Периодни систем елемената

Хемијска веза Душан Вељковић Хемијски факултет Универзитет у Београду vdusan@chem.bg.ac.rs 1 Периодни систем елемената 2 1

Хемијска веза Мали број елемената се у природи налазе као слободни (у већим количинама само Au, Cu, Pt, Ag) Углавном су везани у једињењима Да ли можемо да видимо хемијску везу? 2

Ред везе Хемијска веза 3

Хемијска веза Зашто се атоми повезују хемијским везама? Молекул енергетски стабилнији од слободних атома! Хемијска веза Основне карактеристике хемијске везе: Енергија везе (енергија коју је потребно утрошити да би се веза раскинула) Дужина везе 4

Хемијска веза Енергија везе vs. дужина везе Хемијска веза Како се успостављају хемијске везе? Дељењем или разменом електрона у валентној орбитали 5

Периодни систем елемената 11 Правило октета Племенити гасови стабилна електронска конфигурација Поседују осам валентних електрона (осим хелијума који поседује два) Мали афинитет према електрону Велика енергија јонизације Хемијски су инертни 6

Правило октета Остали атоми у ПСЕ теже да постигну електронску конфигурацију најближег племенитог гаса Правило октета: Атоми ће губити, добијати или делити електроне да би постигли електронску конфигурацију племенитог гаса. Има изузетака! (јони прелазних метала морају да отпусте превише електрона да би постигли конфигурацију племенитог гаса) Fe: [Ar]3d 6 4s 2 - морао би да отпусти осам електрона Хемијска веза Јонска веза Ковалентна веза Координативно-ковалентна веза Метална веза Међумолекулске (нековалентне) интеракције (детаљно на следећем предавању) 7

Хемијска веза Јонска веза Ковалентна веза Координативно-ковалентна веза Метална веза Међумолекулске (нековалентне) интеракције (детаљно на следећем предавању) Јонска веза Један од начина да два атома реагују је да се оствари прелаз електрона са атома једног елемента на атом другог елемента Када атом или молекул отпусти или прими електроне постаје јон Јони могу бити моноатомски али и полиатомски једино је битно да су наелектрисани 8

Јонска веза Зашто настају јони? Јонски пар енергетски стабилнији од слободних атома зато се успоставља јонска веза Постижу стабилну електронску конфигурацију (најближег племенитог гаса) Јонска веза 9

Периодни систем елемената 19 Јонска веза Јонска једињења углавном настају у реакцији између карактеристичних метала и неметала Метални натријум реагује са гасовитим хлором градећи јонско једињење (натријум-хлорид): Na (s) + 1/2Cl 2(g) NaCl (s) ΔH o f= -410,9 kj 10

Јонска веза Електрон је са атома натријума ``потпуно прешао`` на атом хлора Настали катјони и анјони се удружили у тродимензионалну кристалну решетку и повезани су електростатичким силама Јонска веза тумачи се као електростатичко привлачење између различито наелектрисаних јона Јонска веза Настајање јонских једињења је егзотерман процес, стандардне енталпије настајања свих јонских једињења су веома негативне Настајање јонских једињења подразумева: - Уклањање електрона са атома метала да би настао катјон (ендотерман процес) - Додавање електрона атому неметала да би настао анјон (углавном егзотерман процес) - Спајање насталог катјона и анјона у чврсто јонско једињење (енергија кристалне решетке) 11

Јонска веза Пример: реакција натријума и хлора ΔH у трећој реакцији енергија кристалне решетке (енергија коју је потребно уложити да би се потпуно раздвојио један мол чврстог кристалног јонског једињења на јоне у гасовитом стању. Na (s) + 1/2Cl 2(g) NaCl (s) ΔH o f= -410,9 kj Зашто настају јони? Јонска веза Настали јони се привлаче Кулоновим електростатичким силама Што се више повећава растојање између честица, привлачне силе су мање 12

Јонска веза Енергија кристалне решетке зависи од наелектрисања, величине и начина паковања јона који улазе у састав јонског једињења. Што су јони мањи и више наелектрисани енергија кристалне решетке ће расти. Паковање јона у решетку зависи од бројних фактора најважнији однос између величина катјона и анјона. Ако су катјон и анјон сличних величина паковање ће бити гушће и енергија кристалне решетке већа. Хемијска веза Јонска веза Ковалентна веза Координативно-ковалентна веза Метална веза Међумолекулске (нековалентне) интеракције (детаљно на следећем предавању) 13

Ковалентна веза 1916. Луисова теорија: Хемијска веза је заједнички електронски пар који настаје од по једног електрона са оба атома који су повезани том везом Уколико неки атом у молекулу поседује електронске парове који нису укључени у хемијску везу, они се називају слободни електронски парови Ковалентна веза 14

Како настаје ковалентна веза? Ковалентна веза Привлачење између језгра једног атома и електрона другог атома Одбијање између електрона два атома Одбијање између језгара два атома Квантно хемијски прорачуни: Ковалентна веза Нагомилавање електронске густине између два језгра Заједнички електронски пар држи језгра заједно 15

Ковалентна веза Приказивање хемијске везе Луисовим симболима: Хемијска веза се често представља Луисовим симболима (корисно за s и p елементе, не може да се примени на d елементе) Валентни електрони представљени тачкицама које су распоређене на све четири стране око симбола (s и p елементи имају четири орбитале у које се смештају валентни електрони згодна подударност) Ковалентна веза Две тачке представљају попуњену орбиталу Једна тачка представља полупопуњену орбиталу 16

Ковалентна веза Хемијска веза у молекулу Н 2 представљена Луисовим симболима: Заједнички електронски пар се често представља цртицом: Кисеонику су потребна 2 електрона да би постигао електронску конфигурацију неона па ће се јединити са два атома водоника, азот са три, угљеник са четири... Вишеструке везе Једнострука (проста) веза један заједнички електронски пар Двострука веза два заједничка електронска пара Трострука веза три заједничка електронска пара 17

Вишеструке везе Једнострука (проста) веза најдужа и најслабија Двострука веза краћа и јача од просте везе Трострука веза краћа и јача од двоструке везе Ковалентна веза За разлику од јонских једињења која су углавном чврсте супстанце високих тачака топљења, ковалентна једињења су много разноврснија Много већи број једињења са ковалентном везом него са јонском 18

Ковалентна веза У зависности од поларности, постоји две врсте ковалентне везе: Поларна Неполарна Поларна настаје између атома истог елемента. У молекулу H 2 оба атома подједнако привлаче заједнички електронски пар веза је неполарна. Електронегативност! Електронегативност атома Способност атома да привуче заједнички електронски пар из хемијске везе Већа електронегативност атома јаче привлачи заједнички електронски пар Данас се углавном користе електронегативности по Миликену (израчунате на основу енергије јонизације и афинитета према електрону) 38 19

Електронегативност атома Вредност електронегативности расте у периоди, а опада у групи 39 Поларност ковалентне везе На основу електронегативности могуће проценити да ли ће веза бити неполарна ковалентна, поларна ковалентна или јонска. Уколико је разлика у електронегативности између два елемента мања од 1,9 говоримо о поларној ковалентној вези, док у случају разлике веће од 1,9 говоримо о јонској вези. Граница између јонске и ковалентне везе није оштра! Често о поларној ковалентној вези говоримо као о ковалентној вези са парцијалним јонским карактером! 40 20

Поларност ковалентне везе Молекул Разлика електронег. Тип везе неполарна поларна јонска У молекулу флуороводоника заједнички електронски пар померен ка електронегативнијем атому флуора у питању је поларна ковалентна веза. 41 Поларност ковалентне везе Диполни моменат (μ) мера за квантитативно изражавање поларности молекула. Када се два једнака и супротна наелектрисања Q нађу на растојању r тада је диполни моменат једнак: μ= Qr Диполни моментат се изражава у кулон-метрима (C m) или Дебајима (D) Један Дебај износи 3,34 x 10-30 кулон-метара Код вишеатомских молекула диполни моменат зависи од геометрије (могу и да се поништавају) 21

Ковалентна веза Генерално, алкални и земноалкални метали (изузев берилијума) са халогеним елементима и кисеоником граде јонска једињења Не постоји јасна граница између јонске и ковалентне везе (у HCl проценат јонске везе је 17%, у HF 43%, у HBr 11%, у HI 5%) Резонанција и резонантне структуре Понекад једна Луисова структура не може на адекватан начин да опише особине молекула У тим случајевима молекул се представља као резонантни хибрид неколико Луисових структура, при чему ни једна од њих не одговора стварном стању у молекулу Стварна структура је негде између приказаних резонантних структура, од којих има и нижу енергију Структуре показују да у молекулу озона (О 3 ) постоји једна проста и једна двострука веза, док су у стварности обе исте дужине (1,28Å), између просте и двоструке. 44 22

Изузеци од правила октета Хиперваленца Већ смо видели да јони прелазних метала одступају Ко све одступа? Молекули са непарним бројем електрона (ClO 2, NO, NO 2 ) Молекули у којима један атом има више од 8 електрона Молекули у којима један атом има мање од 8 електрона Елементи треће периоде често одступају од октетног правила 45 Геометрија молекула 23

Геометрија молекула Геометрија молекула ОВЕП модел / VSEPR модел (Valence-Shell Electron- Pair Repulsion) Теорија валентне везе, Хибридизација Молекулско-орбитална теорија 24

ОВЕП (VSEPR) модел ОВЕП = одбијање валентних електронских парова (VSEPR) Користи се за предвиђање геометрије ABn типа молекула када је атом A из групе p елемената Везивни електронски пар су електрони који учествују у вези између два атома и обележавају се цртицом у Луисовим формулама Невезивни електрони (слободни електронски пар) не учествује у вези и припада само једном атому. У Луисовим формулама се обележава са две тачке. Атоми и ел.парови теже да се поставе у такав геометријски распоред да буду међусобно што више удаљени ОВЕП (VSEPR) модел Предвиђене геометрије: - два атома: линеарна геометрија - три атома: тригонално-планарна геометрија - четири атома: тетраедарска геометрија 25

ОВЕП (VSEPR) модел слободни ел. пар- слободни ел. пар слободни ел. пар- ел. пар у вези ел.пар у вези ел.пар у вези Вода није правилан тетраедар ОВЕП (VSEPR) модел 26

ОВЕП (VSEPR) модел ОВЕП (VSEPR) модел 27

Геометрија молекула ОВЕП модел / VSEPR модел (Valence-Shell Electron- Pair Repulsion) Теорија валентне везе, Хибридизација Молекулско-орбитална теорија Теорија валентне везе Разматра се како настаје ковалентна веза са становишта атомских орбитала мора доћи до преклапања орбитала атома који чине везу Преклапање може бити чеоно и тада настаје σ (сигма) веза, или бочно и тада настаје π (пи) веза Преклапањем атомских орбитала долази до повећања ел.густине између два језгра и формира се ковалентна веза Око атома у молекулу распоређени су локализовани електронски парови 28

Теорија валентне везе Стање дублета и октета стабилне конфигурације електронских гасова којима атоми теже Хибридизација Основни концепт модела хибридизације: Атомске орбитале из различитих поднивоа се међусобно мешају, при чему се изједначавају по енергији и добијају другачији облик. Математички дозвољено мешање, међутим хибридне орбитале не задовољавају неке основне постулате квантне механике и не могу бити таласне функције у Шредингервој једначини 29

Хибридизација Математички модел који служи за објашњавање хемијског везивања и геометрије у молекулу Заснива се на мешању атомских орбитала истог атома које онда оформе групу нових орбитала са оријентацијом погодном за ступање у везу са орбиталама других атома Хибридизација је математички модел, а не физички феномен, хибридне орбитале не постоје у природи Не може да објасни спектроскопске особине (посебно комплекса прелазних метала) Хибридизација 30

Хибридизација Хибридизација 31

Теорија валентне везе Вишеструке везе Једнострука веза један заједнички електронски пар Двострука веза два заједничка електронска пара Трострука веза три заједничка електронска пара 32

Вишеструке везе Етен: два sp2 хибридна атома угљеника и четири атома водоника Угљеници две од три хибридне орбитале користе за грађење сигма веза са водоницима, а трећу за грађење сигма веза међусобно. Нехибридизоване 2p орбитале са оба атома угљеника се међусобно преклапају и граде пи везу. Геометрија молекула ОВЕП модел / VSEPR модел (Valence-Shell Electron- Pair Repulsion) Теорија валентне везе, Хибридизација Молекулско-орбитална теорија 33

Молекулско-орбитална теорија Атомске орбитале Молекулске орбитале Молекулско-орбитална теорија Као и у атому, и у молекулу електрони распоређени по одговарајућим орбиталама Орбитале одређене одговарајућим квантним бројевима и садржајем енергије Атомске орбитале моноцентричне, молекулске орбитале полицентричне 34

Молекулско-орбитална теорија Атомске орбитале Молекулско-орбитална теорија Уместо ознака s, p, d, f које се јављају код атомских орбитала, у случају молекулских орбитала ознаке су σ, π, δ, φ. Атомске орбитале s - σ p - π d - δ f - φ g - γ Молекулске орбитале 35

Молекулско-орбитална теорија Молекулске орбитале Како настају? ЛКАО теорија Молекулско-орбитална теорија ЛКАО теорија Линеарна комбинација атомских орбитала: молекулске орбитале се добијају сабирањем атомских орбитала; од Х атомских настаје Х молекулских орбитала 36

Ред везе Ред везе = Број везивних електрона број антивезивних електрона 2 Ред везе = Н 2 Ред везе Број везивних електрона број антивезивних електрона 2 1 2 1sA 1sA 1sB 1sB 37

Ред везе Ред везе = Број везивних електрона број антивезивних електрона 2 Не 2 Ред везе Ред везе = Не 2 + Број везивних електрона број антивезивних електрона 2 38

МО дијаграми двоатомних молекула елемената друге периоде Правила за цртање МО дијаграма: 1. Број насталих МО мора бити једнак броју комбинованих атомских орбитала 2. Да би се атомске орбитале комбиновале морају бити блиских енергија и одговарајуће симетрије 3. Ефикасност комбиновања АО је пропорционална њиховом преклапању: што се боље преклапају везивна МО ће имати нижу, а антивезивна вишу енергију. 4. Свака МО може да прими максимално два електрона супротних спинова 5. Ако су две или више МО дегенерисане (имају исту енергију) попуњаваће се у складу са Хундовим правилом МО дијаграми двоатомних молекула елемената друге периоде Li2 пронађен у парама литијума на 1342 С 1s атомске орбитале не интерагују са 2s атомским орбиталама јер се знатно разликују по енергији (2. правило) 2s се међусобно боље преклапају него 1s орбитале јер је размак између сигма везивних и антивезивних 2s орбитала већи него у случају 1s орбитала (3. правило) 39

МО дијаграми двоатомних молекула елемената друге периоде Be2 није пронађен МО дијаграми двоатомних молекула елемената друге периоде 2p атомске орбитале могу се преклапати чеоно и бочно. Код чеоног преклапања настају везивне σ и антивезивне σ * молекулске орбитале. Код бочног преклапања настају везивне π и антивезивне π * молекулске орбитале. Увек се узима да језгра атома леже на z оси координатног система, тако да ће се 2 pz орбитале увек прегледати чеоно, док ће се 2 px и 2 py орбитале преклапати бочно. 40

МО дијаграми двоатомних молекула елемената друге периоде Пошто је чеоно преклапање јаче од бочног, очекује се да ће везивна везивна σ 2p молекулска орбитала бити ниже енергије од везивних π 2p МО, као и да ће антивезивна σ * 2p орбитала бити ниже енергије од антивезивних π * 2p MO (3. правило). МО дијаграми двоатомних молекула елемената друге периоде Али код B 2, C 2 и N 2 везивне π 2p орбитале се налазе испод везивне σ 2p орбитале. Разлог за то је мешање између 2s и 2pz орбитала код B, C и N (мања разлика у енергији између њих). 41

Електронска конфигурација и особине молекула Парамагнетизам и дијамагнетизам Молекули који имају један или више неспарених електрона називају се парамагнетичним. Овакви молекули бивају привучени магнетним пољем (што је више неспарених електрона привлачење је јаче. Молекули код којих су сви електрони спарени називају се дијамагнетичним молекулима. Дијамагнетични молекули бивају (веома слабо) одбијени од магнетног поља. Електронска конфигурација и особине молекула Парамагнетизам и дијамагнетизам 42

Електронска конфигурација и особине молекула Вишеструке везе Да ли постоји четворострука веза? 43

Ковалентна веза Четворострука веза учествује осам електрона Како је то могуће? Прелазни метали: метал-метал везе! δ - веза [Re 2 Cl 8 ] 2 Вишеструке везе Да ли постоји петострука веза? 44

Ковалентна веза Петострука веза учествује десет електрона Хемијска веза Јонска веза Ковалентна веза Координативно-ковалентна веза Метална веза Међумолекулске (нековалентне) интеракције (детаљно на следећем предавању) 45

Координативно-ковалентна веза Координативно-ковалентна веза 1893. А. Вернер доказао постојање координационих једињења и дао прву теорију о природи хемијске везе у њима Комплекс се састоји из централног металног јона и лиганада Централни метални јон је позитивно наелектрисан и делимично попуњене d- орбитале, док лиганди имају електроне које предају у те делимично попуњене орбитале метала 46

Координативно-ковалентна веза Централни метални јон и лиганди заједно чине координациону сферу и понашају се као један јон (не задржавају хемијске особине пре координовања) [Co(NH 3 ) 4 CO 3 ] 2 SO 4 Пример: Цијаниди! (после координовања за метал више нису отровни) Координациони број метала број координативноковалентних веза које метал оствари у комплексу тј. број атома директно везаних за метал (НЕ БРОЈ ЛИГАНАДА!) Координативно-ковалентна веза Лиганди обично анјони или поларни молекули Лиганди морају да поседују слободни електронски пар који предају у полупопуњену d орбиталу метала 47

Хемијска веза Јонска веза Ковалентна веза Координативно-ковалентна веза Метална веза Међумолекулске (нековалентне) интеракције Метална веза Веза између атома метала Метали проводе топлоту и електричну струју, а не мењају се лако покретљиви електрони Прво објашњење: јони метала потопљени у слободне електроне, између јона метала се креће електронски гас 48

Метална веза Квантно-механичко тумачење: Преклапањем орбитала метала граде се траке (преклапањем (n+1)s орбитала гради се s-трака, преклапањем d-орбитала гради се d- трака ) Разлике у јачини металне везе потичу од разлика у броју електрона у валентном нивоу атома метала Прво се попуњава везивни регион валентне траке и то доводи до јачања металне везе Од 7. групе П.С.Е. почиње попуњавање антивезивне траке Метална веза Посматрањем које физичке величине можемо да изводимо закључке о јечини металне везе? 49

Метална веза Посматрањем које физичке величине можемо да изводимо закључке о јечини металне везе? ТЕМПЕРАТУРА ТОПЉЕЊА! Метална веза попуњавање антивезивне траке 50

Метална веза Атоми метала густо паковани - ЛКАО Метална веза Полупроводници - проводљивост се повећава са температуром 51

Хемијска веза Јонска веза Ковалентна веза Координативно-ковалентна веза Метална веза Међумолекулске (нековалентне) интеракције Нековалентне интеракције Три агрегатна стања: чврсто, течно и гасовито Од чега зависи агрегатно стање? 52

Нековалентне интеракције Три агрегатна стања: чврсто, течно и гасовито Од чега зависи агрегатно стање? Од молекулске масе (тежи молекули чврсти, лакши течни, најлакши гасовити) Од облика молекула (цис транс масти) Од међумолекулских интеракција Нековалентне интеракције...међумолекулске силе 19.век Ван дер Валс: Између различитих молекула постоје привлачне или одбојне силе Нековалентне интеракције су интермолекулског карактера, држе молекуле међусобно повезаним Нековалентне интеракције су знатно слабије од класичних хемијских веза Нековалентне интеракције од огромног значаја у биолошким системима 53

Нековалентне интеракције Атоми међусобно успостављају ковалентне везе и граде молекуле. Молекули међусобно интерагују преко нековалентних контаката и граде сложене молекулске системе и кластере. Нековалентне интеракције су од великог значаја за процесе молекулског препознавања, увијања протеина, структуре биолошких макромолекула као што су ДНК и РНК, као и за дизајнирање лекова и нових материјала. Најзаступљенију групу нековалентних интеракција чине водоничне везе. 107 Нековалентне интеракције 108 54

Нековалентне интеракције...међумолекулске силе Нековалентне интеракције Интермолекулске интеракције Интрамолекулске интеракције различити делови истог молекула! 55

Нековалентне интеракције а) Јон-дипол интеракције б) Дипол-дипол интеракције в) Дипол-индуковани дипол г) Тренутни дипол-индуковани дипол д) Водонична веза Интеракције типа дипол-дипол, дипол-индуковани дипол и тренутни дипол-индуковани дипол се често називају заједничким именом Ван дер Валсовим интеракцијама. Нековалентне интеракције а) Јон-дипол интеракције Јон-дипол интеракције су сличне јон-јон интеракцијама, али су много осетљивије на промену растојања. Што је јон више наелектрисан интеракције су јаче Што је интензитет диполног момента већи интеракције су јаче Одговорне за растварање јонских једињења у води - H - H O O H H Mg2+ + + Na + Cs + O -1922 kj/mol -405 kj/mol -263 kj/mol - H H + 56

Нековалентне интеракције Дипол-дипол интеракције Дипол-дипол интеракције се јављају између неутралних, поларних молекула који представљају трајне диполе. До интеракције долази када се парцијално позитивно наелектрисање једног молекула нађе у близини парцијалног негативног наелектрисања другог молекула. Енергије ових интеракција су углавном ниже од енергија јон-дипол интеракција енергије знатно опадају са повећањем растојања r 3 Нековалентне интеракције Дипол-дипол интеракције Значајно утичу на температуре кључања! 57

Нековалентне интеракције Дипол-индуковани дипол интеракције Дипол-индуковани дипол интеракције се јављају као последица појаве да поларни молекул својим електричним пољем може да индукује диполни моменат код неполарног молекула који се налази у његовој близини. Ове интеракције су кратког домета и њихова јачина јако опада са повећањем растојања, а повећава се са поларизабилношћу молекула. Ван дер Валсове интеракције Силе малог домета дипол-дипол (молекули који поседују дполни моменат међусобно се привлаче супротно наелектрисаним крајевима) дипол-индуковани дипол (поларни молекули у близини неполарних могу индуковати диполе у неполарним молекулима, што поново изазива међумолекулско привлачење) Јон индуковани дипол 58

Нековалентне интеракције Тренутни дипол-индуковани дипол интеракције Тренутни дипол-индуковани дипол интеракције (познате и као Лондонове или дисперзионе интеракције) настају услед чињенице да расподела електрона око појединачног атома није увек идеално симетрична. Уколико се у двоелекторнском систему оба електрона у једном тренутку нађу са исте стране атома или молекула, атом ће поседовати тренутни диполни моменат који ће утицати на распоред електрона на суседним атомима. Лондонове (дисперзионе) интеракције Лондонове (дисперзионе) силе кретање наелектрисања у самом молекулу (течни хелијум) 59

Лондонове (дисперзионе) интеракције Поларизабилност способност да се електронски облак атома или молекула деформише Што се електронски облак лакше деформише молекул је поларизабилнији и Лондонове силе су јаче Што је молекул већи то је и поларизабилнији Лондонове (дисперзионе) интеракције Облик молекула може да утиче на поларизабилност Издужени молекули су поларизабилнији од компактних На овај начин облик молекула утиче на јачину дисперзионих интеракција 60

Стекинг интеракције Јављају се између два незасићена најчешће ароматична молекула ВЕОМА ВАЖНЕ У БИОХЕМИЈИ! Стекинг интеракције Како су оријентисане азотне базе у молекулима нуклеинских киселина? 61

Стекинг интеракције Како су оријентисане азотне базе у молекулима нуклеинских киселина? ПАРАЛЕЛНО!!! Водонична веза 62

Водоничне везе Водоничне везе по својој природи и карактеристикама заправо припадају групи дипол-дипол интеракција, али су због свог изузетног значаја издвојене као засебна врста. Оне спадају међу најважније и најзаступљеније нековалентне интеракције, при чему се посебно истиче њихов значај у биолошким системима. У последњих сто година понуђено је више различитих дефиниција водоничне везе, од којих су неке биле опште хемијске дефиниције, док су друге дефинисале водоничну везу ефектима које је било могуће мерити различитим експерименталним техникама (као што је у инфрацрвеној спектроскопији дефинисана преко помака и интензитета). Водоничне везе У последњих сто година понуђен велики број различитих дефиниција водоничне везе. Водонична веза специјални тип међумолекулских интеракција између водоника (који је везан за неки електронегативан атом) и слободног електронског пара који се налази на другом електронегативном атому обавезно нацртати СВА ТРИ атома! 126 63

Водоничне везе У последњих сто година понуђен велики број различитих дефиниција водоничне везе. Године 2010. IUPAC је прихватио нову дефиницију: Водоничном везом се сматра привлачна интеракција типа X-H... A-Z између водониковог атома из молекула или фрагмента молекула X-H (у ком је X електронегативнији од водоника) и атома односно групе атома из истог или другог молекула, а где постоји доказ о формирању везе. 127 Основне карактеристике: Водоничне везе Геометрија водоничне везе Енергија водоничне везе Јачина ових интеракција лежи у опсегу енергија између Ван дер Валсових интеракција и ковалентне везе. KHF 2 најјача молекулска водонична веза 64

Водоничне везе Већи број критеријума за поделу водоничних веза Најчешћа подела у односу на енергију: Јачина Енергија Пример (kcal/mol) Веома јаке 15-40 [F-H-F] - Јаке 4-15 O-H... O-H O-H... N-H N-H... O=C N-H... O-H N-H... N-H Слабе < 4 C-H/O 129 Енергија водоничне везе зависи од поларности ковалентне везе којом је везан водоник и од електронегативности атома који прима водоник Донори и акцептори Водоничне везе Вискозност што су међумолекулске интеракције јаче течност је вискознија Површински напон што су међумолекулске интеракције јаче површински напон течности је већи 130 65

Водоничне везе 131 Водоничне везе Усмереност у простору једна од најважнијих карактеристика водоничних веза 132 66

Водоничне везе Подела водоничних веза у односу на геометрију: A 1 A 1 X-H.. A X-H X-H.. A 2 A 2 A 3 Монофурковане Бифурковане Трифурковане 133 Водоничне везе Усмереност у простору једна од најважнијих карактеристика водоничних веза 134 67

Водоничне везе Водоничне везе 68

Водоничне везе слабе водоничне везе Од великог значаја у хемијским и биолошким системима Чине 20 25% свих водоничних веза у протеинима Трећа водонична веза између аденина и тимина у ДНК?? 137 Водоничне везе? 138 69

Друга група питања: Одговори на испитна питања 1. Врсте хемијске везе, правило октета 2. Јонска веза 3. Ковалентна веза, Луисови симболи 4. Поларност ковалентне везе, електронегативност 5. Резонанција, резонантне структуре, изузеци од правила октета 6. Геометрија молекула ABn типа 7. ВСЕПР модел 8. Теорија валентне везе 9. Хибридизација 10. Вишеструке везе 11. МО теорија 12. МО теорија молекул водоника 13. Конструкција МО дијаграма, ред везе 14. МО дијаграми двоатомних молекула елемената друге периоде 15. Електронска конфигурација и особине молекула 139 Друга група питања: Одговори на испитна питања 16. Међумолекулске интеракције, јон-дипол и дипол-дипол интеракције 17. Међумолекулске интеракције, Лондонове силе 18. Међумолекулске интеракције, водоничне везе 140 70