro, a oko njega kru�e
                    negativni elektroni. Me�utim, prema zakonima fizike svako naelektrisano telo pri kru�enju gubi energiju u obliku
                    zra�enja. I elektron bi kru�e�i gubio energiju, brzina bi mu opadala, putanja bi mu se sve vi�e smanjivala i on bi
                    na kraju pao na jezgro (�to se nikada ne de�ava).

- Bor je  primenio Plankovu kvantnu teoriju po kojoj supstanca mo�e emitovati i apsorbovati svetlost samo u kvantima
         energije, tj h(V = gr�ko slovo "ni"). Postavio je postulate:
              1  Elektron kru�i oko jezgra samo po odre�enim putanjama (orbitama) u kojima ne zra�i energiju. Takva stanja se
                 zovu stacionarna stanja.
              2  Kada se elektron preme�ta iz energetski vi�e u energetski ni�u orbitalu zra�i energiju i to u odre�enom 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 pobu�eno stanje u kome boravi jako kratko vreme, ska�u nazad na ni�i
            nivo pri �emu se osloba�a kvant svetlosti karakteristi�ne talasne du�ine 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 (Ajn
�tajn)
         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 du�ina
Frekvenca
         Kompton je dokazao da je svetlost dualisti�ke prirode, tj. da se mo�e posmatrati i kao talas i kao �estica (prilikom
         sudara 2 fotona dolazi do promene pravca kretanja i do pada energije �to se manifestuje pojavom svetlosti odre�ene
         talasne du�ine).


-
De Brolj
          λ =  h / mV

m
V

-
-

Masa elektrona
Brzina kretanja elektrona
         De Brolj je ustanovio da se analogna jedna�ina mo�e primeniti na elektron.
 

- Hajzenberg
          p = mV

p

-

impuls (sudar dve �estice)
         Hajzenberg takozvanim principom neodre�enosti ka�e da je nemogu�e istovremeno ta�no utvrditi brzinu odnosno
         impuls elektrona i njegov polo�aj u prostoru. Posledica principa neodre�enosti je da se elektronu u atomu ne mo�e
         pripisati ta�no odre�ena orbita. Mo�emo govoriti samo o verovatno�i nala�enja elektrona u odre�enom podru�ju
         prostora oko atomskog jezgra. �to je ve�a verovatno�a nala�enja elektrona to je ve�a elektronska gustina, odnosno -
         elektron u tom delu prostora provodi najdu�e vreme. Elektron pri brzom kretanju obrazuje elektronski oblak.

Deo prostora oko atomskog jezgra, gde je najve�a verovatno�a nala�enja elektrona, naziva se atomska orbitala.

Za odre�ivanje verovatnih polo�aja elektrona u prostoru koristi se �redingerova jedna�ina. Njena re�enja nam daju najve�u verovatno�u nala�enja 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

n - glavni kvantni broj (broj nivoa)     

n =

1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
  K, L, M, N, O, P, Q ljuske

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               / �ematski prikaz
                   1s
   (�ita se "jedan S dva" a ne "jedan S na kvadrat")

  sferno simatri�na lopta (zato se zove s orbitala)


Paulijev princip:
Svaka kombinacija �etiri kvantna broja daje novo kvantno stanje. To je u skladu sa Paulijevim principom isklju�enja prema kome dva elektrona ne mogu imati sva �etiri kvantna broja ista. Iz toga sledi da u jednoj orbitali ne mogu biti vi�e 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
          
2s
  l = 1
m = -1, 0, +1   (p orbitala)
 s
= +- 1/2
    2p
          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
          
3s
  l = 1
m = -1, 0, +1   (p orbitala)
 s
= +- 1/2
    3p
  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 � A

Prilikom izgradnje elektronskog omota�a, elektroni �e zauzimati orbitale najni�e energije da bi atom postigao najstabilnije stanje - stanje sa najmanjom energijom.
         1H    -   1s1  
         2He  -   1s2  
         3Li   -   1s22s1    
      
  4Be  -   1s22s2    
      
  5B    -   1s22s22p1    
      
  6C    -   1s22s22p2    
      
  7N    -   1s22s22p3     - polupopunjen podnivo

Hundovo pravilo
Unutar jednog podnivoa prvo se svaka orbitala popuni sa jednim elektronom paralelnog spina, pa se tek onda orbitale popunjavaju sa elektronima suprotnog spina. Ovo pravilo izra�ava te�nju atoma da postigne elektronsku strukturu sa maksimalnim brojem nesparenih elektrona koja je energetski vrlo povoljna.

      
 10Ne  -   1s22s22p6     - popunjen podnivo

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

 

 

 

 

 

        11Na  -   1s22s22p63s1     2s2p2p2p3s
      
 22Ti   -   1s22s22p63s23p64s23d2     4s3d3d3d3d3d
        29Cu  -   1s22s22p63s23p64s23d9     4s3d3d3d3d3d  - prelazi u -
                    1s22s22p63s23p64s13d10    4s3d3d3d3d3d 

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

Zakon periodi�nosti (Mendeljejeve hemijske osobine elemenata) su funkcija njihove relativne atomske mase. Mendeljejev je predskazao postojanje novih elemenata pa im je ostavio prazna mesta.
NEPRAVILNOSTI :   Argon - Kalijum  |  Kobalt - Nikl  |  Telur - Jod
Atomi
elemenata su u periodnom sistemu pore�ani po rastu�em naelektrisanju jezgra odnosno rednom broju.

- Horizontalni redovi - Periode - odgovaraju energetskim nivoima
- Vertikalni redovi - Grupe - pore�ani su po rastu�em kvantnom broju, imaju isti broj valentnih elektrona

I  perioda 1s (2 elemanta)
II  perioda 2s2p (8 elemenata)
III  perioda 3s3p (8 elemenata)
IV  perioda 4s3d4p (18 elemenata)
V  perioda 5s4d5p (18 elemenata)
VI  perioda 6s5d6p (18 elemenata)
VII  perioda 7s5f6d7p (32 elemenata)

 

Ia  grupa ns1   s elementi
IIa  grupa ns2
       
IIIa  grupa ns2np1   p elementi
IVa  grupa ns2np2
Va  grupa ns2np3
VIa  grupa ns2np4
VIIa  grupa ns2np5
VIIIa  grupa ns2np6

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

b grupa  .   ns2(n-1)d1...10  
  ns2(n-2)f1...14

        13Al  -   1s22s22p63s23p1    3s3p3p3p            - 3. perioda (najve�i 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

Energija jonizacije je potrebna za odvajanje jednog elektrona najvi�eg elektronskog nivoa atoma u gasovitom stanju (va�i za atom u slobodnom stanju).

     X(g) - Ei -> X+(g) + e-

   11Na  -   1s22s22p63s1 - Ei -> Na+1s22s22p6
  11e- 10e-
  11p+ 11p+

Otpu�tanjem jednog elektrona, atom posaje pozitivno naelektrisan jon. Za otpu�tanje drugog elektrona potrebna je druga energija jonizacija  (Eii).

Najni�e jonizacione energije imaju Alkalni metali (Ia grupa). U grupi, idu�i na dole,  energija jonizacije opada jer raste polupre�nik atoma pa onda opada sila jezgra kojo, ih ono privla�i. Zato su elektroni slabije vezani i lak�e se mogu odvojiti. U periodi, idu�i s' leva nadesno, energija jonizacije raste jer polupre�nik opada i elektroni su ja�e vezani za jezgro. Polupre�nik pozitivnog jona je manji od polupre�nika atoma. Zato je drugi elektron mnogo te�e otrgnuti, a i jon se svojim pozitivnim naelektrisanjem opire otpu�tanju jedne negativne �estice.
 

E N E R G I J A    A F I N I T E T A

Afinitet prema elektronu je energija koja se osloba�a ili tro�i kada atom nekog elementa u gasovitom stanju primi jedan elektron na najvi�em energetskom nivou.

     9F -  1s22s22p5 + e- -> F-1s22s22p6
  9e- 10e-
  9p+ 9p+

Primanjem jednog elektrona atom postaje negativno naelektrisan jon. Afinitet u periodi raste (smanjuje se polupre�nik pa jezgro ja�e privla�i elektrone, pa �e lak�e privu�i jo� jedan elektron), a u grupi opada (raste polupre�nik, ima sve vi�e elektrona koji su slabije vezani za jezgro i ono nema te�nju da privu�e jo� jedan elektron). Najve�i afinitet imaju halogeni elementi (VIIa grupa) a najmanji alkalni metali (Ia grupa).
 

J O N S K A    V E Z A

   11Na  -   1s22s22p63s1 - e- -> Na+1s22s22p6
   17Cl  -   1s22s22p63s23p5 + e- -> Cl-1s22s22p63s23p6
           
                                          jonski par NaCl

Atomi elemenata stupaju u hemijske reakcije pri �emu grade jedinjenja i prelaze u energetski stabilniji sistem. Na koji �e se na�in atomi sjediniti zavisi od njihove strukture tj. valentnih elektrona. Ako dod�u u dodir, atomi elemenata od kojih jedan ima malu energiju jonizacije (Ei) (Ia grupa)  a drugi veliki afinitet prema elektronu (Ea) (VIIa grupa) - oni �e burno reagovati grade�i jedinjenje stabilnije od polaznih supstanci. Atom Na predaje svoj elektron atomu Cl pri �emu nastaju joni Na+ i Cl- koji imaju konfiguraciju plemenitih gasova. Nastali joni se me�usobno privla�e jakim elektrostati�kim silama koje se prostiru u svim pravcima.

Jonska kristalna re�etka
Kulonovo privla�enje se rasprostire u svim pravcima. Jedan katjon ne�e privla�iti samo jedan anjon ve� �e biti okru�en sa vi�e. Na odre�enom rastojanju, kada se izjedna�e privla�ne i odbojne sile, stvara se jonski par. Tako kristalna re�etka nastaje pakovanjem jonskih parova.

Jonska jedinjenja su �vrste kristalne supstance. Imaju visoke temperature klju�anja i topljenja zbog jakih jonskih veza. Rastvaraju se u polarnim rastvara�ima (vodi) i njihovi rastvori provode struju.
 

K O V A L E N T N A    V E Z A

Kovalentna veza, kao i jonska, nastaje iz te�nje atoma da postignu stabilnu konfiguraciju. Oni udru�uju svoje valentne elektrone, grade jedan ili vi�e zajedni�kih elektronskih parova.

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

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

- Savremeno tuma�enje kovalentne veze:
Kovalentna veza nije neka nova vrsta veze ve� i ona proisti�e iz elektronskog privla�enja kao i jonska veza.

- Nastajanje molekula vodonika:
 
 1

       privla�ne interakcije: A-1, B-2, A-2, B-1
         odbojne interakcije: 1-2, A-B

               

U H atomu vlada samo privla�na sila izme�u jezgra i elektrona. U molekulu H postoji 6 takvih interakcija. Kada se dva atoma dovoljno pribli�e jedan drugom, elektroni jednog atoma �e biti pod uticajem jezgra drugog atoma i obrnuto. Na ravnote�nom rastojanju, kada se izjedna�e privla�ne i odbojne sile, elektroni ne�e vi�e pripadati atomima ve� �e obuhvatati oba jezgra i nagradi�e se molekulska orbitala.
 

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


     +          ->    
           1s                                  1s                               (sigma)
 

     +          ->    
           1s                                 2px


     +          ->    
           1s                                 2py


     +          ->    
           1s                                 2pz


                                                                       �eono preklapanje:

     +          ->    
          2px                                 2px

                                                                       bo�no preklapanje:

     +          ->    
          2py                                 2py


     +          ->    
          2pz                                 2pz


        sferno preklapanje  -  s  i  s  orbitale
        �eono preklapanje  -  s  i  p  orbitale
        bo�no preklapanje  -  py  i  py  orbitale  i    pz  i  pz  orbitale 

Molekulska orbitala je najve�e gustine izme�u dva jezgra (najve�a verovatno�a da se na�e elektron). Ukoliko je elektronski oblak gu��i, utoliko je i nastala kovalentna veza ja�a. 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 (�eono) nastaje Sigma molekulska orbitala. Preklapanjem orbitala du� y ili z ose (bo�nim) 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

     H-H  

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

- Elektro-negativnost je osobina jezgra atoma da sebi privu�e zajedni�ki elektronski par u kovalentnom jedinjenju. Opada u
   grupi, raste u periodi.
- Ako reaguju elementi koji se veoma razlikuju u elektronegativnosti, nagradi�e 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. najgu��i je u podru�ju izme�u jezgara. Molekul je nepolaran jer ne postoji u pojedinim delovima
   molekula vi�ak pozitivnog odnosno vi�ak negativnog naelektrisanja
- Retka su �isto jonska ili �isto 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 do�lo do potpunog razdvajanja
   naelektrisanja. Takva veza se naziva polarna kovalentna veza. MOlekul je polaran. Delimi�no nalektrisanje se obele�ava
   mali gr�kim slovom Delta. (pogledaj na gornjoj slici, iznad H i Cl).

Ako je:
    xA- xB < 1,9  => Kovalentna veza
  
 xA- xB > 1,9  => Jonska veza.

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

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

CH4:
      
  6C    -   1s22s22p2           E         hibridizacija  
                                       2s  pz py px               2s  pz py px                               sp3
            

H2O:
  
  8O    -   1s22s22p4           hibridizacija  
                                   2s  pz py px                               sp3
   

NH3:
  
  7N    -   1s22s22p3           hibridizacija  
                                   2s  pz py px                               sp3
   

U molekulu metana (CH4) morao bi C atom raspolagati sa 4 atomske orbitale sa po jednim elektronom. Po�to se 2s orbitala ne razlikuje mnogo u energiji od 2p orbitale, mo�emo dovo�enjem energije pomeriti elektron iz 2s u 2p. Preklapanjem ove 4 orbitale sa 1s orbitalom H nastale bi 4 Sigma veze pod uglom od 90o. Me�utim strukturna analiza je pokazala da su sve veze u molekulu CH4 iste i da su pod uglom od 109o28'. Ova pojava se tuma�i hibridizacijom. Polazne atomske orbitale koje nisu energetski jednake me�aju se, tj. hibridizuju, pri �emu nastaju hibridne atomske orbitale. Dolazi do preraspodele elektronske gustine koja zahteva utro�ak energije. Tako nastaju 4 hibridizovane, energetski ekvivalentne atomske orbitale. (za primer CH4). Kao rezultat hibridizacije elektronski oblak se iste�e u pravcu atoma sa kojim reguje zbog �ega se pove�ava njegovo preklapanje sa elektronskim oblakom drugog atoma. To dovodi do stvaranja ja�e veze pa se izdvaja energija koja nadoknadi utro�enu. Sada se te sp3 orbitale preklapaju sa 1s orbitalom H obrazuju�i tetraedar.

I voda i Amonijak (NH3) imaju sp3 hibridizaciju. Me�utim H2O i NH3 imaju i slobodne elektronske parove koji se me�usobno odbijaju �ele�i tako da zauzmu polo�aj u prostoru koji je energetski najstabilniji. To za posledicu ima da se ostale dve veze (kod H2O) odnosno tri veze (kod NH3) malo pribli�e pa im se ugao ne�to razlikuje od karakteristi�nog ugla za tetraedar.

BeH2:
     4Be    -   1s22s2           E        hibridizacija     - Nehibridizovane orbitale
                                2s  pz py px               2s  pz py px                         sp  sp

  Linearan raspored,
hibridizacija sp,
ugao od 180o.


BH3:
     5Be    -   1s22s22p1           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    -   1s22s22p2           E         hibridizacija  
                                       2s  pz py px               2s  pz py px                              sp2   pz

  Pi veza je nastala bo�nim preklapanjem
nehibridizovane orbitale pz.

 

Etin:
     
    H - C = C - H
      
  6C    -   1s22s22p2           E         hibridizacija  
                                       2s  pz py px               2s  pz py px                            sp  

   

 

V O D O N I � N A    V E Z A

H2O:
  
  8O    -   1s22s22p4    
                                   2s  pz py px
  
  1H    -   1s1   
                         1s
  

Vodoni�na veza se javlja izme�u molekula. To zna�i da to nije prava veza pa se zato i ozna�ava crticama. Javlja se izme�u molekula u kojima je atom vodonika vezan za neki jako elektronegativan atom. U takvom molekulu zajedni�ki elektronski par je znatno pomeren ka tom elektronegativnijem atomu. Na atomu vodonika javlja se delimi�no pozitivno naelektrisanje. Po�to su jo� i malih dimentija, atomi vodonika privla�e ka sebi slobodne elektronske parove atoma kiseonika drugogo molekula vode. Takvim interakcijama nastaje mre�a �to znatno uti�e na stabilnost ovakve strukture. Veza se zove vodoni�na jer ju je obrazovao atom vodonika. Ona je energetski slabija od jonske i kovalentne, ali znatno ja�a od dipol-dipol interakcija. Va�na je za �ivi svet.
 

S I M B O L I    I    F O R M U L E

Hemijskim simbolima (znacima) obele�avaju se atomi elemenata. Za znake se uzima po�etno slovo latinskog naziva elemenata.
  Hydrogenium H
  Oxidenium O
  Carbonium C
  Chlorum Cl
  Cuprum Cu
  Chromium Cr
  Calcium Ca
Ukoliko vi�e elemenata po�inje istim slovom jedan od njih dobija po�etno slovo dok se ostalima dodaje jo� jedno malo slovo koje mo�e da bude iz bilo kog dela naziva.

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 pomo�u hemijskih jedna�ina. 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 ve�a od 1/12 mase ugljenikovog izotopa 12C
Mr: (relativna molekulska masa) broj koj pokazuje koliko ke puta masa nekog molekula ve�a od 1/12 mase ugljenikovog
       izotopa 12C.
Mol
je jedinica koli�ine supstance. Obele�ava se malim slovom n.  1 mol je koli�ina supstance koja sadr�i onoliko
       elemantarnih �estica (atoma, molekula, jona) koliko ima atoma u 12g ugljenikovog izotopa 12C. U 1mol bilokoje
       supstance ima 6*1023 (6,02*1023) elementarnih �estica (Avogadrov broj - NA)
 
  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=0oC, p=101,3 KPa) i iznosi 22,4dm3 (Avogadrov zakon)
          Vr = V/n

Vr

-

molarna zapremina
V - zapremina
n - broj molova