HEMIJSKA VEZA ELEKTRONSKA TEORIJA VALENCE U stvaranju hemijske veze među atomima učestvuju samo elektroni u najvišem energetskom nivou valentni elektroni Atomi teže da postignu oktet elektrona na poslednjem energetskom nivou Postiže otpuštanjem ili primanjem e, ili sparivanjem e različitih atoma. Jonska veza Kovalentna nepolarna Kovalentna polarna
HEMIJSKA VEZA Jonska veza Postizanje stabilne elektronske konfiguracije otpuštanje ili primanje valentnih e. 11 Na(1s2 2s 2 2p 6 3s 1 ) Na + (1s 2 2s 2 2p 6 ) + e [Ne] 17Cl(1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ) + e Cl (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ) [Ar] Elektrostatičko privlačenje suprotno naelektrisanih jona jonska veza. Jonska krsitalna rešetka
JONSKA VEZA Prikaz nastajanja jonske veze po Luisu atomi joni Na + Cl Na + + Cl Na + Cl jonsko jedinjenje donor e akceptor e KATJON ANJON Nastanak jona od atoma je olakšan ukoliko je elektronska konfiguracija jona stabilna, naelektrisanje jona malo, prečnik atoma veliki u slučaju katjona (veći atomi lakše otpuštaju e ), odnosno mali u slučaju anjona (manji atomi lakše primaju e ).
JONSKA VEZA KATJONI Nastaju od atoma elemenata sa malom E i i E ea Grade ih atomi svih metala svi s, neki p, svi d i svi f elementi Uklanjanje više e iz atoma je energetski nepovoljno E i,n >... > E i,3 > E i,2 > E i,1 najčešći katjoni sa naelektrisanjem +1 i +2.
JONSKA VEZA KATJONI Svi s, neki p i neki d elementi grade katjone sa stabilnom elektronskom konfiguracijom (prethodnog) plemenitog gasa 11 Na [Ne]3s1 Na + [Ne] 20 Ca [Ar]3s2 Ca 2+ [Ar] 56 Ba 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 [Xe]6s 2 56Ba 2+ [Xe]
JONSKA VEZA KATJONI + 1 + 2
JONSKA VEZA KATJONI Prelazni elementi u grupama 3 12 i metali u grupama 13 15 grade katjone sa naelektrisanjem +1, +2 i +3, koji većinom nemaju elektronsku strukturu plemenitog gasa.
JONSKA VEZA KATJONI Mnogi elementi grade jone sa 18 e na poslednjem energetskom nivou (ns 2 np 6 nd 10 ) Cu +, Zn 2+,Ag +, Cd 2+, itd. 30 Zn 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 [Ar]4s 2 3d 10 30 Zn2+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 [Ar]3d 10 Neki p elementi grade jone sa 18+2 e na pretposlednjem i poslednjem energetskom nivou Pb 2+, Sn 2+, Bi 3+, itd. 82 Pb 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 2 82Pb 2+...5s 2 5p 6 5d 10 6s 2 50 Sn 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 2 50Sn 2+...4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 konfiguracija pseudo plemenitog gasa inertan elektronski par
JONSKA VEZA ANJONI Nastaju od atoma elemenata sa velikom E i i E ea Grade ih samo neki p elementi (16. i 17. grupa i azot). Prosti anjoni nikada nemaju naelektrisanje veće od 2 (izuzetak nitrid jon). Nastaju anjoni sa stabilnom elektronskom konfiguracijom (narednog) plemenitog gasa 8 O 1s2 2s 2 2p 4 [He]2s 2 2p 4 8 O2 1s 2 2s 2 2p 6 [Ne] 17 Cl 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 [Ne]3s 2 3p 5 17Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 [Ar]
JONSKA VEZA ANJONI 2 1
JONSKA VEZA Jonski poluprečnik + katjon atom Katjon je manji od atoma metala od koga je nastao. atom anjon Anjon je većiod atoma nemetala od koga je nastao.
JONSKA VEZA Jonski poluprečnik 1 2 [Ne] Trendovi jonskih poluprečnika odgovarajućih jona isti kao trendovi atomskih.
JONSKA VEZA Struktura jonskih jedinjenja jonska veza nije usmerena u prostoru grade kristalne rešetke manji joni većeg naelektrisanja jača jonska veza NaCl formulska jedinica NaCl
JONSKA VEZA Energija kristalne rešetke, E c Energija koja se oslobađa pri nastajanju jednog mola kristala od pojedinačnih, beskonačno udaljenih jona u gasovitom stanju. A + (g) + B (g) A + B (c) Δ r H = E c Određivanje E c pomoću Born Haberovog ciklusa (Hesov zakon)
JONSKA VEZA Energija kristalne rešetke, E c Born Haberov ciklus E i = 520 kj mol 1 Δ i H = E ea = 328 kj mol 1 E c =? E c = 1016 kj mol 1 Δ sub H = 155 kj mol 1 (1/2)Δ d H =79 kj mol 1 Δ r H=Δ f H = 590 kj mol 1 Δ r H = Δ f H = Δ sub H(Li) + 1/2 Δ d H(F 2 )+ E i (Li) + E ea (F) + E c
JONSKA VEZA SVOJSTVA JEDINJENJA SA JONSKOM VEZOM Kristalne supstance, tvrde i krte. Visoke temperature topljenja do preko 2000 o C. Veće privlačne sile F = const. Q ( r + r+) + Q 2, veće temperature topljenja. Jedinjenje Naelektrisanje jona Zbir poluprečnika (r + +r ), pm Temperatura topljenja, o C NaCl 1+, 1 102 181 800 BaO 2+, 2 135 140 1920 MgO 2+, 2 72 140 2800 Razlika u naelektrisanju Razlika u jonskom radijusu
JONSKA VEZA SVOJSTVA JEDINJENJA SA JONSKOM VEZOM U čvrstom stanju ne provode električnu struju. Urastopima i rastvorima provode električnu struju. vezani joni slobodni Dobra rastvorljivost (uz izuzetke) u polarnim rastvaračima. Loša rastvorljivost svih jonskih jedinjenja u nepolarnim rastvaračima.
ELEKTRONSKA TEORIJA VALENCE Atomi mogu da steknu stabilnu konfiguraciju plemenitog gasa tako što sa nekim drugim atomom obrazuju zajednički elektronski par. H + H H H 1s 2 1s 2 H + F H F 9 F 1s2 2s 2 2p 5 1s 2 1s 2 2s 2 2p 6 Stvaranjem okteta elektrona postiže se stabilna elektronska konfiguracija.
LUISOVE STRUKTURE; PRAVILO OKTETA valentni elektroni su predstavljeni tačkama H F kovalentna veza kovalentna veza H H H H HF H F slobodni elektronski parovi
H H C C H H jednostruke veze H F O N H H H H H H H + H C H H N H H H dvostruka veza trostruka veza N N
Koordinativna veza H H N + B Cl H Cl Cl H H N H Cl B Cl Cl Akceptor elektronskog para Donor elektronskog para koordinativna veza
PISANJE LUISOVIH STRUKTURA 1. Utvrditi koliko ima valentnih elektrona 2. Nacrtati skelet strukture dotične čestice, povezujući atome jednostrukim vezama 3. Odrediti broj valentnih elektrona preostalih za dalju raspodelu 4. Odrediti broj valentnih elektrona potrebnih za dostizanje okteta kod svakog atoma a) broj raspoloživih (3.) = broj potrebnih (4.) b) broj raspoloživih (3.) <broj potrebnih (4.) pretvoriti jednostruke veze u višestruke (C, N, S i O) u manjku 2 elektrona jedna dvostruka u manjku 4 elektrona jedna trostruka ili dve dvostruke
1. Utvrditi koliko ima valentnih elektrona Grupa 1 2 13 14 15 16 17 Broj valentnih e 1 2 3 4 5 6 7 Anjonima se dodaje e za svako negativno naelektrisanje. Katjonima se oduzima e za svako pozitivno naelektrisanje.
OCl 1. broj valentnih elektrona 6 (iz O) + 7 (iz Cl) + 1 (od naelektrisanja) = 14 2. skelet strukture [O Cl ] 3. broj elektrona preostalih za raspodelu 14 2 = 12 4. broj elektrona potrebnih da svaki atom postigne oktet 6 (za O) + 6 (za Cl) = 12 nema višestrukih veza [O Cl ]
CH 4 O 1. broj valentnih elektrona 4 (iz C) + 4 (za H) + 6 (iz O) = 14 2. skelet strukture H H C O H H 3. broj elektrona preostalih za raspodelu 14 10 = 4 4. broj elektrona potrebnih da svaki atom postigne oktet 4 (za O) nema višestrukih veza H H C O H H
N 2 1. broj valentnih elektrona 2x5 = 10 2. skelet strukture N N 3. broj elektrona preostalih za raspodelu 10 2 = 8 4. broj elektrona potrebnih da svaki atom postigne oktet 2 x 6 (za N) = 12 jedna trostruka veza N N
Rezonantne strukture U molekulu SO 2 postoji samo jedna vrsta veze. O S O O S O rezonantne strukture Struktura molekula ne može da se prikaže jednom Luisovom strukturnom formulom O O N O stvarna struktura rezonantni hibrid O O N O O O N O
Izuzeci od pravila okteta 1. Jedinjenja u kojima je centralni atom okružen sa manje od osam elektrona BeCl 2 Cl Be Cl 4Be 1s 2 2s 2 F F B F BF 3 5B 1s 2 2s 2 2p 1 Lako gradi koordinativne veze
Izuzeci od pravila okteta 2. Jedinjenja u kojima je centralni atom okružen sa više od osam elektrona (jedinjenja elemenata od treće periode) PCl 5 SF 6 15P 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 16S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 P okružen sa 10 elektrona S okružen sa 12 elektrona prošireni oktet
Izuzeci od pravila okteta 2. Jedinjenja u kojima je centralni atom okružen sa više od osam elektrona XeF 4 1. broj valentnih elektrona 8 (iz Xe) + 4x7 (iz F) = 36 2. skelet strukture 3. broj elektrona preostalih za raspodelu F 36 8 = 28 4. broj elektrona potrebnih da svaki atom postigne oktet 4 x 6 (za F) = 24 4 elektrona viška F F Xe F F F Xe F F
Izuzeci od pravila okteta 3. Jedinjenja sa neparnim brojem valentnih elektrona NO broj valentnih elektrona = 5 + 6 = 11 NO 2 broj valentnih elektrona = 5 + 6 x 2 = 17 neparan broj valentnih elektrona Ispravna Luisova struktura neparan broj elektrona (manje od 8) se pripisuje manje elektronegativnom atomu. N= O O N. O O N. O
GRAĐA MOLEKULA GRAĐA MOLEKULA = GEOMETRIJSKI OBLIK X 2 X X Y X Y XY 2 Y X VSEPR model odbijanja elektonskih parova u valentnoj ljusci valence shell electron pair repulsion model Y
GRAĐA MOLEKULA AKO CENTRALNI ATOM NE SADRŽI SLOBODNE ELEKTRONSKE PAROVE Tip čestice Usmerenje elektronskih parova Očekivani ugao između veza Primer Skica AX 2 Linearno 180 o BeF 2
GRAĐA MOLEKULA AKO CENTRALNI ATOM NE SADRŽI SLOBODNE ELEKTRONSKE PAROVE Tip čestice Usmerenje elektronskih parova Očekivani ugao između veza Primer Skica AX 3 trougaono planarno 120 o BF 3
GRAĐA MOLEKULA AKO CENTRALNI ATOM NE SADRŽI SLOBODNE ELEKTRONSKE PAROVE Tip čestice Usmerenje elektronskih parova Očekivani ugao između veza Primer Skica AX 4 tetraedarsko 109,5 o CH 4
GRAĐA MOLEKULA AKO CENTRALNI ATOM NE SADRŽI SLOBODNE ELEKTRONSKE PAROVE Tip čestice Usmerenje elektronskih parova Očekivani ugao između veza Primer Skica AX 5 trougaono bipiramidalno 90 o 120 o 180 o PF 5
GRAĐA MOLEKULA AKO CENTRALNI ATOM NE SADRŽI SLOBODNE ELEKTRONSKE PAROVE Tip čestice Usmerenje elektronskih parova Očekivani ugao između veza Primer Skica AX 6 oktaedarsko 90 o 180 o SF 6
UTICAJ SLOBODNIH ELEKTRONSKIH PAROVA NA GRAĐU MOLEKULA centralni atom AX n E m periferni atom (zajednički elektronski par) slobodni elektronski par 1. Prostorni raspored elektronskih parova je približno isti kao kada postoje samo zajednički elektronski parovi ALI 2. Građa molekula (prostorni raspored prisutnih atoma) je sasvim različit kada su prisutni slobodni elektronski parovi
UTICAJ SLOBODNIH ELEKTRONSKIH PAROVA NA GRAĐU MOLEKULA NH 3 BF 3 H N H ima isti broj elektronskih parova kao CH 4 H NH 3 trougaona piramida
UTICAJ SLOBODNIH ELEKTRONSKIH PAROVA NA GRAĐU MOLEKULA H 2 O BeF 2 H O H ima isti broj elektronskih parova kao CH 4 H 2 O savijena građa
UTICAJ SLOBODNIH ELEKTRONSKIH PAROVA NA GRAĐU MOLEKULA CH 4 AX 4 NH 3 Prostorni raspored elektronskih parova AX 3 E H 2 O AX 2 E 2 Građa molekula (prostorni raspored prisutnih atoma) Tetraedar Trougaona Savijenja piramida građa
UTICAJ SLOBODNIH ELEKTRONSKIH PAROVA NA GRAĐU MOLEKULA Ukupan broj elektronskih parova Tip čestice Ugao između veza Građa molekula Primeri 2 AX 2 180 o Linearna BeF 2 3 AX 3 AX 2 E 120 o Trougaona planarna < 120 o Savijena BF 3, SO 3 GeF 2, SO 2 4 AX 4 AX 3 E AX 2 E 2 109,5 o < 109,5 o < 109,5 o Tetraedar Trougaona piramida Savijena CH 4 NH 3 H 2 O Slobodni e parovi zauzimaju više prostora od zajedničkih, pa su uglovi između veza manji nego kod tetraedra.
VIŠESTRUKE VEZE I GRAĐA MOLEKULA u pogledu građe molekula višestruka veza = jednostruka veza CO 2 O =C =O F Be F O =C =O linearni molekul Građu molekula sa jednim centralnim atomom određuje broj perifernih atoma vezanih za centralni atom bez obzira na vrstu veze među tim atomima broj slobodnih elektronskih parova oko centralnog atoma
VIŠESTRUKE VEZE I GRAĐA MOLEKULA ClO 3 NO 3 O Cl O O Tip AX 3 E O O N O Tip AX 3 N 2 O N =N =O Tip AX 2 Trougaona piramida Trougaona planarna Linearna građa Ugao između veza nešto manji od tetraedarskog 109,5 o Ugao između veza 120 o Ugao između veza 180 o
POLARNOST KOVALENTNE VEZE POLARNE (POLARNI) Nesimetrična raspodela elektrona. Postoji negativan i pozitivan pol dipol. KOVALENTNE VEZE I MOLEKULI NEPOLARNE (NEPOLARNI) Simetričan raspored elektrona. Ne postoji pozitivan i negativan pol.
POLARNOST KOVALENTNE VEZE H 2 HF Razlika u elektonegativnosti Δχ = χ(f) χ(h) = 4,0 2,2 = 1,8 simetrična raspodela elektronske gustine NEPOLARNA VEZA nesimetrična raspodela elektronske gustine POLARNA VEZA
POLARNOST KOVALENTNE VEZE U nepolarnom molekulu ne postoji pozitivni i negativni pol. U polarnom molekulu postoji pozitivni (δ + ) i negativni pol (δ ) dipoli. + elektroda elektroda DIPOLNI MOMENT (µ) veličina težnje molekula da se orijentiše u el. polju H µ= 0 2 HF µ 0 HìF H δ+ F δ
ELEKTRONEGATIVNOST Merilo sposobnosti jednog od atoma vezanog kovalentnom vezom u molekulu AB, da delimično privuče elektronski par. Energija polarne kovalentne veze > Energije nepolarne kovalentne veze Za iznos ΔE A B Poling ΔE = k( χ χ ) 2 A B B A Fluoru pripisao χ = 4,0 Miliken χ = E i + E 2 ( ea)
ELEKTRONEGATIVNOST Relativni koeficijenti elektronegativnosti Raste najveća 4.0 najmanja Raste
ELEKTRONEGATIVNOST Razlika elektronegativnosti za procenu polarnosti veze. Δχ = 0 nepolarna kovalentna veza 0 < Δχ < 1,9 polarna kovalentna veza Δχ >1,9 jonska veza C=S Δχ = χ(s) χ(c) = 2,5 2,5 = 0 nepolarna kovalentna veza C=O Δχ = χ(o) χ(c) = 3,5 2,5 = 1,0 polarna kovalentna veza H F Δχ = χ(f) χ(h) = 4,0 2,1 = 1,9 polarna kovalentna veza Li F Δχ = χ(f) χ(li) = 4,0 1,0 = 3,0 jonska veza
POLARNOST MOLEKULA Molekuli sa jednom polarnom vezom su uvek polarni. Kod molekula sa više polarnih veza postojanje dipolnog momenta određuje građa molekula. BeF 2 H 2 O ë ì simetričan nepolaran ë ì savijen polaran BF 3 NH 3
POLARNOST MOLEKULA CCl 4 CHCl 3 simetričan nepolaran NEPOLARAN MOLEKUL ako su polarne veze simetrično raspoređene oko centralnog atoma
POLARNOST MOLEKULA O SO 2 BF 3 S F F O B Tip AX 2 E Savijena građa POLARAN F Tip AX 3 Trougaona planarna NEPOLARAN CO 2 O =C =O Tip AX 2 Linearna NEPOLARAN Molekuli tipa AX 2, AX 3 i AX 4 su nepolarni Molekuli tipa AX 2 E, AX 2 E 2 i AX 3 E su polarni
DUŽINA KOVALENTNE VEZE Rastojanje između jezgara atoma vezanih kovalentnom vezom. 1. Zavisi od veličine atoma, ali uglavnom nije jednaka zbiru atomskih poluprečnika atoma. Atomski poluprečnici d d(a B) r A + r B Odstupanje je veće ukoliko je veza polarnija.
DUŽINA KOVALENTNE VEZE Veza A B r A +r B, pm d(a B), pm Odstupanje,pm H F 109 92 17 H Cl 136 127 9 H Br 151 141 10 H I 170 161 9 Raste sa povećanjem atoma halogena. Odstupanje usled polarnosti veze. 2. Višestruke veze su kraće od jednostrukih (i jače). C C C=C C C Red veze 1 2 3 Dužina veze (pm) 154 134 120
ENERGIJA KOVALENTNE VEZE Energija potrebna da se u 1 molu molekula A B u gasovitom stanju raskine kovalentne veza i dobije po 1 mol atoma A i atoma B u gasovitom stanju. AB(g) A(g) + B(g) Δ dis H =E A B Energija polarne kovalentne veze je veća od energije nepolarne kovalentne veze.
SVOJSTVA SUPSTANCI SA KOVALENTNIM VEZAMA KOVALENTNE SUPSTANCE MOLEKULSKE (polarne i nepolarne) MAKROMOLEKULSKE Nepolarne kovalentne supstance uglavnom gasovite tečnosti su niske temperature ključanja čvrste su niske temperature topljenja loše se rastvaraju u polarnim, a dobro u nepolarnim rastvaračima rastvori ne provode el. struju Polarne kovalentne supstance dobro se rastvaraju u polarnim rastvaračima (često uz jonizaciju) rastvori provode el. struju
SVOJSTVA SUPSTANCI SA KOVALENTNIM VEZAMA MAKROMOLEKULSKE NEORGANSKE KOVALENTNE SUPSTANCE Atomi povezani kovalentnim vezama grade trodimenzione ili dvodimenzione rešetke Grafit C graf Dijamant C dijam Kvarc SiO 2 visoke temperature topljenja grafit i dijamant T m >3500 o C; SiO 2 T m = 1700 o C. nerastvorne, ne provode struju (izuzev grafita).
METALNA VEZA Svojstva metala čvrste kristalne supstance sjaj kovnost dobro provođenje toplote i elektriciteta Male energije jonizacije Lako otpuštaju elektrone Fotoelektrični efekat Termoelektronska emisija Dobro provođenje toplote i elektriciteta Velika pokretljivost elektona 1. MODEL ELEKTRONSKOG GASA 2. MODEL ELEKTRONSKIH TRAKA
METALNA VEZA 1. MODEL ELEKTRONSKOG GASA metalna rešetka jona metala slobodni elektroni Metalna veza se uspostavlja između katjona i slobodnih e. Elektroni se kreću kao molekuli gasa.
METALNA VEZA 2. MODEL ELEKTRONSKIH TRAKA 2p Zabranjena zona Provodna traka 3Li 1s 2 2s 1 Energija 2s 1s Zabranjena zona Valentna traka Popunjena traka Broj atoma Broj elektrona 1 3 2 3 6 9 6 9 18 27 N 3N N atomskih orbitala N molekulskih orbitala Elektronska traka Kontinualan skup mogućih energetskih nivoa.
METALNA VEZA 2. MODEL ELEKTRONSKIH TRAKA Valentna traka 11Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 12Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 0 Zabranjena zona kod metala sa više elektrona trake su šire, pa se valentna i provodna traka preklapaju Popunjene trake
METALNA VEZA 2. MODEL ELEKTRONSKIH TRAKA Različita električna provodnost provodnika, poluprovodnika i izolatora Prazna Popunjena Prazna Preklapanje Popunjena Prazna Popunjena Malo ΔE Prazna Veliko ΔE Popunjena Metali Poluprovodnici Izolatori Povećanjem temperature smanjuje se provodnost poluprovodnika. Povećanjem temperature povećava se provodnost poluprovodnika.
METALNA VEZA FIZČKA SVOJSTVA METALA Temperatura topljenja Opada niz grupu. Porast veličine atoma slabljenje metalne veze Temperatura topljenja, o C T m (zemnoalkalnih metala) > T m (alkalnih metala) Veće elektrostatičko privlačenje e od strane dvovalentnih jona rešetke metala. Veći broj valentnih e.
METALNA VEZA FIZIČKA SVOJSTVA METALA Velika električna i toplotna provodljivost Sjaj Kovnost Dejstvo sile Deformisanje metala Metal Dejstvo sile Odbijanje jona Lom kristala Jonsko jedinjenjenje