STRUKTURA MOLEKULA I HEMIJSKA VEZA

Avogadro je 1811.god. uveo pojam molekule:

“Molekule su najmanje čestice koje mogu da samostalno

postoje i koje su nosici osnovnih hemijskih osobina određene

supstance”

MOLEKLE

Molekule prostih

supstanci

Molekule

složenih

supstanci

Molekule elemenata

Molek.hem.jedinjenja

Molekule elemenata – grade ih atomi iste vrste: H2, O2, N2...

Molek. hem.jed.: - grade ih atomi različitih elemenata: H2O, H2SO4...

Atomi u molekuli su povezani hemijskom vezom

Teorije o strukturi molekule objašnjavaju:

-- Hemijsku vezu

-- Prirodu molekule (mehanizam spajanja atoma, nastajanje

hem. jed. ,njihove osobine.. )

Prema provoĎenju elek. struje supstance dijelimo na:

1. METALE (metalna veza)

2. ELEKTROLITE ( jonska, kovalentna)

3. IZOLATORE (neprovodnici, najčešće kov. veza i međumol. veza)

• Svojstvo atoma nekog elementa da se jedini sa tačno

odreĎenim brojem atoma vodonika naziva se njegovom

valencijom ili valentnošću.

• Prvi naučnici koji su objasnili stvaranje veza (jonskih i

kovalentnih) bili su Kosel i Luis.

• Njihova elektronska teorija valence se zasniva na

pretpostavci da u spajanju atoma učestv. samo valentni e-

Spajanje atoma preko valentnih (spoljašnjih) elektrona

nastaju molekule koji mogu biti:

- biatomski (O2, Cl2, HCl,...)

- poliatomski (H2SO4, ...) i

- dimolekulskiski (kristali, polimerni molekuli,...).

Pri spajanju atoma dolazi do:

- promjene energije

(molekul ili jedinjenje imaju nižu E od samih

atoma elemenata iz kojih su nastali)

- atomi koji stupaju u vezu nastoje da postignu

elektronsku konfiguraciju odgovarajućih plemenitog

gasa

- u stvaranju veza učestvuju s- , p - , d – i f - elektroni

Veze meĎu atomima mogu biti:

Hemijske -

meĎuatomskeMeĎumolekulske

1.JONSKA

2.KOVALENTNA

3. METALNA

1.VODONIČNA

2.VAN der

WALSOVA

3. LONDONOVA

Jonska veza

Uslov za nastanak jonske veze je:

1 - sposobnost jednog atoma da otpusti elektron(e)(pri čemu on postaje pozitivno naelektrisani jon - katjon)

2 - sposobnost drugog elementa da primi elektron(e) (pri čemi postaje negativno naelektrisani jon - anjon).

- Koji atomi lako otpštaju a koji primaju e- ?

Otpuštanjem ili primanjem e- atomi nastoje da poprime

stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa.

Joni - atomi ili grupe atoma koji imaju odreĎ.naelektris.

- katjon - ima manjak elektrona u odnosu na protone, (+)

- anjon - jon koji ima više elektrona od protona, (–)

- mono-atomski jon : Cl-, Mg2+ , Br-.......

- poliatomski jon : NH4+, OH-, SO4

2-......

Jonska veza predstavlja silu privlačenja izmenu suprotno naelektris.

jona, pri čemu nastaju čvrsta - jonska jedinjenja.

Tipična jedinjenja sa jonskom vezom su:

• halogenidi i oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala

KCl, NaBr, Na2O, MgO, BaF2, Li2O, LiCl .........

• sulfidi i hidridi alkalnih i zemnoalkalnih metal

Na2S, CaH2, KH, K2S, CaS, LiH.........

Nastajanje jona definisana su Fajansovim pravilima:

1. kada je elektronska konfiguracija jona stabilna,

2. kada je naelektrisanje jona malo i

3. kada je poluprečnik atoma od koga nastaje:

anjon mali (F, Cl .....)ili

katjon veliki (Cs, Ba....)

Energija jonizacije

Elektron se iz atoma može ukoloniti:

1. bombardovanjem brzim elektronima (katodna cev)

2. delovanjem toplotne energije ili energije zračenja

X(g) → X+(g) + e-

Npr. H(g) = H+(g) + e- E = 13,6 eV (ili 2,1788 10-18 J po atomu)

Energiju koju je potrebna dovesti da se ukloni elektron

iz jednog mola atoma nekog elementa u gasovitom

stanju predstavlja energiju jonizacije ( Ej ) tog elementa

Kod atoma sa više elektrona pored prvog postoji

i 2, 3, .... stepen jonizacije.

Ej prvog stepena je uvek manja od Ej drugog stepena itd.

- zato što jača uticaj jezgra a posebno kada dolazi do

promjene energetskog nivoa

Li+ -jon ima stabilnu elektronsku konfiguraciju He

i zbog toga i dolazi do naglog skoka druge energije jonizacije

Li I (520 kJ/mol) Li+ II (7297 kJ/mol) Li2+ III (11810 kJ/mol)

eIstepen jonizacije

atoma Li

Ej-I step..

Li3+

Endoterman proces

Afinitet prema elektronu

Proces privučenja elektrona od strane atoma izražava

se kao afinitet prema elektronu (Ea)

- odnosno kao energetska promjena koja se dešava pri

vezivanju elektrona za jediničnu količinu atoma u

gasovitom stanju:

A(g) + e- A-(g) rH = Ea

Kod vezivanja elektrona:

- nastaje jon stabilne konfiguracije plemenitog gasa

- proces je spontan i egzoterman.

Npr.: kada 1 mol atoma H veže 1 mol e- nastaje 1 mol hidrid-jona

i oslobodi se energija (Ea)

H(g) + e- H-(g) Ea = - 72,8 kJ/mol

Neke zakonitosti u promjenama osnovnih parametara

kod elemenata u PSE

Energija kristalne rešetke

Jonska veza je:

- karakteristična za alkalne i halogene elemente

- jonska jedinjenja imaju kristalnu strukturu

- jedinjenja poseduju E tzv. energiju kristalne rešetke (Ec)

A+(g) + B-(g) AB(c) rH = Ea(AB)

Ec se ne može eksperimentalno odrediti nego se izračunava pomoću

Born-Haberovog ciklusa, a na osnovu Hesovog zakona:

“E- nastajanja nekog jedinjenja ne zavisi od puta kojim se reakcija

odigrava, nego samo od početnog i krajnjeg stanja sistema”

Energija koja se oslobaĎa pri nastajanju jednog mola

kristala, na konstantnoj temperaturi, od pojedinačnih,

meĎusobno - beskonačno udaljenih jona u gasovitom

stanju, naziva se energijom kristalne rešetke (Ec).

Born – Haberov ciklus za stvaranje LiF

Eksperimentalno određena entalpija stvaranja LiF(c) iznosi:

Li(s) + ½ F2(g) LiF(c) r H = f H = - 590 kJ/mol

I - stepen stvaranja jedinjenja

Li (s) → Li (g) proces sublimacije ∆ sublim.H= +155 kJ/mol

1/2 F2 (g) → F (g) proces disocijacije ∆ d H = +158 kJ/mol

II - stepen stvaranja jedinjenja

Li (g) → Li +(g) + 1e- proces jonizacijeacije Ei = +520 kJ/mol

F (g) + 1e- → F+ (g) afinitet prema elektr. Ea = -328 kJ/mol

III - stepen stvaranja jedinjenja

Nastajanje čvrstog kristalnog jedinjenja od jona u gas. stanju:

Li(g) + ½ F2(g) LiF(c) ∆ r H = ∆fHo(LiF)

∆fHo(LiF) = ∆subl.H

o(Li) + 1/2 ∆dHo(F2) + Ei(Li) + Ea(F) + Ec

Zamjenom vrijednost dobija se

- 590 = 155 + ½ ∙ 158 + 520 – 328 + Ec

Ec = - 1016 kJ/mol

Energija kristalne rešetke (a time i stabilnost) raste:

- sa porastom naelektrisanja bar jednog od jona i

- smanjenjem međujonskog rastojanja

(odnosno smanjenjem jonskih poluprečnika)

Jonski poluprečnik

Jonski poluprečnik atoma i jona se razlikuju. Zašto?

Kod katjona: otpuštanjem e- V - atoma se znatno smanjuje:

– poslednji valentni energetski nivo ostaje prazan

- jezgro više privlači preostale elektrone što doprinosi

smanjenju V odnosno jonskog polupre.(ili radijusa).

Kod anjona: primanjem e- dolazi do povećanja V a time i

jonskog poluprečnika.

V (atoma) = f (Z) r (atoma) = f (Z)

Duž periode,

Maksimalni atomski poluprečnik je na početku periode.

Ista takva zavisnost postoji i za odgovarajuće pozitivne i

negativne jone.

U grupi sa porastom Z raste i V- atoma i na taj način se

mjenja i zapremina odgovarajućih jona

npr. Cs+ > Li+ odnosno I- > F-.

sa porastom Z u datom energetskom

nivou raste i broj e- i naelektris. jezgra, što

dovodi do kontrakcije elektronskog

omotača i

veličina atoma postepeno opada

Osobine jedinjenja sa jonskom vezom

1.Na sobnoj temperaturi sva ova jedinjenja su u čvrstom

agregatnom stanju i kristalne su supstance.

2. Jonska veza zbog električne prirode nije usmjerena u

prostoru, već to elektrostatičko privlačenje djeluje oko cjelog

jona pa jonska jedinjenja kristalizuju u gusto pakovanim

strukturama.

3. Kristali su jako tvrdi sa visokom tačkom topljenja i ključanja.

4. Jonska jedinjenja su lako rastvorna u vodi.

5. Jonska jedinjenja u čvrstom stanju:

- ne provode električnu struju (izuzetak su neki fluoridi metala)

jer se joni ne mogu kretati

- ali rastopi i rastvori ovih jedinjenja su dobri provodnici

električne struje.