4. STRUKTURA SUPSTANCE
Broj neutrona je označen kao N.
Atomska masa
nukleusa (A) je zbir atomskog broja i broja
neutrona (Z+N). A=Z+N
Relativna atomska masa (Ar)
je broj koji pokazuje koliko je puta masa atoma nekog elementa veća
od 1/12 mase atoma ugljenikovog izotopa C-12.
5. HEMIJSKE VEZE. JONSKA I KOVALENTNA
Postoje dva načina na koji se mogu menjati međusobni položaji elektrona:
1. Atom može potpuno predati 1 ili više elektrona drugom atomu. Na taj nači nastaju joni koji se
drže zajedno zbog elektrostatičkog privlačenja raznoimenih naelektrisanja, i nastaje JONSKA VEZA.
2. Dva atoma mogu deliti (zajednički posedovati) elektrone. Na ovaj način nastaje KOVALENTNA
VEZA.
Luisova oktetna teorija
- atomi postižu stabilnu elektronsku konfiguraciju (plemenitog gasa)
stvaranjem jednog ili više zajedničkih elektronskih parova što čini KOVALENTNU ILI ATOMSKU
VEZU. Ti elekronski parovi su - zajednički i povezuju dva jezgra, - mogu biti samo iz spoljašnjih
valentnih orbitala, - elektroni koji ne učestvuju u stvaranju veze čine slobodne elektronske parove.
JONSKA JEDINJENJA-
Sastoje se od pozitivnih i negativnih jona naizmenično raspoređenih u
kristalu.
JONSKA VEZA
-
Jonsku vezu grade atomi metala sa atomima nemetala. Atom metala otpusti svoje
valentne elektrone i nagradi svoj katjon, a atom nemetala primi te elektrone i nagradi anjon. Veza
se nagradi zbog elektrostatičkih privlačnih sila.
OSOBINE JEDINJENJA SA JONSKOM VEZOM
-
Nije usmerena u prostoru (elektrostatičko
privlačenje), imaju kristalnu strukturu, visoka temperatura topljenja i ključanja, rastvaraju se u
polarnim rastvaračima (voda), vodeni rastvori provode električnu struju.
KOVALENTNA VEZA
- Kovalentna veza nastaje između atoma nemetala. Ona se formira
UDRUŽIVANJEM ELEKTRONA U ZAJEDNIČKE ELEKTRONSKE PAROVE. U zavisnosti sa koliko se
parova elektrona povezuju atomi, razlikujemo jednostruku, dvostruku ili trostruku kovalentnu
vezu.
Elektroni u kovalentnoj vezi- vezujući–zajednički elektronski par i nevezujući–slobodni elektronski
par.
NEPOLARNA I POLARNA KOVALENTNA VEZA
- Nepolarna kovalentna veza se formira između dva
ista atoma nemetala. Zajednički elektroni su jednako udaljeni od jezgara atoma koji grade
kovalentnu vezu. Nepolarnu kovalentnu vezu imaju npr. sledeći molekuli: H
2
, N
2
, O
2
, P
4
, S
8
.
Polarna kovalentna veza se FORMIRA IZMEĐU DVA RAZLIČITA ATOMA NEMETALA, npr. u molekulu
vode (H
2
O) veze između atoma H i atoma O su polarne. Kovalentno vezivanje između različitih
atoma dovodi do neravnopravne podele elektrona. Neravnopravna podela elektrona dovodi do
polarnosti veze. Jedan kraj veze ima veću gustinu elektrona od drugog kraja.
POLARNOST VEZE
- Kraj veze sa većom gustinom elektrona ima parcijalno negativno
naelektrisanje(δ-), a kraj veze sa manjkom elektrona ima parcijalno pozitivno naelektrisanje(δ+)
ELEKTRONEGATIVNOST
je osobina atoma da sebi privuče zajednički elektronski par u kovalentnom
jedinjenju. Za vrednosti:
Δx = 0-0,9 nepolarna kovalentna veza,
Δx = 0,9-1,9 je polarna kovalentna veza.
Δx > 1,9 => Jonska veza.
6. INTRA I INTER- MOLEKULSKE SILE
Koordinativna veza
- dativna kovalentna veza koja je prisuna kod
kompleksnih
jedinjenja između
centralnog METALNOG
j ona
i
liganda
. Donori elektrona za zajednički elektronski par mogu biti:
MONODENTATNI (vezivanje za metal preko 1 atoma koji nosi elektrone), BIDENTATNI (vezivanje za
metal preko 2 atoma koji nose elektrone) I POLIDENTATNI LIGANDI (više atoma nosi elektrone za
vezivanje na metal).
Vodonična veza
- slaba hemijska veza, posebna vrsta dipol - dipol interakcija, zasnovana na
elektrostatičkom privlačenju između atoma vodonika i nekog nukleofilnog atoma koji sadrži
slobodne elektronske parove-
atom velike elektronegativnosti
(F, O, N), tako da na vodoniku
ostaje skoncentrisano jako pozitivno naelektrisanje, pa on intenzivno privlači male atome bogate
elektronima (O, N, F) koji se nalaze u drugim molekulima; 5 puta jača od drugih standardnih
intrakcija tipa dipol-dipol; tačke ključanja supstanci sa vezama H-F, H-O i H- N su veoma visoke.
Н-veze u ledu i vodi
- LED-oko svakog molekula vode postoje 4 vodonične veze- 2 preko slobodnih
elektronskih parova na kiseoniku i 2 preko dva atoma vodonika, ove veze imaju tetraedarski
raspored u prostoru, koji uslovljava strukturu leda koja ima velike prazne prostore, i zato je gustina
leda manja od gustine vode; VODA-usled toplotnog kretanja, H-veze se neprekidno stvaraju i
raskidaju i zato postoje i molekuli sa manje od 4 veze.
Anomalija vode
- Hlađenjem voda smanjuje svoju zapreminu do temperature od +4
0
C, ispod +4
0
C
dolazi do uvećanja njene zapremine i do njenog naglog širenja na temperaturi od 0
0
C.
Vodonične veze
su odgovorne za strukturu proteina: povezivanje proteina preko H-veza, DNK
transport i genetske Informacije; H-veza čini jedan od najvažnijih načina međumolekulnog
vezivanja biološki važnih molekula: nukleinske baze u DNK, aminokiseline u peptidnim vezama
proteina itd.
INTER molekulske vodične veze (voda, alkoholi, karboksilne kiseline...)- Između OH-grupe
alkohola i vode, između karbonilne grupe ketona i vode.
Interakcije tipa dipol-dipol
-
dipolni molekuli stvaraju električno polje
,
el. polje jednog polarnog
molekula deluje na druge polarne molekule
;
dipol-dipol sile koje se javljaju između polarnih
molekula (neutralnih) su
Van der Waalsove
sile-
međumolekulske sile (elektrostatičke prirode).
Polarni molekuli imaju razdvojene centre pozitivnog i negativnog naelektrisanja, PONAŠAJU SE
KAO DIPOLI. Na malim rastojanjima dipoli se privlače suprotnim, a odbijaju istoimenim
naelektrisanjem. Zato zauzimaju određen položaj u prostoru i nazivaju se SILE ORIJENTACIJE.
Interakcije tipa dipol-indukovani dipol
-
Dipoliarni molekuli ili joni ako se nađu dovoljno blizu
neutralnih molekula ili atoma, mogu da izazovu razdvajanje naelektrisanja tj. da indukuju dipol.
Induktivne sile nastaju zbog distorzije (izobličenja) elektronskog oblaka. Ove sile su privlačne sile,
ali su kraćeg dometa nego elektrostatičke sile. Interakcije (privlačne sile) u koje su uključeni
indukovani dipoli nazivaju se disperzione sile i deluju na malim rastojanjima. Deformisanje
elektronskog oblaka izaziva polarizaciju molekula. Lakše se polarizuju molekuli koji imaju difuzniji
elektronski omotač, sadrže veći broj elektrona i imaju veću masu (mali kompaktni molekuli teško
se polarizuju). Primer: interakcija voda-gas: dipol – indukovani dipol. Mogu se javiti privlačenja
tipa:
a) jon-indukovani dipol i
b) dipol-indukovani dipol
Interakcije tipa indukovani dipol-indukovani dipol
- U nepolaranom molekulu elektronski oblak je
simetrično raspoređen (statistički). U jednom trenutku, zbog jezgra atoma koje se nalaze u stanju
stalnog vibriranja i elektrona koji su u stanju neprekidnog kretanja, dolazi do nesimetrične
preraspodele naelektrisanja i nastanka PRIVREMENOG (TRENUTNOG) DIPOLA. Ako se u blizini
trenutnog dipola nađe drugi nepolaran molekul, trenutni dipol u njemu indukuje dipol i dolazi do
indukovani dipol – indukovani dipol interakcija. PRIMER ind. dipol – ind. dipol interakcije:
dvoatomni molekuli: F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
- veza između atoma u molekulu je kovalentno-nepolarna, dakle
i molekuli su nepolarni. Jačina međumolekulskih interakcija u odnosu na agregatno stanje raste u
smeru od gasova prema čvrstim supstancama.
Četiri tipa nekovalentnih (slabih) interakcija između biomolekula u vodenim rastvorima
: vodonične
veze (između neutralnih grupa, između peptidnih veza), jonske interakcije (privlačenje i odbijanje),
hidrofobne interakcije i Van der Valsove privlačne sile (bilo koja 2 atoma u neposrednoj blizini).
Iako su nekovalentne interakcije slabe, unutar biomolekula postoji mnogo takvih interakcija, pa su
one zbog kumulativnog efekta značajne.
7. ENERGIJA HEMIJSKIH REAKCIJA
Hemijska energija
- Energija koja je uskladištena u hemijskim supstancama. Promenu nivoa energije
uslovljava: -raskidanje hemjske veze ili -formiranje hemjske veze
KONDENZACIJA
- Gasovite supstance počinju da se kondenzuju kada temperatura opadne do
određenog nivoa; slobodni, pokretljivi atomi gasova gube svoju energiju i stvaraju čvršću strukturu
tečnosti.
MRŽNJENJE
- Kako temperatura pada-otpušta se energija, atomi ili molekuli tečnosti menjaju svoje
međusobne pozicije i pregrupišu se, grade stabilniju strukturu čvrste supstance.
EGZOTERMNA REAKCIJA
- ako se pri fizičkoj ili hemijskoj promeni OSLOBAĐA TOPLOTA u okolinu
(primer: oksidacija i neutralizacija; gašenje kreča, sagorevanje drveta i uglja, neutralizacija kiselina i
baza, mržnjenje).
