Post on 11-Apr-2022
Kvantni brojeviJedna atomska orbitala je definisana sa tri kvantna broja
n l ml
Elektroni su rasporedjeni u nivoima i podnivoima
n definiše nivo
l definiše podnivo
ml definiše izgled orbitale u podnivou
n (glavni ) 1, 2, 3, .. veličina orbitale i njena
energija E= -R(1/n2)
l (angularni) 0, 1, 2, .. n-1 oblik orbitale u podnivou
ml (magnetni) -l..0..+l orijentacija orbitaleu prostoru
ukupni broj orbitala u podnivou: 2 l + 1
Paulijev princip isključenja
Zbog posedovanja spinskog kvantnog broja jednaorbitala ne može imati više od dva elektrona
Orbitala predstavlja raspodelu verovatnoće nalaženjaelektrona u odgovarajućem kvantiranom energetskomstanju, koje definišu kvantni brojevi.
Primeri:
H, Z = 1 n = 1, l = 0, ml = 0, ms = + ½ 1s1
He, Z = 2 n = 1, l = 0, ml = 0, ms = - ½ 1s2
Li, Z = 3 n = 2, l = 0, ml = 0, ms = + ½ 1s2 2s1
Be, Z = 4 n = 2, l = 0, ml = 0, ms = - ½ 1s2 2s2
B, Z = 5 n = 2, l = 1, ml = -1, ms = + ½ 1s2 2s2 2p1
Podnivoi su sastavljeni od grupe orbitala u elektronskom nivou
n = 1 1 podnivo (s) 1n = 2 2 podnivoa (s,p) 1 + 3 = 4n = 3 3 podnivoa (s,p,d) 1 + 3 + 5 = 9n = 4 4 podnivoa (s,p,d,f) 1 + 3 + 5 + 7 = 16n = 5 5 podnivoa (s,p,d,f,g)
Broj orbitala
n = 1, n = 2 i n = 3 nivo
2
1
3dn=
3
n2
orbitala un-tom nivou
Izgradnja periodnog sistema
Svaki naredni element u periodnom sistemu ima po jedanproton u jezgru odnosno po jedan elektron u omotaču višeod prethodnog elementa.
Taj dodatni elektron se rasporedjuje u raspoloživu orbitalukoja ima najnižu energiju, poštujući pri tome kvantnebrojeve i Paulijev princip isključenja.
Sve ovo zajedno naziva se “pravilom izgradnje” (aufbauprincip).
Valentni elektroni: Elektroni u spoljašnjemnivou ili u orbitali sa najvišim n
Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2
As: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
Co: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7
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.
H
Li Be B C N O F Ne
He
Groups 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A
Elementi teže da dostignu stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog gasa
Atomi teže da izgube, da dobiju ili da podele elektrone dokne dostignu 8 elektrona u ljusci sa najvišim n Pravilookteta Vodonik je izuzetak jer ima samo jedan elektron. On gradi vezusamo sa jednim elektronskim parom.
Ne
Elektronegativnost
Elektronegativnost je sposobnost atoma u molekuluda privlači elektron.
Robert S. Mulliken – elektronegativnost je definisana usrednjavanjemvrednosti jonizacionog potencijala i elektron afiniteta. Zato,Mulliken-ove elektronegativnostu izražene su direktno u jedinicamaenergije, 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 1elektron dodat neutralnom izolovanom atomu gasa da bi se dobio jongasa sa naelektrisanjem -1. On ima negativnu vrednost ako se energijaoslobadja jonizacijom.
Većina elemenata ima negativni elektron-afinitet. To znači da većinielemenata nije potrebno dovesti energiju da bi dobili elektron,zapravo, oni jonizacijom oslobadjaju energiju. Hlor najjače privlače“ekstra” elektrone, dok ih radon najslabije privlači.
ElektronegativnostPaulingova skala elektronegativnosti
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). H ─ 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.
PRIRODA HEMIJSKE VEZE
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 HEMIJSKIH VEZA.
Priroda jonske vezePostoje 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.
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.
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.
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
CsCl
jonska jedinjenja se sastoje od rešetke pozitivnih i negativnih jona.
REZIME: Jonska veza -prenos elektrona
• Privlačna sila izmedjuanjona 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.
Ispunjeno oktetno pravilo
katjoni
Anjoni
Lewis-ove struktureza jonska jedinjenja
Ba•
• O•••
•••
••O••
••
••Ba
2+ 2-
Mg•
•
Cl•••
••
••Cl•••
••
••
••Cl••
••
••Mg
2+ -2
BaO
MgCl2
U jonskim jedinjenjima, elektrostatičke sile izmedju naelektrisanihvrsta (anjona i katjona) su vrlo jake što je razlog da ova jedinjenjaimaju veoma visoke tačke topljenja, i tačke ključanja.
Jačine veza u jonskim jedinjenjima suzbog jakih elektrostatičkih sila vrlovisoke i uvek su veće od 1000kJ/mol
Tačka ključanja MgCl2 1412oC
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 elektronskeparove
ugljenik
1s 2s 2p
Ispunjeno pravilo okteta
C u CH4
1s 2s 2p
O O C OC O C OO+ + =
PCl Cl
Cl
PCl Cl
Cl
CO2
Višestruka veza
PCl3
PCl Cl
Cl
C••
••
O••
• •
• •O••
• •
• •CO O
•
••
•••
••
••
••
•CO O ••
•••
••
••
••CO O
••
••
••
••
• Lewis-ova struktura prikazuje molekul sa simbolimaelementa, vezu kao liniju i tačke kao slobodni elektronski
par.
H H H H
Cl Cl ClCl
N N NN
+
number of electrons around each atom = He
+
number of electrons around each atom = Ar
+
number of electrons around each atom = Ne
Pravilo okteta
Trostruka veza
Rezonantne strukture
NO
N O N O Resonace Arrows
NO2
Rezonantna struktura nastaje kada je moguće napisati više od jedneLewis-ove strukture za dati molekul (preraspodeliti elektrone)
N OO N OO N OO
Eksperimentalni dokazi o tome da suelektronski parovi podeljeni dobijenisu primenom raznih metoda.Postavlja se pitanje: zašto dva istaatoma formiraju molekul?
I faza: Atomi su daleko i medjusobnose ne privlače
II faza: Kako se atomi privlače, jezgrojednog počinje da privlači elektronedrugog → ta privlačna interakcijadovodi do pada potencijalne energije.
U isto vreme, dešava se i medjusobno odbijanje jezgara, kao i odbijanjeelektronskih oblaka. Na nekom internuklearnom rastojanju, postignuto jemaksimalno privlačenje, nasuprot rastućem odbijanju → sistem je na minimumuenergije.Ovo uzajamno privlačenje izmedju jezgara i elektronskih oblaka dovelo je dostvaranja kovalentne veze.
MODEL VALENTNE VEZE
Hibridizacija atomskih orbitala
MODEL VALENTNE VEZE
H• + H• H—H
Dva elektrona u s1s su na nižim energetskim stanjima nego upojedinačnim atomima što vodi stvaranju kovalentne veze.
1. sp3 hibridizacija
CH4 facts: tetrahedral,
4 equivalent bondsC
H
HH
H
C2s
2p
promoteelectron 2p
2s
hybridize
sp3
hybrida.o.s
sp3 hybrid a.o.s:
C(sp3)tetrahedral (sp3
C + 1sH)
4HC
H
HH
H
MODEL VALENTNE VEZE
Hibridizacija atomskih orbitalaDetaljnije u organskoj hemiji
1. sp3 hibridizacija
C N O
CN
HH
H
HH
CC
H
HH
H
HH C
OH
H
HH
(sp3C + sp3
C) (sp3C + sp3
N) (sp3C + sp3
O)
lone pairs
in sp3 a.o.s
MODEL VALENTNE VEZE Detaljnije u organskoj hemiji
Hibridizacija atomskih orbitala
2. sp2 hibridizacijaC2H4 facts:
Svih šest atoma su
u istoj ravniC C
H
H
H
H
trigonal planar = sp2
2p
sp2C C
sp22p
H1s 1s
H H1s 1s
H
C CH H
H H
2p
(sp2C + 1sH)
(sp2C + sp2
C)
overlapp orbitals C C
H H
H H
bond
all atoms coplanarfor p orbital overlap
= C C
H
H
H
H
double bond =
1 bond +
1 bond
MODEL VALENTNE VEZE Detaljnije u organskoj hemiji
Hibridizacija atomskih orbitala
2. sp2 hbridizacija
C O
(sp2C + sp2
C) + (sp2C + sp2
O) +
lone pairs
in sp2 a.o.sC C
HH
HH
C OH
H
C C
H
H
H
H
C
H
H
O
MODEL VALENTNE VEZE Detaljnije u organskoj hemiji
Hibridizacija atomskih orbitala
3. sp hibridizacija
C2H2 facts: linearna = spH C C H
2psp
C Csp
2p
H1s 1s
H
C C HH
2p
(spC + 1sH)
(spC + spC)
C CH H
2 bonds
= C CH H
triple bond =
2 bonds +
1 bond
MODEL VALENTNE VEZE Detaljnije u organskoj hemiji
Hibridizacija atomskih orbitala
sp hibridizacija
N
(spC + spN) + 2
lone pairin sp a.o.
C NH
H C N
MODEL VALENTNE VEZE Detaljnije u organskoj hemiji
Hibridizacija atomskih orbitala
OSOBINE KOVALENTNE VEZE su:
•Jačina veze;
•Dužina veze;
•Red veze (broj zajedničkih elektronskih parova izmedjuatoma);
•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
H0 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
H—H= 2.1 2.1
= 0 podjednako privlače par elektrona
Cl—Cl nepolarna kovalentna veza= 3.0 3.0
H—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) nepolarna kovalentnaH-F (4.0 – 2.1 = 1.9) polarna kovalentnaLiF (4.0 – 1.0 = 3.0) jonska
H F+ -
FNa + Na+
+ F[ ]_
Primer jonske veze
U svim slučajevima se postiže stabilna konfiguracija neona
Ne 1s2, 2s2, 2p6
Element Broj veza Broj slobodnih elektronskih
parova
H 1 0
C 4 0
N, P 3 1
O, S, Se 2 2
F, Cl, Br, I 1 3
Medjutim, u mnogim jedinjenjima postoje “slobodni”elektronski parovi .
Vezivni elektronski par
Nevezivni (slobodni)elektronski par
REZIME: Kovalentna veza - podelaelektrona
Oblici molekula rezultat su elektrostatičkih odbijanja medju elektronskim
parovima. Primer – molekul CH4 → 4 elektronska para se medjusobno
odbijaju i zauzimaju energetski najpovoljniji raspored, odnosno, medjusobno
najudaljenije položaje, što dovodi do stvaranja tetraedarske konfiguracije.
U kovalentnoj vezi, svaki atom poseduje elektronski par (parove) kao da su
njegovi.
Elektronski parovi se medjusobno odbijaju tako da molekul ima oblik koji odgovara minimumu odbojnih sila izmedju
njih.
Teorija odbijanja valentnih orbitala (Valence shell electron pair repulsion (VSEPR) theory)
objašnjenje oblika kovalentnih molekula.
N: 1s22s22p3
Medjusobni odnos (broj) vezivnih i nevezivnih elektrona oredjuje
oblik i polarnost molekula.
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.
Jonska veza i kovalentna veza-poredjenje
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 molekul nastao hemijskom vezom jačina veze
Kovalentna veza: 150 - 1100kJ/mol
Jonska veza : 400 - 4000 J/mol
Jonska jedinjenja imaju znatno više tačke topljenja i tačke ključanja od
kovalentnih
MgCl2(l) PCl3(l)
Jonska veza Polarna kovalentnaveza
76oC1412oC
Većina materijala poznatih u prirodi postoje u obliku kondenzovanihfaza – tečnih i čvrstih supstanci.
Postavlja se pitanje:Ako je većina supstanci nastala kovalentnom vezom, a kovalentnimolekuli postoje kao pojedinačni i zasićni, kako od njih nastajukondenzovane faze?
Zašto sva materija nije u gasovitoj fazi?
Kako se drže na okupu čestice čije su valence potpuno zasićene (slučajkovalentnih molekula)?
Medjumolekulske interakcije
KOVALENTNA VEZA
nepolarna polarna
Dipolni momentdipolni moment ( ) se definiše kao:
= QR
Količina naelektrisanja rastojanje
+ centar
R
Polarne kovalentne veze:jedinjenje Dužina veze
(Å)Razlika u elektronegativnosti
Dipolni momenat(D)
H-F 0.92 1.9 1.82
H-Cl 1.27 0.9 1.08
H-Br 1.41 0.7 0.82
H-I 1.61 0.4 0.44
Polarni molekuli imaju dipolni momenat
U molekulima koji imaju dve ili više polarnih veza svaka veza diprinosiukupnom dipolnom momentu molekula.
Ukupni dipolni momenat = vektorskom zbiru pojedinačnih veza.
Nepolarni molekuli
C OO
Linerni molekul CO2: dipoli su suprotno orijentisani pa je ukupni dipolni moment jednak nuli molekul nije polaran
Nepolaran CCl4
Polarani molekuli
Polarni CH3ClCHCl3
U električnom polju dipoli se usmeravaju
bez polja
električno polje
Električno polje može da potiče od molekula u okruženju!
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”
MEDJUMOLEKULSKE SILE - sile koje delujuizmedju molekula
Vodonična veza je posebna klasa dipol-dipolinterakcija, i posebno je važna klasamedjumolekulskih 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
+ +
-
+ - +
jon
Polarizovana
vrsta
Dipol - IndukovaniDipol
- + +
-
Polarizovana
vrsta
dipol
- + - +
- + - +
2 - 10
kJ/molH -
Cl
Cl -
Cl3 - 15
kJ/molFe+2 O2
+ - +
jon– Indukovani dipolDipol - Indukovani Dipol
Londonovedisperzione sile
Trenutno indukovana dipol-dipol interakcija, vrlo slabe sile uvek prisutne u tečnom i čvrstom stanju.
6. Disperzione (London)
+
-
U dužem
vremenskom
periodu
(nepolarno)
- +
-+
trenutno
(polarno)
6. Disperzione (London)
Indukovani dipolTrenutni dipol
- +- + BA
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 H atoma u
jednom molekulu i atoma (O,F,N) na
kojima su slobodni elektronski parovi
u drugom molekulu.
Atom H je mali, izrazito
elektronegativan. Energija ove veze je
oko 5% od prosečne kovalentne veze
(3 – 5 kJ/mol).
Vodonična veza
H-veza
Nastaje kada se vodonik vezuje za
elektronegativni atom drugog molekula.
N-H… N- O-H… N- F-H… N-
N-H… O- O-H… O- F-H… O-
N-H… F- O-H… F- F-H… F-
+ -
Zahteva nespareni elektronski par visoko elektronegativnog elementa
VODONIČNA VEZA - posebni slučaj dipol-dipol interakcije
Vodonična veza je izuzetno jaka dipol-dipol interakcijakoja se javlja kod molekula sa -OH, -NH, ili FH grupama.
H atom je vrlo mali (r= 37 pm, manji je od bilo kog drugogatoma). U molekulu koji je sastavljen od vodonika i nekogjako elektronegativnog elementa (O, N ili F) elektron bivaprivučen od strane elektronegativnijeg atoma, i navodoniku ostaje skoncentrisano jako pozitivnonaelektrisanje.
Vodonik na kome je skoncentrisano jako pozitivnonaelektrisanje sada intenzivno privlači male elektronimabogate atome O, N, F koji se nalaze u drugim molekulima.Jačina vodonične veze u vodi je =19 kJ/mol.
• Eksperimentalno pokazano dasu tačke ključanja supstancisa vezama H-F, H-O, i H-Nveoma visoke.
• H-zahteva da H bude vezan zaneki elektronegativnijielement molekulu F, O, iliN).
– Elektroni u H-X (X =elektronegativni element)se nalaze mnogo bliže Xnego H.
– H ima samo jedan elektron,tako da je H-X veza , uvekpolarna + je prisutno naH a - na X .
– H-veze su veoma jake.
A - H :B -- + -
A, B su N, O ili F
10 - 40 kJ/mol
Posledice postojanja vodonične veze
OCH
H
H
H
..
..
H
H
H
H
..O.. C
H-veza postojiizmedju molekulametanola ali iizmedju metanola ivode
Zato su ove dve supstance mešljive !
zatim ...
Koji od ova dva alkohola ima višu temperaturu ključanja?
CH3OH ili CH3CH2OH
66oC 78oC
Oba molekula su polarna, oba grade vodoničneveze.Veći molekul etanola se više polariše, molekulimedjusobno jače interaguju i zato je
Koje od ova dva jedinjenja ima višu tačku ključanja?
CH3NH2 ili CH3F
Polarna kovalentna veza
Gradi H-vezu!
-6oC -78oC
Ne gradi H-vezu!
zatim ...
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) ilizračenje iz vidljivog dela spektra (Vis).
Sledeća slika prikazuje prolazak zraka monohromatske svetlosti(zraka jedne talasne dužine) kroz uzorak. Prolaskom svetlosti, dešavase apsorpcija i intenzitet svetlosti se smanjuje sa upadne vrednosti(I0) na manju vrednost (I).
Kada zrak svetlosti odredjene talasne dužine (λ) i upadnog intenziteta I0 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 tomrastvoru (c).
Frakcija (udeo) zračenja koja je propuštena kroz rastvor, ilitransparencija (T) definisana je sa:
gde je It intenzitet propuštene svetlosti; a I0 intenzitet upadnesvetlosti.
Vrednost transparencije kreće se od 1 – 100%.
0I
IT t
Transparencija nekog uzorka menja se logaritamski zavisno od širinekivete i koncentracije uzorka, na sledeći način:
log (1/T) = -log T = (konstanta proporcionalnosti)·l·C
Konstanta proporcionalnosti zavisi od hemijske prirode supstance kojaapsorbuje, talasne dužine svetlosti i jedinica za l i c.Uobičajeno se l izražava u cm, a c u mol/l; tada je ova konstantaproporcionalnosti 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 zarastvor poznate koncentracije.
Prethodna relacija odnosi se na količinu svetlosti koja je prošla krozrastvor. Medjutim, često se izražava i količina svetlosti koja jezadržana (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) ili:A = a b c (gde je c = g/l)
Ova jednačina poznata je kao Berov zakon, i daje linearnu vezu izmedjuapsorbancije 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 meriapsorbancija nepoznatog rastvora I njegova konventracija očitavadirektno sa grafika.
Kako se odredjuje talasna dužina na kojoj se meri apsorbancija?
Ako odredjujemo količinu apsorbovane svetlosti na različitim talasnimdužinama, dobićemo grafik koji nazivamo apsorpcionim spektrom. Ovajgrafik pokazuje specifičnu talasnu dužinu na kojoj kriva dostiže svojmaksimum, odnosno, na kojoj je apsorpcija svetlosti maksimalna.Energija koja odgovara ovoj talasnoj dužini odgovara razlici energijakoju elektron ili u molekulu koji apsorbuje svetlost (u uzorku) unormlanom i u pobudjenom stanju.
Apsorpcioni spektar supstance može prvenstveno bitiupotrebljen da bi bilo odredjenjo prisustvo supstance – zakvalitativnu analizu; jer svaka hemijska vrsta imaspecifičneenergetske nivoe koji mogu da apsorbuju enerigju, zavisnood njene jedinstvene elektronske konfiguracije.
Ipak, naješća primena je za kvantitativnu analizu, primenomnapred prikazanog Berovog (Lamber-Berovog) zakona.