Ova knjiga namenjena je učenicima srednjih škola koji u okviru redovnog vaspitnoobrazovnog rada izučavaju hemiju kao opšteobrazovni predmet. S obzirom na obimnost materijala i raznovrsnost nastavnih programa opšte hemije koji se primenjuju u našim školama, odabrani su oni’ sadržaji koji, po mišljenju autora, predstavljaju neophodnu osnovu za dalje izučavanje hemije, a najpogodniji su za’ upoznavanje učenika sa kvantitativnim aspektom te nauke.
Knjiga se sastoji iz sedam poglavlja: Fizičke veličine i merne jedinice; Struktura atoma; Hemijska veza; Hemijske reakcije; Hemijska ravnoteža; Rastvori; Elektroliti.
Knjiga je struktuirana tako da je u uvodnom delu svakog poglavlja sažeto obrađeno bno teorijsko gradivo čije je poznavanje neophodno za uspešno rešavanje odabranih zadataka. Postupak rešavanja računskih zadataka detaljno je objašnjen na nizu rešenih primera; u nekim slučajevima navedeni su i algoritmizirani postupci rešavanja.
U knjizi su paralelno korišćena dva načina rešavanja računskih zadataka: pomoću veličinskih jednačina i pomoću proporcija. Takvim pristupom učenicima je pružena mogućnost da se u individualnom radu opredele za onu metodu koja im više odgovara. Kako se veličinske jednačine sve više koriste u hemiji, tom načinu rešavanja računskih zadataka u knjizi je posvećena veća pažnja.
Zbog ograničenog prostora izostavljena su neka opšta pitanja koja su učenicima poznata iz fizike i matematike (npr. opšta pravila rešavanja algebarskih jednačina i vrste veličinskih jednačina). Preporučujemo nastavnicima hemije da što više koriste znanja učenika iz tih predmeta i tako doprinesu čvršćem povezivanju nastave hemije sa nastavom fizike i matematike.
Posle teorijskog dela i rešenih primera slede zadaci za individualni rad. Zadaci su raznovrsni po sadržini i formi, kao i po težini, te se mogu koristiti kako u redovnoj nastavi za uvežbavanje u kreativnoj primeni stečenih znanja, tako i u dodatnoj nastavi za proširivanje i prođubljivanje pređenog gradiva. Zadaci su navedeni onim redom koji odgovara redosledu teorijskog gradiva obrađenog u uvodnom delu pojedinih poglavlja.
Da bi učenici mogli da provere ispravnost svojih rešenja i tako dobiju povratne informacije o uspešnosti svog rada, na kraju knjige data su rešenja svih zadataka.
Veština u rešavanju računskih zadataka stiče se upornim i sistematskim vežbanjem. Stoga preporučujemo učenicima da samostalno reše što veći broj zadataka, jer tada ni uspeh neće izostati.
Sadržaj
Predgovor
I poglavlje: FIZIČKE VELIČINE I MERNE JEDINICE
FIZIČKE VELIČINE
Nazivi i simboli fizičkih veličina
MERNE JEDINICE
Izvedene SI-jedinice
Decimalne SI-jedinice
Izuzetno dozvoljene jedinice
II poglavlje: STRUKTURA ATOMA
POLUPREČNICI ATOMA
MASE ATOMA
JEZGRO ATOMA
ELEKTRONSKI OMOTAČ ATOMA
Građa elektronskog omotača atoma
Kvantni karakter emisije i apsorpcije energije
Talasni karakter kretanja mikročestica
Princip neodređenosti
KVANTNI BROJEVI Glavni kvantni broj (n)
Sporedni kvantni broj (Z)
Magnetni kvantni broj (m)
Princip zabrane
REDOSLED POPUNJAVANJA ORBITALA
Hundovo pravilo
Shematsko prikazivanje orbitala i elektrona Elektronske konfiguracije
STRUKTURA ATOMA I PERIODNI SISTEM ELEMENATA — Periodni zakon
Periode
Grupe
Poluprečnici atoma hemijskih elemenata Energija jonizacije (Eij Afinitet prema elektronu
ZADACI
III poglavlje: HEMIJSKA VEZA
JONSKA VEZA
ENERGETSKI EFEKTI STVARANJA JONSKIH SUPSTANCIJA KOVALENTNA VEZA
Kvantnomehaničko tumačenje kovalentne vezc
GEOMETRIJSKA STRUKTURA MOLEKULA
sp2-hibridne orbitale
sp3-hibridne orbitale
NEPOLARNA I POLARNA KOVALENTNA VEZA
Elektronegativnost elemenata
ZADACI
IV poglavlje: HEMIJSKE REAKCIJE
Relativna molekulska masa (Alr) — Količina supstancije
Molarna masa (Af) . —7 Hemijska kinetika
Brzina hemijske reakcije
Uticaj koncentracije reaktanata na brzinu reakcije — TOPLOTNI EFEKTI HEMIJSKIH REAKCIJA
Unutrašnja energija i entalpija
Standardna reakciona toplota
Egzotermne i endotermne reakcije
Standardna toplota stvaranja
Hesov zakon
ZADACI
V poglavlje: HEMIJSKA RAVNOTEŽA
POVRATNE (REVERZIBILNE) REAKCIJE
RAVNOTEŽE U HOMOGENIM REAKCIJAMA
RAVNOTEŽE U HETEROGENIM REAKCIJAMA
FAKTORI KOJI UTIĆU NA HEMIJSKU RAVNOTEŽU Koncentracija reaktanata
Temperatura
Pritisak
L’ŠATELJEOV PRINCIP
ZADACI
VI poglavlje: RASTVORI
DISPERZNI SISTEMI
Grubo-disperzni sistemi
Koloidno-disperzni sistemi
Molekulsko-disperzni sistemi
RASTVARANJE ČVRSTIH SUPSTANCIJA U VODI
RASTVORLJIVOST
KVANTITATIVNI SASTAV RASTVORA
Maseni udeo (w)
Količinska koncenlracija (c)
Molalnost (mol)
OSMOZA I OSMOTSKI PRITISAK
SNIŽENJE TEMPERATURE MRŽNJENJA I POVIŠENJE TEMPERA- TURE KLJUČANJA
ZADACI
VII poglavlje: ELEKTROLITI
ELEKTROLITIČKA DISOCIJACIJA
Disocijacija kiselina, baza i soli
Disocijacija vode
pH RASTVORA
PROTOLITIČKE REAKCIJE U VODENIM RASTVORIMA KISELINA I BAZA
Brensted-Lourijeva teorija kiselina i baza
Luisova teorija kiselina i baza RAVNOTEŽNI PROCESI U VODENIM RASTVORIMA KISELINA I BAZA Kiseline
Baze
Neutralizacija
Hidroliza
INDIKATORI KISELOSTI I BAZNOSTI
PROIZVOD RASTVORLJIVOSTI
ZADACI
REŠENJA ZADATAKA
I poglavlje Fizičke veličine i merne jedinice
Fizičke veličine
Fizičke veličine se definišu kao merljiva svojstva prirodnih pojava.
Prirodne pojave su fizička tela i zbivanja. U hemiji se izučavaju sledeća fizička tela: atomi, molekuli, joni, proste i složene supstancije itd. Zbivanja su, na primer, hemijske reakcije, kretanje itd.
Merljiva svojstva prirodnih pojava su ona svojstva koja se mogu kvantitativno izraziti. Tako su, na primer, masa, dužina i temperatura merljiva svojstva, tj. fizičke veličine.
U skladu sa navedenom definicijom merljivih svojstava, miris i boja supstancije ne spadaju u fizičke veličine, pošto se njihov intenzitet ne može kvantitativno izraziti.
Merenje je postupak kojim se određuje vrednost neke fizičke veličine pomoću specijalnih tehničkih sredstava. Pri merenju se fizička veličina upoređuje sa istorodnom veličinom koja je odabrana za jedinicu te veličine i utvrđuje se njihov odnos. Tako, npr., pri merenju dužine stola određuje se odnos između dužine stola i dužine metra. Ako je dužina stola 1,1 m, znači da je odnos
dužina stola / dužina jednog metra = 1:1.
Prema tome, merenjem se dobija broj koji pokazuje koliko je puta posmatrana fizička veličina veća ili manja od istorodne veličine koja je uzeta za jedinicu.
Nazivi i simboli fizičkih veličina. Svaka fizička veličina ima svoj naziv. Nazivi mnogih fizičkih veličina su internacionalni, tj. imaju istu osnovu u svim jezicima (npr. masa, energija, temperatura, entalpija itd.).
Simboli fizičkih veličina su jednaki u celom svetu. U tablici 5 navedeni su nazivi i simboli nekih važnijih fizičkih veličina.
Simbol molarne mase je na primer, M. Taj simbol označava molarnu masu uopšte. Ako želimo da izrazimo molarnu masu vode, moramo pored simbola M staviti u zagradu simbol prirodne pojave, u ovom slučaju formulu vode. Prema tome,
molarna masa vode označava se sa M(H2O),
gustina sumporne kiseline sa p (H2SO4),
masa kiseonika sa m (O2),
količina molekula hlora sa n (Cl2) itd.
Postoji i drugi način označavanja. Sastoji se u tome da se simbol prirodne pojave stavi sa donje desne strane simbola fizičke veličine. Na primer:
AJH2O, PH2S°4, m°2, n°i2 itd.
U ovoj knjizi pretežno ćemo se služiti prvim načinom označavanja.
Merne jedinice
Za izražavanje vrednosti fizičkih veličina koriste se na poseban način odabrane vrednosti fizičkih veličina — merne jedinice (ili, kraće: jedinice).
Jedinice imaju posebne nazive. Tako je naziv za jedinicu mase kilogram, za jedinicu vremena sekunda itd. U tekstu se naziv jedinice piše početnim malim slovom.
Svaka jedinica ima svoj znak (simbol). Tako je znak kilograma kg, sekunde s, metra m itd. Simboli mernih jedinica ne podležu gramatičkim promenama (npr. deklinaciji), a iza njih se ne stavlja tačka (sem na kraju rečenice).
Vrednost fizičke veličine jednaka je umnošku brojčane vrednosti i merne jedinice. Na primer:
masa = 3 × kilogram.
Kako je simbol mase m, a kilograma kg, možemo napisati:
m = 3 kg.
U ovoj knjizi korišćene su jedinice Međunarodnog sistema jedinica (SI) koji se, prema Zakonu o mernim jedinicama i merilima (Službeni list SFRJ, br. 13/76), u našoj zemlji primenjuje od 1. I 1981.
Tablicom 1 su date osnovne Sl-jedinice.
Tablica 1
Izostavljeno iz prikaza
- Fizička veličina
- Osnovna SI-jedinica
- n a z i v
- simbol naziv
- simbol
dužina l metar m
masa m kilogram kg
vreme t sekunda s
električna struja I amper A
terrnodinamička temperaiura T kelvin K
količina supstancije (tvari) n mol mol
intenzitet svetlosti I, kandela cd
Izvedene Sl-jedinice. Pomoću sedam osnovnih Sl-jedinica može se, po potrebi, izvesti veći broj jedinica koje su dobile naziv izvedene S1 -jedinice. Izvođenje tih jedinica zasniva se na jednačinama koje pove zuju odgovarajuće fizičke veličine. Molarna masa (M) supstancije definiše se, na primer, kao odnos mase čiste supstancije (m) i količine supstancije (n):
M = m/n.
Kako je jedinica mase kilogram, a količine supstancije mol, iz definicije pH molarne mase sledi da je jedinica molarne mase
kg/ mol
Ovaj algebarski izraz može se napisati i ovako:
kg/mol ili kgmol-1,
a čita se: kilogram po molu.
Prema tome, simboli izvedenih Sl-jedinica su algebarski izrazi, a nazivi odgovarajući iskazi.
Neke izvedene Sl-jedinice imaju posebne nazive i simbole. U tablici 2 je nekoliko takvih jedinica koje ćemo koristiti u ovoj knjizi.
Tablica 2
Izostavljeno iz prikaza
- Fizička veličina
- Simbol jedinice
- Definicija jedinice
energija J kg m1 s-2
frekvencija Hz s-1
naelektrisanje C A s
pritisak (tlak) Pa kg m-1 s-2
sila N kg m s-2
Fizička veličina Naziv jedinice Simbol jedinice
energija džul J
frekvencija herc Hz
naelektrisanje kulon C
pritisak (tlak) paskal Pa
sila njutn N
Decimalne Sl-jedinice. Ukoliko je neka Sl-jedinica suviše velika ili suviše mala za izražavanje vrednosti fizičke veličine (npr. metar za izražavanje poluprečnika atoma), koriste se decimalne Sl-jedinice. One se dobijaju množenjem Sl-jedinica određenim decimalnim brojevima:
10-18, 10-13, 10-12, 10-9,. .., 10-2, 10 101, 102, 103, 1015, 1018.
Nazivi decimalnih Sl-jedinica dobijaju se tako što se ispred naziva jedinice stavi odgovarajući prefiks (predmetak). Prefiks se piše zajedno sa nazivom Sl-jedinice.
Simboli decimalnih Sl-jedinica dobijaju se na taj način što se simbol odgovarajućeg prefiksa stavi ispred simbola jedinice, tako da sa njim čini jedinstven znak.
Tablicom 3 naznaćeni su Sl-prefiksi, njihove vrednosti i simboli.
Tablica 3
Izostavljeno iz prikaza
- Vrednost
- Prefiks
- Simbol
1018 eksa E
1015 peta P
1012 tera T
109 giga G
106 mega M
103 kilo k
102 hekto h
10 deka da
10-1 deci d
10-2 centi c
10-3 mili m
10-6 mikro p
10-9 nano n
10-12 piko p
10-15 femto f
10-18 ato a
Navedimo neke od decimalnih Sl-jedinica mase, dužine i količine supstancije:
centigram, cg — 10-2 g;
mikrometar, ;j.m = 10-6 m;
kilomol, kmol — 103 mol.
Treba napomenuti da je Sl-jedinica mase — kilogram izuzetak od opšteg pravila za formiranje decimalnih jedinica, pošto ona već sadrži jedan prefiks (kilo). Stoga se decimalne jedinice mase izvode od jedinice gram, a ne kilogram.
Izuzetno dozvoljene jedinice. Prema našim zakonskim propisima dozvoljena je upotreba nekoliko jedinica izvan SI. Na primer: za zapreminu litar (simbol: l ili L), za masu unificirana atomska jedinica mase (simbol: u), za pritisak bar* (simbol: bar), za energiju elektronvolt** (simbol: eV) i z’a Celzijusovu temperaturu stepen Celzijusa*** (simbol: °C).
Tablica 4
Izostavljeno iz prikaza
- Fizička veličina
- Definicija pomoću
- SI-jedinica
dužina A = 10-10m = 10-8cm=100pm
sila dyn = 10-5 N
pritisak atm ‒ 101 352 Pa
– at = 98 066,5 Pa
– mm Hg = 133,3 Pa
energija, rad erg = 10-7 J
– calth = 4,184 J
električni di-polni moment D = 3,3 × 10-30 C m
Fizička veličina Jedinica
dužina angstrem
sila din
pritisak fizička atmosfera.
– tehnička atmosfera milimetar živinog
– stuba
energija, rad erg termohemijska ka-
– lorija
električni di-polni moment debaj
Fizička veličina Simbol
dužina A
sila dyn
pritisak atm
– at
– mm Hg
energija, rad erg
– cal,h
električni di-polni moment D
bar = 105 Pa ** eV = 1,602-10-19 J = 0,1602 aJ *** °C = K
Našim zakonom zabranjena je upotreba mnogih jedinica koje su se ranije dosta koristile u nauci i tehnici. Neke od tih jedinica, zajedno sa faktorima za pretvaranje u Sl-jedinice, navedene su u tablici 4.
Tablica 5 daje pregled nekih važnijih fizičkih veličina i odgovarajućih Sl-jedinica.
Tablica 5
Izostavljeno iz prikaza
- Naziv fizičke veličine
Simbol ; veličine
SI-jedinica
dužina l m
poluprečnik r m
talasna dužina X m
površina A,S m2
zapremina V m3
vreme t s
frekvencija V Hz
brzina V, u, c m s-1 - masa m kg
masa atoma tn, kg
masa formulske jedinke m. kg
relativna atomska masa A, 1
relativna molekulska masa M, 1
molarna masa M ke mol-1
gustina P kg m-3
sila F N
pritisak P Pa
rad W J - energija E J
potencijalna energija E, J
kinetička energija Et J
naelektrisanje (el. naboj) Q C
brojnost N 1
koiičina supstancije n mol - maseni udeo IV 1
masena koncentracija Y kg m
količinska koncentracija c mol m
termodinamička temperatura T K
Celzijusova temperatura t °C = K
toplota Q J
toplotni kapacitet C J K-1
specifični toplotni kapacitet c J K 1 kg-1
U tablici 6 naznačene su fizičke konstante korišćene u ovoj knjizi.
Tablica 6
- Fizička veličina Simbol
- brzina svetlosti u vakuumu c
- naeiektrisanje (naboj) protona e
- Plankova konstanta h
- Avogadrova konstanta NA
- masa elektrona mc
- masa protona mp
- masa neutrona mn
- univerzalna gasna (plinska) konstanta R
II poglavlje Struktura atoma
Atom je složena, električno neutralna čestica. Sastoji se od jezgra i elektronskog omotača.
Poluprečnici atoma
Poluprečnici atoma pojedinih elemenata su različiti — od nekoliko desetina do nekoliko stotina pikometara. Kako nije moguće neposredno odrediti poluprečnike izolovanih atoma, obično se mere rastojanja između jezgara atoma u kristalima ili gasovitim molekulima. Na osnovu eksperimentalno dobijenih podataka izračunavaju se poluprečnici atoma pojedinih elemenata. Izračunate vrednosti za atom istog elementa međusobno se dosta razlikuju, s obzirom da su dobijene na različite načine.
Tablica 7 daje vrednosti poluprečnika atoma alkalnih metala u pikometrima (r/pm).
Izostavljeno iz prikaza
Tablica 7
Izostavljeno iz prikaza
- Hemijski element r/pm
- Litijum 145
- Natrijum 180
- Kalijum 220
- Rubidijum 235
- Cezijum 260
Primer: Izračunati koliko se atoma natrijuma može poređati, jedan pored drugog, na dužini od 1 cm.
U tablici 7 nalazimo da je poluprečnik atoma natrijuma 180 μm. Prema tome, prečnik toga atoma iznosi 360 μm.
Pretvorimo 360 pikometara u centimetre:
Izostavljeno iz prikaza
Broj atoma natrijuma koji se mogu poređati na dužini od 1 cm izračunaćemo iz sledeće proporcije:
Izostavljeno iz prikaza
Odgovor: Na dužini od 1 cm može se poređati, jedan pored drugog, 27 miliona atoma natrijuma.
Mase atoma
Atomi su izvanredno sitne čestice čije se mase ne mogu neposredno izmeriti. Za određivanje mase atoma koriste se posredni, složeni postupci o kojima ovde nećemo govoriti.
Tablicom 8 prikazane su mase atoma nekih elemenata, izražene u kilogramima (ma/kg).
Tablica 8
Izostavljeno iz prikaza
- Hemijski element m/kg
- Vodonik 1,6738 10-27
- Ugljenik 1,9945 10-26
- Azot 2,3259 10-26
- Kiseonik 2,6558 1O-26
- Sumpor 5,3243 10-26
- Hlor 5,8870 10-26
- Gvožđe 9,2740 10-26
- Živa 3,3308 10-25
Iz tablice 8 vidi se da je kilogram velika i neprikladna jedinica za izražavanje mase atoma. Zbog toga je dogovoreno da se mase atoma pojedinih elemenata iskazuju pomoću unificirane atomske jedinice mase (u), koja je jednaka 1/12 mase atoma ugljenikovog izotopa C-12:
Izostavljeno iz prikaza (1)
Odnos mase nekog atoma i unificirane atomske jedinice mase naziv a se relativna atomska masa i obeležava se sa Ar:
Ar = ma/u .
1. primer: Izračunati relativnu atomsku masu sumpora.
U tablici 8 nalazimo da je ma(S) = 5,3243 × 10-26 kg. Uvrštavanjem brojčanih vrednosti u jednačinu (2), dobijamo:
Izostavljeno iz prikaza
Odgovor: Relativna atomska masa sumpora je 32,06.
2. primer: Relativna atomska masa cinka Ar(Zn) = 65,37. Izračunati masu atoma toga elementa i izraziti je u gramima.
Iz jednačine Ar = mju sledi: ma = Ar u,
Izostavljeno iz prikaza
Odgovor: Masa atoma cinka je 1,0855 1O-22 g.
Jezgro atoma
Jezgro atoma je pozitivno naelektrisano a nalazi se u samom središtu atoma. U njemu je skoncentrisana skoro sva masa atoma. U odnosu na veličinu atorna jezgro je veoma sitno — poluprečnik mu je reda veličine 0,01 μm.
Jezgro atoma se sastoji od protona i neutrona.
Proton (označava se simbolom p) je pozitivno naelektrisana čestica koja nosi najmanju moguću količinu pozitivnog elektriciteta, jednaku 1,6 10-19 kulona. Masa protona je približno jednaka atomskoj jedinici mase (mp = 1,7 × 10-27kg).
Neutron (označava se simbolom n) je električno neutralna čestica čija je masa približno jednaka masi protona.
U jezgru atoma hemijskih elemenata nalazi se tačno određen broj protona.
Atomski broj elemenata (Z) jednak je broju protona u jezgru atoma tog elementa. To se skraćeno može napisati ovako:
Z = M(p).
Maseni broj elementa (A) jednak je zbiru broja protona i neutrona u jezgru.
A = M(p) + M(n).
Prema tome, broj neutrona u jezgru nekog atoma dobićemo kada od masenog broja elementa oduzmemo broj protona:
N(n) = A — N(p).
Maseni broj nekog atoma određuje se tako što se njegova relativna atomska masa zaokruži na najbliži ceo broj. Relativna atomska masa jednog od izotopa kiseonika, na primer, iznosi 15,994. Zaokruživanjem te vrednosti na najbliži ceo broj, 16, dobija se maseni broj tog izotopa kiseonika.
Maseni broj atoma piše se pored hemijskog znaka kao levi gornji indeks, a atomski broj kao levi donji indeks. Na primer:
Izostavljeno iz prikaza
Jezgro atoma ima slojevitu građu: protoni i neutroni su u njemu raspoređeni po energetskim nivoima i podnivoima, slično elektronima u elektronskom omotaču atoma.
Proučavanjem strukture atomskog jezgra bavi se fizika, dok hemiju interesuje građa elektronskog omotača atoma.
Primer: Odrediti broj protona i neutrona u jezgru atoma aluminijuma na osnovu sledećih podataka: ZAi = 13; Ar(Al) = 26,98.
Maseni broj aluminijuma (AAI) dobićemo zaokruživanjem njegove relativne atomske mase na najbliži ceo broj, 27. Prema tome, AAI = 27.
N(p) = ZAi = 13,
N(n) = AAI — N(p) = 27 — 13 = 14.
Odgovor: U jezgru atoma aluminijuma nalazi se 13 protona i 14 neutrona.
Atomi istog hemijskog elementa imaju u jezgru uvek isti broj protona, jednak atomskom broju tog elementa. Međutim, broj neutrona u jezgrima atoma istog elementa nije uvek stalan. Tako se, npr., metalni kalcijum sastoji od tri vrste atoma koji u jezgru sadrže 20, 22 ili 23 neutrona. To znači da su maseni brojevi navedenih vrsta atoma kalcijuma različiti i iznose 40, 42 odnosno 43. To se skraćeno može napi; sati ovako:
Izostavljeno iz prikaza
Atomi istog hemijskog elementa, koji u jezgru sadrže različit broj neutrona, usled čega se razlikuju po svojoj masi, nazivaju se izotopi.
Većina hemijskih elemenata u prirodi javlja se u obliku dva ili više stabilnih izotopa. Izuzeci su, npr., fluor, natrijum i fosfor, koji se u prirodi sreću samo u obliku jednog izotopa.
Mase atoma navedene u tablici 8 predstavljaju prosečne (srednje) vrednosti, izračunate na osnovu prirodnih količinskih udela izotopa od kojih se dati element sastoji i njihovih masa. Treba imati u vidu da i relativne atomske mase elemenata, o kojima će biti reči u ovoj knjizi, takođe predstavljaju srednje vrednosti.
Elektronski omotač atoma
Ovaj omotač sastoji se od određenog broja veoma lakih čestica — elektrona koji se velikom brzinom kreću u prostoru oko atomskog jezgra.
Elektron (e) je negativno naelektrisana čestica, oko 1836 puta manje mase od mase protona (me = 9,1 × 10-31 kg). Elektron nosi određenu količinu negativnog elektriciteta, jednaku naelektrisanju protona, ali suprotnog predznaka (—1,6 × 10-19 kulona).
Atomi su električno neutralne čestice, što znači da su izgrađeni od istog broja elektrona i protona:
N(e) = N(p).
Odnos između naelektrisanja (Q) neke čestice i elementarnog naelektrisanja (e) naziva se broj naelektrisanja date čestice.
Jon kalcijuma (Ca2+), na primer, ima naelektrisanje Q = + 2e, te
je broj naelektrisanja tog jona: Q/e = +2e/e = = +2.
Atom kiseonika sadrži u jezgru 8 protona (Zo = 8). Znači, jezgro atoma tog elementa ima naelektrisanje Q = +8e, a broj naelektrisanja +8.
Primer: Odrediti broj protona, neutrona i elektrona u atomu
238 TT urana, 92 U.
Simbol 2 U ukazuje da je atomski broj urana (Zu) 92, a maseni broj (Au) 238. U jezgru atoma urana se, dakle, nalazi 92 protona:
N(p) = Zu = 92.
Broj neutrona u jezgru atoma urana dobićemo kada od masenog broja tog elementa oduzmemo broj protona:
N(n) = Au — N(p) = 238 — 92 = 146.
Broj elektrona u omotaču atoma urana jednak je broju protona u jezgru atoma tog elementa:
N(e) = N(p) = 92.
Odgovor: U jezgru atoma urana nalazi se 92 protona i 146 neutrona, a u elektronskom omotaču 92 elektrona.
Građa elektronskog omotača atoma. Jedna od najznačajnijih teorija savremene fizike koja izučava stanja mikročestica (tj. čestica izvanredno male mase) je kvantna ili talasna mehanika. Zakoni kretanja mikročestica (npr. elektrona u atomu) bitno se razlikuju od zakona koji opisuju kretanje makrotela (tj. tela koja se mogu videti golim okom ili pod optičkim mikroskopom).
Kvantnomehanički model atoma nastao je izučavanjem atomskih spektara i na osnovu složenih matematičkih proračuna, o kojima se u ovoj knjizi neće govoriti. Upoznaćemo u elementarnom obliku osnovne postavke kvantne mehanike koje se odnose na građu elektronskog omotača atoma, neophodne za shvatanje hemijskog ponašanja elemenata.
Kvantna mehanika je zasnovana na predstavama o kvantovanju energije, talasnom karakteru kretanja mikročestica i verovatnosnom (statističkom) opisivanju položaja mikročestica u prostoru.
Kvantni karakter emisije i apsorpcije energije. Energija se emituje, prostire i apsorbuje u izvanredno sitnim, nedeljivim količinama — kvantima, a ne neprekidno. Energija kvanta (E) proporcionalna je frekvenciji zračenja (v):
E = h v (3)
gde je h — Plankova konstanta, jednaka 6,61O-34 J s.
Između frekvencije i talasne dužine zračenja (X) postoji sledeći odnos:
Izostavljeno iz prikaza (4)
gde je c — brzina svetlosti, približno jednaka 3 × 108 m/s.
Pri izlaganju atoma u gasovitom stanju dejstvu elektromagnetnog zračenja atomi apsorbuju tačno određene kvante energije, jednake celobrojnom umnošku h × v i prelaze u nestabilno, energetski bogatije stanje — pobuđeno stanje. Pobuđeni atomi emituju primljenu energiju u vidu nedeljivih porcija — kvanata svetlosti (fotona).
1. primer: Izračunati energiju jednog kvanta svetlosti (fotona) iz crvenog spektralnog područja, talasne dužine 720 nm.
Izostavljeno iz prikaza
Izračunajmo najpre frekvenciju fotona date talasne dužine:
Izostavljeno iz prikaza
Energiju fotona izračunaćemo prema jednačini (3):
Izostavljeno iz prikaza
Odgovor: Energija jednog fotona talasne dužine 720 nm iznosi 2,77 × 10-19 J.
2. primer: Kolika je molama energija fotona talasne dužine 720 nm?
Molarnu energiju fotona dobićemo množenjem energije jednog fotona Avogadrovom konstantom (.VA = 6,02 1O23 mol-1):
Izostavljeno iz prikaza
Odgovor: Molarna energija fotona talasne dužine 720 nm je 166,7 kJ/mol.
Talasni karakter kretanja mikročestica. Eksperimentalno je utvrđeno da sve vrste elektromagnetnog zračenja (gama-zraci, rentgenski zraci, zraci vidljive svetlosti itd.) imaju dualističku, talasno-korpuskularnu prirodu. Pojave difrakcije i interferencije potvrđuju talasna svojstva elektromagnetnog zračenja, dok se fotoelektrični efekat može objasniti jedino korpuskularnom teorijom, prema kojoj elektromagnetno zračenje predstavlja mlaz sitnih, nedeljivih kvanata energije (fotona).
Francuski fizičar Luj de Brolj je 1924. godine izneo pretpostavku da sve materijalne čestice u kretanju, bez obzira na njihovu masu, takođe imaju dvojnu, talasno-korpuskularnu prirodu. Prema njegovom shvatanju, kretanje mikročestica (elektrona, protona, neutrona itd.), kao i krupnijih tela (npr. zrnca peska, puščanog zrna ili teniske lopte), predstavlja talasni proces kome odgovaraju talasi određenih dužina (k).
De Brolj je izveo jednačinu kojom je povezao talasna i korpuskularna svojstva materije:
Izostavljeno iz prikaza (5)
gde je X — talasna dužina čestice, h — Plankova konstanta, m — masa čestice, v — brzina kretanja čestice.
Hipoteza Luja de Brolja eksperimentalno je potvrđena difrakcijom elektrona na kristalnoj rešetki nikla, pri čemu je dobijena poznata difrakciona slika koja ukazuje na talasnu prirodu tih čestica. Kasnije je ustanovljeno da i druge mikročestice (protoni, neutronii atomi) takođe poseduju talasna svojstva. Tako je dokazano da de Broljeva jednačina važi za sve materijalne čestice, tj. predstavlja univerzalni zakon prirode.
Talasne dužine mikročestica izračunate pomoću jednačine (5) veoma se dobro slažu sa eksperimentalno dobijenim podacima. Međutim, kretanju makrotela odgovaraju izvanredno kratki talasi čije se dužine ne mogu odrediti ni pomoću najpreciznijih instrumenata. Ilustrujmo to sa dva primera.
1. primer: Izračunati talasnu dužinu puščanog zrna mase 7,9 g, koje se kreće brzinom od 730 m/s. Dobijeni rezultat izraziti u nanometrima.
Izostavljeno iz prikaza
Ako u ovaj izraz uvrstimo definiciju džula (kgm2s-2), dobićemo:
III poglavlje Hemijska veza
Plemeniti gasovi se odlikuju velikom hemijskom stabilnošću, zbog čega se ranije smatralo da ne mogu da grade hemijska jedinjenja. U prirodi se jedino ti elementi nalaze u obliku slobodnih atoma. Ostali elementi karakterišu se određenom hemijskom aktivnošću.. Usled toga se u prirodi javljaju u obliku prostih i složenih supstancija, izgrađenih od istih ili različitih atoma, međusobno povezanih na određeni način.
Velika hemijska stabilnost plemenitih gasova tumači se specifičnom elektronskom konfiguracijom atoma tih elemenata: oni imaju popunjen najviši energetski nivo do maksimalnog broja od 8, odnosno 2 elektrona (atom helijuma).
Kod atoma ostalih elemenata najviši energetski nivo nije popunjen elektronima do okteta. Stoga su reaktivniji od plemenitih gasova. U skladu sa principom minimuma energije, atomi se povezuju sa istim ili različitim atomima zato što nastaju sistemi koji se karakterišu nižom energijom. Tako se pri obrazovanju molekula H? iz slobodnih atoma oslobađa energija od 436 kJ/mol. Da bi nastao energetski stabilniji sistem, atomi treba da postignu elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog gasa koji im je u periodnom sistemu najbliži; uspostavljanjem takvih elektronskih konfiguracija postiže se smanjenje ukupne energije sistema.
Prema ovom idealizovanom modelu hemijske veze, atomi mogu da postignu stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog gasa na dva načina: prelaskom elektrona sa jednog atoma na drugi (jonska veza) i stvaranjem zajedničkih elektronskih parova (kovalentna veza).
Jonska veza
Razmotrimo reakciju između atoma natrijuma i atoma hlora u gasovitom stanju. Elektronske konfiguracije ovih elemenata su:
Izostavljeno iz prikaza
Atom natrijuma ima u najvišem energetskom nivou 1 elektron u 3s-orbitali, a atom hlora 7 elektrona u orbitalama 3si 3p-. Kada se atomi tih elemenata nađu zajedno, u uslovima pogodnim za reakciju, atomi natrijuma, čije je svojstvo mala energija jonizacije, otpuštaju svoj valentni elektron iz 3s-orbitale. Otpuštene elektrone primaju atomi hlora (koji se odlikuju velikim afinitetom prema elektronu) u nepopunjene 3p-orbitale.
Gubljenjem jednog elektrona, atom natrijuma prelazi u pozitivno naelektrisani jon Na+ koji u jezgru sadrži 11 protona i u omotaču 10 elektrona. To se sažeto može prikazati ovako: ’ ,
Na(1s22s22p63s’) — elektron → Na+(1s22s22p6).
Jon Na‘ ima stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog gasa — neona, sa popunjenim si p-orbitalama u najvišem energetskom nivou.
Primanjem jednog elektrona, atom hlora prelazi u negativno naelektrisani jon C1 koji u jezgru sadrži 17 protona i u omotaču 18 elektrona:
Cl(ls22s22p63s23p5) + elektron → Cl-(ls22s22p63s23p6).
Jon C1 ima stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog gasa — argona.
Nastali joni Na+ i Cl- međusobno se privlače jakim elektrostatičkim silama (tzv. Kulonovim silama) i grade belu kristalnu supstanciju — natrijum-hlorid. S obzirom da su u dobijenom jedinjenju povezani suprotno naelektrisani joni, nastala veza se naziva jonska veza.
Za prikazivanje procesa pri kojima dolazi do prelaska elektrona sa jednog atoma na drugi pogodni su Luisovi simboli. U tim simbolima jezgro atoma i svi elektroni na nižim energetskim nivoima predstavljeni su hemijskim znakom elementa, dok se valentni elektroni obeležavaju Lačkicama.
Proces nastanka natrijum-hlorida shematski se može prikazati na sledeći način:
Na + Cl-: → [Na] + + [:Cl:]-.
Sistem izgrađen od jona Na+ i Cl- u celini je električno neutralan. Oko vezanih jona u svim pravcima deluju elektrostatičke privlačne sile i zato jonska veza nije usmerena u prostoru. Zahvaljujući tome, svaki od vezanih jona može da privuče određen broj jona suprotnog znaka, što znači da jonski parovi irnaju izraženu sposobnost asocijacije.
U kristalnoj rešetki natrijum-hlorida svaki jon Na+ okružen je sa 6 jona Cl-, a svaki jon Cl“ sa 6 jona Na+. Broj 6 naziva se koordinacioni broj natrijuma i hlora.
Kao što vidimo, u složenoj supstanciji natrijum-hloridu ne postoje izolovani molekuli NaCl, već čitav kristal predstavlja džinovski molekul izgrađen od ogrornnog broja jona Na+ ‘i Cl’. To znači da formula NaCI prikazuje samo stehiometrijski odnos između pozitivnih i negativnih jona u kristalnoj rešetki natrijum-hlorida.
Izolovani jonski molekuli NaCl postoje u pari kuhinjske soli.
Slika 8. Međusobna koordinacija jona u kristalnoj rešetki natrijum-hlorida
Elementi druge grupe periodnog sistema moraju predati atomirna nemetala dva elektrona da bi postigli stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog gasa. Na primer:
Mg(1s2 2s2 2p6 3s2) — 2 elektrona → Mg2+ (1s2 2s2 2p6).
Za vezivanje dva otpuštena elektrona potrebna su dva atoma halogenih elemenata, tako da su formule odgovarajućih jonskih jedinjenja: MgF2, CaF2, SrF2, MgCl2, CaCl2, SrCl2 itd?
Elementi III grupe periodnog sistema moraju predati atomima nemetala tri elektrona da bi postigli stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog gasa.
Broj naelektrisanja jona koji grade neko jonsko jedinjenje određuje njihovu valencu koja se u ovom slučaju naziva elektrovalenca. L’ jedinjenju MgCl2 magnezijum je, npr., pozitivno dvovalentan, a hlor negativno jednovalentan.
Zahvaljujući jakom elektrostatičkom privlačenju između suprotno naelektrisanih jona u kristalnoj rešetki, jonske supstancije su pod običnim uslovima u čvrstom, kristalnom stanju i imaju visoke temperature topljenja i ključanja (tablica 12). Pošto se joni u kristalnoj rešetki ne mogu slobodnb kretati, jonske supstancije u čvrstom stanju ne provode električnu struju. Međutim, njihovi vodeni rastvori i rastopi dobro provode struju.
Tablica 12
Izostavljeno iz prikaza
- Formula jonske stipstancije Temperatura kljttčanja, t/° C
LiCl 1360
NaCl 1413
KCl 1406
RbCl 1390
CsCl 1300 - Formula jonske stipstancije T emperatura topljenja, t/° C
LiCl 613
NaCl 801
KCl 768
RbCl 715
CsCl 642
Tipične jonske supstancije grade elementi I i II grupe periodnog sistema pri reakciji sa elementima VI i VII grupe.
Energetski efekti stvaranja jonskih supstancija
Prilikom nastanka neke jonske supstancije u kristalnom stanju iz suprotno naelektrisanih jona oslobađa se energija. Odnos između oslobođene energije i količine nastale kristalne supstancije, izražene u molovima, naziva se molarna energija kristalne rešetke.
Proces stvaranja kristalnog natrijum-hlorida, na primer, može se prikazati sledećom jednačinom:
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(c).
Energija kristalne rešetke veoma se teško određuje eksperimentalnim putem. Obično se izračunava pomoću tzv. Born-Haberovog ciklusa, metode zasnovane na zakonu o održanju energije. Ovaj zakon se u termohemiji izražava na sledeći način:
Energetski efekat hemijske reakcije je stalan, bez obzira da li se ona odvija u jednom ili više stupnjeva, pod uslovom da se polazi od istih reaktanata i da nastaju isti proizvodi reakcije (Hesov zakon).
Born-Haberov ciklus konstruiše se tako što se proces stvaranja jonske supstancije raščlanjuje na nekoliko stupnjeva čiji su energetski efekti poznati. U skladu sa Hesovim zakonom, algebarski zbir energetskih efekata svih stupnjeva date reakcije jednak je energetskom efcktu direktne reakcije, ukoliko se polazi od istih reaktanata i nastaju isti proizvodi reakcije. Iz dobijenog zbira energetskih efekata može se izračunati energija kristalne rešetke, a ukoliko je ona poznata — afinitet prema elektronu atoma nemetala koji učestvuju u reakciji.
Primer: Izračunati energiju kristalne rešetke natrijum-hlorida (Um) primenom Born-Haberovog ciklusa.
Kristalni natrijum-hlorid može se dobiti iz prostih supstancija Na(s) i Cl2(g) na dva načina:
1) Neposrednim sjedinjavanjem Na(s) i Cl2(g) prema jednačini:
Na(s) + 1/2 Cl2(g) → NaCl(c),
Pri ovoj reakciji oslobađa se toplota od 411 kJ po molu nastalog natrijum-hlorida. Ta toplota naziva se entalpija stvaranja natrijum-hlorida i obeležava se sa AfH. Pošto se pri stvaranju kristalnog natrijum-hlorida iz Na(s) i Cl2(g) oslobađa toplota, entalpija stvaranja te supstancije ima negativan predznak:
Izostavljeno iz prikaza
O entalpiji stvaranja jedinjenja opširnije ćemo govoriti u IV poglavlju.
2) Posrednim putem, koji obuhvata sledeće stupnjeve:
a) prevođenje metalnog natrijuma iz čvrstog u gasovito stanje, dovođenjem energije sublimacije:
Na(s) → Na(g).
Molarna energija sublimacije natrijuma iznosi:
Es,m(Na(s)) = +108 kJ/mol;
b) disocijacija dvoatomnih molekula hlora na atome, dovođenjem energije disocijacije:
l/2Cl2(g) → Cl(g).
Eksperimentalno je utvrđeno da je za disocijaciju jednog mola molekula Cl2(g) potrebna energija od 240 kJ. Prema tome, za disocijaciju polovine mola molekula Cl2(g), sistemu treba dovesti polovinu te energije:
l/2Ed,m(Cl2(g)) = +120 kJ/mol;
c) jonizacija atoma natrijuma u jone Na+(g) dovođenjem energije jonizacije:
Na(g) → Na+(g) + e.
Molarna energija jonizacije natrijuma iznosi:
Ei,m(Na(g)) = +494 kJ/mol;
d) vezivanje elektrona za atome hlora, pri čemu se oslobađa energija Ea (afinitet prema elektronu):
Cl(g) + e → Cl-(g).
Molarni afinitet hlora prema elektronu iznosi:
Ea.m(Cl(g)) = +349 kJ/mol;
e) vezivanje jednog mola jona Na+(g) i jednog mola jona Cl“(g) u jedan mol kristalnog natrijum-hlorida, pri čemu se oslobađa energija kristalne rešetke (Um):
Na+(g) + Cl-(g) → NaCl(c).
CJm = ?
Na slici 9 prikazani su shematski svi stupnjevi procesa stvaranja kristalnog natrijum-hlorida iz prostih supstancija Na(s) i Cl2(g).
Slika 8. Born-Haberov ciklus
Izostavljeno iz prikaza
Energetski efekti pojedinih stupnjeva procesa stvaranja kristainog natrijum-hlorida, u skladu sa Hesovim zakonom, međusobno su povezani sledećim izrazom:
Izostavljeno iz prikaza
Odavde je:
Izostavljeno iz prikaza
Ako u ovaj izraz uvrstimo odgovarajuće vrednosti, dobićemo:
Izostavljeno iz prikaza
Odgovor: Energija kristalne rešetke natrijum-hlorida iznosi —784 kJ/mol.
Tablica 13 daje vrednosti molarnih energija disocijacije molekula elemenata VIIA grupe periodnog sistema i molarnih afiniteta prema elektronu atoma tih elemenata.
Tablica 13
Izostavljeno iz prikaza
- Hemijski element Ea.m/kJ mol-1
Fluor 331
Hlor 349
Brom 325
Jod 295 - Hemijski element Odgovarajući anjon datog elementa
Fluor F-
Hlor Cl-
Brom Br
Jod I- - Hemijski element ½ Ed,m/kJ mol-1
Fluor 79
Hlor 120
Brom 96
Jod 75
Tablicom 14 prikazane su vrednosti molarnih energija sublimacije prostih supstancija koje grade neki elementi IA i IB grupe, kao i prvih molarnih energija jonizacije atoma tih elemenata.
Tablica 14
Izostavljeno iz prikaza
- Hemijski element
- E1.m/kJ mol-1
Litijum 518
Natrijum 494
Kalijum 415
Cezijum 373
Srebro 727
Bakar 740 - Hemijski element
- Odgovarajući katjon datog elementa
Litijum Li+
Natrijum Na+
Kalijum K+
Cezijum Cs+
Srebro Ag+
Bakar Cu+ - Hemijski element
- Es,.m/kJ mol-1
Litijum 159
Natrijum 108
Kalijum 92
Cezijum 79
Srebro 288
Bakar 343
Kovalentna veza
Supstancije sa kovalentnom vezom u prirodi su znatno rasprostranjenije od jonskih supstancija. Tako, od pet miliona ugljenikovih (organskih) jedinjenja, koliko ih je danas poznato, većina sadrži kovalentnu vezu. I u molekulima nemetalnih prostih supstancija (H2, Cl2, N2, P4, Ss itd.) atomi su povezani kovalentnom vezom.
Kovalentna veza se obično uspostavlja između atoma nemetala koji se po svojim svojstvima (energiji jonizacije i afinitetu prema elektronu) ne razlikuju u tolikoj meri da bi se mogli vezati jonskom vezom.
Prvu savremenu teoriju kovalentne veze dao je američki hemičar Dž. Nj. Luis 1916. godine. Kasnije su razvijene dve teorije (ili metode) kojima se tumači kovalentna veza sa stanovišta kvantne mehanike: teorija valentne veze i teorija molekulskih orbitala.
Prema Luisovoj oktetnoj teoriji valence, kovalentna veza nastaje kao rezultat težnje atoma da postignu stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa. Do uspostavljanja stabilnih elektronskih konfiguracija ne dolazi prelaskom elektrona sa jednog atoma na drugi kao kod jonske veze, nego stvaranjem zajeđničkih elektronskih parova pomoću kojih se atomi međusobno povezuju. Svaki od vezanih atoma daje po jedan valentni elektron za obrazovanje zajedničkog elektronskog para.
Razmotrimo na nekoliko primera proces vezivanja istih ili različitih atoma nemetala zajedničkim elektronskim parovima (uz napomenu da je u tim primerima Luisovo pravilo okteta i dubleta povezano sa elektronskim konfiguracijama atoma).
1. primer: Prikazati shematski (pomoću Luisovih simbola i formula) nastajanje molekula H2.
Elektronska konfiguracija atoma vodonika u osnovnom stanju (Is1) pokazuje da se u elektronskom omotaču atoma tog elementa nalazi jedan elektron u Is-orbitali. Do stabilne konfiguracije plemenitog gasa helijuma atomu vodonika nedostaje jedan elektron.
Dva atoma vodonika ne mogu postići konfiguraciju helijuma prelaskom elektrona sa jednog atoma na drugi (tj. uspostavljanjem jonske veze), pošto atom koji preda svoj elektron drugom atomu ne bi imao elektrona oko jezgra. Vezivanje atoma vodonika u molekul H2 tumači se na sledeći način: kada se dva atoma vodonika dovoljno približe jedan drugome, njihova pozitivno naelektrisana jezgra privuku oba elektrona i oni se udružuju u zajednički elektronski par fcoji povezuje atome. Kako zajednički par elefctrona pripada i jednom i drugom atomu vodonika vezanom u molekul H2, oba atoma postižu stabilnu elektronsku konfiguraciju helijuma.
Opisani proces može se prikazati sledećom shemom:
H + H → H:H.
S obzirom da svaki zajednički elektronski par predstavlja jednu valentnu crticu u hemijskoj formuli, Luisova elefctronska formula molekula vodonika može se prifcazati i ovako: H—H.
2. primer: Prikazati shematski nastajanje molekula Cl2.
Elektronska konfiguracija atoma hlora u osnovnom stanju je ls22s22p63s23p5. Atom tog elementa sadrži u najvišem energetskom nivou 7 elektrona, tj. do okteta mu nedostaje jedan elektron. Kako je od tih 7 elektrona jedan elektron nesparen, Luisov simbol hlora je :C1.
Dva atoma hlora povezuju se u molekul Cl2 posredstvom zajedničkog elektronskog para koji nastaje udruživanjem po jednog nesparenog elektrona jz oba atoma. Na taj način vezani atomi hlora postižu stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa argona, sa 8 elektrona u najvišem energetskom nivou:
:Cl:+ :Cl: → :Cl::Cl: ili :Cl:—:Cl:
3. primer: Prikazati shematski nastajanje molekula HCl.
Nastajanje molekula HC1 iz atoma H i C1 može se prikazati sledećom shemom:
H + :Cl: → H::Cl: ili H—:Cl:
Iz Luisove elektronske formule hlorovodonika vidi se da su oba vezana atoma postigla stabilne elektronske konfiguracije plemenitih gasova, i to atom vodonika konfiguraciju helijuma, a atom hlora konfiguraciju argona. U molekulu HCl atomi su međusobno povezani jednim zajedničkim elektronskim parom, tj. jednostrukom kovalentnom vezom.
4. primer: Prikazati shematski nastajanje molekula N2.
Neki atomi međusobno se vezuju pomoću dva ili tri zajednička elektronska para, zapravo dvostrukom ili trostrukom kovalentnom vezom. Razmotrimo taj slučaj na primeru molekula N2.
Elektronska konfiguracija atoma azota u osnovnom stanju je ls22s22p3. Atom tog elementa u najvišem energetskom nivou ima 5 elektrona, od kojih su 3 elektrona nesparena.
Dva atoma azota postižu stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa neona obrazovanjem tri zajednička elektronska para koja povezuju atome u molekul N2:
:N+ -N: → :N:::N: ili :N = N:
Ako se u Luisovim elektronskim formulama zajednički elektronski parovi prikažu crticama, a izostave slobodni parovi elektrona, dobijaju se strukturne formule. Na primer:
H — H, Cl — Cl, H — Cl, N = N.
Kao što se iz navedenih primera vidi, valenca (odnosno kovalenca) elemenata u jedinjenjima sa kovalentnom vezom jednaka je broju zajedničkih elektronskih parova koji povezuju atome. Vodonik i hlor su, na primer, jednovalentni, a azot je trovalentan.
Pošto su veze između kovalentnih rriolekula slabe, odgovarajuće kovalentne supstancije imaju niže temperature topljenja i ključanja od jonskih supstancija.
Kovalentna veza između atoma može da se obrazuje i na drugi način, po tzv. donorno-akceptornom mehanizmu. Vezivanje atoma po tom mehanizmu postiže se tako što jedan atom koji ulazi u sastav nekog molekula ili jona predaje dva elektrona drugom atomu (slobodnom ili vezanom u molekul ili jon) za obrazovanje zajedničkog elektronskog para. Atom sa slobodnim elektronskim parom naziva se donor (davalac) elektrona, dok je atom sa nepopunjenom orbitalom u koju prima taj elektronski par — akceptor (primalac) elektrona. Molekuli ili jon koji sadrži atom sa slobodnim elektronskim parom može, dakle, da se veže sa atomom, molekulom ili jonom kome nedostaje jedan elektronski par do okteta (ili dubleta) elektrona.
Amonijak i bor(III)-fluorid (BF3), na primer, vezuju se u molekul BF3-NH3 tako što atom azota u amonijaku daje slobodni elektronski par atomu bora u BF3 za obrazovanje zajedničkog elektronskog para:
Navedimo još jedan primer. Amonijum-jon (NH/) u vodenom rastvoru nastaje vezivanjem protona iz molekula vode za slobodni elektronski par na atomu azota u amonijaku:
Veza stvorena na opisani način obično se naziva koordinativno-kovalentna veza. Po svojim karakteristikama ona se ne razlikuje od »obične« kovalentne veze, za čije su formiranje oba atoma dala po jedan elektron.
Kvantnomehaničko tumačenje kovalentne veze. Kao što smo rekli, postoje dve kvantnomehaničke teorije (ili metode) kovalentne veze: teorija valentne veze i teorija molekulskih orbitala. U ovoj knjizi razmotrićemo u elementarnom obliku teoriju valentne veze. Prema toj teoriji, kovalentna veza između dva atoma nastaje prekrivanjem onih orbitala iz najvišeg energetskog nivoa atoma, koje sadrže po jedan elektron suprotnih (antiparalelnih) spinova.
Kako teorija valentne veze tumači obrazovanje molekula II2? Kada se dva atoma vodonika, koja imaju.po jedan elektron u Is-orbitali, dovoljno približe jedan drugome, doći će do prekrivanja tih orbitala (slika 10). Ako su elektroni u Is-Orbitalama suprotnih spinova, približavanjem jezgara atoma dolazi do smanjenja potencijalne energije sistema izazvanog pojavom privlačnih sila između jezgara i elektrona jednog i drugog atoma (kriva 1 na slici 11). Kada se jezgra nađu na određenom rastojanju jednakom 74 μm, potencijalna energija sistema biće minimalna. Daljim smanjenjem rastojanja između jezgara, energija sistema naglo raste usled pojačanog međusobnog odbijanja dva jezgra, kao i dva elektrona. Prema tome, pri rastojanju od 74 μm između jezgara, potencijalha energija sistema je najmanja, pošto privlačne sile premašuju odbojne sile. Tada dolazi do povezivanja dva atoma vodonika u stabilni molekul H2.
Slika 10. Shematski prikaz obrazovanja molekula H2 prekrivanjem Is-orbitala dva atoma vodonika
Izostavljeno iz prikaza
- udaljenost Između jezgara/μm
O0LAST VISOKIH
ENERGIJA - energija izolovanih
- aloma A i B (EA+ EB)
O0LAST NISKIH
ENERGIJA
Slika 11. Krive zavisnosti potencijalne energije sistema, koji čine dva atoma vodonika, od udaljenosti između jezgara
Izostavljeno iz prikaza
Ukoliko se prekriju dve ls-orbitale koje sadrže elektrone paralelnih spinova, potencijalna energija sistema monotono raste, te ne dolazi do formiranja veze između dva atoma vodonika (kriva 2 na slici 11).
Kovalentna veza može da nastane i prekrivanjem pi p-, si p-, pi d-, kao i di d-orbitala iz najvišeg energetskog nivoa atoma, pod uslovom da orbitale sadrže po jedan elektron suprotnih spinova. Ilustrujmo to sa dva primera.
1. primer: Prikazati shematski obrazovanje molekula Ch prekrivanjem 3p-orbitala dva atoma hlora.
Elektronska konfiguracija atoma hlora u osnovnom stanju je ls 2s22p 3s23p . Prikažimo pomoću kvadratića i strelica konfiguraciju najvišeg energetskog nivoa atoma tog elementa:
Kao što vidimo, atom hlora ima jedan nespareni elektron u 3p-orbitali. Kako u formiranju kovalentne veze učestvuju samo nespareni elektroni iz najvišeg energetskog nivoa atoma, pri shematskom prikazivanju nastanka molekula nećemo crtati sve orbitale, već samo one delimično popunjene orbitale jednog i drugog atoma, koje prekrivanjem grade kovalentnu vezu. Prema tome, obrazovanje molekula Cb shematski se može predstaviti kao na slici 12.
Kao što se sa slika 10, 12 i 13 vidi, jednostruka kovalentna veza između atoma nastaje prekrivanjem odgovarajućih atomskih orbitala uzduž ose koja povezuje atomska jezgra. Takva veza naziva se cr (sigma)-veza.
Dve polupopunjene pyili p.t-orbitale ne mogu formirati kovalentnu vezu prekrivanjem uzduž ose koja povezuje atomska jezgra, pošto se prostiru normalno na tu osu. Ove orbitale obrazuju vezu tako što se prekrivaju bočno (slika 14).
Slika 14. Bočno prekrivanje p,-orbitala
Izostavljeno iz prikaza
Veza nastala bočnim prekrivanjem pr ili px-orbitala naziva se it-veza.
IR-veza je sekundarna veza, jer nastaje tek posle povezivanja dva atoma primarnom, o–vezom, koja omogućava približavanje atoma i bočno‘prekrivanje njihovih pr ili p-orbitala. S obzirom da je prekrivanje orbitala uzduž ose koja povezuje atomska jezgra veće od bočnog prekrivanja orbitala, cr-veza je jača od it-veze.
Ako su dva atoma povezana dvostrukom ili trostrukom kovalentnom vezom, tada je samo jedna od tih veza cr-veza, dok su ostale 7t-veze. Razmotrimo taj slučaj na primeru nastajanja molekula N2. Ranije smo utvrdili da su u tom molekulu atomi azota međusobno povezani trostrukom vezom.
Iz elektronske konfiguracije atoma azota u osnovnom stanju (ls22s22p3) vidi se da atom tog elementa u najvišem energetskom nivou ima tri nesparena elektrona u 2p-orbitalama. Kada se dva atoma azota dovoljno približe jedan drugome, najpre se prekrivaju njihove 2pz-orbitale i grade cr-vezu. Zatim dolazi do bočnog prekrivanja dve 2pvi dve 2p,-orbitale, pri čemu nastaju dve dodatne u-veze koje se označavaju sa TEv i TEr (na slici 15 prikazane su isprekidanim linijama).
Slika 15. Shematski prikaz obrazovanja molekula N2 prekrivanjem 2p-orbitala
Izostavljeno iz prikaza
Geometrijska struktura molekula
Sve atomske orbitale (sem sfernosimetričnih s-orbitala) usmerene su u prostoru, te su i hemijske veze koje nastaju njihovim prekrivanjem takođe usmerene u prostoru. Utvrđeno je da se uglovi između veza određenih eksperimentalnim putem obično razlikuju od uglova koje predviđa teorija valentne veze. Tako, npr., u molekulu amonijaka (NH3), koji nastaje prekrivanjem tri polupopunjene 2p-orbitale atoma azota sa Is-orbitalama tri atoma vodonika, cr-veze ne zaklapaju među sobom ugao od 90 °, već od 107 °.
Razmotrimo i strukturu molekula berilijum-hidrida. Iz formule tog jedinjenja (BeHj) moglo bi se zaključiti da atom berilijuma ima dve orbitale sa po jednim elektronom, koje prekrivanjem sa Is-orbitalama dva atoma vodonika formiraju dve c-veze. Međutim, elektronska konfiguracija atoma berilijuma u osnovnom stanju je ls22s2, što znači da taj atom nema nesparenih elektrona. Kako se 2si 2p-orbitale ne razlikuju mnogo po svojoj energiji, moguće je, dovođenjem relativno male energije atomu berilijuma, prevesti jedan elektron iz popunjene 2s-orbitale u praznu 2p-orbitalu:
Prekrivanjem polupopunjenih 2si 2p-orbitala atoma berilijuma sa Is-orbitalama dva atoma vodonika mogle bi se formirati dve cr-veze koje bi se razlikovale po jačini: [OH-] i bazan ako je [H+] < [OH-]. Prema tome, u neutralnom rastvoru, [H’] = [OH-] = 1 × 10-7 mol/dm’, u kiselom rastvoru, [H’ ] > 1 × 10-7 mol/dm3, u baznom rastvoru, [H’ ] × 10-7 mol/dm3.
PH rastvora
Kiselost i baznost rastvora obično se izražava na jednostavniji način, koji se sastoji u tome da se, umesto koncentracije vodonikovih jona, koristi vodonični eksponent, pH (čita se: pe-ha).
Pojam pH uveo je u hemiju danski naučnik P. L. Serensen 1909 godine, a definisao ga je na sledeći način:
pH je negativni logaritam koncentracije vodonikovih jona.
Definicija pH matematički se prikazuje izrazom:
pH = —log([H+]/mol dm-3). (36)
Ako uzmemo da je
[H+] = 10-3 mol dm-3,
tada je u skladu sa prethodnim izrazom
pH = —log(10-3).
Kako je log(10-3) = —3, to je
pH = -(-3) = 3.
Prema tome, pH se može pojednostavljeno definisati i kao negativna vrednost eksponenta koncentracije vodonikovih jona u rastvoru.
Nastala katjonska kiselina i anjonska baza reaguju sa vodom na sledeći način:
Izostavljeno iz prikaza
Odgovor: Hidrolizom vodenog rastvora amonijum-acetata nastaju molekuli podjednako slabih elektrolita (CH3COOH i NH4OH). Ravnoteža između H+ i OH- jona nije bitno poremećena, te rastvor reaguje neutralno.
Indikatori kiselosti i baznosti
Indikatori su slabe organske baze ili kiseline. Pri protolitičkim reakcijama indikatori prelaze iz nedisosovanog oblika u jonski oblik, i obratno.
Primena indikatora kiselosti i baznosti zasnovana je na njihovom svojstvu da u nedisosovanom, molekulskom obliku, imaju jednu boju a u disosovanom, jonskom obliku, drugu. Uobičajeno je da se molekul indikatora predstavlja uprošćenom formulom Hln, u kojoj In predstavlja anjon organske kiseline. Disocijacija molekula indikatora, Hln, može se prikazati na sledeći način:
Hln H+ + In-
Konstanta disocijacije indikatora je:
Kl]ln = [H+] [In-] / [Hln].
Indikator fenolftalein je, na primer, Ijubičasto obojen u molekulskom obliku (Hln), a bezbojan kada se nalazi u obliku In- jona. Dodavanjem kiselina ili baza u rastvor indikatora dolazi do suzbijanja ili do favorizovanja disocijacije indikatora, usled čega se boja indikatora menja. Svaki indikator menja boju u karakterističnom intervalu pH, koji zavisi od vrednosti konstante ravnoteže datog indikatora.
Indikator će imati karakterističnu prelaznu boju u trenutku kada se u rastvoru izjednači koncentracija jona indikatora sa koncentracijom nedisosovanih molekula, tj. kada je [In-] = [Hln].
Za neutralizaciju jake baze jakom kiselinom koriste se indikatori čiji je interval promene boje pri pH = 7 (red veličine konstante disocijacije indikatora je 10-7). Za neutralizaciju slabe kiseline jakom bazom koriste se indikatori čiji je interval promene boje pri pH 8 do 9, a za neutralizaciju slabe baze jakom kiselinom indikatori čija se promena boje odigrava u intervalu pH 5 do 6.
Slika 22. Zavisnost boje nekih indikatora od pH rastvora
Izostavljeno iz prikaza
Za preciznije određivanje kiselosti rastvora, koriste se smese indikatora koje omogućavaju određivanje pH vrednosti u širem intervalu promene boje.
Primer: Na osnovu označenih promena boja u jednačini disocijacije indikatora odrediti njegovu boju u baznoj i kiseloj sredini.
Hln → H+ + In-.
bezbojan ljubičasto-crven
Na osnovu zakona o dejstvu masa dodavanje kiseline (H+ jona) suzbija disocijaciju indikatora, te se dobija bezbojni, nedisosovani oblik indikatora (Hln). Dodavanje baze (0H_ jona) dovodi do stvaranja nedisosovanih molekula vcde, pa se ravnoteža pomera u smeru nadoknađivanja utrošenih H+ jona, tj. ubrzava se reakcija disocijacije molekula indikatora Hln, usled čega se javlja boja jona In-.
Odgovor: U baznoj sredini indikator ima Ijubičastocrvenu boju jona In_, a u kiseloj je bezbojan usled obrazovanja nedispsovanih molekula Hln.
U vodenim rastvorima elektrolita zbivaju se izvanredno brze jonske reakcije. Pri tim reakcijama mogu nastati ili talog, ili slabo disosovani molekuli, ili gasoviti proizvodi reakcije. Za sve jonske reakcije karakteristično je smanjivanje koncentracije jona u rastvoru. S obzirom na to da je ravnoteža jonskih reakcija pomerena u smeru što potpunijeg vezivanja jona, jonske reakcije se mogu smatrati konačnim. Smer jonske reakcije se može predvideti po rastvorljivosti taloga, konstanti disocijacije slabo disosovanog elektrolita ili isparljivosti gasovitog proizvoda reakcije.
Reakcija taloženja je jedna od najznačajnijih u kvalitativnoj i kvantitativnoj analitičkoj hemiji. Kao što smo istakli, soli imaju karakterističnu rastvorljivost u vodi. Za merilo rastvorljivosti neke soli u vodi služi koncentracija njenog zasićenog rastvora. Ona se izražava količinskom koncentracijom, ili masom bezvodne soli koja može da se rastvori u 100 g vode na određenoj temperaturi.