Kvantni brojevi Jedna atomska orbitala je definisana sa tri kvantna broja n l m l Elektroni su rasporedjeni u nivoima i podnivoima n l definiše nivo definiše podnivo ukupni broj orbitala u podnivou: 2 l + 1 m l definiše izgled orbitale u podnivou n (glavni ) 1, 2, 3,.. veličina orbitale i njena energija E= -R(1/n 2 ) l (angularni) 0, 1, 2,.. n-1 oblik orbitale u podnivou m l (magnetni) -l..0..+l orijentacija orbitale u prostoru
Paulijev princip isključenja Zbog posedovanja spinskog kvantnog broja jedna orbitala ne može imati više od dva elektrona Orbitala predstavlja raspodelu verovatnoće nalaženja elektrona u odgovarajućem kvantiranom energetskom stanju, koje definišu kvantni brojevi.
Primeri:, Z = 1 n = 1, l = 0, m l = 0, m s = + ½ 1s 1 e, Z = 2 n = 1, l = 0, m l = 0, m s = - ½ 1s 2 Li, Z = 3 n = 2, l = 0, m l = 0, m s = + ½ 1s 2 2s 1 Be, Z = 4 n = 2, l = 0, m l = 0, m s = - ½ 1s 2 2s 2 B, Z = 5 n = 2, l = 1, m l = -1, m s = + ½ 1s 2 2s 2 2p 1
Podnivoi su sastavljeni od grupe orbitala u elektronskom nivou Broj orbitala n = 1 1 podnivo (s) 1 n = 2 2 podnivoa (s,p) 1 + 3 = 4 n = 3 3 podnivoa (s,p,d) 1 + 3 + 5 = 9 n = 4 4 podnivoa (s,p,d,f) 1 + 3 + 5 + 7 = 16 n = 5 5 podnivoa (s,p,d,f,g)
n = 1, n = 2 i n = 3 nivo n= 3d 3 2 n 2 orbitala u n-tom nivou 1
Izgradnja periodnog sistema Svaki naredni element u periodnom sistemu ima po jedan proton u jezgru odnosno po jedan elektron u omotaču više od prethodnog elementa. Taj dodatni elektron se rasporedjuje u raspoloživu orbitalu koja ima najnižu energiju, poštujući pri tome kvantne brojeve i Paulijev princip isključenja. Sve ovo zajedno naziva se pravilom izgradnje (aufbau princip).
Valentni elektroni: Elektroni u spoljašnjem nivou ili u orbitali sa najvišim n Mg: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 As: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 Co: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
1 valentni elektron 2+5=7 valentnih elektrona 8 elektrona
Lewis-ovi simboli elemenata Lewis je predstavio valentne elektrone tačkama. Broj valentnih elektrona se poklapa sa grupom u periodnom sistemu i isti je za elemente u istoj grupi PERIODNOG SISTEMA. e Li Be B C N O F Ne Groups 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A
Elementi teže da dostignu stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog gasa Ne Atomi teže da izgube, da dobiju ili da podele elektrone dok ne dostignu 8 elektrona u ljusci sa najvišim n Pravilo okteta Vodonik je izuzetak jer ima samo jedan elektron. On gradi vezu samo sa jednim elektronskim parom.
Elektronegativnost Elektronegativnost je sposobnost atoma u molekulu da privlači elektron.
Robert S. Mulliken elektronegativnost je definisana usrednjavanjem vrednosti jonizacionog potencijala i elektron afiniteta. Zato, Mulliken-ove elektronegativnostu izražene su direktno u jedinicama energije, najčešće, elektronvoltima, 1 ev = 1.602 176 53 (14) 10 19 J Jonizacioni potencijal, ili energija jonizacije je energija potrebna da se atomu ili molekulu oduzme 1 elektron. U hemiji, elektron afinitet je količina energije apsorbovana kada je 1 elektron dodat neutralnom izolovanom atomu gasa da bi se dobio jon gasa sa naelektrisanjem -1. On ima negativnu vrednost ako se energija oslobadja jonizacijom. Većina elemenata ima negativni elektron-afinitet. To znači da većini elemenata nije potrebno dovesti energiju da bi dobili elektron, zapravo, oni jonizacijom oslobadjaju energiju. lor najjače privlače ekstra elektrone, dok ih radon najslabije privlači.
Elektronegativnost Paulingova skala elektronegativnosti
PRIRODA EMIJSKE VEZE Atomi se medjusobno vezuju u jedinjenja, i na taj način nastaje bogata raznolikost sveta oko nas od samo stotinak elemenata iz periodnog sistema nastalo je do sada oko 12 miliona jedinjenja! Molekuli su odredjeni, definisani razmeštaji atoma u prostoru ovo je stav iz XIX veka, koji je medjutim razvojem modernih eksperimentalnih tehnika dobio svoje dokaze. Pojam molekula uveo je Avogadro od latinske reči moles, što znači teret. Pojam molekula je prvobitno bio predložen da bi se objasnila opažanja o masama elemenata koji se medjusobno povezuju. Pojmove hemijske veze i molekulske strukture prvi je uveo ruski hemičar Butlerov (1861). Cl. Odlučujući doprinosi razumevanju strukture molekula došli su od: G. N. Lewis-a (važnost elektronskog para u formiranju molekula) i Linus-a Paulinga, koji je dao kvantno mehanički doprinos.
Danas se molekuli «mogu videti». Eksperimentalno, odredjivanje strukture vrši se upotrebom najmodernijih spektroskopskih metoda ili difrakcijom rendgenskih zraka, kao i detaljnim teorijskim tretmanom. Najmanji molekul je homonuklearni dvoatomski molekul vodonika, a najveći poznati molekul je molekul DNK.
Glavna pitanja u razumevanju strukture molekula su: - Zašto se jedinjenja stvaraju? - Zašto molekuli imaju svoje karakteristične oblike? - Zašto se neki atomi retko nalaze u jedinjenjima a neki rado prave čitave atomske mreže i lance? Atomi se vezuju u jedinjenja ako se pri tome oslobadja energija. Energije atoma i njihovih jedinjenja odredjene su načinom na koji su rasporedjeni njihovi elektroni. Dakle, stvaranje jedjinjenja je moguće ukoliko pregrupisavanje elektrona dovodi do postizanja niže energije. Postoje dva načina na koji se mogu menjati medjusobni položaji elektrona: Atom može potpuno predati 1 ili više elektrona drugom atomu. Na taj nači nastaju joni koji se drže zajedno zbog elektrostatičkog privlačenja razlnoimenih naboja. Na ovaj način nastaje JONSKA VEZA. Dva atoma mogu deliti (to jest, zajednički posedovati) elektrone. Na ovaj način nastaje KOVALENTNA VEZA. Jonska i kovalentna veza spadaju u kategoriju EMIJSKI VEZA.
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.
Vezuvanje 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. 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. 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.
Na ovaj način nastaju jonski kristali. Nema pojedinačnih molekula nastalih jonskom vezom, već postoje skupine katjona i anjona povezane u kristalne rešetke!
NaCl jonska jedinjenja se sastoje od rešetke pozitivnih i negativnih jona. CsCl
REZIME: Jonska veza -prenos elektrona Ispunjeno oktetno pravilo 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 da jedan ili više elektrona postaje pozitivno naelektrisana vrsta, katjon. Atom nemetala koji primi jedan ili više elektrona postaje negativno naelektrisana vrsta, anjon.
katjoni
Anjoni
Lewis-ove strukture za jonska jedinjenja Jačine veza u jonskim jedinjenjima su zbog jakih elektrostatičkih sila vrlo visoke i uvek su veće od 1000kJ/mol BaO O Ba Ba 2+ 2- O Tačka ključanja MgCl 2 1412 o C MgCl 2 Mg Cl Cl Mg 2+ - 2 Cl 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.
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.
Kovalentna veza - atomi u jedinjenju dele elektronske parove Ispunjeno pravilo okteta ugljenik 1s 2s 2p C u C 4 1s 2s 2p
CO 2 O + C + O O C O = O C O Višestruka veza O C O O C O O C O O C O PCl 3 Cl P Cl Cl Cl P Cl Cl Cl P Cl Cl
Lewis-ova struktura prikazuje molekul sa simbolima elementa, vezu kao liniju i tačke kao slobodni elektronski par. + Cl + Cl Cl Cl N + N N N number of electrons around each atom = e number of electrons around each atom = Ar Trostruka veza number of electrons around each atom = Ne Pravilo okteta
Rezonantne strukture NO NO 2 N O N O Resonace Arrows Rezonantna struktura nastaje kada je moguće napisati više od jedne Lewis-ove strukture za dati molekul (preraspodeliti elektrone) O N O O N O O N O
Eksperimentalni dokazi o tome da su elektronski parovi podeljeni dobijeni su primenom raznih metoda. Postavlja se pitanje: zašto dva ista atoma formiraju molekul? 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. Ovo uzajamno privlačenje izmedju jezgara i elektronskih oblaka dovelo je do stvaranja kovalentne veze.
MODEL VALENTNE VEZE ibridizacija atomskih orbitala
MODEL VALENTNE VEZE + Dva elektrona u s 1s su na nižim energetskim stanjima nego u pojedinačnim atomima što vodi stvaranju kovalentne veze.
MODEL VALENTNE VEZE ibridizacija atomskih orbitala 1. sp 3 hibridizacija Detaljnije u organskoj hemiji C 4 facts: C tetrahedral, 4 equivalent bonds C 2s 2p sp 3 hybrid a.o.s: promote electron 2s 4 2p C C(sp 3 ) tetrahedral (sp 3 C + 1s ) hybridize sp 3 hybrid a.o.s
MODEL VALENTNE VEZE ibridizacija atomskih orbitala 1. sp 3 hibridizacija Detaljnije u organskoj hemiji C N O lone pairs in sp 3 a.o.s C C N C C O (sp 3 C + sp 3 C) (sp 3 C + sp 3 N) (sp 3 C + sp 3 O)
MODEL VALENTNE VEZE ibridizacija atomskih orbitala 2. sp 2 hibridizacija C 2 4 facts: trigonal planar = sp 2 C Detaljnije u organskoj hemiji C Svih šest atoma su u istoj ravni 1s 1s 1s 1s C sp 2 2p C sp 2 2p 2p C C (sp 2 C + 1s ) (sp 2 C + sp 2 C) overlap p orbitals C C bond all atoms coplanar for p orbital overlap = C C double bond = 1 bond + 1 bond
MODEL VALENTNE VEZE ibridizacija atomskih orbitala 2. sp 2 hbridizacija C C Detaljnije u organskoj hemiji C O C C C C O O lone pairs in sp 2 a.o.s (sp 2 C + sp 2 C) + (sp 2 C + sp 2 O) +
MODEL VALENTNE VEZE ibridizacija atomskih orbitala 3. sp hibridizacija Detaljnije u organskoj hemiji C 2 2 facts: C C linearna = sp 1s 1s C 2p C 2p sp sp 2p 2 bonds C C C C = C C (sp C + 1s ) (sp C + sp C ) triple bond = 2 bonds + 1 bond
MODEL VALENTNE VEZE ibridizacija atomskih orbitala sp hibridizacija Detaljnije u organskoj hemiji C N C N N lone pair in sp a.o. (sp C + sp N ) + 2
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 0 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 = 2.1 2.1 = 0 podjednako privlače par elektrona Cl Cl = 3.0 3.0 + nepolarna kovalentna veza Cl = 0.9 nejednako privlače par elektrona = 2.1 3.0 polarna kovalentna veza Na + Cl = 2.1 Prenos elektrona = 0.9 3.0 jonska veza generalno: X< 1.9 kovalentna veza > 1.9 jonska veza nemetal + nemetal metal + nemetal
F-F (2.5 2.5 = 0) -F (4.0 2.1 = 1.9) LiF (4.0 1.0 = 3.0) F + - U svim slučajevima se postiže stabilna konfiguracija neona nepolarna kovalentna polarna kovalentna jonska Ne 1s 2, 2s 2, 2p 6 Na + F Na + + [ F ] _ Primer jonske veze
REZIME: Kovalentna veza - podela elektrona Medjutim, u mnogim jedinjenjima postoje slobodni elektronski parovi. Nevezivni (slobodni) elektronski par Vezivni elektronski par Element Broj veza Broj slobodnih elektronskih parova 1 0 C 4 0 N, P 3 1 O, S, Se 2 2 F, Cl, Br, I 1 3
U kovalentnoj vezi, svaki atom poseduje elektronski par (parove) kao da su njegovi. Oblici molekula rezultat su elektrostatičkih odbijanja medju elektronskim parovima. Primer molekul C 4 4 elektronska para se medjusobno odbijaju i zauzimaju energetski najpovoljniji raspored, odnosno, medjusobno najudaljenije položaje, što dovodi do stvaranja tetraedarske konfiguracije.
Teorija odbijanja valentnih orbitala (Valence shell electron pair repulsion (VSEPR) theory) objašnjenje oblika kovalentnih molekula. Elektronski parovi se medjusobno odbijaju tako da molekul ima oblik koji odgovara minimumu odbojnih sila izmedju njih.
Medjusobni odnos (broj) vezivnih i nevezivnih elektrona oredjuje oblik i polarnost molekula. N: 1s 2 2s 2 2p 3
Jonska veza i kovalentna veza -poredjenje 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.
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 nastao hemijskom vezom jačina veze molekul Jonska veza : 400-4000 J/mol Kovalentna veza: 150-1100 kj/mol
Jonska jedinjenja imaju znatno više tačke topljenja i tačke ključanja od kovalentnih MgCl 2(l) Jonska veza 1412 o C PCl 3(l) Polarna kovalentna veza 76 o C
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 ( ) se definiše kao: = QR Količina naelektrisanja rastojanje R + centar
jedinjenje Polarne kovalentne veze: Dužina veze (Å) Razlika u elektronegativnosti -F 0.92 1.9 1.82 -Cl 1.27 0.9 1.08 -Br 1.41 0.7 0.82 -I 1.61 0.4 0.44 Dipolni momenat(d) 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 O C O Linerni molekul CO 2 : dipoli su suprotno orijentisani pa je ukupni dipolni moment jednak nuli molekul nije polaran Polarani molekuli Polarni C 3 Cl CCl 3 Nepolaran CCl 4
U električnom polju dipoli se usmeravaju bez polja električno polje Električno polje može da potiče od molekula u okruženju!
MEDJUMOLEKULSKE SILE - sile koje deluju izmedju molekula 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 Sila uzajamnog dejstva van der Waals-ove sile Vodonična veza je posebna klasa dipol-dipol interakcija, i posebno je važna klasa medjumolekulskih interakcija.
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 Na + (aq) Na + koordinaciona sfera
dipol - dipol interakcija Ostvaruje se kod molekula sličnih veličina. Što je veći dipolni momenat ovim 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 Indukovani dipol Dipol - Indukovani Dipol + + - - + + - jon Polarizovana vrsta dipol Polarizovana vrsta + - + jon Indukovani dipol - + - + Dipol - Indukovani Dipol - + - + + - + 3-15 kj/mol Fe +2 O 2 - Cl 2-10 kj/mol Cl - Cl
Londonove disperzione sile Trenutno indukovana dipoldipol interakcija, vrlo slabe sile uvek prisutne u tečnom i čvrstom stanju.
6. Disperzione (London) - - + + 6. Disperzione (London) - A + - B + U dužem vremenskom periodu (nepolarno) - + trenutno (polarno) Trenutni dipol Indukovani dipol 0.05-40 kj/mol Bilo koja vrsta bilo koja vrsta
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 atoma u jednom molekulu i atoma (O,F,N) na kojima su slobodni elektronski parovi u drugom molekulu. Atom je mali, izrazito elektronegativan. Energija ove veze je oko 5% od prosečne kovalentne veze (3 5 kj/mol). Vodonična veza
VODONIČNA VEZA - posebni slučaj dipol-dipol interakcije Nastaje kada se vodonik vezuje za elektronegativni atom drugog molekula. N- N- O- N- F- N- N- O- O- O- F- O- N- F- O- F- F- F- + - -veza Zahteva nespareni elektronski par visoko elektronegativnog elementa
Vodonična veza je izuzetno jaka dipol-dipol interakcija koja se javlja kod molekula sa -O, -N, ili F grupama. 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.
Posledice postojanja vodonične veze A, B su N, O ili F - A - + :B - - 10-40 kj/mol Eksperimentalno pokazano da su tačke ključanja supstanci sa vezama -F, -O, i -N veoma visoke. -zahteva da bude vezan za neki elektronegativniji element molekulu F, O, ili N). Elektroni u -X (X = elektronegativni element) se nalaze mnogo bliže X nego. ima samo jedan elektron, tako da je -X veza, uvek polarna + je prisutno na a - na X. -veze su veoma jake.
-veza postoji izmedju molekula metanola ali i izmedju metanola i vode C O.....Ọ.. C Zato su ove dve supstance mešljive!
zatim... Koji od ova dva alkohola ima višu temperaturu ključanja? C 3 O ili C 3 C 2 O Oba molekula su polarna, oba grade vodonične veze. Veći molekul etanola se više polariše, molekuli medjusobno jače interaguju i zato je 66 o C 78 o C
zatim... Koje od ova dva jedinjenja ima višu tačku ključanja? Polarna kovalentna veza C 3 N 2 ili C 3 F Gradi -vezu! Ne gradi -vezu! -6 o C -78 o C
STRUKTURA PROTEINA
Medjumolekulske sile u proteinima
Poseban slučaj - voda
Struktura leda odredjena je uredjenom vodoničnom vezom
Postojanje vodonične veze objašnjava zašto led pliva po vodi
Poseban slucaj - alkoholi
Molekulski spektri Mnoga jedinjenja (njihovi molekuli) adsorbuju ultravioletno (UV) ili zračenje iz vidljivog dela spektra (Vis). Sledeća slika prikazuje prolazak zraka monohromatske svetlosti (zraka jedne talasne dužine) kroz uzorak. Prolaskom svetlosti, dešava se apsorpcija i intenzitet svetlosti se smanjuje sa upadne vrednosti (I 0 ) na manju vrednost (I).
Kada zrak svetlosti odredjene talasne dužine (λ) i upadnog intenziteta I 0 prolazi kroz uzorak koji apsorbuje zračenje, intenzitet svetlosti koja je propuštena zavisiće od tri faktora: -Od toga da li uzorak apsorbuje zračenje na toj talasnoj dužini; -Od dužine puta koji svetlost prolazi (širine kivete l ); -Od koncentracije supstance koja vrši apsorpciju svetlosti u tom rastvoru (c). Frakcija (udeo) zračenja koja je propuštena kroz rastvor, ili transparencija (T) definisana je sa: It gde je I t intenzitet propuštene svetlosti; a I 0 intenzitet upadne svetlosti. Vrednost transparencije kreće se od 1 100%. T I 0
Transparencija nekog uzorka menja se logaritamski zavisno od širine kivete i koncentracije uzorka, na sledeći način: log (1/T) = -log T = (konstanta proporcionalnosti) l C Konstanta proporcionalnosti zavisi od hemijske prirode supstance koja apsorbuje, talasne dužine svetlosti i jedinica za l i c. Uobičajeno se l izražava u cm, a c u mol/l; tada je ova konstanta proporcionalnosti nazvana molarna apsorptivnost (izražena u L cm-1 mol-1 i obeležena se ε ili a). Uobičajeno se do vrednosti za ε (a) dolazi merenjem transparencije za rastvor poznate koncentracije. Prethodna relacija odnosi se na količinu svetlosti koja je prošla kroz rastvor. Medjutim, često se izražava i količina svetlosti koja je zadržana (apsorbovana) od strane rastvora, pa definišemo novu veličinu, apsorbanciju (A), kao: A = log (1/T) = -log T
Kada izršimo potrebne zamene: A = ε b c (gde je c u mol/l or M) A = a b c (gde je c = g/l) ili: Ova jednačina poznata je kao Berov zakon, i daje linearnu vezu izmedju apsorbancije i koncentracije uzorka. Treba obratiti pažnju na to da postoji opseg važenja ovog zakona!
Odredjuje se apsorbancije za tri do pet standarnih rastvora (poznatih koncentracija) i unosi u grafik A = f(c). Tada se meri apsorbancija nepoznatog rastvora I njegova konventracija očitava direktno sa grafika.
Kako se odredjuje talasna dužina na kojoj se meri apsorbancija? Ako odredjujemo količinu apsorbovane svetlosti na različitim talasnim dužinama, dobićemo grafik koji nazivamo apsorpcionim spektrom. Ovaj grafik pokazuje specifičnu talasnu dužinu na kojoj kriva dostiže svoj maksimum, odnosno, na kojoj je apsorpcija svetlosti maksimalna. Energija koja odgovara ovoj talasnoj dužini odgovara razlici energija koju elektron ili u molekulu koji apsorbuje svetlost (u uzorku) u normlanom i u pobudjenom stanju.
Apsorpcioni spektar supstance može prvenstveno biti upotrebljen da bi bilo odredjenjo prisustvo supstance za kvalitativnu analizu; jer svaka hemijska vrsta imaspecifične energetske nivoe koji mogu da apsorbuju enerigju, zavisno od njene jedinstvene elektronske konfiguracije. Ipak, naješća primena je za kvantitativnu analizu, primenom napred prikazanog Berovog (Lamber-Berovog) zakona.