Atomi većine elemenata ne postoje odvojeno, jer mogu međusobno komunicirati. U ovoj interakciji nastaju složenije čestice.

Priroda kemijske veze je djelovanje elektrostatičkih sila, koje su sile interakcije između električnih naboja. Takav naboj imaju elektroni i atomska jezgra.

Elektroni koji se nalaze na vanjskim elektronskim nivoima (valentni elektroni), koji su najudaljeniji od jezgra, najslabije su u interakciji s njim i stoga su u stanju da se odvoje od jezgra. Oni su odgovorni za međusobno vezivanje atoma.

Vrste interakcija u hemiji

Tipovi hemijskih veza mogu se predstaviti u sledećoj tabeli:

Karakteristika jonske veze

Hemijska interakcija koja nastaje zbog jonska privlačnost koji imaju različite naboje naziva se jonski. To se događa ako atomi koji vezuju imaju značajnu razliku u elektronegativnosti (to jest, sposobnost privlačenja elektrona) i elektronski par ide na elektronegativniji element. Rezultat takvog prijelaza elektrona s jednog atoma na drugi je formiranje nabijenih čestica - iona. Između njih postoji privlačnost.

imaju najmanju elektronegativnost tipični metali, a najveći su tipični nemetali. Ioni se tako formiraju interakcijama između tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Atomi metala postaju pozitivno nabijeni joni (kationi), donirajući elektrone vanjskim elektronskim nivoima, a nemetali prihvataju elektrone, pretvarajući se u negativno naelektrisan joni (anjoni).

Atomi prelaze u stabilnije energetsko stanje, dovršavajući svoje elektronske konfiguracije.

Jonska veza nije usmjerena i nije zasićena, budući da se elektrostatička interakcija događa u svim smjerovima, odnosno, ion može privući ione suprotan znak u svim pravcima.

Raspored jona je takav da se oko svakog nalazi određeni broj suprotno nabijenih jona. Koncept "molekula" za jonska jedinjenja nema smisla.

Primjeri obrazovanja

Formiranje veze u natrijevom kloridu (nacl) nastaje zbog prijenosa elektrona s atoma Na na atom Cl uz formiranje odgovarajućih iona:

Na 0 - 1 e \u003d Na + (kation)

Cl 0 + 1 e \u003d Cl - (anion)

U natrijum hloridu postoji šest hloridnih anjona oko kationa natrijuma i šest natrijumovih jona oko svakog hloridnog jona.

Kada se formira interakcija između atoma u barijum sulfidu, dešavaju se sledeći procesi:

Ba 0 - 2 e \u003d Ba 2+

S 0 + 2 e \u003d S 2-

Ba donira svoja dva elektrona sumporu, što rezultira stvaranjem sumpornih anjona S 2- i barijum kationa Ba 2+.

hemijska veza metala

Broj elektrona u vanjskim energetskim nivoima metala je mali; oni se lako odvajaju od jezgra. Kao rezultat ovog odvajanja nastaju metalni joni i slobodni elektroni. Ovi elektroni se nazivaju "elektronski gas". Elektroni se slobodno kreću po volumenu metala i stalno su vezani i odvojeni od atoma.

Struktura metalne supstance je sledeća: kristalna ćelija je kičma materije, a između njenih čvorova elektroni se mogu slobodno kretati.

Mogu se navesti sljedeći primjeri:

Mg - 2e<->Mg2+

Cs-e<->Cs +

Ca-2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe3+

Kovalentni: polarni i nepolarni

Najčešći tip hemijska interakcija je kovalentna veza. Vrijednosti elektronegativnosti elemenata u interakciji ne razlikuju se oštro, u vezi s tim dolazi samo do pomaka zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom.

Kovalentna interakcija se može formirati mehanizmom razmjene ili mehanizmom donor-akceptor.

Mehanizam razmjene se ostvaruje ako svaki od atoma ima nesparene elektrone na vanjskim elektronskim nivoima i preklapanje atomskih orbitala dovodi do pojave para elektrona koji već pripada oba atoma. Kada jedan od atoma ima par elektrona na vanjskom elektronskom nivou, a drugi ima slobodnu orbitalu, onda kada se atomske orbitale preklapaju, elektronski par se socijalizira i interakcija se odvija prema mehanizmu donor-akceptor.

Kovalentne se po višestrukosti dijele na:

• jednostavan ili pojedinačni;
• duplo;
• trostruko.

Dvostruki obezbeđuju socijalizaciju dva para elektrona odjednom, a trostruki - tri.

Prema raspodjeli elektronske gustine (polariteta) između povezanih atoma, kovalentna veza se dijeli na:

• nepolarni;
• polar.

Nepolarnu vezu formiraju isti atomi, a polarnu vezu je različita elektronegativnost.

Interakcija atoma slične elektronegativnosti naziva se nepolarna veza. Zajednički par elektrona u takvoj molekuli ne privlači nijedan atom, već podjednako pripada oba.

Interakcija elemenata koji se razlikuju po elektronegativnosti dovodi do stvaranja polarnih veza. Uobičajeni elektronski parovi s ovom vrstom interakcije privlače se elektronegativnijim elementom, ali se ne prenose u potpunosti na njega (odnosno, ne dolazi do stvaranja iona). Kao rezultat takvog pomaka u gustoći elektrona, na atomima se pojavljuju parcijalni naboji: na elektronegativnijem negativno, a na manje elektronegativnom pozitivno.

Svojstva i karakteristike kovalentnosti

Glavne karakteristike kovalentne veze:

• Dužina je određena rastojanjem između jezgara atoma u interakciji.
• Polaritet je određen pomakom elektronskog oblaka na jedan od atoma.
• Orijentacija - svojstvo formiranja prostorno orijentiranih veza i, shodno tome, molekula koji imaju određene geometrijske oblike.
• Zasićenost je određena sposobnošću formiranja ograničenog broja veza.
• Polarizabilnost je određena sposobnošću promjene polariteta pod utjecajem vanjskog električnog polja.
• Energija potrebna za prekid veze, koja određuje njenu snagu.

Molekuli vodonika (H2), hlora (Cl2), kiseonika (O2), dušika (N2) i mnogi drugi mogu biti primjer kovalentne nepolarne interakcije.

H+ + H → H-H molekul ima jednu nepolarnu vezu,

O: + :O → O=O molekul ima dvostruko nepolarno,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekul ima trostruki nepolarni.

Kao primjer kovalentne veze hemijski elementi možete donijeti molekule ugljičnog dioksida (CO2) i plina ugljičnog monoksida (CO), sumporovodika (H2S), hlorovodonične kiseline(HCL), voda (H2O), metan (CH4), sumpor oksid (SO2) i mnogi drugi.

U molekuli CO2, odnos između atoma ugljika i kisika je kovalentno polarni, budući da elektronegativniji vodik privlači gustinu elektrona na sebe. Kiseonik ima dva nesparena elektrona na spoljašnjem nivou, dok ugljenik može da obezbedi četiri valentna elektrona za formiranje interakcije. Kao rezultat, formiraju se dvostruke veze i molekul izgleda ovako: O=C=O.

Da bi se odredio tip veze u određenom molekulu, dovoljno je razmotriti njegove sastavne atome. Proste tvari metali formiraju metalnu, metali s nemetalima ionsku, jednostavne tvari nemetali formiraju kovalentnu nepolarnu, a molekule koje se sastoje od različitih nemetala nastaju kovalentnom polarnom vezom.

hemijska veza

U prirodi ne postoje pojedinačni atomi. Svi su u sastavu jednostavnih i složenih spojeva, gdje je njihova kombinacija u molekule osigurana stvaranjem kemijskih veza međusobno.

Stvaranje hemijskih veza između atoma je prirodan, spontan proces, jer se u tom slučaju smanjuje energija molekularnog sistema, tj. energija molekularnog sistema je manja od ukupne energije izolovanih atoma. Ovo je pokretačka snaga za formiranje hemijske veze.

Priroda hemijskih veza je elektrostatička, jer Atomi su skup nabijenih čestica, između kojih djeluju sile privlačenja i odbijanja, koje dolaze u ravnotežu.

Nespareni elektroni smješteni na vanjskoj strani atomske orbitale(ili gotovi elektronski parovi) - valentni elektroni.Kažu da kada se formiraju veze, oblaci elektrona se preklapaju, što rezultira područjem između jezgara atoma gdje je vjerovatnoća pronalaženja elektrona oba atoma maksimalna.

s, p - elementi	d - elementi
Valentni elektroni su vanjski nivo Na primjer, H +1) 1 e 1s 1 1 valentni elektron O+8) 2e) 6 e 1s 2 2s 2 2p 4 Vanjski nivo nije završen - 6 valentnih elektrona	Valentni elektroni su vanjski nivo id su elektroni predspoljnog nivoa Na primjer , Cr +24) 2e) 8e) 8e+ 5e )1e 6 valentnih elektrona (5e + 1e)

hemijska veza - ovo je interakcija atoma koja se vrši razmjenom elektrona.

Kada se formira hemijska veza, atomi teže da steknu stabilnu spoljnu ljusku od osam elektrona (ili dva elektrona - H, He), koja odgovara strukturi najbližeg atoma inertnog gasa, tj. upotpunite svoj vanjski nivo.

Klasifikacija hemijskih veza.

1. Prema mehanizmu nastanka hemijskih veza.

a) razmjena kada oba atoma koja formiraju vezu daju nesparene elektrone za to.

Na primjer, formiranje molekula vodika H 2 i hlora Cl 2:

b) donor-akceptor , kada jedan od atoma daje spreman par elektrona (donora) za formiranje veze, a drugi atom daje praznu slobodnu orbitalu.

Na primjer, formiranje amonijum jona (NH 4) + (nabijena čestica):

2. Prema načinu na koji se elektronske orbitale preklapaju.

a) σ - veza (sigma), kada maksimum preklapanja leži na liniji koja povezuje centre atoma.

Na primjer,

H 2 σ (s-s)

Cl 2 σ(p-p)

HClσ(s-p)

b) π - veze (pi), ako maksimum preklapanja ne leži na liniji koja povezuje centre atoma.

3. Prema načinu postizanja završene elektronske ljuske.

Svaki atom teži da dovrši svoju spoljašnjost elektronska školjka, dok postoji nekoliko načina da se ovo stanje postigne.

Znak za poređenje	kovalentna		Jonski	metal
	nepolarni	polar
Kako se postiže završena elektronska ljuska?	Socijalizacija elektrona	Socijalizacija elektrona	Potpuni prijenos elektrona, formiranje jona (nabijenih čestica).	Socijalizacija elektrona od strane svih atoma u kristu. rešetka
Koji atomi su uključeni?	nemeth - nemeth EO = EO	1) Nemeth-Nemeth 1 2) Meth-Nemeth EO < ЭО	meth+ [numb] - EO << EO	Lokacije sadrže kationske atome metala. Komunikaciju obavljaju elektroni koji se slobodno kreću u međuprostoru.
∆c = EO 1 - EO 2		< 1,7	> 1,7
Primjeri	jednostavne supstance su nemetali.

Jonska kemijska veza je veza koja se stvara između atoma kemijskih elemenata (pozitivno ili negativno nabijenih jona). Dakle, šta je jonska veza i kako nastaje?

Opće karakteristike ionske hemijske veze

Joni su nabijene čestice koje atomi postaju kada doniraju ili prihvate elektrone. Privlače se jedni prema drugima prilično snažno, iz tog razloga tvari s ovom vrstom veze imaju visoke točke ključanja i topljenja.

Rice. 1. Joni.

Jonska veza je kemijska veza između različitih jona zbog njihove elektrostatičke privlačnosti. Može se smatrati graničnim slučajem kovalentne veze, kada je razlika u elektronegativnosti vezanih atoma toliko velika da dolazi do potpunog razdvajanja naboja.

Rice. 2. Jonska hemijska veza.

Obično se smatra da obveznica dobija elektronski karakter ako je EC > 1,7.

Razlika u vrijednosti elektronegativnosti je veća što su elementi udaljeniji jedan od drugog periodični sistem po periodu. Ova veza je karakteristična za metale i nemetale, posebno one koji se nalaze u najudaljenijim grupama, na primjer, I i VII.

Primjer: kuhinjska so, natrijum hlorid NaCl:

Rice. 3. Šema ionske hemijske veze natrijum hlorida.

Jonska veza postoji u kristalima, ima snagu, dužinu, ali nije zasićena i nije usmjerena. Jonska veza je karakteristična samo za složene supstance kao što su soli, alkalije, neki metalni oksidi. U plinovitom stanju takve tvari postoje u obliku jonskih molekula.

Između tipičnih metala i nemetala formira se jonska hemijska veza. Elektroni u bez greške od metala do nemetala, formirajući ione. Kao rezultat, formira se elektrostatička privlačnost, koja se naziva ionska veza.

U stvari, potpuno jonska veza ne nastaje. Takozvana jonska veza je dijelom jonska, dijelom kovalentna. Međutim, veza složenih molekularnih jona može se smatrati ionskom.

Primjeri formiranja ionskih veza

Postoji nekoliko primjera stvaranja ionske veze:

• interakcija kalcijuma i fluora

Ca 0 (atom) -2e \u003d Ca 2 + (jon)

Lakše je kalcijumu donirati dva elektrona nego primiti elektrona koji nedostaju.

F 0 (atom) + 1e \u003d F- (ion)

- Fluor je, naprotiv, lakše prihvatiti jedan elektron nego dati sedam elektrona.

Nađimo najmanji zajednički višekratnik između naboja formiranih jona. Jednako je 2. Odredimo broj atoma fluora koji će primiti dva elektrona iz atoma kalcijuma: 2: 1 = 2. 4.

Napravimo formulu za ionsku hemijsku vezu:

Ca 0 +2F 0 →Ca 2 +F−2.

• interakcija natrijuma i kiseonika

4.3. Ukupno primljenih ocjena: 318.

.

Znate da se atomi mogu kombinovati jedni s drugima i formirati jednostavne i složene tvari. U ovom slučaju nastaju različite vrste hemijskih veza: jonski, kovalentni (nepolarni i polarni), metalni i vodonik. Jedno od najbitnijih svojstava atoma elemenata, koje određuju kakva će se veza između njih formirati - ionska ili kovalentna, - je elektronegativnost, tj. sposobnost atoma u spoju da privuče elektrone sebi.

uslovno kvantifikacija skala elektronegativnosti daje skalu relativne elektronegativnosti.

U periodima postoji opšta tendencija rasta elektronegativnosti elemenata, au grupama - njihovog opadanja. Elementi elektronegativnosti su raspoređeni u nizu, na osnovu čega je moguće uporediti elektronegativnost elemenata u različiti periodi.

Vrsta kemijske veze ovisi o tome koliko je velika razlika u vrijednostima elektronegativnosti spojnih atoma elemenata. Što se atomi elemenata koji formiraju vezu više razlikuju po elektronegativnosti, to je hemijska veza polarnija. Nemoguće je povući oštru granicu između tipova hemijskih veza. U većini jedinjenja, tip hemijske veze je srednji; na primjer, visoko polarna kovalentna hemijska veza je bliska ionskoj vezi. U zavisnosti od toga koji od graničnih slučajeva je po prirodi bliži hemijskoj vezi, ona se naziva ili jonska ili kovalentna polarna veza.

Jonska veza.

Jonska veza nastaje interakcijom atoma koji se međusobno oštro razlikuju po elektronegativnosti. Na primjer, tipični metali litijum (Li), natrijum (Na), kalij (K), kalcijum (Ca), stroncijum (Sr), barijum (Ba) formiraju ionsku vezu sa tipičnim nemetalima, uglavnom halogenima.

Pored halogenida alkalnih metala, jonske veze se formiraju i u jedinjenjima kao što su alkalije i soli. Na primjer, u natrijum hidroksidu (NaOH) i natrijum sulfatu (Na 2 SO 4) jonske veze postoje samo između atoma natrija i kiseonika (ostale veze su kovalentno polarne).

Kovalentna nepolarna veza.

Kada atomi stupaju u interakciju s istom elektronegativnošću, molekuli se formiraju s kovalentnom nepolarnom vezom. Takva veza postoji u molekulima sljedećih jednostavnih supstanci: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Hemijske veze u ovim gasovima nastaju preko zajedničkih elektronskih parova, tj. kada se odgovarajući elektronski oblaci preklapaju, zbog elektron-nuklearne interakcije, koja se javlja kada se atomi približavaju jedan drugom.

Prilikom sastavljanja elektronskih formula tvari, treba imati na umu da je svaki zajednički elektronski par uvjetna slika povećane gustoće elektrona koja je rezultat preklapanja odgovarajućih elektronskih oblaka.

kovalentna polarna veza.

Tijekom interakcije atoma, čije se vrijednosti elektronegativnosti razlikuju, ali ne oštro, dolazi do pomaka zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom. Ovo je najčešći tip hemijske veze koji se nalazi u neorganskim i organskim jedinjenjima.

Kovalentne veze u potpunosti uključuju one veze koje se formiraju donor-akceptorskim mehanizmom, na primjer, u hidronij i amonijevim ionima.

Metalni priključak.

Veza koja nastaje kao rezultat interakcije relativno slobodnih elektrona sa ionima metala naziva se metalna veza. Ova vrsta veze je tipična za jednostavne supstance - metale.

Suština procesa formiranja metalne veze je sljedeća: atomi metala lako odustaju od valentnih elektrona i pretvaraju se u pozitivno nabijene ione. Relativno slobodni elektroni, odvojeni od atoma, kreću se između pozitivnih metalnih jona. Između njih nastaje metalna veza, odnosno, elektroni, takoreći, cementiraju pozitivne ione kristalne rešetke metala.

Vodikova veza.

Veza koja se stvara između atoma vodika jedne molekule i atoma jako elektronegativnog elementa(O, N, Ž) drugi molekul se zove vodikova veza.

Može se postaviti pitanje: zašto tačno vodonik formira tako specifičnu hemijsku vezu?

Ovo se objašnjava sa atomski radijus vrlo malo vodonika. Osim toga, kada je jedan elektron istisnut ili potpuno doniran, vodik dobiva relativno visok pozitivan naboj, zbog čega vodik jedne molekule stupa u interakciju s atomima elektronegativnih elemenata koji imaju djelomični negativni naboj koji je dio drugih molekula (HF, H 2 O, NH 3) .

Pogledajmo neke primjere. Obično prikazujemo sastav vode hemijska formula H 2 O. Međutim, ovo nije sasvim tačno. Bilo bi ispravnije označiti sastav vode formulom (H 2 O) n, gdje je n = 2.3.4, itd. To je zbog činjenice da su pojedinačni molekuli vode međusobno povezani vodoničnim vezama.

Vodikove veze se obično označavaju tačkama. Mnogo je slabija od jonske ili kovalentne veze, ali jača od uobičajene međumolekularne interakcije.

Prisustvo vodoničnih veza objašnjava povećanje zapremine vode sa smanjenjem temperature. To je zbog činjenice da kako temperatura pada, molekuli postaju jači i stoga se gustoća njihovog "pakiranja" smanjuje.

Prilikom studiranja organska hemija Postavilo se i sljedeće pitanje: zašto su tačke ključanja alkohola mnogo veće od onih odgovarajućih ugljovodonika? To se objašnjava činjenicom da se između molekula alkohola formiraju i vodikove veze.

Do povećanja tačke ključanja alkohola dolazi i zbog povećanja njihovih molekula.

Vodikova veza je karakteristična i za mnoge druge organska jedinjenja(fenoli, karboksilne kiseline i sl.). Iz kurseva organske hemije i opšte biologije znate da prisustvo vodonične veze objašnjava sekundarnu strukturu proteina, strukturu dvostruke spirale DNK, odnosno fenomen komplementarnosti.

Hemijska veza - veza između atoma u molekuli ili molekularnom spoju, koja je rezultat prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi, ili dijeljenja elektrona za oba atoma.

Postoji nekoliko vrsta hemijskih veza: kovalentne, jonske, metalne, vodonične.

Kovalentna veza (lat. co - zajedno + valens - važeća)

Kovalentna veza nastaje između dva atoma mehanizmom razmjene (socijalizacija para elektrona) ili mehanizmom donor-akceptor (donorski elektroni i slobodna akceptorska orbita).

Atomi u molekulima jednostavnih supstanci povezani su kovalentnom vezom (Cl 2, Br 2, O 2), organska materija(C 2 H 2), a takođe, u opštem slučaju, između atoma nemetala i drugog nemetala (NH 3, H 2 O, HBr).

Ako atomi koji formiraju kovalentnu vezu imaju iste vrijednosti elektronegativnosti, onda se veza između njih naziva kovalentna nepolarna veza. U takvim molekulima nema "pola" - elektronska gustina je ravnomjerno raspoređena. Primjeri: Cl 2 , O 2 , H 2 , N 2 , I 2 .

Ako atomi koji tvore kovalentnu vezu imaju različite vrijednosti elektronegativnosti, onda se veza između njih naziva kovalentna polarna. U takvim molekulima postoji "pol" - gustoća elektrona se pomjera na elektronegativniji element. Primjeri: HCl, HBr, HI, NH 3 , H 2 O.

Kovalentna veza može se formirati mehanizmom razmjene - socijalizacijom elektronskog para. U ovom slučaju, svaki atom je "jednako" uložen u stvaranje veze. Na primjer, dva atoma dušika koji formiraju molekulu N 2 daju po 3 elektrona sa vanjskog nivoa kako bi stvorili vezu.

Postoji mehanizam donor-akceptor za formiranje kovalentne veze, u kojoj jedan atom djeluje kao donor nepodijeljenog elektronskog para. Drugi atom ne troši svoje elektrone, već samo obezbjeđuje orbitalu (ćeliju) za ovaj elektronski par.

• NH 4 + - u amonijum jonu
• NH 4 + Cl, NH 4 + Br - unutar amonijum jona u svim njegovim solima
• NO 3 - - u nitratnom jonu
• KNO 3 , LiNO 3 - unutar nitratnog jona u svim nitratima
• O 3 - ozon
• H 3 O + - hidronijum jon
• CO - ugljen monoksid
• K, Na 2 - u svim kompleksnim solima postoji barem jedna kovalentna veza koja je nastala prema mehanizmu donor-akceptor

Jonska veza

Jonska veza je jedna od vrsta hemijske veze, koja se zasniva na elektrostatičkoj interakciji između suprotno naelektrisanih jona.

U najčešćem slučaju, ionska veza se formira između tipičnog metala i tipičnog nemetala. primjeri:

NaF, CaCl 2 , MgF 2 , Li 2 S, BaO, RbI.

Veliki trag je tabela rastvorljivosti, jer sve soli imaju jonske veze: CaSO 4 , Na 3 PO 4 . Čak ni amonijum jon nije izuzetak; jonske veze se formiraju između amonijum kationa i raznih anjona, na primer, u jedinjenjima: NH 4 I, NH 4 NO 3, (NH 4) 2 SO 4.

Često u hemiji postoji nekoliko veza unutar jedne molekule. Razmotrimo, na primjer, amonijum fosfat, koji označava tip svake veze unutar ovog molekula.

Metalna veza je vrsta hemijske veze koja drži atome metala zajedno. Ova vrsta veze je izdvojena posebno, jer je njena razlika prisutnost visoke koncentracije elektrona provodljivosti u metalima - "elektronski plin". Po prirodi, metalna veza je bliska kovalentnoj.

"Oblak" elektrona u metalima može se pokrenuti pod različitim uticajima. To je ono što uzrokuje električnu provodljivost metala.

Vodikova veza - vrsta hemijske veze koja se formira između nekih molekula koji sadrže vodonik. Jedna od najčešćih grešaka je pretpostavka da postoje vodonične veze u samom plinu, vodonik - to uopće nije slučaj.

Vodikove veze nastaju između atoma vodika i drugog elektronegativnijeg atoma (O, S, N, C).

Potrebno je shvatiti najvažniji detalj: vodikove veze nastaju između molekula, a ne iznutra. Oni postoje između molekula:

• H2O
• Organski alkoholi: C 2 H 5 OH, C 3 H 7 OH
• organske kiseline: CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH

Djelomično zbog vodoničnih veza, sam izuzetak povezan s jačanjem kiselinska svojstva u nizu halogenovodoničnih kiselina: HF → HCl → HBr → HI. Fluor je najviše EO element, snažno privlači atom vodika druge molekule na sebe, što smanjuje sposobnost kiseline da odcijepi vodonik i smanjuje njenu snagu.

© Bellevich Yury Sergeevich 2018-2020

Ovaj članak napisao Jurij Sergejevič Beljevič i njegovo je intelektualno vlasništvo. Kopiranje, distribucija (uključujući kopiranje na druge stranice i resurse na Internetu) ili bilo koje drugo korištenje informacija i objekata bez prethodnog pristanka nositelja autorskih prava je kažnjivo po zakonu. Da biste dobili materijale članka i dozvolu za njihovo korištenje, kontaktirajte