1. No category

5 VEZI MED ATOMI
1
- 436 kJ/mol
2
Dipolni moment dvoatomskih molekul enakih elementov je enak 0, ker je
delni naboj na atomih enak 0.
Delna naboja na atomih v dvoatomskih molekulah
različnih elementov sta sorazmerna z razliko v EN atomov elementov
Molekule tipa CTn, kjer je C centralni atom in T terminalni
atom. Kadar so vsi terminalni atomi T isti, molekule z zgornjimi
geometrijami niso polarne.
CO2 je linearna molekula,vezi
sta polarni, dipolna momenta
sta enaka, vendar nasprotno
usmerjena, zato je molekula
nepolarna.
BF3
CCl4
NH3
H2O
Shematski prikaz čelnega prekrivanja –nastanek  vezi
9
Shematski prikaz bočnega prekrivanja – nastanek -vezi. To
prekrivanje atomskih orbital sestoji iz dveh področij
elektronske gostote.
Različne upodobitve molekule metana, ki ponazarjajo njegovo
tetraedersko zgradbo
11
Nastanek 4
hibridiziranih sp3
orbital.
12
sp3I = 2s + 2px + 2py + 2pz
sp3II = 2s + 2px – 2py – 2pz
sp3III = 2s – 2px + 2py – 2pz
sp3IV = 2s – 2px – 2py + 2pz.
Oblika in geometrija štirih ekvivalentnih orbital, s katerimi
lahko opišemo zgradbo molekul
H2O,
NH3 :
14
Nastanek 3
hibridiziranih sp2
orbital.
15
Primer:
16
Primer
BeCl2
17
planarna
18
Orientacija s in p orbital v prostoru:
z
+
+
+
_
_
_
+
+
+
+
x
+
_
Isp3 = 2s + 2px + 2py + 2pz
Isp3 = 2s + 2px + 2py + 2pz
z
III
 sp3
Isp3
_
+
+
_
IVsp3
Orientacija hibridnih sp3 orbital v prostorup
x
IIsp3
Hibridizacija d-orbital
Elementi 3. in višjih period lahko sprejmejo 5 ali 6 el. Parov v molekulah
kot so PF5 in SF6. Z uporabo teorije VB je potrebno kombinirati 5 ali 6
atomskih orbital, da dobimo hibridne orbitale. Za toliko orbital, je
potrebno hibridizirati še d orbitale, saj lahko dobimo iz s in p orbital max. 4
hibridne. Zato smatramo stomske d orbitale kot valenčne orbitale za
elemente 3. in višjih period in so na razpolago za hibridizacijo.
21
22
23
24
Oblika in pomen hibridnih orbital v skupini spojin HF, H2O, NH3
in CH4. Temneje označene hibridne orbitale na sliki so zapolnjene
z neveznim elektronskim parom
HF
H2O
NH3
CH4
bond angles decrease in the series
CH4, NH3, and H2O as the
number of lone pairs on the central
atom increases.
tetrahedral molecular shape
trigonal pyramidal molecular shape.
bent or angular
molecular shape
Central Atoms with Bond Pairs and Lone Pairs
The electron-pair geometry around a central atom includes the spatial positions of all
bond pairs and lone pairs ofelectrons, whereas the molecular geometry of a molecule
or ion only involves the arrangement in space of its atoms.
Oblika orbital:
Vezna 1s orbitala v molekuli vodika je osno-simetrična (podobna
elipsoidu). Verjetnost nahajanja obeh elektronov v področju med
jedroma je precejšnja, elektrona lahko senčita odboj pozitivnih jeder.
28
Slika prikazuje diagram energijskih nivojev za atomski (1s) in
molekulski ( 1s in 1s* ) orbitali.
V primeru molekule H2 , sta elektrona z nasprotnim spinom v
vezni orbitali, ker ima nižjo energijo.
29
 vezne in razvezne orbital , ki izhajajo iz prekrivanja 2p orbital:
30
Pi (π) vezne in razvezne molekulske orbitale
31
VEZAVNOST (net bonding, tudi “red vezi” ali “bond order”)
Pojem vezavnost-i, definiramo po formuli:
½(št. e- v veznih orbitalah – število e- v razveznih orbitalah)
Primer:
Od 14 e- (vsi!) v molekuli N2 je 10 v veznih 4 pa v razveznih
orbitalah. Vezavnost v molekuli N2 je 3, kar je kvalitativno enak
rezultat, kot po teoriji valenčnih vezi.
32
33
34
35
36
Nastanek LiF iz Li+ in F-
Primer : kristal natrijevega
klorida (NaCl)
NaCl
Pri NaCl je natrijev ion Na+ obdan s šestimi kloridnimi
anioni Cl, n = i = 6.
Za vsakega od njih potrebuje centralni ion natrij +1/6
naboja za vezavo. V skladu s tem pravilom je naboj
centralnega iona
pi = 6  (+1/6) = +1
40
Primer: Kristal cezijevega klorida (CsCl)
Premer Cs+ je večji od premera Na+, zato se lahko okoli
iona Cs+ koordinira več kloridnih ionov (Cl-)
KŠ = 8: v ogliščih kocke se okoli cezijevega iona (Cs+)
razvrsti 8 kloridnih ionov (Cl-) in okoli vsakega kloridnega
iona(Cl-) 8 cezijevih ionov (Cs+)
Koordinacijsko število in tip ionske kristalne strukture sta odvisna
od razmerja ionov v strukturi, npr. za kubično zgradbo NaCl in
CsCl velja:
rK/rA = 0,41 rK/rA = 0,73
za NaCl
in
za
CsCl
Struktura kovin
Kovine imajo po navadi strukturo najgostejšega
heksagonalnega oz kubičnega sklada.
Koordinacija atomov je 12, značilna za enako okrogle
gradnike, ki so v tesnem stik.
Hexagonalni najgostejši sklad
Kubični najgostejši sklad:
44
V ionski vezi so elektroni lokalizirani znotraj
pozitivnega in negativnega iona. V kovalentni vezi so
elektroni lokalizirani znotraj molekule medtem, ko so
v kovini elektroni lokalizrani znotraj cele kovine.
Vsak atom prinese v skupno
orbitalo določeno število
elektronov in energijski nivo.
Vzporedno s številom
atomov in elektronov se veča
število energijskih nivojev,
ki pri velikem številu atomov
preidejo v pasove.
(2NA-razvezna in vezna orbitala).
1s2 2s1 (Li)
Primer na sliki 5.13 opisuje stanje za 1mol kristala litija, ki ima v pasu
2s le NA elektronov, energijskih nivojev pa dvakrat več (2NA-razvezna
in vezna orbitala).
V mnogih primerih se prekrivajo vezni pasovi, ki so polni, z
neveznimi pasovi , ki so prazni. V tem primeru lahko elektron potuje
po teh pasovih in kovina prevaja.
Energijski diagrami: a) prevodni natrij - polzasedeni valenčni pas se prekriva s prevodnim
pasom, b) prevodni magnezij, kjer se polno zasedeni valenčni pas prekriva s prevodnim
pasom in c) za izolator, med prevodnim pasom in valenčnim pasom je širok prepovedan
pas.
Prevodni pas
Termična ali
svetlobna
energija
Valenčni pas
Prevodni pas
Termična
energija
Valenčni pas
52
53