HEMIJSKA VEZA I GRAĐA SUPSTANCIJA

Teorija valentne veze (TV) (koncept elektronskog para, sparivanja spinova, koncepti σ i π veza, hibridizacije )

Molekulsko orbitalna(MO) teorija (koncept molekulskih orbitala koje predstavljaju talasnu funkciju koja se prostire preko svih atoma u molekulu ( objašnjavaju pojam i sve karakteristike hemijske veze.

Elementi se nalaze u obliku jedinjenja . Izuzetak su plemeniti gasovi.

Način na koji se elementi međusobno jedine zavisi od prirode njihovih atoma, ( privlačnih sila između elektrona atoma, lakoće kojom atomi privlače ili otpuštaju elektrone).

TIPOVI HEMIJSKIH VEZA

Hemijska veza

Hemijska valenca - osobina ili sposobnost atoma(istih ili različitih) da se međusobno sjedinjavaju gradeći molekule (H2,N2, HCl...).

Elektronska teorija valence – hemijska veza između atoma elemenata uspostavlja se pomoću valentnih elektrona (ektroni iz poslednjeg elektronskog sloja).

Glavni razlog zbog čega se atomi sjedinjavaju u molekule jeste nastajanje energetski stabilnijeg sistema.

Prema TV elektrona jonska veza nastaje premeštanjem jednog ili više valentnih elektrona sa elektropozitivnog elementa na periferne orbitale elektronegativnog elementa:

A∙ + B∙ → A+B: -

NaCl: 2Na + Cl2→ 2 NaCl ( komadić metalnog natrijuma se stavi u bocu sa hlorom), reakcija je praćena oslobađanjem toplote. Atom Na sadrži 1 val. elektr., Ei = 496kJ/mol, mali afinitet prema elektronu. Atom Cl sadrži 7 val elektr., Ei =1255 kJ/mol, veliki afinitet prema elektronu.

Jonska ili elektrovalentna veza

NaCl: 2Na + Cl2→ 2 NaCl

Katjoni nastaju odvajanjem elektrona iz atoma, pa su oni manji od samog atoma metala od koga su postali. Anjoni su uvek veći od od atoma nemetala od koga su postali jer se grade primanjem elektrona

Jonska veza nastaje usled privlačenja suprotno naelektrisanih jona ( Kulonove elektrostatičke sile)

Tipična jonska jedinjenja grade izraziti metali (I i II grupa) čiji atomi lako otpuštaju elektrone pri reakciji sa izrazitim nemetalima(V i VI grupa), čiji metali lako primaju elektrone. P r i m e r : KCl, CaBr2, Na2S, BaO, ... Jonska jedinjenja grade kristalnu jonsku rešetku (pravilno raspoređeni pozitivni i negativni joni u prostoru)

Kristalna rešetka NaCl sa elementarnom ćelijom. Svaki Na jon je okružen sa 6 jona Cl- , svaki Cl jon je okružen sa 6 jona Na+. Odnos Na+:Cl- je 1:1

Koordinacioni broj- broj negativnih jona oko pozitivnog i obrnuto(za NaCl je 6).

Karakteristike jonskih jedinjenja: • tvrdoća, • visoke tačke topljenja ( NaCl 800°C,CaCO3 1340° C) • slabo su isparljiva, • lako se rastvaraju u polarnim rastvaračima , • u rastopljenom stanju provode električnu struju. U vodenim rastvorima(elektroliti) su dobri provodnici struje: NaCls→Na+ +Cl- CuSO4→Cu2+ +SO4 2-

Jonska jedinjenja : halogenidi (NaCl, CaCl2, CaF2, BaCl2), oksidi (CaO), sulfidi (Na2S), hidroksidi (NaOH, KOH, Ca(OH)2), karbonati (K2CO3, Na2CO3,CaCO3, NaHCO3), sulfati(MgSO4,CaSO4, FeSO4 ,CuSO4, ZnSO)

Zaključak: • Uslov za formiranje jonske veze je da jedan od učesnika ima relativno mali jonizacioni potencijal (metali, posebno elem. I gr.per sist.) a drugi učesnik da ima visoku elekronegativnost (posebno elem .VI i VII gr.per.sist.)

• Jonska jednjenja sastoje se od pozitivnih i negativnih jona • Ostvaruje se elektrostatičkim privlačenjem suprotno naelektrisanih jona • Valenca elemenata koji ulaze u sastav jonskih jedinjenja jednaka je broju pozitivnih tj. negativnih naelektrisanja odgovarajućih jona

Dodatak za jonska jedinjenja u vezi sa njihovim elektrolitičkim svojstvima.

- Svaranje zajedničkog elektronskog para između oba atoma koji učestvuju u stvaranju veze

Kovalentna ili atomska veza

- Atomi koji učestvuju u stvaranju hemijske veze postižu stabilnu elektronsku konfiguraciju njima najbližih inertnih gasova

- Atomi nemetala: H2, N2,F2,H2O,NH3, HCl,PCl3, CH4, CH3CH3, C2H5OH...

A∙ + ∙ B → A ׃B A-B AB

H∙ + ∙ H → H ׃H H-H H2

Zašto molekul H2?

Odgovor: atom H sa elektronskom konf. 1s1 nije stabilan , ali oba atoma zajedno vezana u molekul H2 postižu stabilnu elek. konf. He 1s2 .

Šematski prikaz stvaranja molekulske orbitale vodonika sa stanovišta talasne mehanike. Preklapanjem s orbitala atoma nastaje sigma (σ) molekulska orbitala.

Sigma σ veza ima cilindričnu simetriju duž ose koja spaja jezgra.

Podsetnik. Sigma (σ) veza može nastati preklapanjem sledećih AO: s+s, s+p, p+p, s+sp hibrid, s+sp2 hibrid, s+sp3 hibrid, sp+sp, sp2+sp2, sp3+sp3. Orbitale moraju odgovarati po simetriji, obliku i veličini.

Primer:

Molekul Cl2. Atom hlora sadrži sedam valentnih elektrona (3s23p5) . Za sparivanje i nastanak veze potreban je po jedan valentni elektron oba atoma.

Osim zajedničkog elektronskog para , hlorovi atomi u molekulu sadrže elektronske parove koji nisu zajednički (slobodni elektronski parovi - σ veza) .

Atomi nekih elemenata postižu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog gasa obrazovanjem dva ili tri elektronska para, pri čemu svaki atom daje po dva odnosno tri periferna elektrona (formiranje dvostruke tj trostruke veze).

U molekulu azota dolazi do formiranja jedne sigma σ i dve π veze (trostruka veza)

N (2s2 2px1 2py

1 2pz1)

1σ veza -čeonim preklapanjem pz orbitala

2π veze- nastaju bočnim preklapanjem dve px i py orbitale

H atom postiže elektronsku konfiguraciju He , Cl elektronsku konfiguraciju Ar .

Kod gasovitog molekula HCl zajednički elektronski par obrazuju dva atoma različitih elemenata:

H sa 1s1 valent. elektronom i

Cl sa 3p1 valent.elektronom (3s23px23py

23pz1)

Prema talasno mehaničkom modelu σ-veza nastaje preklapanjem p i s orbitala , s i s orbitala i nastaje molekulska orbitala (MO) znatno niže energije od energije atomskih orbitala.

Šematski prikaz građenja sigma molekulskih orbitala u molekulu hlora i hlorovodonika:

Strukrurne formule kovalentnih jedinjenja

Luisove formule (elektronske)- veze između atoma i zajednički elektronski parovi su prikazani tačkicama.

Klasična strukturna formula(Kekulova)- veze i zajednički elektronski parovi se predstavljau crticama.

Napomena: jonska jedinjenja, nikako Na-Cl već Na+Cl-

Primeri pisanja strukturnih formula:

kovalentna jedinjenja

H2CO3 HNO3

Jedinjenja sa jonskom i kovalentnom vezom:

NaHCO3, CuSO4

Nepolarna i polarna kovalentna veza

Nepolarna kovalentne veze- između istih atoma(H2, Cl2, N2)

Polarna kovalentna veza- između atoma sa različitim elektronegativnostima (ne poklapaju se centri pozitivnog i negativnog naelektrisanja), stvara delimično pozitivno(δ+) i negativno naelektr. (δ-)

Ako je razlika elektronegativnosti između dva atoma manja od 1,7 onda je veza kovalentna.

Primeri:

HCl Razlika elektronegativnosti je 3,0Cl –2,1H =0,9 (kovalen. veza)

NaCl 3,0Cl-0,9Na = 2,1 (jonska veza)

Jedinjenja (čista) sa kovalentnom vezom ne provode struju.

Napomena: kovalentna jedinjenja postaju elektroliti u vodenom rastvoru.

Zašto?

NH3 + H2O→NH4+ + OH-

U reakciji kovalentnih jedinjenja sa vodom nastaju joni (jonizacija) pa ova jedinjenja postaju elektroliti.

HCl + H2O → H3O+ + Cl- H3O+ -hirdonijum jon (jače je privlačenje protona od strane kiseonika u vodi nego od strane Cl u molekulu HCl)

Zaključak

Osobine kovalentnih jedinjenja:

- ne provode električnu struju

- rastvaraju se u organskim rastvaračima,

- nerastvorna su (ili ređe) u vodi

- na običnoj temperaturi su tečna( benzol, voda...) ili gasovita (metan, amonijak...) ili slabo topljiva čvrsta jedinjenja (sumpor, parafinske smole...)

- grade molekulsku kristalnu rešetku (međumolekulske sile su slabe, imaju niske tačke toljenja za razliku od jonskih jedinjenja)

Uporedne karakteristike jonskih i kovalentnih jedinjenja:

Dodatak

Ilustracija za slabe sile između molekula kristalne rešetke ( ključanje pentana C5H12)

Neke kovalentne supstancije ne postoje kao odvojeni molekuli već samo kao umreženi.

Primeri:

-kvarc SiO2 (svaki atom Si je kovalentno vezan sa 4 atoma O , svaki atom O je vezan sa 2 atoma Si. Topi se na 1550°C

-Dijamant (svaki ugljenikov atom je povezan sa 4 druga uljenikova atoma) . Najčvršći prirodni materijal topi se na 3550°C.

A׃ +B → A ׃B (A→B)

Jedan atom daje elektronski par, davalac (donor) a drugi atom je primlac (akceptor). OZNAKA: strelicom od donora ka akceptoru A→B. Javlja se između atoma sa slobodnim elektronskim parom i atoma koji moze da primi jedan ili više takvih elektronskih parova.

Koordinativna veza-donor akceptorska veza

Borov atom u bor-trifluoridu ima 6 elektrona, da bi postigao stabilan oktet adicijom prima elektronski par amonijaka. Jedinjenja kod kojih je zastupljen ovaj tip veze zovu se i kompleksna jedinjenja.

METALNI KOMPLEKS ili KOORDINACIONO JEDINJENJE nastaje reakcijom metalnog jona sa molekulima koji na nekom od svojih atoma sadrže slobodan elektronski par.

Centralni jon (metal): akceptor elektrona (Luisova kiselina)

Ligand (molekul ili jon): donor elektronskog para (Luisova baza)

M + :L [ M:L ] :

M(H2O)n + :L [ M:L(H2O)n-1] + H2O ....

MLn n – koordinacioni broj najčešće 6 ili 4; ređe 2 ili 8; vrlo retko 3, 5 ili 7

MLn : mononuklearni MmLn : polinuklearni (više metalnih centralnih jona) mešoviti: više metalnih jona ili više vrsta liganada

monodentatni ligandi: NH3, X-, CN-, SCN-, H2O ( jedna veza: jedno koordinaciono mesto) polidentatni ligandi: više koordinacionih mesta dva – bidentatni tri – tridentatni četiri - tetradentatni

helatni kompleksi

♣ velika stabilnost helata HELATNI EFEKAT ♣ tetra- i heksadentatni kompleksi tipa 1 : 1

M + 4 A : MA

AA

A sumarno n = 4

monodent.

M + A: MA MA + A: MA2

MA2 + A: MA3

MA3 + A: MA

AA

A

četiri stupnja u obrazovanju kompleksa

A: (:NH3)

M + 2 A A .. ..

MA

AA

A

bidentatni ligand

metalni helat

.. .. A A

H2N-CH2-CH2-NH2 .. ..

etilendiamin

M + A A MA2 .. ..

M + A A MA4 .. .. dva stupnja u obrazovanju kompleksa

M + A A A A .. .. .. ..

tetradentatni ligand

MA

AA

A

metalni helat

A A A A

H2N-(CH2)2-NH-(CH2)2-NH- (CH2)2-NH2 .. .. .. ..

trietilentetraamin

♣ veći broj prstenova stabilizuje kompleks ♣ ako je broj atoma u prstenu manji od 4 ili veći od 7, manja je verovatnoća zatvaranja prstena ♣ najstabilniji su helatni prstenovi sa 5 članova, a zatim oni sa 6 ♣ ako helat sadrži dvostruke veze, ovaj red stabilnosti je obrnut

Primer: diamin –srebro (I)-hlorid

Metali – kristalne rešetke koje su sastavljene od pozitivnih naelektrisanih jonova metala koji se drže privlačnim silama valentnih elektrona.

Valentni elektroni se slobodno kreću od jednog do drugog jona- elektronski gas- ne pripadaju nijednom atomu već kristalu kao celini.

A∙ + ∙A → [A]+: [A]+

Metalna veza

Metalna struktura

- Metalna veza karakteristična je za tečno i čvrsto stanje ( u parnom stanju metali se ponašaju slično gasovima , pare: Hg, Zn, Na).

- Ovakva strukrura je odgovorna za veliku provodljivost električne struje i toplote.

- Porast temperature utiče na smanjenje provodljivosti (raste vibracija atomskih jezgara, smanjuje se pokretljivost slobodnih elektrona, raste električni otpor).

- Sniženje temperature u blizini termodinamičke nule (0 K) otpor je smanjen na minimum pa metali postaju superprovodnici.

Lewis-ovi simboli

16S 1s22s2sp6 3s23p4

3s 3p

Valentni elektroni - elektroni poslednjeg energetskog nivoa

Hemijska veza – elementi teže da postignu stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog gasa - oktetno pravilo

dublet 2He 1s2

oktet ns2np6

11Na 1s2 2s2 2p6 3s1

unutrašnji elektroni

valentni elektroni

Hemijska veza sila koja povezuje atome i jone u molekulu

Hemijska veza jonska veza

kovalentna veza

Luisove formule

donor elektrona akceptor elektrona

joni

atomi