View
258
Download
11
Category
Preview:
Citation preview
Priroda jonske veze Postoje tri stupnja u stvaranju jonske veze, svaki od njih dogadja se uz
odredjenju promenu energije sistema. Samo ako je promena energije
povoljna, doći će do stvaranje veze.
I. Odvajanje elektrona od atoma A: A→ A+ + e-
Za ovaj stupanj potrebna je energija jonizacije.
II. Dodavanje oslobodjenog elektrona atomu B. U ovom stupnju, odlučujući
uticaj ima afinitet prema elektronima. Poseduju ga elementi VII grupe.
Ukoliko je afinitet prema elektronima izražen, ovaj stupanj pomaže
snižavanju ukupne energije.
III. Elektrostatičko privlačenje nastalih jona.
Do stvaranja jonske veze doći će kada A ima malu energiju jonizacije, kada B
ima veliki elektron afinitet, i kada su joni na maloj udaljenosti jer se izmedju
njih ostvaruje interakcija Coulomb-ovog tipa.
Vezivanje jonskom vezom je zapravo transfer elektrona.
→ Prelaz elektrona se odvija sve dotle dok uključeni atomi ne izgube ili ne
prime dovoljno elektrona da postignu popunjene valentne elektronske
slojeve.
Važi pravilo okteta: atomi teže da postignu elektronske konfiguracije
plemenitih gasova.
Jonska veza nastaje izmedju atoma na levoj i atoma na desnoj strani
periodnog sistema elemenata (izmedju metala i nemetala).
Na ovaj način nastaju jonski kristali.
Nema pojedinačnih molekula nastalih jonskom vezom, već
postoje skupine katjona i anjona povezane u kristalne rešetke!
• Privlačna sila izmedju anjona i katjona.
• Atomi nemetala privlače elektrone mnogo jače od atoma metala tako da jedan ili više elektrona prelazi sa atoma metala na atom nemetala.
• Atom metala koji daje elektrone postaje pozitivno naelektrisana vrsta, katjon.
• Atom nemetala koji primi elektrone postaje negativno naelektrisana vrsta, anjon.
Ispunjeno oktetno pravilo
Lewis-ove strukture za jonska jedinjenja
Ba •
• O • ••
• ••
•• O •• ••
•• Ba
2+ 2-
Mg •
•
Cl • ••
••
••
Cl • ••
••
••
•• Cl •• ••
•• Mg
2+ - 2
BaO
MgCl2
U jonskim jedinjenjima, elektrostatičke sile izmedju naelektrisanih vrsta (anjona i katjona) su vrlo jake što je razlog da ova jedinjenja imaju veoma visoke tačke topljenja, i tačke ključanja.
Jačine veza u jonskim jedinjenjima su zbog jakih elektrostatičkih sila vrlo visoke i uvek su veće od 1000kJ/mol
Tačka ključanja MgCl2 1412oC
Priroda kovalentne veze Kod kovalentne veze, dva atoma dele elektronski par (ili više elektronskih
parova) i na taj način postižu stabilnu elektronsku konfiguraciju inertnih
gasova.
Kovalentna veza ostvaruje se bez utroška energije za potpuni prelaz elektrona
sa jednog na drugi atom.
Jonska veza Kovalentna veza
• Lewis-ova struktura prikazuje molekul sa simbolima elementa, vezu kao liniju i tačke kao slobodni elektronski
par.
H H H H
Cl Cl ClCl
N N NN
+
number of electrons around each atom = He
+
number of electrons around each atom = Ar
+
number of electrons around each atom = Ne
Pravilo okteta
Trostruka veza
Rezonantne strukture
Nije ravnoteža tri različite strukture – struktura je jedna ali se ne da dobro opisati Lewisovim modelom
Dužina jednostruke veze 110 pm Dužina dvostruke veze 122 pm Izmerena dužina veze u CO2 115 pm Oba rastojanja C-O su jednaka
I faza: Atomi su daleko i medjusobno se ne privlače
II faza: Kako se atomi privlače, jezgro jednog počinje da privlači elektrone drugog → ta privlačna interakcija dovodi do pada potencijalne energije.
U isto vreme, dešava se i medjusobno odbijanje jezgara, kao i odbijanje elektronskih oblaka. Na nekom internuklearnom rastojanju, postignuto je maksimalno privlačenje, nasuprot rastućem odbijanju → sistem je na minimumu energije.
H2
Preklapanje 1s orbitala
HF
Preklapanje 1s orbitale H i 2p orbitale F
F 1s2 2s2 2p5
CH4
C Kako 4 veze od tri p orbitale sa 2 elektrona?
Pomerimo 1e iz 2s u 2p
OČEKUJEMO: Veza se formira preklapanjem s-orbitala H i 2s i 2p-orbitala C Ugao između 3 H/2p veze je 90o.
Tri veze jednake, jedna različita (H/2s) Međutim TO NIJE TAKO
CH4
1. sp3 hibridizacija
C2s
2p
promoteelectron 2p
2s
hybridize
sp3
hybrida.o.s
sp3 hybrid a.o.s:
C(sp3)tetrahedral (sp3
C + 1sH)
4HC
H
HH
H
MODEL VALENTNE VEZE
Hibridizacija atomskih orbitala Detaljnije u organskoj hemiji
2. sp2 hibridizacija C2H4 facts:
Svih šest atoma su
u istoj ravni C C
H
H
H
H
trigonal planar = sp2
2p
sp2C C
sp22p
H1s 1s
H H1s 1s
H
C CH H
H H
2p
(sp2C + 1sH)
(sp2C + sp2
C)
overlapp orbitals C C
H H
H H
bond
all atoms coplanarfor p orbital overlap
= C C
H
H
H
H
double bond =
1 bond +
1 bond
Detaljnije u organskoj hemiji Hibridizacija atomskih orbitala
3. sp hibridizacija
C2H2 facts: linearna = sp H C C H
2psp
C Csp
2p
H1s 1s
H
C C HH
2p
(spC + 1sH)
(spC + spC)
C CH H
2 bonds
= C CH H
triple bond =
2 bonds +
1 bond
Detaljnije u organskoj hemiji Hibridizacija atomskih orbitala
sp3 hibridizacija
Odbijanje elektronskih parova smanjuje ugao H-H veze
OSOBINE KOVALENTNE VEZE su:
•Jačina veze;
•Dužina veze;
•Red veze (broj zajedničkih elektronskih parova izmedju atoma);
•Polarnost veze;
•Prostorni raspored (veza, medjusobno).
Jačina veze (bond energy - BE) je energija potrebna da se savlada
privlačenje izmedju atoma. Po definiciji, to je standardna molarna entalpija
H0 potrebna za raskidanje hemijske veze u 1 molu gasa.
Dužina veze predstavlja rastojanje izmedju atomskih jezgara na minimumu
potencijalne energije. Ono zavisi od veličine atoma (njihovog radijusa).
Postoji veza izmedju reda kovalentne veze, dužine veze i energije veze:
Za dati par atoma, viši red veze ima za posledicu kraću dužinu veze i veću
energiju veze.
Duže veze su često slabije.
Takodje, višestruke veze su kraće.
Kako svi molekuli neprekidno
ispoljavaju vibraciono i rotaciono
kretanje, i kako svaka veza
vibrira, dužina veze je srednja
vrednost izmedju mogućih
rastojanja atoma u molekulu.
Nepolarna kovalentna veza –
Izmedju atoma čije se
elektronegativnost razlikuju
za manje od 0.4).
Polarna kovalentna veza –
Izmedju atoma čije se
elektronegativnost razlikuju
za izmedju 0.4 i 1.7).
Jonska veza – Izmedju
atoma čije se
elektronegativnost razlikuju
za više od 1.7, zbog čega
dolazi do prenosa elektrona.
Elektronegativnost elemenata i polarnost veze
H—H C = 2.1 2.1
C = 0 podjednako privlače par elektrona
Cl—Cl nepolarna kovalentna veza C = 3.0 3.0
H—Cl C = 0.9 nejednako privlače par elektrona C = 2.1 3.0 polarna kovalentna veza Na+Cl– C = 2.1 Prenos elektrona C = 0.9 3.0 jonska veza
generalno: X < 1.9 kovalentna veza
> 1.9 jonska veza
d+ d–
metal
+
nemetal
nemetal
+
nemetal
Molekule nastale kovalentnom vezom karakteriše
usmerenost veza. Postoje tačno odredjena mesta u
atomima gde oni najuspešnije dele elektronske parove.
Kako molekul nastao kovalentnom vezom ima minimalnu
potencijalnu energiju kada su atomi u tačno odredjenim
položajima, ovi molekuli imaju odredjeni oblik sa
odredjenom dužinom veza i uglom izmedju njih.
Kada se svi elektroni medjusobno podele izmedju atoma,
nema mogućnosti da 1 molekul reaguje sa drugim
istovrsnim molekulom kovalentni molekuli su definisani i
diskretni.
Jonska veza i kovalentna veza -poredjenje
Suprotno tome, jonske veze nemaju svojstvo usmerenosti jer je
elektrostatička kulonovska sila usmerena u svim pravcima sferno i
podjednako. Jedan jon može privlačiti više od jednog jona i tako nastaju
veliki agregati, velike kristalne supstance.
Za razliku od prethodnih, metalna veza je uredjena struktura
pozitivnih jona u moru elektrona. Pokretljivost elektrona u metalu dovodi
do pojave njihovih osobina: provodljivosti, refleksivnosti, kovnosti.
Neusmerenost veze dovodi do mogućnostui savijanja, a slobodni
elektroni daju električnu i termičku provodljivost.
Energija veze, kJ/mol:
Jonska veza: 400 – 4000
Kovalentna: 150 – 1100
Metalna: 75 - 1000
Unutarmolekulske sile molekul nastao hemijskom vezom jačina veze
Kovalentna veza: 150 - 1100 kJ/mol
Jonska veza : 400 - 4000 J/mol
Jonska jedinjenja imaju znatno više tačke topljenja i tačke ključanja od
kovalentnih
MgCl2(l) PCl3(l)
Jonska veza Polarna kovalentna veza
76oC 1412oC
Većina materijala poznatih u prirodi postoje u obliku kondenzovanih faza – tečnih i čvrstih supstanci.
Postavlja se pitanje: Ako je većina supstanci nastala kovalentnom vezom, a kovalentni molekuli postoje kao pojedinačni i zasićni, kako od njih nastaju kondenzovane faze?
Zašto sva materija nije u gasovitoj fazi?
Kako se drže na okupu čestice čije su valence potpuno zasićene (slučaj kovalentnih molekula)?
Medjumolekulske interakcije
KOVALENTNA VEZA
nepolarna polarna
Dipolni moment
dipolni moment (d) se definiše kao:
µ = q r
Količina naelektrisanja rastojanje
R
Polarne kovalentne veze:
Dužina veze (Å)
Razlika u elneg.
Dipolni momenat (D)
Jonski karakter
kovalentne veze
H-F 0.92 1.9 1.82 43%
H-Cl 1.27 0.9 1.08 17%
H-Br 1.41 0.7 0.82 11%
H-I 1.61 0.4 0.44 5%
Polarni molekuli imaju dipolni momenat
U molekulima koji imaju dve ili više polarnih veza svaka veza diprinosi ukupnom dipolnom momentu molekula. Ukupni dipolni momenat = vektorskom zbiru pojedinačnih veza.
Nepolarni molekuli
C OO
Linerni molekul CO2: dipoli su suprotno orijentisani pa je ukupni dipolni moment jednak nuli molekul nije polaran
Nepolaran CCl4
Polarani molekuli
Polarni CH3Cl CHCl3
U električnom polju dipoli se usmeravaju
bez polja
električno polje
Električno polje može da potiče od molekula u okruženju!
jon - jon 40 - 600 kJ/mol
jon – dipol 40 - 600 kJ/mol
dipol – dipol 5 - 25 kJ/mol
jon - indukovani dipol 3 - 15 kJ/mol
dipol - indukovani dipol 2 - 10 kJ/mol
Disperzione 0,05 - 40 kJ/mol
“van der
Waals-ove
sile”
MEDJUMOLEKULSKE SILE - sile koje deluju izmedju molekula
Jon - dipol interakcija Ostvaruje se kod rastvaranja
jonskih kristala u vodi i
odgovorna je za pojavu
disocijacije.
Energija ove interakcije je 40 –
600 kJ/mol
dipol - dipol interakcija
Što je veći dipolni momenat molekula,
jače su dipol – dipol veze.
Očigledan je uticaj medjumolekulskih
interakcija na fizičke osobine
susptanci. Što su ove veze jače, viša je
temperatura ključanja.
Energija ove interakcije je 5 – 25
kJ/mol
Jon – idukovani dipol
Dipol – indukovani dipol
Londonove disperzione sile
Gledano tokom dužeg vremena: dva nepolarna molekula
Gledano u “mikrotrenutku” može doći do takvog položaja elektrona da molekul postaje “trenutni” dipol
Trenutni dipol indukuje dipol U drugom molekulu
Disperzione sile se javljaju i kod atoma, čak i kod najstabilnijih, plemenitih gasova
• Jedan trenutno stvoreni dipol indukuje trenutno dipol u najbližem molekulu ili atomu.
• Sile izmedju trenutno stvorenih dipola zovu se Londonove sile
• Veći molekuli koji imaju više elektrona se lakše polarišu
• Londonove disperzione sile:
• rastu sa porastom molekulske težine.
• postoje izmedju svih molekula.
• zavise od oblika molekula.
• disperzione sile sfernih molekula su manje od sila izmedju izduženih molekula.
Poseban tip dipol-dipol interakcije.
Ostvaruje se izmedju H vezanog za
elektronegativan atom u jednom
molekulu i atoma (O,F,N) na kojima su
slobodni elektronski parovi u drugom
molekulu.
Atom H je mali, izrazito
elektronegativan. Energija ove veze je
oko 5% od prosečne kovalentne veze
(3 – 5 kJ/mol).
Vodonična veza
H-veza
Nastaje privlačenjem vodonika (vezanog za elneg
atom) i elektronegativnog atom drugog molekula.
N-H… N- O-H… N- F-H… N-
N-H… O- O-H… O- F-H… O-
N-H… F- O-H… F- F-H… F-
d+ d- Zahteva nespareni elektronski par visoko elektronegativnog elementa
VODONIČNA VEZA - posebni slučaj dipol-dipol interakcije
Vodonična veza je izuzetno jaka dipol-dipol interakcija koja se javlja kod molekula sa -OH, -NH, ili FH grupama.
H atom je vrlo mali (r= 37 pm, manji je od bilo kog drugog atoma). U molekulu koji je sastavljen od vodonika i nekog jako elektronegativnog elementa (O, N ili F) elektron biva privučen od strane elektronegativnijeg atoma, i na vodoniku ostaje skoncentrisano jako pozitivno naelektrisanje.
Vodonik na kome je skoncentrisano jako pozitivno naelektrisanje sada intenzivno privlači male elektronima bogate atome O, N, F koji se nalaze u drugim molekulima. Jačina vodonične veze u vodi je =19 kJ/mol.
Važnost postojanja vodonične veze
Tačka ključanja tj – da li je supstanca tečna ili gasovita?
Etan CH3CH3 gas (-89oC) Etanol CH3CH2OH tečan ( 78oC)
CH3OH
Jače međumolekulske interakcije
Više energije treba uložiti za isparavanje
Viša tačka ključanja
Koje od ova dva jedinjenja ima višu tačku ključanja?
CH3NH2 ili CH3F
Polarna kovalentna veza
Gradi H-vezu! -6oC -78oC
Ne gradi H-vezu!
H je vezan za N H je vezan za C
H-veza postoji izmedju molekula metanola ali i izmedju metanola i vode
Zato su ove dve supstance mešljive !
Važnost postojanja vodonične veze
Da li se supstance mešaju / rastvaraju?
STRUKTURA PROTEINA
Medjumolekulske sile u proteinima
Poseban slučaj - voda
zašto led pliva po vodi Tečna voda Led
3,4 vodonične veze po molekulu Gušće pakovanje – veća gustina
4 vodonične veze po molekulu ređe pakovanje – manja gustina
Recommended