- Učlanjen(a)
- 30.07.2009
- Poruka
- 5.276
HEMIJSKA VEZA
Elementarne supstance - metali i smeše - legure metala
U ovim supstancama atomi su vezani metalnim vezama
Metalna veza nastaje "preklapanjem" svih orbitala atoma metala, pri čemu su valentni elektroni pokretljivi. Atomi metala rasporedjeni su pravilne sisteme (kocke, tetraedri) gradeći - metalne kristalne sisteme.
Svi metali imaju metalnu vezu i kristalne sisteme, osim žive koja ima slabu metalnu vezu i nije kristalna supstanca već tečnog agregatnog stanja.
Metalna veza je veoma jaka, i zavisi od broja valentnih elektrona uključenih u njeno gradjenje. Nekada nisu svi valentni elektroni angažovani za gradjenje veze - na primer olovo ima četiri valentna elektrona, ali samo dva angažuje u gradjenje metalne veze pa je mekši nego što se očekuje.
Metalne supstance su čvrstog agregatnog stanja (osim žive), kristalne strukture (osim žive), sive boje (osim zlata i bakra), metalnog sjaja, visokih temperatura ključanja i topljenja koje zavise od mase metala i broja uključenih elektrona u gradjenje veze (sa porastom mase rastu t.k. i t.t., kao i sa porastom jačine veze)
Jonske supstance
Jonske supstance su sastavljene iz raznoimenih jona izmedju kojih postoji jonska veza (elektrostatičko privlačenje). Joni se redjaju pravilno u prostoru gradeći kristalne sisteme (osim kod amorfnih supstanci koji nemaju pravilnu strukuru).
Pozitivni joni /KATJONI/ nastaju tako što atomi METALA otpuštaju elektrone
Negativni joni /ANJONI/ nastaju tako što atomi NEMETALA primaju elektrone od atoma metala
Kada joni nastanu izmedju njih se javlja privlačenje to jest JONSKA VEZA.
U jonskim supstancama (osim u gasovitom stanju) nikada nije jedan katjon povezan samo sa jednim anjonom, već na jedan katjon dolazi više anjona i obrnuto. Zato je jonska veza mnogo jaka, a t.k. i t.t. jonskih supstanci velike (preko 1000 stepeni C)
SVE SOLI IMAJU JONSKU VEZU!!!
Neki joni (molekulski) nastaju tako što se H+ (jon vodonika) veže za neutralan molekul
Na primer NH3 + H+ daju NH4+ (amonijum jon)
Ili tako što molekul HCl (hlorovodonik) otpusti H+ i daje Cl-.
Primeri supstanci koje sadrže jonsku vezu:
1. oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala (Na2O, CaO....)
2. soli (sve, npr. CaCl2, NH4Cl, Na2SO4, CH3NH3+Cl-),
3. hidroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala (NaOH, Ca(OH)2...)
Primer nastajanja jedne jonske supstance:
11Na 1s22s22p63s1 teži da otpusti 1e- i postane
Na+ jon 1s22s22p6
17Cl 1s22s22p63s2 3p5 teži da primi 1e- i postane
Cl- jon 1s22s22p63s2 3p6
Natrijum treba da dobije Ej da bi otpustio elektron, a kada ga otpusti i preda hloru, atom hlora će u okolinu otpustiti višak energije Ae. Tim procesom nastaje jon Na+ i jon Cl- koji se privlače, tim privlačenjem oni otpuštaju u okolinu još energije. Tako da je razmenjena energija Ae + Ep - Ej (gde je Ep - energija privlačenja). U ovom primeru ukupan efekat je otpuštanje energije u okolinu, to jest sistem Na+ + Cl- ima manje energije (stabilniji) od sistema atom Na + atom Cl (manje stabilni).
Ovo je pojednostavljeno objašnjenje, jer kao što je gore navedeno jonska veza ne postoji izmedju dva jona, već postoje čitavi kristalni sistemi od velikog broja jona.
KOVALENTNE SUPSTANCE
UVEK SU SASTAVLJENE OD MOLEKULA (kovalentna supstanca je skup molekula)
JEDAN molekul sadrži atome NEMETALA povezane kovalentnom vezom!
Atomi udružuju NESPARENE elektrone u zajedničke parove:
hlor ima 7 valenetnih elektrona (od toga tri para i jedan nesparen - to se vidi iz elektronske konfiguracije)
azot ima 5 valentnih elektrona (od toga jedan par i tri nesparena elektrona), vodonik ima samo jedan nesparen elektron.
Ovakvo objašnjenje kovalentne veze preko nesparenih elektrona je najjednostavnija teorija kovalentne veze OKTETNA teorija. Na ovaj način svi atomi kada nagrade vezu imaju 8 elektrona i postižu OKTET (osim vodonika i njemu bliskih atoma koji imaju 2 elektrona i postižu DUBLET)
Simboli sa tačkicama kao elektronima nazivaju se LUISOVI simboli.
Veze u molekulima bilo da su jednostruke, dvostruke ili trostruke veze mogu biti POLARNE i NEPOLARNE VEZE.
To zavisi od elektronegativnosti atoma koji je čine (elektronegativnost je sposobnost atoma da privuče zajednički elektronski par sebi)
U pitanju je relativna sposobnost pa tako F ima najveću elektronegativnost (ocenjena koeficijentom 4), sledi O (3,5), pa azot (3,0) i tako dalje do H (2,1) - H ima najmanju elektronegativnost od nemetala, a metali imaju manje elektronegativnosti od nemetala.
Ako atomi koji grade kovalentnu vezu imaju iste elektronegativnosti i isti su, onda je zajednički par privučen istom "snagom" od oba atoma i veza nema polova - NEPOLARNA JE VEZA! Npr. H-H, O=O.....
Ako jedan atom iz veze jače privlači elektrone onda su elektroni bliži tom atomu i taj atom je DELIMIČNO negativan, a drugi atom je DELIMIČNO (parcijalno) pozitivan
Hδ+-Cl δ-, Hδ+-N δ-, C δ+=O δ-
Najpolarnije veze gde su i delimična naelektrisanja su najjače izražena su H-F, pa H-O, pa H-N....
Svaka polarna veza ili bilo šta polarno opisuje se i ima DIPOLNI MOMENAT (jedinica je kulon metar Cm) - vektorska fizička veličina (μ) koja zavisi od dužine dipola (l - rastojanje izmedju pozitivnog i negativnog kraja polarnog sistema) i naelektrisanja (u slučaju to je naelektrisanje jednog elektrona koji je "pobegao" od jednog atoma ka drugom)
Što je dipolni momenat veći, veza je kraća i polarnija!!! Vektor dipolnog momenta usmeren je od pozitivnog ka negativnog atoma!
Molekuli nastaju stvaranjem zajedničkih parova izmedju atoma pri čemu se orbitale u "kojima su bili" elektroni PREKLAPAJU i tako nastaju molekulske orbitale. Ukoliko je veza jednostruka orbitale su se preklopile čeono (direktno) i tako nastaje JAKA SIGMA σ VEZA. Ukoliko je veza dvostruka dve orbitale (jedna veza) su preklopljene čeono (sigma vezom), a preostale dve su se preklopile bočno slabijom vezom (π veza). Ukoliko je veza trostruka - jedna veza je sigma, dve su pi veze.
Sigma veze mogu nastati preklapanjem: dve s orbitale, jedne s sa jednom p orbitalom, ili dve p orbitale koje su postavljene po istoj osi.
Pi veze mogu nastati preklapanjem dve p orbitale postavljene paralelno ili dve d orbitale slično postavljene,
sigma sigma sigma pi
Sigma veze mogu nastati i preklapanjem HIBRIDIZOVANIH ORBITALA (o tome kasnije) - hibridizovane orbitale uvek grade sigma veze!
POLARNOST MOLEKULA
Molekul u celini bez obzira na polarnost veza može biti POLARAN MOLEKUL ili NEPOLARAN MOLEKUL.
Polarnost molekula zavisi od GEOMETRIJSKOG RASPOREDA ATOMA U PROSTORU.
Molekul koji ima NEPOLARNE veze UVEK JE NEPOLARNA!
Molekul sa polarnim vezama - zavisi od geometrije
Geometrija molekula:
Molekul ima linearnu strukuru u slučaju da ima samo jednu vezu (jednostruku ili dvostruku ili trostruku) ili da ima 1 jednostruku i 1 trostruku ili da ima dve dvostruke veze:
H-H Hδ+-Clδ- O=O O δ-=C δ+=O δ-
U HCN - u izgleda kao da je C i pozitivan i negativan (on je prema H negativan jer ima veću elektronegativnost prema H, a prema azotu je pozitivan jer ima manju elektronegativnost od azota), medjutim - ugljenik je u ovom molekulu pozitivan - jer ne može biti i pozitivan i negativan u isto vreme, a veća je razlika izmedju njega i azota nego izmedju njega i vodonika. To se može tako shvatiti ili se može reći da HCN ima dve polarne veze različitih polarnosti to jest različitih dipolnih momenata.
Molekul ima "savijenu", odnosno piramidalnu strukturu ako ima samo jednostruke veze - dve jednostruke veze i dva slobodna elektronska para na centralnom atomu, ili tri jednostruke veze i jedan slobodan elektronski par na centralnom atomu
Molekul ima tetraedarsku strukturu (četiri jednostruke veze)
Molekul ima planarnu strukturu - kada atom ima tri veze (dve jednostruke i jednu dvostruku) ili dve veze (jedna dvostruka, jedna jednostruka i jedan slobodan par)
Naravno, neki molekuli imaju u jednom delu planarnu strukturu, a drugom tetraedarski raspored atoma:
Osim ovih molekulskih geometrija postoje i neke druge....
U odnosu na geometriju polarnost se odredjuje na sledeći način:
ovde se dipolni momenti ne poništavaju pa molekul ima dipolni momenat, i molekul je POLARAN molekul - negativan pol se nalazi na atomu kiseonika, a pozitivan pol kod atoma vodonika. To izgleda kao:
zato se polarni molekuli nazivaju DIPOLI (dva pola)
primer 4.
ovaj molekul ima četiri polarne veze ali se svi dipolni momenti poništavaju i molekul je u celini NEPOLARAN.
KOVALENTNE SUPSTANCE - mogu biti gasovitog, tečnog i čvrstog stanja. U molekulima su veze kovalentne polarne ili nepolarne, a izmedju molekula su MEDJUMOLEKULSKE VEZE! Kada zagrejemo neku kovalentnu supstancu da ispari tada se raskidaju medjumolekulske veze. Zbog toga t.k. i t.t. zavise od medjumolekulskih veza!
NAJJAČA medjumolekulska veza je vodonična veza. Može biti intermolekulska (izmedju dva molekula) ili intramolekulska (unutar jednog molekula)
Primeri vodonične veze:
Jedan molekul mora sadržavati vezu O-H ili F-H ili N-H, a drugi delimično negativan O, N ili F. Tako da su moguće sve kombinacije. Vodonična veza je jedina medjumolekulska veza koja se predstavlja crtom (isprekidanom). Ova veza je deset puta slabija od kovalentne veze.
Supstance koje imaju vodoničnu vezu ključaju na višim temperaturama od onih kovalentnih supstanci koje nemaju vodoničnu vezu.
Ostale medjumolekulske veze su Van der Valsova veza : veza izmedju nepolarnih molekula, varijante Van der Valsovih veza tipa intereakcija izmedju nepolarnih i polarnih molekula, dipol-dipol interakcije (dva polarna molekula se povezuju ali ne sadrže O, N ili F vezane za H pa ta veza liči na vodoničnu ali nije vodonična)
* Da se vratimo na so NH4Cl - ova so ima dve vrste čestica NH4+ jon i Cl- jon, pa je osnovna veza u ovoj soli JONSKA VEZA. U jonu NH4+ koji nastaje tako što NH3 (koji ima tri polarne kovalentne veze) prima H+ od kiseline. Kako H+ uopšte nema elektrona, onda azot svojim slobodnim elektronskim parom prihvata H+ i oni formiraju zajednički elektronski par - koji tada postaje isti kao i bilo koja polarna kovalentna veza, ali se naziva koordinaciono kovalentna veza da bi se naglasilo da je nastala drugačije od "običnih" kovalentnih veza.
Tako da molekulski jon (liči na molekul ali je u celini jon) NH4+ ima tri polarne kovalentne veze i jednu koordinaciono kovalentnu vezu. Iako ovaj jon ima N vezano za H u ovoj soli nema vodonične veze, jer je preovladala jonska veza i to pozitivno naelektrisanje koje nosi amonijum jon.
Sumiranje : veze izmedju čestica mogu biti - metalna, jonska, kovalentna (polarna, nepolarna), koordinaciono kovalentna, vodonična, Van der Valsova.....
Neki atomi grade samo jonske veze (izraziti metali sa nemetalima), a neke veze imaju udeo i jonske i kovalentne veze (AlCl3, SiO2....)
Elementarne supstance - metali i smeše - legure metala
U ovim supstancama atomi su vezani metalnim vezama
Metalna veza nastaje "preklapanjem" svih orbitala atoma metala, pri čemu su valentni elektroni pokretljivi. Atomi metala rasporedjeni su pravilne sisteme (kocke, tetraedri) gradeći - metalne kristalne sisteme.
Svi metali imaju metalnu vezu i kristalne sisteme, osim žive koja ima slabu metalnu vezu i nije kristalna supstanca već tečnog agregatnog stanja.
Metalna veza je veoma jaka, i zavisi od broja valentnih elektrona uključenih u njeno gradjenje. Nekada nisu svi valentni elektroni angažovani za gradjenje veze - na primer olovo ima četiri valentna elektrona, ali samo dva angažuje u gradjenje metalne veze pa je mekši nego što se očekuje.
Metalne supstance su čvrstog agregatnog stanja (osim žive), kristalne strukture (osim žive), sive boje (osim zlata i bakra), metalnog sjaja, visokih temperatura ključanja i topljenja koje zavise od mase metala i broja uključenih elektrona u gradjenje veze (sa porastom mase rastu t.k. i t.t., kao i sa porastom jačine veze)
Jonske supstance
Jonske supstance su sastavljene iz raznoimenih jona izmedju kojih postoji jonska veza (elektrostatičko privlačenje). Joni se redjaju pravilno u prostoru gradeći kristalne sisteme (osim kod amorfnih supstanci koji nemaju pravilnu strukuru).
Pozitivni joni /KATJONI/ nastaju tako što atomi METALA otpuštaju elektrone
Negativni joni /ANJONI/ nastaju tako što atomi NEMETALA primaju elektrone od atoma metala
Kada joni nastanu izmedju njih se javlja privlačenje to jest JONSKA VEZA.
U jonskim supstancama (osim u gasovitom stanju) nikada nije jedan katjon povezan samo sa jednim anjonom, već na jedan katjon dolazi više anjona i obrnuto. Zato je jonska veza mnogo jaka, a t.k. i t.t. jonskih supstanci velike (preko 1000 stepeni C)
SVE SOLI IMAJU JONSKU VEZU!!!
Neki joni (molekulski) nastaju tako što se H+ (jon vodonika) veže za neutralan molekul
Na primer NH3 + H+ daju NH4+ (amonijum jon)
Ili tako što molekul HCl (hlorovodonik) otpusti H+ i daje Cl-.
Primeri supstanci koje sadrže jonsku vezu:
1. oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala (Na2O, CaO....)
2. soli (sve, npr. CaCl2, NH4Cl, Na2SO4, CH3NH3+Cl-),
3. hidroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala (NaOH, Ca(OH)2...)
Primer nastajanja jedne jonske supstance:
11Na 1s22s22p63s1 teži da otpusti 1e- i postane
Na+ jon 1s22s22p6
17Cl 1s22s22p63s2 3p5 teži da primi 1e- i postane
Cl- jon 1s22s22p63s2 3p6
Natrijum treba da dobije Ej da bi otpustio elektron, a kada ga otpusti i preda hloru, atom hlora će u okolinu otpustiti višak energije Ae. Tim procesom nastaje jon Na+ i jon Cl- koji se privlače, tim privlačenjem oni otpuštaju u okolinu još energije. Tako da je razmenjena energija Ae + Ep - Ej (gde je Ep - energija privlačenja). U ovom primeru ukupan efekat je otpuštanje energije u okolinu, to jest sistem Na+ + Cl- ima manje energije (stabilniji) od sistema atom Na + atom Cl (manje stabilni).
Ovo je pojednostavljeno objašnjenje, jer kao što je gore navedeno jonska veza ne postoji izmedju dva jona, već postoje čitavi kristalni sistemi od velikog broja jona.
KOVALENTNE SUPSTANCE
UVEK SU SASTAVLJENE OD MOLEKULA (kovalentna supstanca je skup molekula)
JEDAN molekul sadrži atome NEMETALA povezane kovalentnom vezom!
Atomi udružuju NESPARENE elektrone u zajedničke parove:
azot ima 5 valentnih elektrona (od toga jedan par i tri nesparena elektrona), vodonik ima samo jedan nesparen elektron.
Ovakvo objašnjenje kovalentne veze preko nesparenih elektrona je najjednostavnija teorija kovalentne veze OKTETNA teorija. Na ovaj način svi atomi kada nagrade vezu imaju 8 elektrona i postižu OKTET (osim vodonika i njemu bliskih atoma koji imaju 2 elektrona i postižu DUBLET)
Simboli sa tačkicama kao elektronima nazivaju se LUISOVI simboli.
Veze u molekulima bilo da su jednostruke, dvostruke ili trostruke veze mogu biti POLARNE i NEPOLARNE VEZE.
To zavisi od elektronegativnosti atoma koji je čine (elektronegativnost je sposobnost atoma da privuče zajednički elektronski par sebi)
U pitanju je relativna sposobnost pa tako F ima najveću elektronegativnost (ocenjena koeficijentom 4), sledi O (3,5), pa azot (3,0) i tako dalje do H (2,1) - H ima najmanju elektronegativnost od nemetala, a metali imaju manje elektronegativnosti od nemetala.
Ako atomi koji grade kovalentnu vezu imaju iste elektronegativnosti i isti su, onda je zajednički par privučen istom "snagom" od oba atoma i veza nema polova - NEPOLARNA JE VEZA! Npr. H-H, O=O.....
Ako jedan atom iz veze jače privlači elektrone onda su elektroni bliži tom atomu i taj atom je DELIMIČNO negativan, a drugi atom je DELIMIČNO (parcijalno) pozitivan
Hδ+-Cl δ-, Hδ+-N δ-, C δ+=O δ-
Najpolarnije veze gde su i delimična naelektrisanja su najjače izražena su H-F, pa H-O, pa H-N....
Svaka polarna veza ili bilo šta polarno opisuje se i ima DIPOLNI MOMENAT (jedinica je kulon metar Cm) - vektorska fizička veličina (μ) koja zavisi od dužine dipola (l - rastojanje izmedju pozitivnog i negativnog kraja polarnog sistema) i naelektrisanja (u slučaju to je naelektrisanje jednog elektrona koji je "pobegao" od jednog atoma ka drugom)
Što je dipolni momenat veći, veza je kraća i polarnija!!! Vektor dipolnog momenta usmeren je od pozitivnog ka negativnog atoma!
Molekuli nastaju stvaranjem zajedničkih parova izmedju atoma pri čemu se orbitale u "kojima su bili" elektroni PREKLAPAJU i tako nastaju molekulske orbitale. Ukoliko je veza jednostruka orbitale su se preklopile čeono (direktno) i tako nastaje JAKA SIGMA σ VEZA. Ukoliko je veza dvostruka dve orbitale (jedna veza) su preklopljene čeono (sigma vezom), a preostale dve su se preklopile bočno slabijom vezom (π veza). Ukoliko je veza trostruka - jedna veza je sigma, dve su pi veze.
Sigma veze mogu nastati preklapanjem: dve s orbitale, jedne s sa jednom p orbitalom, ili dve p orbitale koje su postavljene po istoj osi.
Pi veze mogu nastati preklapanjem dve p orbitale postavljene paralelno ili dve d orbitale slično postavljene,
Sigma veze mogu nastati i preklapanjem HIBRIDIZOVANIH ORBITALA (o tome kasnije) - hibridizovane orbitale uvek grade sigma veze!
POLARNOST MOLEKULA
Molekul u celini bez obzira na polarnost veza može biti POLARAN MOLEKUL ili NEPOLARAN MOLEKUL.
Polarnost molekula zavisi od GEOMETRIJSKOG RASPOREDA ATOMA U PROSTORU.
Molekul koji ima NEPOLARNE veze UVEK JE NEPOLARNA!
Molekul sa polarnim vezama - zavisi od geometrije
Geometrija molekula:
Molekul ima linearnu strukuru u slučaju da ima samo jednu vezu (jednostruku ili dvostruku ili trostruku) ili da ima 1 jednostruku i 1 trostruku ili da ima dve dvostruke veze:
H-H Hδ+-Clδ- O=O O δ-=C δ+=O δ-
U HCN - u izgleda kao da je C i pozitivan i negativan (on je prema H negativan jer ima veću elektronegativnost prema H, a prema azotu je pozitivan jer ima manju elektronegativnost od azota), medjutim - ugljenik je u ovom molekulu pozitivan - jer ne može biti i pozitivan i negativan u isto vreme, a veća je razlika izmedju njega i azota nego izmedju njega i vodonika. To se može tako shvatiti ili se može reći da HCN ima dve polarne veze različitih polarnosti to jest različitih dipolnih momenata.
Molekul ima "savijenu", odnosno piramidalnu strukturu ako ima samo jednostruke veze - dve jednostruke veze i dva slobodna elektronska para na centralnom atomu, ili tri jednostruke veze i jedan slobodan elektronski par na centralnom atomu
U odnosu na geometriju polarnost se odredjuje na sledeći način:
ovaj molekul ima četiri polarne veze ali se svi dipolni momenti poništavaju i molekul je u celini NEPOLARAN.
KOVALENTNE SUPSTANCE - mogu biti gasovitog, tečnog i čvrstog stanja. U molekulima su veze kovalentne polarne ili nepolarne, a izmedju molekula su MEDJUMOLEKULSKE VEZE! Kada zagrejemo neku kovalentnu supstancu da ispari tada se raskidaju medjumolekulske veze. Zbog toga t.k. i t.t. zavise od medjumolekulskih veza!
NAJJAČA medjumolekulska veza je vodonična veza. Može biti intermolekulska (izmedju dva molekula) ili intramolekulska (unutar jednog molekula)
Primeri vodonične veze:
Jedan molekul mora sadržavati vezu O-H ili F-H ili N-H, a drugi delimično negativan O, N ili F. Tako da su moguće sve kombinacije. Vodonična veza je jedina medjumolekulska veza koja se predstavlja crtom (isprekidanom). Ova veza je deset puta slabija od kovalentne veze.
Supstance koje imaju vodoničnu vezu ključaju na višim temperaturama od onih kovalentnih supstanci koje nemaju vodoničnu vezu.
Ostale medjumolekulske veze su Van der Valsova veza : veza izmedju nepolarnih molekula, varijante Van der Valsovih veza tipa intereakcija izmedju nepolarnih i polarnih molekula, dipol-dipol interakcije (dva polarna molekula se povezuju ali ne sadrže O, N ili F vezane za H pa ta veza liči na vodoničnu ali nije vodonična)
* Da se vratimo na so NH4Cl - ova so ima dve vrste čestica NH4+ jon i Cl- jon, pa je osnovna veza u ovoj soli JONSKA VEZA. U jonu NH4+ koji nastaje tako što NH3 (koji ima tri polarne kovalentne veze) prima H+ od kiseline. Kako H+ uopšte nema elektrona, onda azot svojim slobodnim elektronskim parom prihvata H+ i oni formiraju zajednički elektronski par - koji tada postaje isti kao i bilo koja polarna kovalentna veza, ali se naziva koordinaciono kovalentna veza da bi se naglasilo da je nastala drugačije od "običnih" kovalentnih veza.
Tako da molekulski jon (liči na molekul ali je u celini jon) NH4+ ima tri polarne kovalentne veze i jednu koordinaciono kovalentnu vezu. Iako ovaj jon ima N vezano za H u ovoj soli nema vodonične veze, jer je preovladala jonska veza i to pozitivno naelektrisanje koje nosi amonijum jon.
Sumiranje : veze izmedju čestica mogu biti - metalna, jonska, kovalentna (polarna, nepolarna), koordinaciono kovalentna, vodonična, Van der Valsova.....
Neki atomi grade samo jonske veze (izraziti metali sa nemetalima), a neke veze imaju udeo i jonske i kovalentne veze (AlCl3, SiO2....)
Poslednja izmena: