HEMIJSKE VEZE
Pri meñusobnom spajanju atoma nastaje energetski stabilniji sistem. To se postiže: - prelaskom atoma u pozitivno i negativno naelektrisane jone koji se meñusobno privlače, jonska veza - sparivanjem elektrona iz dva atoma i stvaranjem zajedničkog elektronskog para, kovalentna veza
1
MEĐUATOMSKE hemijske veze 1. Jonska 2. Kovalentna a) nepolarna b) polarna c) koordinativna 3. Metalna veza
JONSKA VEZA Struktura atoma - atomska konfiguracija valentnih elektrona predstavlja se • Luisovim formulama Reakcija natrijuma i hlora, po Luisu:
atomi
prelazak elektrona sa redukcionog na oksidaciono sredstvo
jonsko jedinjenje
2
Joni - atomi ili grupe atoma koji poseduju odreñeno naelektrisanje.
″Katjon″, jon u kome atom ili grupa atoma ima manjak elektrona u odnosu na protone, (+)
″Anjon″ , jon koji ima više elektrona od protona, (–) - ″mono-atomski jon″, Cl-, Mg2+, Br-....... (sastoji se iz samo jednog atoma) - ″poliatomski jon″, NH4+, OH-, SO42-...... (sadrži više od jednog atoma)
Jonska veza predstavlja silu privlačenja izmeñu suprotno naelektrisanih jona, pri čemu nastaju čvrsta, jonska jedinjenja.
3
Nastajanju jednog mola jonskog jedinjenja
Energija koja se oslobaña pri nastajanju jednog mola kristala na konstantnoj temperaturi, od pojedinačnih jonova u gasovitom stanju, naziva se energija kristalne rešetke - Ec. Na+(g) + Cl−(g) → NaCl(s)
Ec = -786 kJ/mol
Ec nije moguće izmeriti, već se ona može izračunati iz izmerenih termodinamičkih parametara.
● Entalpije prve četiri faze - merene eksperimentalno ● ∆Hf - standardna entalpija formiranja 1mola NaCl odreñena kalorimetrijski Primenjuje se Hesov zakon: ∆Hf = ∆Hfaze1 + ∆Hfaze2 + ∆Hfaze3 + ∆Hfaze4 + ∆Hfaze5 ∆Hfaze5 - energija formiranja čvrste jonske rešetke ∆H = Ec = -786 kJ/mol Hesov zakon: toplotni efekat hemijske reakcije je stalan, bez obzira da li se ona odigrava u jednom ili više stupnjeva. Zbir reakcionih toplota svih stupnjeva neke reakcije jednak je reakcionoj toploti direktne reakcije.
4
Jonska (elektrovalentna) veza nastaje:
Element – metal
Element – nemetal
● nisku energije jonizacije
● veliku elektronegativnost
● lako se oksidišu
● lako se redukuju
● katjoni
● anjoni
Alkalni metal – 1e-
katjon ↑ poluprečnik (zapremina) je manja od atoma
Halogeni element + 1e-
anjon ↑ poluprečnik je veći od atoma
5
Poznavajući grupu Periodnog sistema može se tačno predvideti broj elektrona koji atom otpušta ili prima - i u kojoj formi element postoji
Stabilni joni reprezentativnih elemenata pojedinih grupa I grupa
II grupa
III grupa
V grupa
Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+
Be2+ Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+
Al3+
N3P3-
VI grupa VII grupa O2S2Se2Te2-
FClBrI-
Kod prelaznih metala je to teže predvideti, zato što oni često formiraju više od jednog jona. Stabilni joni prelaznih metala Metal Kadmijum Hrom Kobalt Bakar Gvožñe
Jon Cd2+ Cr2+, Cr3+ Co2+, Co3+ Cu+, Cu2+ Fe2+, Fe3+
6
Tipična jedinjenja sa jonskom vezom su: •
halogenidi i oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala KCl, NaBr, Na2O, MgO, BaF2, Li2O, LiCl............
•
sulfidi i hidridi alkalnih i zemnoalkalnih metala Na2S, CaH2, KH, K2S, CaS, LiH................
I grupa (metali) i VII grupa (nemetali)
2 Na(s) ●
+
mekan, sivkast metal
● temperatura
topljenja-98ºC ● burno
reaguje sa vodom
Cl2(g) → 2 NaCl(s) ● žuto-zeleni
● bela,
čvrsta supstanca
gas ● korozivni
● temperatura
gas ● reaguje sa
vodom
topljenja-801ºC ●
rastvara se u vodi bez burne reakcije
7
Preko elektronske konfiguracije svih čestica:
11Na
(3s1)
→ Na+
- pri čemu gubi jedan elektron postiže stabilnu konfiguraciju Ne Na+ je izoelektronski sa Ne
17Cl
(3s2 3p5) → Cl− (3s2 3p6) - prima jedan elektron postiže stabilnu konfiguraciju Ar Cl- je izoelektronski sa Ar
Nastajanje jona natrijuma i hlora 5 alkalnih metala i 4 halogena elementa: 20 jedinjenja LiF, LiBr NaF, NaBr KF, KBr LiCl, LiI NaCl, NaI KCl, KI
8
Jonska jedinjenja •
čvrste, kristalne supstance
•
sadrže pozitivne i negativne jone, pravilno rasporeñene u trodimenzionalnoj kristalnoj rešetki
U kristalu NaCl, nema jonskih parova, već je svaki Na+ katjon okružen sa šest Clanjona i obrnuto.
Kristal natrijum-hlorida
9
I grupa (metali) i VI grupa (nemetali) 4 Li(s) + O2(g) → 2 Li2O(s) (2s1) 1 3Li (2s ) 3Li
→ Li+ → Li+
- gubi 1 elektron - gubi 1 elektron
Li+ jon je izoelektronski sa atomom helijuma
8O
(2s2 2p4)
→ O2-
(2s2 2p6)
- dobija 2 elektrona
O2- je izoelektronski sa atomom neona
2 [Li → Li+ + e-]
i
O + 2e- → O2-
Prikazano Luisovom formulom: .. .. + 2 Li ⋅ + ⋅ O ⋅ → 2 Li [: O :]]2˙˙ ˙˙ U Li2O - jonsko vezivanje je mnogo jače nego u NaCl temperaturom topljenja = 801°°C temperatura topljenja > 1700°°C
10
KOVALENTNA VEZA H2, O2, H2O, NH3, N2 •
izmeñu atoma kovalentna veza •
razlika u elektronegativnosti izmeñu dva elementa je nula ili je relativno mala •
veze unutar molekula - jake, a izmeñu molekula - slabe •
kovalentna jedinjenja imaju niže tačke topljenja i ključanja od jonskih jedinjenja.
Kovalentna veza - stvaranjem jednog ili više zajedničkih elektronskih parova izmeñu atoma, čime oni postižu elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa. - izmeñu atoma nemetala, koji imaju ● veliku energiju jonizacije ● jako privlačenje svojih valentnih elektrona
Može biti: - kovalentno-nepolarna - kovalentno-polarna - kovalentno-koordinativna
11
Kovalentno-nepolarna veza -Luisova elektronska teorija valanceIzmeñu dva istoimena atoma nemetala, iste elektronegativnosti. H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, i I2
Dvoatomni molekul hlora koji sadrži jednu (jednostruku) kovalentnu vezu
Dvoatomni molekul vodonika koji sadrži jednu (jednostruku) kovalentnu vezu Višestruke veze Dvostruka veza - dva para elektrona ravnomerno rasporeñena izmeñu jezgara
12
.. .. .. .. ⋅O⋅ + ⋅O⋅ → :O::O: (O=O) ˙˙ ˙˙ Dvoatomni molekul kiseonika koji sadrži dvostruku kovalentnu vezu Dvostruka veza se obrazuje kada su dva para elektrona ravnomerno rasporeñena izmeñu jezgara i predstavlja se dvostrukom crtom, = .
Ugljenik(IV)-oksid, sadrži dve dvostruke kovalentne veze
Trostruka veza - tri zajednička elektronska para formiraju trostruku vezu, koja se predstavlja sa tri crte,
≡
Dvoatomni molekul azota koji sadrži trostruku kovalentnu vezu
13
Kovalentno-nepolarna veza u: ● homonuklearnim dvoatomnim molekulama H2, Cl2, O2, N2,..... ● ″simetričnim″″ heteronuklearnim molekulama N2H4 i H2O2
Kovalentno-polarna veza Obrazuje u heteronuklearnim molekulama, izmeñu dva različita atoma nemetala. • element
A ima parcijalno negativno naelektrisanje (δ-)
• element
B ima parcijalno pozitivno naelektrisanje (δ+)
Zašto je veza polarna? - svi atomi ne privlače svoje valentne elektrone istim silama - niti privlače dodatne elektrone istom lakoćom
14
Elektronski par veze nije ravnomerno rasporeñen zmeñu atoma, te postoji pozitivan i negativan kraj, odnosno pozitivan i negativan pol – to su dipolni molekuli, a veza je kovalentnopolarna.
HF - gas na sobnoj temperaturi (kovalentno jedinjenje) HF – veza je polarna. Polarnost?!?
Elektronegativnost Definisao je Poling. To je mera sposobnosti jednog od atoma vezanih kovalentnom vezom u molekulu, da privlači elektronski par kovalentne veze.
15
Najveću elektronegativnost ima - fluor, koeficijent elektronegativnosti je 4.0 Najmanju elektronegativnost - alkalni metali, francijum
koeficijent elektronegativnosti ● Tipični metali
manji od 1 do 2
● Metaloidi
oko 2
● Nemetali
veći od 2
Kovalentno-polarna veza kod hlorovodonika
Kovalentno-polarna veza kod fluorovodonika
16
U kovalentnim molekulima HF, HCl, HBr i HI će dipoli biti različiti obzirom da F, Cl, Br i I imaju različitu elektronegativnost.
Vrednosti koeficijenta elektronegativnosti za elemente halogenovodonika i ∆(EN)
Polarnost molekula se prikazuje - dipolnim momentom, µ=dxq Molekuli koji sadrže polarno-kovalentne veze kao - HF, HCl, i CO orijentišu se u električnom polju.
Orijentacija polarnih molekula u električnom polju
17
Da li jedinjenje spada u kovalentna ili jonska: - kovalentna - jonska
∆(EN) < 1,2 ∆(EN) > 1,8
Procenat jonskog karaktera veze u zavisnosti od razlike u elektronegativnosti
Molekuli koji sadrže polarne veze mogu biti i polarni i nepolarni, Što zavisi od oblika molekula. Oblik i polarnost molekula
18
Dipolni momenat µ je vektorska veličina usmerena od pozitivnog ka negativnom naelektrisanju. CO2 je linearan molekul, sabiranjem dva vektora istog intenziteta i pravca, a suprotnog smera, dobije se da je µ = 0, molekul je nepolaran.
Raspored atoma u molekuli CO2
Jonska, kovalentno-polarna i kovalentno-nepolarna veza
19
K2SO4 - jonsko jedinjenje •
K+ jon i SO42- jon u odnosu 2:1
•
kovalentne veze u SO42-
•
visoka tačka topljenja, 1069°°C
•
vodeni rastvor i rastop provode struju
Kovalentno-koordinativna veza Oba elektrona zajedničkog elektronskog para, potiču od istog atoma. NH3 - u kiseloj sredini H + H3 N : + H → [ H – N : H ] + H H+ jon - praznu 1s orbitalu može da primi dva elektrona, akceptor elektrona Azot amonijaka - daje oba elektrona za vezu, donor elektronskog para
20
-Kovalentna veza prema teoriji valentne vezeU stvaranju kovalentne veze učestvuju jedino valentni elektroni. Hajtler i London - kovalentna veza u molekulu vodonika, σ - veza Nastaje preklapanjem atomskih orbitala dva atoma vodonika. Dva atoma vodonika se približavaju, do rastojanja r, orbitale se preklapaju i potencijalna energija je najmanja.
Dužina kovalentne veze izmeñu dva vodonika je 74 pm. Preklapanjem 1s orbitala dva vodonikova atoma - sigma veza
σs.
Formiranje molekula vodonika prema teoriji valentne veze σ veza - dolazi do preklapanja dveju atomskih orbitala duž meñunuklearne ose
21
Sigma veza koja nastaje preklapanjem: ● s-orbitala obeležava se kao σs veza ● p-orbitala σp veza ● s- i p-orbitala
σsp
veza
U molekulu fluorovodonika - σsp veza
U molekulu fluora - σp veza
22
H2S - to je nelinearan molekul u kome je veza H-S-H pod uglom od 92°° (odbijanjem elektronskih oblaka)
Druga vrsta kovalentne veze nastaje bočnim preklapanjem dve p-orbitale, p- i d-orbitale ili dve d-orbitale iste simetrije i naziva se π-veza.
σ-veza - primarna veza π-veza - sekundarna veza
23
Hibridizacija Hibridizacija je kombinovanje atomskih orbitala istih ili sličnih energija pri čemu nastaju nove, hibridne orbitale, sa novim osobinama, a njihov broj je jednak broju atomskih orbitala čijom kombinacijom nastaju. sp – hibridizacija • kombinovanjem
s- i p-orbitale • nastaju dve nove orbitale koje se nazivaju sp-hibridne orbitale • istog su oblika • ugao izmeñu sp-hibridnih orbitala je 180° ° • linearna hibridizacija
sp-hibridne orbitale
24
BeH2 Be energija
↑↓ 2s
2p
↑
↑
osnovno stanje rasparivanje elektrona
↑ ↑ sp sp
nehibridizovane 2p-orbitale
formiranje 2 sp-hibridne orbitale
Vezivanje u BeH2 prema teoriji valentne veze
25
sp2 – hibridizacija •
kombinovanjem jedne s- i dve p-orbitale • nastaju tri nove orbitale koje se nazivaju sp2-hibridne orbitale • istog su oblika • ugao izmeñu sp2-hibridnih orbitala je 120° ° • leže u istoj ravni (planarna)
Tri sp2-hibridne orbitale
26
BCl3 B ↑↓
energija
↑
2s
2p
↑
↑ ↑
osnovno stanje rasparivanje elektrona
↑ ↑ ↑ sp2 sp2 sp2
p
formiranje 3 sp2-hibridne orbitale
Vezivanje u BCl3 prema teoriji valentne veze
27
sp3 – hibridizacija •
kombinovanjem jedne s- i tri p-orbitale • nastaju četiri nove orbitale koje se nazivaju sp3-hibridne orbitale • istog su oblika • ugao izmeñu sp3-hibridnih orbitala je 109,5° ° • nalaze se u prostoru (tetraedarska)
CH4 C ↑↓ 2s ↑
↑
↑ ↑ 2p
↑ ↑ ↑
energija osnovno stanje rasparivanje elektrona
↑ ↑ ↑
sp3 sp3 sp3 sp3
formiranje 4 sp3-hibridne orbitale
28
Vezivanje u CH4
Višestruke veze Dva atoma spojena meñusobno dvostrukom ili trostrukom vezom. σ- i 1π-veza Dvostruku vezu čine 1σ Trostruku 1σ σ- i 2π-veze. \ σ / C C / π \
π ─C≡C─ π
Da bi π-veza nastala, atomi moraju da imaju nehibridizovane p-orbitale iste simetrije, koje mogu bočno da se preklope.
29
METALNA VEZA •
Kristalna rešetka metala je vrlo stabilna, što znači da je veza izmeñu atoma jaka.
•
Nastaje usled smanjenja energije elektrona pri približavanju atoma i postoji samo u većim agregatima atoma, kristalima
•
Nije prostorno usmerena
•
U metalima postoje pokretljivi elektroni
Model elektronskog gasa Metalnu rešetku čine zbijeno pakovani joni metala, nastali delimičnim otpuštanjem valentnih elektrona koji se slobodno kreću izmeñu njih (kao kretanje molekula gasa). Metalna veza se uspostavlja izmeñu pozitivnih jona i ″slobodnih elektrona″″, a ti ″slobodni elektroni″″ predstavljaju pomenuti elektronski gas.
30
Model elektronskih traka Stanje elektrona u rešetki metala opisuje atomska orbitala. Elektronske trake mogu biti: - potpuno popunjene elektronima (na nižem energetskom nivou) - delimično popunjene - nepopunjene (na višim energetskim nivoima) Te trake su meñusobno razdvojene zabranjenim zonama.
Potpuno popunjena traka - ne postoji mogućnost za kretanje elektrona, tj. provoñenje električne struje. Delimično popunjene trake - moguće je slobodno kretanje elektrona - valentna traka. Nepopunjena traka - provodna traka. Izmeñu valentne i provodne trake nalazi se zabranjena zona. Poluprovodnici – valentna i provodna traka razdvojene su širom zabranjenom zonom. Slabo provode električnu struju. Kristalni Si i Ge. Izolatori - širina zabranjene zone je tolika da elektroni ne mogu da preñu iz valentnog u provodni pojas.
31
Elektronske trake nastale preklapanjem atomskih orbitala
Elektronske trake
a) metala
b) poluprovodnika
c) izolatora
32
