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.