-
5. predavanje: Kemijska veza
intramolekulna
intermolekulna
vodikova, ion-dipolna, van der Waalsova i disperzijska
kovalentna, ionska, kovinska, koordinativna
elektrostatska sila privlaenja + elektrostatska sila odbijanja =
veza
Energija nastale molekule mora biti manja od energije
razdvojenih atoma.
intermolekulna
-
5. predavanje:
Elektronska teorija valencije Kovalentna veza
Svojstvo atoma nekog elementa da se spaja s tono odreenim brojem
atoma drugog elementa zovemo valencija.
Elementi mogu biti multivalentni, a atomi istog elementa mogu
pokazivati razliite valentnosti.
Vodik je element iji se atomi uvijek veu samo s jednim atomom
nekog elementa pa za njega kaemo da je monovalentan.
G. N. Lewis, W. Kossel i L. Langmuir - atomi se spajaju
djelovanjem valentnih (vanjskih) elektrona.
Meusobnim povezivanjem atoma smanjuje se energija sustava: 1.
stvaranjem tzv. zajednikog elektronskog para koji smanjuje meusobno
odbijanje
pozitivno nabijenih atomskih jezgara, 2. stvaranjem kationa i
aniona koji meusobnim privlaenjem ili solvatiranjem smanjuju
potencijalnu energiju sustava.
Vrsta veze koja e nastati izmeu dva atoma ovisi o elektronskoj
konfiguraciji atoma elemenata odnosno o njihovoj
elektronegativnosti.
-
5. predavanje:
Elektronegativnost nekog elementa je svojstvo njegovih atoma da
u molekuli prema sebi privuku elektronsku gustou iz veze kojom su
spojeni s nekim drugim atomom.
Elektronegativnost je posljedica djelovanja pozitivnog naboja
jezgre na elektrone pa se openito moe ustvrditi da
elektronegativnost elemenata raste od donjeg lijevog prema gornjem
desnom kutu periodnog sustava elemenata.
Linus Pauling (1932.) elektronegativnou je objasnio zato je
kovalentna veza u heteroatmnoj molekuli AB jaa od prosjeka veza u
dvije homoatomne molekule, tj. AA i BB. Razlika elektronegativnosti
dva elementa, A - B, moe se izraunati prema izrazu:
Elektronegativnost nekog elementa raste i s porastom
oksidacijskog broja.
-
5. predavanje:
-
5. predavanje:
Razlika. elektronegativnosti % Ionski karakter 0.1 1% 1.1 26%
1.7 51% 2.4 76% 3.2 92%
Molekula klorovodika ima dva pola tj predstavlja dipol, kaemo da
su atom vodika i klora povezani polarnom vezom.
-
5. predavanje:
Teorija valentne veze (engl. VBT) (G. N. Lewis 1916.)
Prvi uspjean model kemijske veze koji se temelji na elektronskoj
strukturi.
Osnovne postavke:
zajedniki elektronski par slobodni elektronski par
oktetno pravilo
formalni nabojni broj atoma (formalni naboj)
oksidacijski broj atoma
-
Crtanje Lewisove strukture molekule moe se nainiti u sljedeim
koracima: 1. Odrediti ukupan broj valentnih elektrona u molekuli
zbrajanjem valentnih elektrona svih atoma. Napr. za CO2: Ugljik (C)
ima 4 valentna elektrona 1 ugljik = 4 e- Kisik (O) ima 6 valentnih
elektrona 2 kisika = 12 e- Molekula ima ukupno 16 valentnih
elektrona koje treba razmjestiti u Lewisovu strukturu. 2. Povezati
atome jednostrukim vezama:
5. predavanje:
Lewisove strukture
4. Smjestiti preostale elektrone na sredinji, ugljikov atom:
Nema vie elektrona koje bismo mogli smjestiti na ugljikov atom!
Ako valentna ljuska sredinjeg atoma zadovoljava pravilo okteta,
nacrtana je prihvatljiva Lewisova struktura. Meutim, u gornjoj
strukturi ugljiku nedostaju elektroni ima samo 4 elektrona pa to
nije prihvatljiva Lewisova struktura. U valentnu ljusku sredinjeg
atoma prebacujemo slobodan elektronski par jednog od vanjskih atoma
i stvaramo dvostruku vezu:
3. Popuniti valentne ljuske vanjskih atoma u molekuli:
S obzirom da nije postignut oktet, to inimo i s drugim vanjskim
atomom dok se valentna ljuska ne popuni s 8 elektrona.
-
5. predavanje:
-
5. predavanje:
Postojanje slobodnog elektronskog para u valentnoj ljusci
omoguava stvaranje dodatne kovalentne (donorske) veze:
To je svojstveno elementima Va i VIa skupine periodnog sustava
kemijskih elemenata.
-
5. predavanje:
Formalni nabojni broj atoma (formalni naboj) u molekuli definira
se kao zbroj svih valentnih elektrona atoma umanjen za broj
elektrona u slobodnim elektronskim parovima i elektrona u
zajednikim elektronskim parovima na tom atomu.
Izraunavanje formalnih naboja slui za provjeru prihvatljivosti
predloene Lewisove strukture neke estice. U pravilu struktura s
najmanjim formalnim nabojem pojedinih atoma je najvjerojatnija (0,
+1 i 1 su prihvatljivi formalni naboji).
FN(H) = 1e- - (0e- + (2)e-) = 0 FN(C) = 4e- - (0e- + (8)e-) = 0
FN(Oa) = 6e- - (6e- + (2)e-) = -1 FN(Ob) = 6e- - (2e- + (6)e-) =
+1
Struktura 1:
Struktura 2:
FN(H) = 1e- - (0e- + (2)e-) = 0 FN(C) = 4e- - (0e- + (8)e-) = 0
FN(Oa) = 6e- - (4e- + (4)e-) = 0 FN(Oa) = 6e- - (4e- + (4)e-) =
0
-
Odstupanja od oktetnog pravila
1. Neparan broj valentnih elektrona: slobodni radikali
3(1) + 4 = 7 valentnih elektrona 3(2) + 8 = 14 elektrona za
oktet
5 + 6 = 11 valentnih elektrona 8 + 8 = 16 elektrona za oktet
16 11 = 5 veznih elektrona
6 + 6 = 12 valentnih elektrona 8 + 8 = 16 elektrona za oktet
16 12 = 4 vezna elektrona = 2 elektronska para
U stvarnosti O2 je paramagnetian!
14 7 = 7 veznih elektrona
5. predavanje:
-
2. Molekule nepotpunog okteta
Molekule su stabilne i s nepotpunim oktetom.
Promotrimo BF3
3(7) + 3 = 24 valentna elektrona 3(8) + 8 = 32 elektrona za
oktet
32 24 = 8 veznih elektrona FN(F) = 7e- - (4e- + (4)e-) = +1
FN(B) = 3e- - (0e- + (8)e-) = -1 FN(F) = 7e- - (6e- + (2)e-) = 0
FN(F) = 7e- - (6e- + (2)e-) = 0
FN(F) = 7e- - (6e- + (4)e-) = 0 FN(B) = 3e- - (0e- + (6)e-) = 0
FN(F) = 7e- - (6e- + (2)e-) = 0 FN(F) = 7e- - (6e- + (2)e-) = 0
Fluor ima najveu elektronegativnost a morao bi imati +1 formalan
naboj!!!
5. predavanje:
-
3. Ekspanzija valentne ljuske
Elementi s n 3 imaju prazne d-orbitale. Oko takvog atoma moe
stati vie od 8 elektrona.
Primjer: PCl5 i SF6
5. predavanje:
P
ClCl Cl
Cl Cl
S FFF
FF F
-
5. predavanje:
Ozon Nitrometan Azidni ion
Bri nain odreivanja formalnog nabojnog broja atoma u
molekuli.
FN = 6 - 2 - 1/2(6) = +1
FN = 1 - 0 - 1/2(2) = 0 Primjer:
Nitrat
-
Uzorak formalnih naboja najjvanijih elemenata
-
5. predavanje:
OKSIDACIJSKI BROJ
Oksidacijski broj atoma je efektivni naboj atoma u molekuli pod
pretpostavkom da su oba elektrona zajednikog elektronskog para
potpuno pridruena elektronegativnijem atomu.
-
5. predavanje:
Za istvrsne atome u molekuli, moe se izraziti kao prosjean OB
ili za svaki atom posebno.
askorbinska kiselina = C6H8O6
ugljini dioksid = CO2
glukoza = C6H12O6
1,2-dikloreten = C2H2Cl2
O=C=O
mravlja kiselina = CH2O2
formaldehid = CH2O
metanol = CH4O
metan = CH4
OKSIDACIJSKI BROJ
Pojedinaan OB
5. predavanje:5. predavanje:5. predavanje:5. predavanje:5.
predavanje:5. predavanje:5. predavanje:5. predavanje:5.
predavanje:5. predavanje:Slide Number 11Slide Number 12Slide Number
135. predavanje:Slide Number 15Slide Number 165. predavanje: