HEMIJSKA VEZA

TA DRI STVARI (ATOME) ZAJEDNO ?

U OKVIRU OVOG POGLAVLJA EMO RADITI

Jonska i kovalentna veza.

Metalna veza.

Elektronska teorija hemijske veze.

Struktura molekula.

Meumolekulske interakcije.

TA JE HEMIJSKA VEZA?

Hemijske veze su sile koje dre zajedno atome u hemijskom jedinjenju

Za razlaganje jedinjenja na atome je potrebno utroiti energiju. Vezivanje sniava potencijalnu energiju jedinjenja u odnosu na atome.

Vrsta i jaina hemijskih veza esto odreuje osobine jedinjenja

Energija potrebna za razlaganje jedinjenja

na atome (kJ/mol)

AB(g) A(g) + B(g)

Jedinjenje Energija

NaF 136

Na2O 50

H2 435

Cl2 243

O2 498

N2 946

KAKO NASTAJU HEMIJSKE VEZE

Atomi otputaju, primaju ili dele elektrone u cilju postizanja elektronske konfiguracije

plemenitih gasova

U formiranju hemiskih veza uestvuju valencioni elektroni

VRSTE HEMIJSKIH VEZA

Postoje dva krajnja oblika spajanja i povezivanja atoma:

JONSKA VEZA potpuni prenos elektrona sa jednog atoma na drugi

KOVALENTNA VEZA elektroni se dele izmeu atoma

VEINA VEZA MEU ATOMIMA JE NEGDE IZMEU

LUISOVE STRUKTURE

Jednostavan nain prikazivanja

valencionih elektrona

G. N. Lewis G. N. Lewis

1875 1875 -- 19461946

PISANJE LUISOVIH STRUKTURA

x Napisati simbol

hemijskog elementa

svaki kvadrat moe da primi 2 elektrona

odrediti broj valencionih elektrona

poeti sa popunjavanjem

kvadrata ne praviti parove dok se ne mora

LUISOVI SIMBOLI

BROJ VALENCIONIH ELEKTRONA

JONSKA VEZA

elektronske kofiguracije Na i Cl

Na 1s22s22p63s1

Cl 1s22s22p63s3p5

ovi atomi daju jone sa sledeim elektronskim konfiguracijama

Na+ 1s22s22p6 isto kao [Ne]

Cl- 1s22s22p63s3p6 isto kao [Ar]

NASTAJANJE JONSKE VEZE

Na + Cl Na+

+ Cl

_

ENERGETIKA NASTAJANJA JONSKE

VEZE

Na(g) Na+(g) + e- +494 kJ/mol

Cl(g) + e- Cl-(g) -349 kJ/mol

Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) -787 kJ/mol

Zbirno: Na(g) + Cl(g) NaCl(s)

-642 kJ/mol

JONSKA JEDINJENJA GRADE GUSTO ZBIJENE KRISTALNE

REETKE KOJE SE SASTOJE OD POZITIVNIH I NEGATIVNIH JONA

ENERGIJA KRISTALNE REETKE

Energija kristalne (jonske) reetke je energija (promena entalpije) potrebna za

razdvajanje jednog mola jonskog

jedinjenja na jone

Energija kristalne reetke se poveava sa porastom naelektrisanja jona i smanjenjem

veliine jona

ENERGIJA KRISTALNE REETKE JE MERILO JAINE JONSKE VEZE

Jedinjenje Energija krist.

re. (kJ/mol)Temperatura

topljenja (oC)

MgO 3795 2852

NaF 910 993

NaCl 788 801

KCl 701 770

KBr 671 734

KOJI ELEMENTI GRADE JONSKU VEZU

Jonsku vezu grade elementi koji se jako razlikuju po svojstvima

Izraziti metali (levo u periodnom sistemu) i izraziti nemetali (desno u periodnom

sistemu)

KOJI ELEMENTI GRADE JONSKU VEZU

OSOBINE JEDINJENJA SA JONSKOM

VEZOM

Nije usmerena u prostoru (elektrostatiko privlaenje)

Imaju kristalnu strukturu

Visoka taka topljenja

Visoka taka kljuanja

Rastvaraju se u polarnim rastvaraima (voda)

Vodeni rastvori provode elektrinu struju

Rastopi jonskih jedinjenja provode elektrinu struju

KOVALENTNA VEZAATOMI DELE ELEKTRONE

NASTAJANJE KOVALENTNE VEZE

Elektroni u kovalentnoj vezi

PRAVILO OKTETA

Pravilo okteta reprezentativni elementi obino postiu elektronsku konfiguraciju plemenitih gasova (8 elektrona u spoljnom

nivou) i veini svojih jedinjenja

Elektroni u kovalentnoj vezi

Vezujui zajedniki elektronski par

Nevezujui slobodni elektronski par

Elektroni u kovalentnoj vezi

Elektroni u kovalentnoj vezi

Jo neki primeri

Elektroni u kovalentnoj vezi

NEPOLARNA I POLARNA KOVALENTNA

VEZA

POLARNA KOVALENTNA VEZA

Kovalentno vezivanje izmeu razliitihatoma dovodi do neravnopravne podele

elektrona

Neravnopravna podela elektrona dovodi do polarnosti veze

Jedan kraj veze ima veu gustinu elektrona od drugog kraja

POLARNOST VEZE

Kraj veze sa veom gustinom elektrona ima parcijalno negativno naelektrisanje (-)

Kraj veze sa manjkom elektrona ima parcijalno pozitivno naelektrisanje (+)

Parcijalna naelektrisanja znae da elektroni provode vie vremena oko pojedinog atoma nego oko oba atoma

H F

ELEKTRONEGATIVNOSTElektronegativnost je merilo relativne sposobnosti

atoma da privlai sebi elektrone zajednikog elektronskog para.

Vrednosti elektronegativnosti:

nalaze se u rasponu od 0,7 (Fr) do 4,0 (F)

poveavaju se u periodi (sa leva na desno)

smanjuju se u grupi (od vrha ka dnu)

vea vrednost elektronegativnosti znai da atom jae privlai elektrone

to je vea razlika u elektronegativnosti izmeu dva atoma (koji ine vezu) to je vea polarnost veze. Negativan kraj (-) je vie pomeren ka elektronegativnijem atomu.

Elektronegativnost i polarnost veze

Koja e veza biti polarnija u H F ili u H Cl?

H F 4,0 2,1 = 1,9

H Cl 3,0 2,1 = 0,9

Veza u HF je polarnija od veze u HCl.

Polarnost veze i dipolni momenat

Svaki molekul kod kojeg su centar

pozitivnog naelaktrisanja i centar

negativnog naelektrisanja

razdvojeni ima dipolni momenat.

Predstavlja se strelicom

koja je usmerena od + ka -

Svaki dvoatomni molekul sa

polarnom kovalentnom vezom

ima dipolni momenat.

DIPOLNI MOMENAT

Ako molekul ima vie od jedne polarne

kovalentne veze

onda se centri

pozitivnog i

negativnog

naelektrisanja

dobijaju na principu

slaganja sila.

DIPOLNI MOMENT

Dipolni moment se

definie kao proizvod

naelektrisanja i

rastojanja

centara

naelektrisanja

kod dipola.

DIPOLNI MOMENTDIPOLI U ELEKTRINOM POLJU

DIPOLNI MOMENT

Jedinica za dipolni moment je Debaj (D)

1 D = 3,33610-30 Cm

Jedinjenje (D) Razlika elektronegativnosti

HF 1.91 4.0 2.1 1.9

HCl 1.03 3.0 2.1 0.9

HBr 0.78 2.8 2.1 0.7

HJ 0.38 2.5 2.1 0.4

Geometrija molekule je bitan inilac koji odluuje da li e molekula imati dipolni moment

CO2 nema dipolni momenat.

Dipolni momenti se sabiraju vektorski.

Kvantno mehaniki model atoma i kovalentna veza

Teorija molekulskih orbitala

Pribliavanjem dva atoma dolazi do preklapanja atomskih orbitala sa

nesparenim elektronima

Preklapanje dovodi do formiranja molekulskih orbitala (MO)

Sabiranjem talasnih funkcija atomskih orbitala nastaju vezivne MO a

oduzimanjem antivezivne MO

Nastajanje molekula H2

Molekulske orbitale kod H2

Molekul H2 energetski dijagram

Preklapanje p orbitala

ATOMSKE I MOLEKULSKE ORBITALE

POREENJE

ATOMSKE ORBITALE: opisuju raspodelu elektrona oko pojedinog jezgra atoma ili

jona.

npr.: s, p... hibridne orbitale sp, sp2, sp3 ...

MOLEKULSKE ORBITALE: opisuju raspodelu elektrona oko dva (ili vie) jezgara atoma koji su povezani

npr.: i veze

i veze

veze prozilaze iz preklapanja atomskih orbitala uzdu ose koja povezuje dva jezgra atoma. Najvea gustina elektrona je izmeu jezgara, uzdu ose koja ih spaja.

veze proizolaze iz bonog preklapanja p p orbitala sa vorom uzdu ose spajanja. Elektroni se nalaze iznad i ispod ose spajanja.

Nastajanje vezas-s s-p p-p

Nastajanje veze

Hibridne orbitale

Hibridne orbitale nastaju hibridizacijom (meanjem) atomskih orbitala

Hibridizuju se atomske orbitale bliskih energija (veinom u okviru istog energetskog nivoa)

Broj hibridnih orbitala jednak je broju atomskih orbitala koje ulaze u proces hibridizacije

Hibridne orbitale su jednake i degenerisane tj. imaju istu energiju

Hibridizacija se odigrava samo prilikom hemijske reakcije

Vrsta hibridnih orbitala zavisi od vrste i broja atomskih orbitala koje se hibridizuju

Tipovi hibridnih orbitala : sp, sp2, sp3

Hibridizacija atomskih orbitalaPrimer ugljenika

C 1s22s22p2

osnovno stanje

2 nesparena edvovalentan

prelaz elektrona

4 nesparena ecetvorovalentan

hibridizacija4 hibridne orbitalejedna s + tri p sp3

sp3 hibridizacija

sp2 hibridizacija

sp hibridizacija

HIBRIDIZACIJA

Viestruke veze

Sve jednostruke veze su veze.

Dvostruka veza se sastoji od jedne veze i jedne veze.

Trostruka veza se sastoji od jedne veze i dve veze.

Dvostruka veza

primer etena

OBLICI MOLEKULA

Luisove strukture daju samo povezanost atoma

Oblik molekula odreuju uglovi veza

Teorija odbijanja valencionih elektronskih parova (VSEPR)

Molekul ima takav trodimenzionalni oblik gde je najmanje mogue meusobno odbijanje grupa elektrona.

OBLICI MOLEKULA

OBLICI MOLEKULA

Broj e-

parova

Oznaka Ime oblika Primeri

2 AX2 Linearni HgCl2 , ZnI2 , CS2 , CO2

3 AX3 Trigonalni planarni BF3 , GaI3

AX2E Ugaoni SO2 , SnCl2

4 AX4 Tetraedraski CCl4 , CH4 , BF4-

AX3E (Trigonalni) Piramidalni NH3 , OH3-

AX2E2 Ugaoni H2O , SeCl2

5 AX5 Trigonalni bipiramidalni PCl5 , PF5

AX4E Izdueni tetraedarski TeCl4 , SF4

AX3E2 T-oblik ClF3 , BrF3

AX2E3 Linearni I3- , ICl2

-

6 AX6 Octahedralni SF6 , PF6-

AX5E Kvadratni Piramidalni IF5 , BrF5

AX4E2 Kvadratni Planarni ICl4- , BrF4

-

Jo neki primeri

MEUMOLEKULSKE INTERAKCIJE

MEUMOLEKULSKE INTERAKCIJEDIPOL DIPOL INTERAKCIJE

Privlane sile izmeu polarnih molekula

VODONINA VEZA

Vodonina veza je posebna vrsta dipol dipol interakcije izmeu vodonikovih atoma u polarnim N-H, O-H ili F-H vezama i elektronegativnih

atoma O, N ili F.

VODONINA VEZA

Vodonina veza kod vode

VODONINA VEZA

Vodonina veza u DNA

Tipovi i jaina vodonine vezeOpti tip: X H X

Tip veze Energija veze (kJ/mol)

F H F 29

O H O 25 33

O H N 29

N H F 21

N H O 8 17

N H N 8 17

METALNA VEZA Metalnu vezu ine delokalizovani elektroni

Kristalna reetka metala se sastoji od jona metala i delokalizovanih elektrona (elektronski gas)

Metalna veza nije usmerena u prostoru

Metalna veza objanjava sledee osobine metala: elektrina i toplotna provodljivost, fotoelektrini efekat, kovnost, sposobnost izvlaenja u ice i folije