Најважније из лекције
Хемијске везе и међучестичне интеракције – кључни преглед:
- Јонска веза: Електростатичко привлачење катјона и анјона након потпуне предаје електрона. Кристали су тврди, високих \(T_t\), а раствори и растопи проводе струју (нпр. \(\text{NaCl}, \text{MgO}\)).
- Ковалентна веза: Заједнички електронски парови. Може бити \(\sigma\) (чеона) и \(\pi\) (бочна). Једнострука (\(1\sigma\)), двострука (\(1\sigma + 1\pi\)), трострука (\(1\sigma + 2\pi\)). Поларност молекула зависи од поларности веза (\(\Delta\chi\)) и просторне геометрије (\(\mu_{\text{укупно}} \neq 0\) за поларне као \(\text{H}_2\text{O}\); \(\mu_{\text{укупно}} = 0\) за симетричне као \(\text{CO}_2\)).
- Метална веза: Решетка катјона метала уроњена у делокализовано „електронско море”; омогућава високу електро- и топлотну проводљивост у чврстом и течном стању, као и ковност (нпр. \(\text{Fe}, \text{Cu}, \text{Al}\)).
- Међумолекулске интеракције: Водонична веза (\(\text{H}\) везан за \(\text{F, O, N}\)) је најјача међу њима и знатно повисује тачке кључања (нпр. \(\text{H}_2\text{O}, \text{HF}\)). Дипол–дипол силе делују између поларних молекула, а Лондонове дисперзионе између свих, посебно неполарних честица.
- Чврсте супстанце: Кристалне (јонске, атомске/ковалентне, молекулске, металне) и аморфне (неправилне). Јачина веза одређује тврдоћу и тачке фазних прелаза.
Јонска веза је привлачна електростатичка сила која делује између супротно наелектрисаних јона: позитивних катјона и негативних анјона.
Настаје преласком једног или више валентних електрона са атома изразитих метала (који постају катјони) на атоме неметала (који постају анјони) ради постизања стабилне електронске конфигурације (октета или дублета).
Настајање натријум-хлорида (\(\text{NaCl}\)):
\[ \text{Na } (1s^2 2s^2 2p^6 3s^1) + \text{Cl } (1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5) \longrightarrow \text{Na}^+ (1s^2 2s^2 2p^6) + \text{Cl}^- (1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6) \]
Однос јона у решетки је \(1 : 1\).
Јединична ћелија је најмања просторна јединица правилног геометријског облика чијим се тродимензионалним понављањем формира кристална решетка.
Енергија кристалне решетке је енергија која се ослободи приликом настајања једног мола јонског кристала из појединачних јона у гасовитом стању.
Енергија кристалне решетке је већа што су јони мањих димензија (мањег јонског полупречника) и што је њихово наелектрисање веће. Већа енергија решетке условљава више температуре топљења.
- Чврсто агрегатно стање на собној температури, високе температуре топљења и кључања.
- Већина се добро раствара у води (поларном растварачу).
- У чврстом стању не проводе струју, али су њихови растопи и водени раствори добри проводници због присуства покретљивих јона.
Објасните зашто магнезијум-оксид (\(\text{MgO}\)) има знатно вишу температуру топљења (\(2800^\circ\text{C}\)) од натријум-оксида (\(\text{Na}_2\text{O}\), \(1132^\circ\text{C}\)).
Јони \(\text{Mg}^{2+}\) и \(\text{Na}^+\) имају приближно једнаке јонске полупречнике, али јон \(\text{Mg}^{2+}\) и јон \(\text{O}^{2-}\) имају двоструко веће наелектрисање у односу на \(\text{Na}^+\). Због већег наелектрисања јона, привлачне силе су јаче, енергија кристалне решетке \(\text{MgO}\) је знатно већа, па је потребна већа топлотна енергија за њено разарање.
Ковалентна веза настаје стварањем заједничких електронских парова између атома неметала преклапањем њихових валентних атомских орбитала.
\(\sigma\)-веза (сигма): Настаје директним (чеоним) преклапањем орбитала дуж међуједарске осе (\(s-s\), \(s-p\) или \(p-p\)). Свака једнострука веза је \(\sigma\)-веза.
\(\pi\)-веза (пи): Настаје бочним преклапањем паралелних \(p\)-орбитала (изнад и испод међуједарске равни). \(\pi\)-веза је увек слабија од \(\sigma\)-везе.
- Једнострука веза: 1 \(\sigma\)-веза (нпр. \(\text{H}-\text{H}\), \(\text{Cl}-\text{Cl}\))
- Двострука веза: 1 \(\sigma\)-веза + 1 \(\pi\)-веза (нпр. \(\text{O}=\text{O}\))
- Трострука веза: 1 \(\sigma\)-веза + 2 \(\pi\)-везе (нпр. \(\text{N}\equiv\text{N}\))
Теорија валентне везе (ВВ): Посматра везу као преклапање полупопуњених валентних атомских орбитала са локализованим електронским паровима између два језгра.
Теорија молекулских орбитала (МО): Сматра да се спајањем атомских орбитала формирају делокализоване молекулске орбитале (везивне \(\sigma, \pi\) ниже енергије и антивезивне \(\sigma^*, \pi^*\) више енергије).
\[ \text{Ред везе} = \frac{N_{\text{везивних } e^-} - N_{\text{антивезивних } e^-}}{2} \]
Ред везе 1 означава једноструку, 2 двоструку, а 3 троструку везу. Већа вредност означава краћу и јачу везу.
Магнетна својства молекула:
- Дијамагнетични: Сви електрони су спарени (немају неспарене електроне, нпр. \(\text{H}_2, \text{N}_2\)); магнетно поље их благо одбија.
- Парамагнетични: Поседују један или више неспарених електрона (нпр. \(\text{O}_2\)); магнетно поље их привлачи.
Одредити укупан број \(\sigma\) и \(\pi\) веза у молекулу цијановодоника (\(\text{H}-\text{C}\equiv\text{N}\)).
Веза \(\text{H}-\text{C}\) је једнострука (\(1\sigma\)). Веза \(\text{C}\equiv\text{N}\) је трострука (\(1\sigma + 2\pi\)).
Укупно: 2 \(\sigma\)-везе и 2 \(\pi\)-везе.
Укупно: 2 \(\sigma\)-везе и 2 \(\pi\)-везе.
Пребројати све валентне електроне свих атома. За анјоне додати одговарајући број електрона једнак наелектрисању, а за катјоне одузети.
Поставити централни атом (најмање електронегативан атом који није водоник) и повезати околне атоме једноструким везама (\(\sigma\)-везе).
Преостале електроне распоредити као слободне електронске парове прво на периферне атоме (осим за \(\text{H}\) који гради дублет), а вишак поставити на централни атом.
Ако централни атом нема октет, слободни парови са суседних атома се пребацују у заједничке двоструке или троструке везе.
Одступања од октета: Молекули са мање од 8 електрона на централном атому (нпр. \(\text{BeH}_2\) са 4, \(\text{BF}_3\) са 6 електрона), молекули са непарним бројем електрона (\(\text{NO}, \text{NO}_2\)) и молекули елемената од 3. периоде па надаље са проширеним октетом (\(\text{PCl}_5\) са 10 електрона).
Електронски домени и просторна геометрија: Домен представља једноструку везу, вишеструку везу (рачуна се као 1 домен) или слободан електронски пар на централном атому.
| Број домена | Распоред домена | Угао веза | Пример |
|---|---|---|---|
| 2 домена | Линеаран | \(180^\circ\) | \(\text{CO}_2, \text{BeCl}_2, \text{HCN}\) |
| 3 домена | Тригонално планаран / Савијен | \(120^\circ\) (или нешто мањи) | \(\text{BF}_3, \text{NO}_3^-, \text{SO}_2\) |
| 4 домена | Тетраедарски / Тригонално пирамидални / Савијен | \(109,5^\circ\) (\(\text{NH}_3: 107^\circ\), \(\text{H}_2\text{O}: 104,5^\circ\)) | \(\text{CH}_4, \text{CCl}_4, \text{NH}_3, \text{H}_2\text{O}\) |
Одредити број електронских домена на централном атому и предвидети геометрију молекула воде (\(\text{H}_2\text{O}\)).
Атом кисеоника има 2 једноструке ковалентне везе и 2 слободна електронска пара (укупно 4 домена). Због одбијања слободних електронских парова, просторна геометрија молекула је савијена (V-облик) са углом везе од приближно \(104,5^\circ\).
Електронегативност (\(\chi\)): Способност атома да привуче заједнички електронски пар из ковалентне везе. Највећу вредност по Полинговој скали има флуор (\(4,0\)).
- Неполарна ковалентна веза: \(\Delta\chi = 0\) (или занемарљиво мала). Заједнички пар је симетрично распоређен између атома (нпр. \(\text{H}_2, \text{Cl}_2, \text{O}_2, \text{N}_2, \text{P}_4\)).
- Поларна ковалентна веза: \(\Delta\chi > 0\). Заједнички електронски пар је померен ка електронегативнијем атому, при чему настају парцијална наелектрисања (\(\delta^+\) и \(\delta^-\), нпр. \(\text{H}^{\delta+}-\text{Cl}^{\delta-}\)).
\[ \mu = q \cdot l \]
\(\mu\) – диполни моменат (векторска величина, јединица \(\text{C}\cdot\text{m}\)); \(q\) – количина наелектрисања; \(l\) – дужина дипола. Смер вектора је од позитивног ка негативном полу.
Молекул је поларан ако је резултантни (векторски) збир свих диполних момената веза различит од нуле (\(\mu_{\text{укупно}} \neq 0\)). Молекул је неполаран ако је симетричан, па се појединачни диполни моменти поништавају (\(\mu_{\text{укупно}} = 0\)).
- \(\text{CO}_2\) (линеаран, симетричан): везе су поларне, али је молекул неполаран (\(\mu = 0\)).
- \(\text{CCl}_4\) (тетраедарски, симетричан): везе су поларне, молекул је неполаран (\(\mu = 0\)).
- \(\text{H}_2\text{O}\) (савијен, несиметричан): молекул је поларан (\(\mu \neq 0\)).
- \(\text{NH}_3\) (пирамидалан, несиметричан): молекул је поларан (\(\mu \neq 0\)).
Зашто је молекул \(\text{BF}_3\) неполаран иако су везе \(\text{B}-\text{F}\) изразито поларне?
Молекул \(\text{BF}_3\) има симетричну тригонално-планарну геометрију са угловима веза од \(120^\circ\). Вектори три појединачна диполна момента веза \(\text{B}-\text{F}\) су једнаког интензитета и у простору се међусобно у потпуности поништавају, тако да је укупни диполни моменат молекула једнак нули (\(\mu_{\text{укупно}} = 0\)).
Међумолекулске интеракције (Ван дер Валсове силе) су електростатичке силе привлачења између независних молекула које одређују физичка својства супстанци (температуре кључања и топљења, растворљивост).
Дипол–дипол интеракције: Привлачење између супротно наелектрисаних полова сталних дипола (поларних молекула, нпр. између молекула \(\text{HCl}\) или \(\text{H}_2\text{S}\)).
Лондонове дисперзионе силе: Слабе силе привлачења настале деловањем тренутних и индукованих дипола. Постоје између свих молекула, а једине су присутне између неполарних молекула (нпр. \(\text{O}_2, \text{N}_2, \text{I}_2\)) и атома племенитих гасова. Јачају са порастом релативне молекулске масе.
Водонична веза: Најјача међумолекулска интеракција. Настаје између парцијално позитивног атома водоника везаног за врло електронегативан атом малог радијуса (\(\text{F, O, N}\)) једног молекула и слободног електронског пара електронегативног атома (\(\text{F, O, N}\)) суседног молекула.
Услови за формирање водоничне везе:
- Присуство везе \(\text{H}-\text{F}\), \(\text{H}-\text{O}\) или \(\text{H}-\text{N}\) у молекулу.
- Присуство слободног електронског пара на атому \(\text{F}\), \(\text{O}\) или \(\text{N}\).
Утицај на физичка својства:
Иако \(\text{H}_2\text{S}\) има већу молекулску масу од \(\text{H}_2\text{O}\), вода (\(\text{H}_2\text{O}\)) је на собној температури течност високе температуре кључања (\(100^\circ\text{C}\)) јер гради јаке водоничне везе, док је \(\text{H}_2\text{S}\) гас (између молекула делују само слабије дипол–дипол интеракције).
Које се од наведених супстанци могу међусобно повезивати водоничним везама: \(\text{CH}_4\), \(\text{CH}_3\text{OH}\), \(\text{HF}\), \(\text{HBr}\)?
Водоничне везе могу градити \(\text{CH}_3\text{OH}\) (садржи \(\text{O}-\text{H}\) групу) и \(\text{HF}\) (садржи \(\text{H}-\text{F}\) везу). Молекули \(\text{CH}_4\) и \(\text{HBr}\) немају водоник везан за \(\text{F, O}\) или \(\text{N}\).
Метална веза је релативно јака хемијска веза карактеристична за метале и њихове легуре.
Модел „електронског мора”: Атоми метала у чврстом и течном стању отпуштају своје валентне електроне и постају позитивни катјони распоређени у чворовима кристалне решетке, док су отпуштени електрони делокализовани и слободно се крећу кроз цео метални кристал попут електронског гаса (мора).
Јачина металне везе, тврдоћа метала и његове температуре топљења и кључања расту са порастом броја валентних електрона који учествују у вези (нпр. веза у \(\text{Al}\) са 3 валентна електрона знатно је јача него у \(\text{Na}\) са 1 електроном).
- Добра електрична и топлотна проводљивост: Условљена високом покретљивошћу делокализованих електрона (проводе струју и у чврстом и у течном стању).
- Ковност и пластичност (деформабилност): При механичком удару слојеви јона клизе једни преко других, али се веза не раскида јер је електронско море флексибилно.
- Карактеристичан метални сјај и високе температуре топљења (уз изузетке као што је жива).
Зашто метали задржавају електричну проводљивост и након топљења, док јонска једињења струју проводе тек након топљења?
У металима су носиоци наелектрисања делокализовани електрони који су слободни и покретљиви како у чврстом тако и у течном стању. Код јонских једињења носиоци струје су јони, који су у чврстом стању чврсто фиксирани у чворовима решетке, а постају покретљиви тек када се решетка растопи или раствори у води.
Супстанце у чврстом агрегатном стању могу бити кристалне (са правилним, периодичним просторним распоредом честица у решетки) или аморфне (неуређене унутрашње структуре, нпр. скроб, аморфни сумпор, стакло).
| Тип кристала | Основне честице | Везе / Интеракције | Својства | Примери |
|---|---|---|---|---|
| Јонски | Катјони и анјони | Јонска веза | Тврди, крти, високе \(T_t\), проводе струју само као растопи и раствори | \(\text{NaCl}, \text{KNO}_3, \text{MgO}\) |
| Ковалентни (атомски) | Атоми неметала | Ковалентне везе („џиновски молекули”) | Изузетно тврди, врло високе \(T_t\), изолатори (осим графита) | Дијамант, графит, \(\text{SiO}_2\) (кварц) |
| Молекулски | Молекули или атоми племенитих гасова | Међумолекулске силе (Ван дер Валс, водоничне) | Меки, ниске \(T_t\) и \(T_k\), лако испарљиви, неки сублимују, изолатори | Лед (\(\text{H}_2\text{O}\)), јод (\(\text{I}_2\)), суви лед (\(\text{CO}_2\)), сахароза |
| Метални | Катјони метала | Метална веза (електронски гас) | Ковни, савитљиви, добра топлотна и електрична проводљивост | \(\text{Fe}, \text{Cu}, \text{Au}, \text{Al}\) |
Алотропи угљеника:
• Дијамант: Сваки атом \(\text{C}\) гради 4 јаке \(\sigma\)-везе у правилном тетраедарском распореду – најтврђа природна супстанца, изолатор.
• Графит: Атоми \(\text{C}\) граде хексагоналне слојеве са делокализованим електронима (проводи струју), док су између слојева слабе Ван дер Валсове силе, па слојеви лако клизе (мек, оставља траг на папиру).
• Дијамант: Сваки атом \(\text{C}\) гради 4 јаке \(\sigma\)-везе у правилном тетраедарском распореду – најтврђа природна супстанца, изолатор.
• Графит: Атоми \(\text{C}\) граде хексагоналне слојеве са делокализованим електронима (проводи струју), док су између слојева слабе Ван дер Валсове силе, па слојеви лако клизе (мек, оставља траг на папиру).
Јод (\(\text{I}_2\)) лако сублимује при умереном загревању. Објасните зашто се при овом процесу не кидају везе између атома јода.
Кристал јода је молекулски кристал у коме су молекули \(\text{I}_2\) повезани слабим међумолекулским (Лондоновим) силама. При загревању се улаже енергија довољна само да се савладају те слабе привлачне силе између молекула, док јака неполарна ковалентна веза унутар самог молекула \(\text{I}-\text{I}\) остаје непромењена.
Задаци за вежбање
Задатак 1 (Лаки ниво): Одредите врсту хемијске везе (јонска, поларна ковалентна, неполарна ковалентна или метална) у следећим супстанцама:
а) \(\text{KCl}\)
б) \(\text{N}_2\)
в) \(\text{NH}_3\)
г) \(\text{Mg}\)
а) \(\text{KCl}\)
б) \(\text{N}_2\)
в) \(\text{NH}_3\)
г) \(\text{Mg}\)
а) \(\text{KCl}\): Јонска веза (веза између изразитог метала \(\text{K}\) и неметала \(\text{Cl}\)).
б) \(\text{N}_2\): Неполарна ковалентна веза (веза између идентичних атома неметала, \(\Delta\chi = 0\)).
в) \(\text{NH}_3\): Поларна ковалентна веза (веза између различитих атома неметала са различитом електронегативношћу).
г) \(\text{Mg}\): Метална веза (чист метал).
б) \(\text{N}_2\): Неполарна ковалентна веза (веза између идентичних атома неметала, \(\Delta\chi = 0\)).
в) \(\text{NH}_3\): Поларна ковалентна веза (веза између различитих атома неметала са различитом електронегативношћу).
г) \(\text{Mg}\): Метална веза (чист метал).
Задатак 2 (Средњи ниво): Упоредите температуре кључања етана (\(\text{CH}_3\text{CH}_3\)), диметил-етра (\(\text{CH}_3-\text{O}-\text{CH}_3\)) и етанола (\(\text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH}\)). Иако све три супстанце имају сличне релативне молекулске масе (\(M_r \approx 30-46\)), објасните редослед њихових температура кључања на основу међумолекулских интеракција.
Редослед раста температура кључања је:
\[ \text{CH}_3\text{CH}_3 < \text{CH}_3-\text{O}-\text{CH}_3 < \text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH} \]
Образложење:
- Етан (\(\text{CH}_3\text{CH}_3\)): Неполаран молекул; између молекула делују само врло слабе Лондонове дисперзионе силе, па има најнижу температуру кључања (\(-89^\circ\text{C}\)).
- Диметил-етар (\(\text{CH}_3\text{OCH}_3\)): Поларан молекул; између молекула делују јаче дипол–дипол интеракције, али не гради међусобне водоничне везе (водоници су везани само за \(\text{C}\)), па му је тачка кључања око \(-24^\circ\text{C}\).
- Етанол (\(\text{CH}_3\text{CH}_2\text{OH}\)): Поседује \(\text{O}-\text{H}\) групу и гради јаке интермолекулске водоничне везе, због чега му је тачка кључања највиша (\(+78^\circ\text{C}\)).
Задатак 3 (Средњи ниво): За молекул угљен-диоксида (\(\text{CO}_2\)) и молекул сумпор-диоксида (\(\text{SO}_2\)):
а) Одредите просторну геометрију сваког молекула на основу броја домена на централном атому.
б) Објасните поларност сваког од ових молекула помоћу резултујућег диполног момента.
а) Одредите просторну геометрију сваког молекула на основу броја домена на централном атому.
б) Објасните поларност сваког од ових молекула помоћу резултујућег диполног момента.
а) Геометрија:
- У \(\text{CO}_2\) (\(\text{O}=\text{C}=\text{O}\)) централни атом \(\text{C}\) има 2 двоструке везе и нема слободних парова (2 домена) \(\rightarrow\) линеарна геометрија (угао \(180^\circ\)).
- У \(\text{SO}_2\) централни атом \(\text{S}\) има 2 везе са кисеоницима и 1 слободан електронски пар (3 домена) \(\rightarrow\) савијена геометрија (V-облик) (угао око \(120^\circ\)).
- \(\text{CO}_2\): Линеарни распоред чини да се два супротно усмерена вектора диполних момената веза \(\text{C}=\text{O}\) међусобно у потпуности пониште (\(\mu_{\text{укупно}} = 0\)), па је \(\text{CO}_2\) неполаран молекул.
- \(\text{SO}_2\): Због савијене структуре, вектори диполних момената веза \(\text{S}=\text{O}\) се не поништавају (\(\mu_{\text{укупно}} \neq 0\)), па је \(\text{SO}_2\) поларан молекул.
Задатак 4 (Тежи ниво): Дата су четири чврста узорка: бели шећер (сахароза, \(\text{C}_{12}\text{H}_{22}\text{O}_{11}\)), кухињска со (\(\text{NaCl}\)), дијамант (\(\text{C}\)) и бакарна жица (\(\text{Cu}\)).
а) Класификујте сваку супстанцу према типу кристалне решетке.
б) Које од ових супстанци проводе електричну струју у чврстом стању, које као растопи, а које уопште не проводе?
в) Која од њих има највишу температуру топљења и зашто?
а) Класификујте сваку супстанцу према типу кристалне решетке.
б) Које од ових супстанци проводе електричну струју у чврстом стању, које као растопи, а које уопште не проводе?
в) Која од њих има највишу температуру топљења и зашто?
а) Тип кристалне решетке:
- Сахароза: молекулски кристал (молекули повезани међумолекулским и водоничним везама).
- \(\text{NaCl}\): јонски кристал (катјони \(\text{Na}^+\) и анјони \(\text{Cl}^-\) повезани јонском везом).
- Дијамант: ковалентни (атомски) кристал (атоми угљеника повезани мрежом ковалентних веза).
- Бакар (\(\text{Cu}\)): метални кристал (катјони бакра окружени делокализованим електронима).
- У чврстом стању: Струју проводи само бакар (\(\text{Cu}\)) због покретљивог електронског мора.
- У растопу: Струју проводе бакар (\(\text{Cu}\)) (електрони) и \(\text{NaCl}\) (покретљиви јони \(\text{Na}^+\) и \(\text{Cl}^-\)).
- Не проводе струју: Дијамант (нема слободних наелектрисаних честица) и сахароза (не дисосује на јоне).
