1 / 38

KEMIJSKA VEZ IN ZGRADBA MOLEKUL

KEMIJSKA VEZ IN ZGRADBA MOLEKUL. Kemijska vez. zakaj se kemijske vezi sploh tvorijo?! kako se kemijske vezi tvorijo? ionska vez – ioni – ali že znamo? kovalentna vez? - črta med dvema simboloma atomov??? - palčka, ki povezuje dve kroglici???

artie
Download Presentation

KEMIJSKA VEZ IN ZGRADBA MOLEKUL

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. KEMIJSKA VEZ IN ZGRADBA MOLEKUL

  2. Kemijska vez • zakaj se kemijske vezi sploh tvorijo?! • kako se kemijske vezi tvorijo? • ionska vez – ioni – ali že znamo? • kovalentna vez? - črta med dvema simboloma atomov??? - palčka, ki povezuje dve kroglici??? • NE napačnih predstav – EFEKT: energija dveh atomov, povezanih z vezjo, je mnogo manjša (cca. 100kJ/mol) kot energija dveh izoliranih atomov • povezava dveh atomov “z vezjo” omogoča večjo bližino jeder

  3. POTENCIALNA ENERGIJA MOLEKULE(odvisnost privlaka in odboja od razdalje med jedri atomov vodika) prispodoba: vzmet

  4. KEMIJSKA VEZ - zgodovina Raznolikost sveta okoli nas je posledica povezovanja atomov v spojine. • moles (latinsko) = gmota Amedeo Avogadro • 1858strukturne formule, črtica za vez (Archibald Couper ) • 1865 Avgust Kekule struktura benzena • znana ne samo atomska sestava, ampak tudi prostorska razporeditev atomov • G.N.Lewis - elektronski par • Linus Pauling - razlaga vezi s kvantno teorijo

  5. TEORETIČNE RAZLAGE KEMIJSKE VEZI KOSSEL – LEWISOVA TEORIJA (1916) dosežena je el. konfiguracija žlahtnih plinov - oktet Kossel - s prenosom elektronov nastane ionska vez Lewis - skupni elek. pari - kovalentna vez TEORIJA VALENČNE VEZI (1927) (Heitler, London; izpopolnila Pauling in Slater) pri nastanku vezi sodelujejo valenčni elektroni TEORIJA MOLEKULSKIH ORBITAL (1928 -1930) (Hund, Mullikan, Jones, Hückel) pri nastanku vezi sodelujejo vsi elektroni za razlago kovinske vezi zaradi koncepta delokaliziranih orbital TEORIJA KRISTALNEGA POLJA (1929 - 1935); danes modificirana: TEORIJA POLJA LIGANDOV (razlaga vezi v koordinacijskih spojinah)

  6. TEORIJA in EKSPERIMENTALNI PODATKI eksperimentalni podatki o gradnikih snovi velikost delcev...) (kationi manjši od atomov, iz katerih so nastali, anioni večji; v molekuli atomi pribl. ohranijo velikost) energija vezi (ujemanje izračunanih in eksperimentalnih vrednosti) oblika molekule (razporeditev atomov v molekuli) dipolni moment – m (polarnost/nepolarnost; včasih lahko sklepamo na obliko molekule) magnetne lastnosti (paramagnetna ali diamagnetna snov) Tališče, vrelišče snovi; topnost v vodi; električna prevodnost (s), (l), (aq)… NASTANEK (kemijske) VEZI JEEKSOTERMEN PROCES; CEPITEV VEZI JE ENDOTERMEN PROCES. Kemijska vez: razdalja med atomi v vezi je reda velikosti 10-10m

  7. VRSTE KEMIJSKIH VEZIanimacija

  8. VRSTE KEMIJSKIH VEZI Animacije nastanka: ionske vezi oz. ionskega kristala kovalentne vezi v molekuli H2

  9. IONSKA VEZ - nastanek Nastanek NaCl film poskusa in razlaga Formulska enota

  10. IONSKA VEZ - značilnosti • vez med atomi kovin in nekovin • atomi kovin oddajajo, atomi nekovin pa sprejemajo elektrone, nastanejo IONI – delci z nabojem; • kation je manjši kot atom kovine; anion je večji kot atom nekovine • koliko elektronov atom odda oz. sprejme, je odvisno od položaja v periodnem sistemu • naboj iona je enakomerno porazdeljen po celi površini iona- NEUSMERJENA • elektrostatična privlačna sila med nasprotno nabitimi kationi in anioni • prostorsko neusmerjena  ioni se privlačijo, nastanek ionskih kristalov - TRDNO agregatno stanje (koordinacijsko število) • sprosti se veliko energije (600 do več kot 1000 kJ/mol) • ionski kristali imajo visoka tališča (400 do več kot 1000°C)

  11. MREŽNE ENERGIJE IONSKIH KRISTALOV spojina ΔEmrežna [kJ/mol] LiF -1037 LiCl -852 LiBr -815 LiI -761 NaF -926 NaCl -786 NaBr -752 NaI -702 KF -821 KCl -717 KBr -689 KI -649 Pri ionskih spojinah je merilo za VEZNO energijo MREŽNA energija (ΔEmrežna). Mrežna energija je energija nastanka 1 mol trdne snovi iz ionov v plinasti fazi. Na+(g) + Cl- (g)  NaCl(s) Mrežne energije ne moremo izmeriti, lahko jo izračunamo. stopnje nastanka ionske vezi

  12. POLARNA VEZ različni atomi nekovin skupni elektronski par ni na sredi med obema atomoma H -Cl NEPOLARNA VEZ enaki atomi nekovin skupni elektronski par je na sredi med obema atomoma H - H KOVALENTNA VEZ - značilnosti • vez med atomi nekovin • skupni (vezni) elektronski pari  nastanek nevtralnihMOLEKUL • polarna ali nepolarna vez • usmerjena vez – oblike molekul, koti med vezmi • pri sobnih pogojih lahko vsa tri agregatna stanja: H2S plin, H2O tekoča, S8 trden... • sprostijo se vezne energije (200 do cca 600 kJ/mol) • tališča do 200°C

  13. DIPOLNI MOMENTmerilo za polarnost molekul Dipolni moment je vektor, ki kaže od središča pozitivnega k središču negativnega naboja v polarni kovalentni vezi. Polarna molekula ima dipolni moment, nepolarna ga nima oz. je njen dipolni moment enak 0. Polarnost vezi ne pomeni vedno tudi polarnosti cele molekule simetrične molekule so kljub polarnim vezem NEPOLARNE (CH4, CO2...) d1 d2 O C O

  14. ELEKTRONEGATIVNOST - je definirana kot sila, s katero vezani atom privlači vezni elektronski par (po PAULINGU). Polarnost vezi določimo z razliko elektronegativnosti obeh atomov v vezi.

  15. POVPREČNE ENERGIJE in DOLŽINE KOV. VEZI Å = 10-10 m

  16. OBLIKE MOLEKUL Oblika molekule ↔lastnosti molekule Oblika in lastnosti molekule so medsebojno povezane. V molekuli so atomi povezani z vezmi, to je skupnimi elektronskimi pari, v določeno geometrijsko obliko. Teorija valenčne vezi (VV): Oblika molekuleje rezultat elektrostatskega odbojaelektronskih parovokoli osrednjega atoma v molekuli, in sicer gre za elektronevalenčne (zadnje – zunanje) lupine.

  17. Teorija VV • gneča ELEKTRONOV okoli osrednjega atoma v molekuli – elektroni so negativni, odbijajo se med seboj, tudi v parih  • Na obliko molekule vplivajo elektronski pari okoli osrednjega atoma v molekuli • št. elektronskih parov = št. veznih + št. neveznih e- parov okoli osrednjega atoma v molekuli Število elektronskih parov določa orientacijo oz. SMERI • 2 para - 2 smeri: linearna orientacija, kot 180o, (sp) • 3 pari - 3 smeri: trikotno planarna orientacija, kot 120o, (sp2) • 4 pari - 4 smeri: tetraedrična orientacija, kot 109,5o, (sp3) • 5 - trikotno bipiramidalna orientacija, koti 90o in120o, (sp3d) • 6 - oktaedrična orientacija, kot 90o, (sp3d2)

  18. Osnovne oblikemolekul H2 molekula: H-H .. HCl molekula: H-Cl: .. .. .. Cl2 molekula: :Cl-Cl: .. .. .. H2S molekula: H—S:  H PH3 molekula: d.n.

  19. Osnovne oblikemolekul DVOJNE IN TROJNE VEZI • vezi so toge in ni več proste vrtljivosti • razdalje so manjše in vezi močnejše (večje energije) O2 molekula – dvojna vez O=O .. .. .. .. O2 – teorija VV ne razloži ustrezno magnetnih lastnosti!!! N2 molekula – trojna vez :NN:

  20. trikotno planarna • 3 smeri (120°) .. .. :F – Be – F: .. .. Osnovne oblikemolekul Be: 2e- 2F: 2x1e- (od 7 val. e-) 4e-oz. 2 para e- BeF2 • linearna • 2 smeri (180°) nepolarna simetrična molekula .. : : BF3 .. .. : : .. .. B: 3e- 3F: 3x1e- (od 7 val. e-) 6e-oz. 3 pari e- nepolarna simetrična molekula

  21. tetraeder • 4 smeri • (109,5°) • piramidalna • 4 smeri • (107°) • kotna • 4 smeri • (104,5°) Osnovne oblikemolekul CH4 C: 4e- 4H: 4x1e- 8e-oz. 4 pari e- nepolarna simetrična molekula H2O NH3 O: 6e- 2H: 2x1e- 8e-oz. 4 pari e- N: 5e- 3H: 3x1e- 8e-oz. 4 pari e-

  22. odboj nevezni - nevezni odboj vezni - nevezni odboj vezni - vezni Osnovne oblikemolekul odboj e- parov Na kote med vezmi oz. obliko molekule vplivajo tudi ODBOJI e- PAROV

  23. H2O - =104,5o NH3 - =107o CH4 =109,5o Osnovne oblikemolekul odboj e- parov zmanjševanje valenčnega kota zaradi večjega števila neveznih el. parov.

  24. Osnovne oblikemolekul odboj e- parov H2O - =104,5o CH4 =109,5o NH3 - =107o

  25. trikotno - • bipiramidalna • 5 smeri Osnovne oblikemolekul PF5 P: 5e- 5F: 5x1e- (od 7 val. e-) 10e-oz. 5 parov e- nepolarna simetrična molekula SF4: d.n.

  26. oktaedrična • 6 smeri • kvadratno - planarna • 6 smeri • kvadratno - piramidalna • 6 smeri Osnovne oblikemolekul SF6 P: 6e- 6F: 6x1e- (od 7 val. e-) 12e-oz. 6 parov e- nepolarna simetrična molekula XeF4 nepolarna simetrična molekula BrF5

  27. Osnovne oblikemolekul O=C=O H-CN

  28. Še nekatere oblike molekul H2SO4 CH3COOH H2CO3 XeF4 XeF3

  29. Še nekatere oblike molekul • trikotno – bipiramidalna: 5 smeri • oktaedrična: 6 smeri

  30. Primeri zgradb nekaterih molekul nikotin

  31. Primeri zgradb nekaterih molekul DIAMANT BUCKYBALL GRAFIT

  32. Primeri zgradb nekaterih molekul THC

  33. Primeri zgradb nekaterih molekul

  34. Načini predstavitve modelov molekul “space fill” modeli kroglice in palčke – bolj pregledno skeletno – za večje organske molekule

  35. naloge:

  36. naloge: Katera od molekul navedenih spojin ima linearno zgradbo ? A ogljikov dioksid B metan C voda Č amoniak D etanol

  37. naloge: V kateri od naslednjih spojin je delež ionske vezi največji? A. NF3 B. KF C. HF D. SO2 E. CH4 Katera spojina vsebuje ionsko in kovalentno vez? A. NaCl B. NaNO3 C. CH3COOH D. Al2O3 Ionska vez je najbolje opisana kot : A. enaka delitev elektronov B. neenaka delitev elektronov C. pridobitev enega ali več elektronov na enem atomu z izgubo enega ali več elektronov na drugem atomu D. privlačnost jedra enega atoma k elektronom drugega atoma E. vzajemen odboj elektronskega para z dvemi jedri.

  38. naloge: Katere med naslednjimi molekulami so nepolarne? CO2, SO2, HBr, BF3 17.1 Nepolarne molekule so:______________________ 17.2 Napiši strukturne formule teh nepolarnih molekul: Katera med naslednjimi spojinami ni polarna? A. H2O B. NH3 C. CO D. ClF E. CCl4

More Related