Висока здравствено-санитарна школа

струковних студија ВИСАН

Хемија

3. Структура молекула – хемијске везе

Далтонова атомска теорија и Авогадрова молекулска теорија могуобјаснити тежњу атома да међусобно реагују и стварају молекулеелемената и молекуле једињења

3.1. Типови хемијских веза

Молекули елемената грађени су од истородних атома и најчешће представљају гасове

Хемијскe вeзe су силe коje држe заједно атоме у хемијскомједињeњу

Молекули једињења грађени су од два или више различита атома

КАКО ОБЈАСНИТИ НАСТАЈАЊЕ ХЕМИЈСКЕ ВЕЗЕ ?

1. Стварање хемијских веза и повезивање атома у молекуле може се објаснити потребом за смањењем укупне енергије и најстајањем стабилнијег енергетског стања.

Због тога је за разлагање једињења на aтоме потребно утрошити eнeргију како би се разбила хемијска веза. Везивање атома снижава потенцијалну енергију једињења у односу на појединачне атоме.

Врста и јачина хемијских веза често одређују особине једињења

Енергија потребна за разлагање једињења

на атоме (kJ/mol)

AB(g) →A(g) + B(g)

2. Стварање хемијских веза може се још објаснити и помоћутеорије електронске валенце

Хемијска веза се остварује помоћу електрона који се налазе успољашњем енергетском нивоу атома – валентни електрони

Валентни електрони су s и p електрони код елемената главних група иd и f електрони код прелазних елемената

Валенца елемента - број електрона који учествује у стварању хемијскевезе

ЛУИСОВЕ СТРУКТУРЕ

Упрошћен начин приказивања валентних електрона

Начин писања Луисових структура:

1. Написати симбол хемијског елемента2. сваки квадрат може да прими до 2 електрона

3. одредити број валенционих електрона

4. почети са попуњавањем квадрата –не правити парове док се не мора

Број валентних електрона одговара броју групе у периодном систему елемената

Атоми отпуштају, примају или деле електроне у циљупостизања електронске конфигурације племенитих гасова

ЗАШТО СУ ПЛЕМЕНИТИ ГАСОВИ СТАБИЛНИ ЕЛЕМЕНТИ ?

У спољашњем енергетском нивоу садрже попуњене s (2 е) и p (6 е)поднивое и не показују тежњу да граде једињења.

Енергетске конфигурације племенитих гасова са два (дублети, самоу случају хелијума) и осам (октети) електрона су стабилне па свиостали елементи теже оваквом стању. Зато се остали елементиповезују и граде хемијске везе у коима отпуштају или примајуповезују и граде хемијске везе у коима отпуштају или примајуелектроне док не постигну стабилну електроску конфигурацијунајближег племенитог гаса.

ХЕМИЈСКЕ ВЕЗЕ

УНУТАРМОЛЕКУЛСКЕ ВЕЗЕ МЕЂУМОЛЕКУЛСКЕ ВЕЗЕ

1. Јонска веза 1.Ван дер Валсове силе

2. Ковалентна веза 2. Водонична веза- неполарна- поларна- координативно-ковалентна

• ЈОНСКА ВЕЗА–потпуни • ЈОНСКА ВЕЗА–потпуни пренос електрона са једног атома на други

• КОВАЛЕНТНА ВЕЗА –електрони се деле између атома

• ВЕЋИНА ВЕЗА МЕЂУ АТОМИМА ЈЕ НЕГДЕ ИЗМЕЂУ

3.2. Јонска веза

Настаје преласком једног или више електрона са једног атома надруги – тако се постиже стабилна конфигурација најближегплеменитог гаса

Један атом отпушта електроне (донор) и постаје позитивнонаелектрисан јон (катјон), а други прима отпуштене електроне(акцептор) и постаје негативно наелектрисан јон (анјон). Насталијони се привлаче Кулоновим силама.

јонска веза

Пример настајања NaCl

јонска веза

натријум атомдонор

хлормолекулакцептор

натријум катјон

хлоранјон

Стварање јонске везе може се приказати и помоћу електронске кофигурације Na (редни број 11) и Cl (редни број 17):

Na 1s22s22p63s1 Na+1s22s22p6 исто каo [Ne] Cl 1s22s22p63s2p5 Cl-1s22s22p63s2p6 исто каo [Ar]

-е-

+е-

Пошто је Na отпусти електрон постаје позитивни јон, а Cl примањем електрона постаје негативни јон.

Супротно наелектрисани јони се привлаче и граде молекул једињења

Енергетика настајања јонске везе

Na(g) Na+(g) + e- + 494 kJ/mol

Cl(g) + e- Cl-(g) - 349 kJ/mol

Na+(g) + Cl-(g) NaCl(s) - 787 kJ/molNa (g) + Cl (g) NaCl(s) - 787 kJ/mol

Збирно: Na(g) + Cl(g) NaCl(s) - 642 kJ/mol

Енергија кристалне (јонске) решетке

Енергија (промена енталпије) потребна за раздвајање једног мола јонског једињења на јоне

Енергија кристалне решетке се повећава са порастом наелектрисања јона и смањењем величине јона

КОЈИ ЕЛЕМЕНТИ ГРАДЕ ЈОНСКУ ВЕЗУ ?

Јонску везу граде елементи који се јако разликују по својствима

Изразити метали (лево у периодном систему) са изразитим неметалима (десно у периодном систему) граде заједно јонску везу

То су најчешће елементи I и II групе (метали) са елементима VIIгрупе (нематели)

ЈОНСКА ЈЕДИЊЕЊА ГРАДЕ ГУСТО ЗБИЈЕНЕ КРИСТАЛНЕРЕШЕТКЕ КОЈЕ СЕ САСТОЈЕ ОД ПОЗИТИВНИХ И НЕГАТИВНИХЈОНА

1. Тврде кристалне супстанце

2. Висока тачка топљења3. Висока тачка кључања4. Растварају се у води и поларним растварачима5. Раствори ових једињења су електролити и проводе електричну

струју

6. Јонска веза није усмерена у простору

3.3. Ковалентна веза

Настаје између два атома неметала истих или различитих елеменатакоји не показују тежњу да отпуштају или примају електроне.

Луис 1916 – Ковалентна веза настаје грађењем електронског паракоји је заједнички за оба атома, тако оба атома заједнички стварајуелектронску конфигурацију која је стабилнија од електронскихконфигурација појединачних атома.

Ковалентна веза се јавља код:- молекула елемената (H2, Cl2) - неполарна ковалентна веза- молекула једињења (H2O, HCl) – поларна ковалентна веза

Ковалентна веза коју граде два атома водоника

настајање молекула водоника

настајање молекула хлороводоника

Примери ковалентне везе

Електрони у ковалентној вези

• Правило октета – репрезентативни елементи обично постижуелектронску конфигурацију племенитих гасова (8 електрона успољашњем нивоу) и већини својих једињења

• Везујући електрони – заједнички електронски пар• Невезујући електрони – слободни електронски пар

невезујући пар

везујући пар

Објашњење ковалентне везе на основу електронске конфигурације атома

електронске кофигурације H (редни број 1) и Cl (редни број 17) у ковалентној вези:

H 1s1 H 1s2 исто каo [He] Cl 1s22s22p63s2p5 Cl 1s22s22p63s2p6 исто каo [Ar]

Двоструке и троструке ковалентне везе

У молекулима који имају два односно три електронска пара

Једнострука ковалентна веза

у молекулима који имају само један заједнички електронски пар (нпр HCl)

Молекул кисеоника

Пример за двострукуковалентну везу

Молекул азотаПример за трострукуковалентну везу

КООРДИНАТИВНО-КОВАЛЕНТНА ВЕЗА

Посебан облик ковалентне везе

Један атом даје оба електрона за заједнички електронски пар (донор), а други их атом прима (акцептор)

слободан слободан електронски пар

слободан електронски пар

Координативно-ковалентна веза може настати и приликом формирања јона попут амонијум јона.

ПОЛАРНА КОВАЛЕНТНА ВЕЗА

Ковалентно везивање између различитих атома доводи најчешћедо неравноправне поделе заједничког електронског пара

Неравноправна подела електрона доводи до поларности везе -један крај везе има већу густину електрона од другог краја

Што је веза поларнија то је ближа јонској вези по својимсвојствима

Већина хемијских веза представља прелаз између јонске иВећина хемијских веза представља прелаз између јонске иковалентне везе.

Мали број молекула има чисто јонску или чисто ковалентнунеполарну везу.

Поларна ковалентна веза настаје код атома који се разликују посвојој електронегативности.

Крај везе са већом густином електрона има парцијално негативнонаелектрисање (δ-),Док крај везе са мањком електрона има парцијално позитивнонаелектрисање (δ+).наелектрисање (δ+).

Парцијална наелектрисања значе да електрони проводе вишевремена око појединог атома него око оба атома.

Електронегативност

мерило релативне способности неког атома да привлачи себи електроне заједничког електронског пара.

Вредности електронегативности:• у распону од 0,7 до 4,0• повећава се у периоди (са лева на десно)• смањују се у групи (од врха ка дну)

• већа вредност електронегативности значи да атом јаче привлачи електроне• што је већа разлика у електронегативности између два атома (који чине везу) то је већа поларност везе. Негативан крај (δ-) је више померен ка електронегативнијем атому.

Диполни момент

Сваки молекул код којег су центар позитивног наелектрисања ицентар негативног наелектрисања раздвојени има диполнимоменат.

Диполни момент се представља стрелицомкоја је усмерена од δ+ ка δ-

Сваки двоатомни молекул са поларном ковалентном везом имадиполни моменат.диполни моменат.

Диполни момент се дефинише као производ наелектрисања и растојања центара наелектрисања код дипола.

µ=e x l , e-нелектрисање, l-растојање између центара наелектрисања

Јединица за диполни момент је Дебај (D),

Геометрија молекула је битан чинилац који одлучује да ли ћемолекул имати диполни момент

Ако молекул има више од једне поларне ковалентне везе онда сецентри позитивног и негативног наелектрисања добијају напринципу слагања сила.

Молекул воде има диполни моментдиполни момент

Молекул угљен-диоксида нема диполни момент

ТЕОРИЈА КОВАЛЕНТНЕ ВЕЗЕ

Ковалентна веза се објашњава помоћу две теорије:1. Теорија валентних веза2. Теорија молекулских орбитала

Теорија валентних веза - у стварању везе учествују само спољашњивалентни електрони.Сваки валентни електрон задржава своје особине и оба електрона извезе чине ковалентну везу и локализована су у ограниченомвезе чине ковалентну везу и локализована су у ограниченомпростору.

Теорија молекулских орбитала - приближавањем два атома долази допреклапања атомских орбитала са неспареним електронима.Преклапање атомских орбитала доводи до формирања молекулскихорбитала (МО).Број молекулских орбитала једнак је броју атомских орбитала из којихсу оне настале.Сабирањем таласних функција атомских орбитала настају везивне МО,а одузимањем антивезивне МО.

АТОМСКЕ ОРБИТАЛЕ: описују расподелу електрона око појединогјезгра атома или јона, нпр.: s, p... хибридне орбитале

МОЛЕКУЛСКЕ ОРБИТАЛЕ: описују расподелу електрона око два(или више) језгара атома који су повезани у молекул, нпр.: σ и πвезе

σ везе прозилазе из преклапања атомских орбитала (s и s, s и p, px

и px) уздуж осе која повезује два језгра атома. Највећа густинаелектрона је између језгара, уздуж осе која их спаја.Карактеристичне су за једноструку везу.Карактеристичне су за једноструку везу.

π везе произилазе из бочног преклапања “p –p”орбитала са чвором уздуж осе спајања. Електрони се налазе “изнад”и “испод”осе спајања.

Све једноструке везе су σ везе.

Двострука веза се састоји од једне σ везе и једне π везе.

Трострука веза се састоји од једне σ везе и две π везе.

Међумолекулске привлачне силе настају код поларнихмолекула који се привлаче супротним половима

Између поларних молекула јавља се дипол-дипол привлачење иуспоставља нека врста хемијске везе

Два дипола се у простору распореде тако да се орјентишу једанка другом супротним половима и долази до њиховог

3.4. Међумолекулске везе

ка другом супротним половима и долази до њиховогелектростатичког привлачења

1. Ван дер Валсове везе

2. Водоничне везе

ВАН ДЕР ВАЛСОВЕ ВЕЗЕ

Ван дер Валсове везе последица су привлачењаизмеђу диполних молекула.

Када се поларни молекули услед дејствапривлачних сила приближе изврши се орјентацијамолекула у простору тако да се супротнонаелектрисани полови молекула привлаче.

Појава Ван дер Валсових сила између поларнихПојава Ван дер Валсових сила између поларнихмолекула изазива њихову асоцијацију.

За раскидање Ван дер Валсових сила потребна једодатна енергија па су тачке кључања и топљењаових једињења више од неполарних једињењасличне молекулске масе.

Зашто је вода течна? Пример привлачења молекула воде Ван дер Валсовим силама

Ван дер Валсове силе помажу геку да се пење по глатком стаклу

Робот израђен по узору на гека

Молекули са великим диполним моментом или јони могу да код неполарних молекула изазову појаву дипола и произведу такозвани индуковани дипол.

Пример настајања индукованог дипола угљеникових атома у графиту након приближавања наелектрисања електрични неутралном графиту

ВОДОНИЧНА ВЕЗА

Међумолекулска веза која се остварује помоћу дипол-диполпривлачења.

Позитиван крај дипола је увек водоник, а негативни крај је атомкоји има један слободан електронски пар – најчешће кисеоник,азот или флуор.

У молекулу воде кисеоник је јако електронегативан и привлачизаједнички електронски пар па водоник постаје позитиван

Привлачењем два молекула воде који се понашају као диполинастаје водонична веза

Висока тачка кључања воде не може се објаснити само Ван дерВалсовим силама већ и присуством водоничних веза.Као последица многобројних водоничних веза, вода има тачкукључања за 70о С вишу него што се очекује од њој сличнихједињења.једињења.

Водонична веза има велику улогу у асоцијацији појединихбиомолекула.

У молекулу ДНК водонична веза која настаје између база дваједноланчана полинуклеотида омогућава њихово везивање удволанчани спирално увијени молекул ДНК.

Метална веза

Металну везу чине делокализовани електрони.

Кристална решетка метала се састоји од позитивних јона металаи делокализованих електрона (електронски гас).

Захваљујући кристалној решетки сви метали осим живе сучврсти.

Електрони су заједнички свим металним јонима, распоређени поЕлектрони су заједнички свим металним јонима, распоређени поцелој металној решетки и држе јоне метала на равнотежнимразмацима.

Метална веза нијеусмерена у простору.

Изглед металне решетке

Зомерфелдова теорија слободног електрона објашњава металнувезу:

електрони електронског гаса распоређени су у квантнимнивоима који се попуњавају по Паулијевом принципу.Електрони спољашњих слојева су делокализовани

Захваљујући постојању делокализованих електрона металиимају низ карактеристика:

1. електричну и топлотну проводљивост – одличнипроводнисци струје и топлоте

2. фотоелектрични ефекат – могу емитовати светлост -обојеност

3. ковност – лако се обликују услед неусмереностиметалне решетке з простору

4. способност извлачења у жице и фолије