Zgradba molekul Flashcards
nastanek kemijskih vezi/ spojine
nastanek kemijske vezi (vez med dvema atomoma v vakumu)- energija se sprosti
spojine stabilnejše od ločenih atomov
elektroni v bližini več kot enega jedra zavzamejo stabilnejša stanja, stabilnejši način valovanja
!nastanek spojin tudi endotermen
tri skupine spojin glede na fizikalne lastnosti
-spojine NEKOVIN, kovalentne
obstojne v vseh agregatnih stanjih
sestava vedno točno določena- stehiometrična
ne prevajajo el. toka
-spojine KOVIN in NEKOVIN, ionske
v trden stanju neprevodne (razen superprevodniki)
visoka tališča
v tekočem stanju električni prevodniki
ob izparevanja spojina razpade na atomsko stanje (v plinastem stanju ne obstajajo)
velikokrat nestehiometrične
-spojine KOVIN
električni prevodniki v trdnem in talini
visoka tališča
v plinastem stanju ne obstajajo- razpad
velikokrat nestehiometrične
tri vrste kemijskih vezi
tri načini, kako atami v spojini dosežejo podobno al konfiguracijo kot žlahtni plini
-KOVALENTNA VEZ
tvorba skupnega elektronskega para (eli več el parov)
spojine nekovin
-IONSKA VEZ
prenos elektrona/ elektronov med atomi in privlak nasprotno nabitih ionov
kovina odda elektron nekovini
!! kovina ne “komaj čaka” da odda elektron !!
ta konfiguracija še dovolj stabilna, omogoča se tvorba velikega sklada, sprosti se dovolj energije, da pokrije ionizacijo
-KOVINSKA VEZ
oddaja elektronov in tvorba “elektronskega plina”
po karakterju bolj podobna kovalentni
elektroni se nahajajo po 2 v eni orbitali, te orbital se raztezajo čez mnogo jedr
te razlage ne omogočajo kvantitativnih izračunov (npr. energija vezi, razdalja)
za bolj natančno razlago kvantnomehanski pristop (vendar Schroendingerjevo enačbo, ki opisuje gibanje vseh elektron med vsemi jedri nemogoče analitično rešiti)
približki: teoreja valenčne vezi, teorija molekulskih orbital
teorija valenčne vezi
obravnava samo valenčne elektrone (zadnja lupina)
notranji atomi- predpostavili da se gibljejo kot v ločenih atomih
rezultat: prekrivanje atomskih orbital
s tem lahko razložimo geometrijo molekul- razlaga kovalentne vezi
različni tipi orbital različno prekrivanje
različni tipi kovalentnih vezi:
σ= čelno prekrivanje
π in γ = bočno prekrivanje
π (“dvojno prekrivanje”, vzdolž osi, ki povezuje jedri je vozliščna ravnina)
velika možnost da sta elektrona med obema jedroma (senčita odboj jedr)
nariši σ in π vezi
σ:
s s
s px
s dx2-y2
px px
px dx2-y2
dx2-y2 dx2-x2
π:
py py
py dxy
dxy dxy
(teorija valenčne vezi)
večkratne vezi (npr. N2O)
kako razložimo dolžine vezi
dolžine vezi razložimo z RESONANCO
= linearna kombinacija različnih stanj (različnih valovnih funkcij, ki so rešitve valovne enačbe)
to so KANONSKE STRUKTURE
uporaba prekrivanja nespremenjenih atomskih orbital
uporaba prekrivanja nespremenjenih atomskih orbital- uspešno razložimo geometrije številnih molekul (npr. PH₃)
ne pa vseh!!
npr. NH₃
H2O (kot 104,5)
CH4
hibridizazija
ob nastanku nekaterih molekul spremembe oblike in enrgije atomskih orbital- HIBRIDIZACIJA
= računski postopek, iz določenega št. atomskih orbital dobimo enako št. energijsko ekvivalentnih atomskih orbital drugačne “oblike”
linearna kombinacija valovnih funkcij (vsota funkcij pomnoženih s koeficienti) = funkcija
teoreja valenčne vezi in hibridizacija- nopoved geometrije molekul
dve pravili:
teoreja valenčne vezi in hibridizacija- nopoved geometrije molekul
dve pravili:
1) vsi valenčni elektroni imajo svojo vlogo (tudi nevezni)
2) pravilo o odboju elektronskih parov
najbolj se odbijajo nevezni pari, nato vezni-nevezni, najmanj pa vezni-vezni
osnovne oblike molekul razložljive s tipi hibridizacij:
sp; linearna oblika
sp²; trikotna ravninska oblika
dsp² kvadratna
sp³; tetraedrična oblika
sp³d; trikotna bipiramidalna oblika
sp³d²; oktaedrična (oziroma kvadratna bipiramidalna)
pogosti tipi hibridizacije:
glej tudi nevezne el. pare!!
sp; linearna oblika
sp²; trikotna
dsp² kvadratna
sp³; tetraedrična oblika (pri tetraedrični obliki hibridizacije lahko tudi oblika molekule gugalnica)
sp³d; trikotna bipiramidalna oblika (ime hibridizacije trigonalnobipiramidalna!)
sp³d²; oktaedrična
postopek za risanje Lewisovih struktur
Risanje Lewisovih struktur
- upoštevamo vse valenčne elektrone vseh atomov
- identificiramo centralni atom (atom z nižjo elektronegativnostjo)
- narišemo skelet (povsod enojne vezi, atomi H terminalni)
- okteti na terminalnih atomih (dublet na vodiku) upoštevamo oba atoma v vezi
-če ostanejo elektroni jih damo na centralni atom
-vsi atomi morajo imeti oktete
-če na centralnem atomu ni dovoljelektronov, tvorimo večkratne vezi
-pogledamo za naboj
-naboji morajo biti čim manjši
Teoreja molekulskih orbital
TEORIJA MOLEKULSKIH ORBITAL
obravnava vse elektrone
(reševanje Schroedingerjevee enačbe za molekulo in izračun molekulskih orbital)
vsi elektroni spremenijo način valovanja, ko se približa še eno jedro
izračunamo lahko oblike orbital in njihove energije
TEORIJA MOLEKULSKIH ORBITAL
vezne
razvezne
oznake molekulskih orbital
molekulske orbitale so lahko:
-VEZNE
imajo elektronsko gostoto med jedroma
-RAZVEZNE
imajo med jedroma vozliščno površino , kjer je elektronska gostota nič- elektronov tam ni!!
oznake molekulskih orbital:
σ
π
vedno vezna in razvezna
AO + AO = vezna
AO - AO = razvezna
teorija molekulskih orbital
red vezi (vezavnost)
Red vezi (vezavnost) izračunamo kot:
1/2 ( (št. elektronov v veznih orbitalah) - (št. elektronov v razveznih orbitalah) )
elektronegativnost
elektronegativnost
= vrednost, ki pove kako močno nek atom v spojini privlači vezni elektronski par
med ionsko in kovalentno vezjo ni ostre meje!
razlika v elektronegativnosti povzroči premik elektronskega para bolj proti enemu atomu, rezultat je polarnost vezi
kriterij polarnosti vezi je lahko razlika v elektronegativnosti
nepolarna vez: ΔEN= med 0 in 0,5
polarna vez: ΔEN= med 0,5 in 1,8
ionska vez: ΔEN= večja od 1,8
(največja možna razlika 3,2 = F-Cs )
