5. predavanje: Kemijska veza

intramolekulna

intermolekulna

vodikova, ion-dipolna, van der Waalsova i disperzijska

kovalentna, ionska, kovinska, koordinativna

elektrostatska sila privlaenja + elektrostatska sila odbijanja = veza

Energija nastale molekule mora biti manja od energije razdvojenih atoma.

intermolekulna

5. predavanje:

Elektronska teorija valencije Kovalentna veza

Svojstvo atoma nekog elementa da se spaja s tono odreenim brojem atoma drugog elementa zovemo valencija.

Elementi mogu biti multivalentni, a atomi istog elementa mogu pokazivati razliite valentnosti.

Vodik je element iji se atomi uvijek veu samo s jednim atomom nekog elementa pa za njega kaemo da je monovalentan.

G. N. Lewis, W. Kossel i L. Langmuir - atomi se spajaju djelovanjem valentnih (vanjskih) elektrona.

Meusobnim povezivanjem atoma smanjuje se energija sustava: 1. stvaranjem tzv. zajednikog elektronskog para koji smanjuje meusobno odbijanje

pozitivno nabijenih atomskih jezgara, 2. stvaranjem kationa i aniona koji meusobnim privlaenjem ili solvatiranjem smanjuju

potencijalnu energiju sustava.

Vrsta veze koja e nastati izmeu dva atoma ovisi o elektronskoj konfiguraciji atoma elemenata odnosno o njihovoj elektronegativnosti.

5. predavanje:

Elektronegativnost nekog elementa je svojstvo njegovih atoma da u molekuli prema sebi privuku elektronsku gustou iz veze kojom su spojeni s nekim drugim atomom.

Elektronegativnost je posljedica djelovanja pozitivnog naboja jezgre na elektrone pa se openito moe ustvrditi da elektronegativnost elemenata raste od donjeg lijevog prema gornjem desnom kutu periodnog sustava elemenata.

Linus Pauling (1932.) elektronegativnou je objasnio zato je kovalentna veza u heteroatmnoj molekuli AB jaa od prosjeka veza u dvije homoatomne molekule, tj. AA i BB. Razlika elektronegativnosti dva elementa, A - B, moe se izraunati prema izrazu:

Elektronegativnost nekog elementa raste i s porastom oksidacijskog broja.

5. predavanje:

5. predavanje:

Razlika. elektronegativnosti % Ionski karakter 0.1 1% 1.1 26% 1.7 51% 2.4 76% 3.2 92%

Molekula klorovodika ima dva pola tj predstavlja dipol, kaemo da su atom vodika i klora povezani polarnom vezom.

5. predavanje:

Teorija valentne veze (engl. VBT) (G. N. Lewis 1916.)

Prvi uspjean model kemijske veze koji se temelji na elektronskoj strukturi.

Osnovne postavke:

zajedniki elektronski par slobodni elektronski par

oktetno pravilo

formalni nabojni broj atoma (formalni naboj)

oksidacijski broj atoma

Crtanje Lewisove strukture molekule moe se nainiti u sljedeim koracima: 1. Odrediti ukupan broj valentnih elektrona u molekuli zbrajanjem valentnih elektrona svih atoma. Napr. za CO2: Ugljik (C) ima 4 valentna elektrona 1 ugljik = 4 e- Kisik (O) ima 6 valentnih elektrona 2 kisika = 12 e- Molekula ima ukupno 16 valentnih elektrona koje treba razmjestiti u Lewisovu strukturu. 2. Povezati atome jednostrukim vezama:

5. predavanje:

Lewisove strukture

4. Smjestiti preostale elektrone na sredinji, ugljikov atom: Nema vie elektrona koje bismo mogli smjestiti na ugljikov atom!

Ako valentna ljuska sredinjeg atoma zadovoljava pravilo okteta, nacrtana je prihvatljiva Lewisova struktura. Meutim, u gornjoj strukturi ugljiku nedostaju elektroni ima samo 4 elektrona pa to nije prihvatljiva Lewisova struktura. U valentnu ljusku sredinjeg atoma prebacujemo slobodan elektronski par jednog od vanjskih atoma i stvaramo dvostruku vezu:

3. Popuniti valentne ljuske vanjskih atoma u molekuli:

S obzirom da nije postignut oktet, to inimo i s drugim vanjskim atomom dok se valentna ljuska ne popuni s 8 elektrona.

5. predavanje:

5. predavanje:

Postojanje slobodnog elektronskog para u valentnoj ljusci omoguava stvaranje dodatne kovalentne (donorske) veze:

To je svojstveno elementima Va i VIa skupine periodnog sustava kemijskih elemenata.

5. predavanje:

Formalni nabojni broj atoma (formalni naboj) u molekuli definira se kao zbroj svih valentnih elektrona atoma umanjen za broj elektrona u slobodnim elektronskim parovima i elektrona u zajednikim elektronskim parovima na tom atomu.

Izraunavanje formalnih naboja slui za provjeru prihvatljivosti predloene Lewisove strukture neke estice. U pravilu struktura s najmanjim formalnim nabojem pojedinih atoma je najvjerojatnija (0, +1 i 1 su prihvatljivi formalni naboji).

FN(H) = 1e- - (0e- + (2)e-) = 0 FN(C) = 4e- - (0e- + (8)e-) = 0 FN(Oa) = 6e- - (6e- + (2)e-) = -1 FN(Ob) = 6e- - (2e- + (6)e-) = +1

Struktura 1:

Struktura 2:

FN(H) = 1e- - (0e- + (2)e-) = 0 FN(C) = 4e- - (0e- + (8)e-) = 0 FN(Oa) = 6e- - (4e- + (4)e-) = 0 FN(Oa) = 6e- - (4e- + (4)e-) = 0

Odstupanja od oktetnog pravila

1. Neparan broj valentnih elektrona: slobodni radikali

3(1) + 4 = 7 valentnih elektrona 3(2) + 8 = 14 elektrona za oktet

5 + 6 = 11 valentnih elektrona 8 + 8 = 16 elektrona za oktet

16 11 = 5 veznih elektrona

6 + 6 = 12 valentnih elektrona 8 + 8 = 16 elektrona za oktet

16 12 = 4 vezna elektrona = 2 elektronska para

U stvarnosti O2 je paramagnetian!

14 7 = 7 veznih elektrona

5. predavanje:

2. Molekule nepotpunog okteta

Molekule su stabilne i s nepotpunim oktetom.

Promotrimo BF3

3(7) + 3 = 24 valentna elektrona 3(8) + 8 = 32 elektrona za oktet

32 24 = 8 veznih elektrona FN(F) = 7e- - (4e- + (4)e-) = +1 FN(B) = 3e- - (0e- + (8)e-) = -1 FN(F) = 7e- - (6e- + (2)e-) = 0 FN(F) = 7e- - (6e- + (2)e-) = 0

FN(F) = 7e- - (6e- + (4)e-) = 0 FN(B) = 3e- - (0e- + (6)e-) = 0 FN(F) = 7e- - (6e- + (2)e-) = 0 FN(F) = 7e- - (6e- + (2)e-) = 0

Fluor ima najveu elektronegativnost a morao bi imati +1 formalan naboj!!!

5. predavanje:

3. Ekspanzija valentne ljuske

Elementi s n 3 imaju prazne d-orbitale. Oko takvog atoma moe stati vie od 8 elektrona.

Primjer: PCl5 i SF6

5. predavanje:

P

ClCl Cl

Cl Cl

S FFF

FF F

5. predavanje:

Ozon Nitrometan Azidni ion

Bri nain odreivanja formalnog nabojnog broja atoma u molekuli.

FN = 6 - 2 - 1/2(6) = +1

FN = 1 - 0 - 1/2(2) = 0 Primjer:

Nitrat

Uzorak formalnih naboja najjvanijih elemenata

5. predavanje:

OKSIDACIJSKI BROJ

Oksidacijski broj atoma je efektivni naboj atoma u molekuli pod pretpostavkom da su oba elektrona zajednikog elektronskog para potpuno pridruena elektronegativnijem atomu.

5. predavanje:

Za istvrsne atome u molekuli, moe se izraziti kao prosjean OB ili za svaki atom posebno.

askorbinska kiselina = C6H8O6

ugljini dioksid = CO2

glukoza = C6H12O6

1,2-dikloreten = C2H2Cl2

O=C=O

mravlja kiselina = CH2O2

formaldehid = CH2O

metanol = CH4O

metan = CH4

OKSIDACIJSKI BROJ

Pojedinaan OB

5. predavanje:5. predavanje:5. predavanje:5. predavanje:5. predavanje:5. predavanje:5. predavanje:5. predavanje:5. predavanje:5. predavanje:Slide Number 11Slide Number 12Slide Number 135. predavanje:Slide Number 15Slide Number 165. predavanje: