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