Instrukcije iz kemije - zadaci - kovalentna veza

Primjer 1. Prikažite elektronsku strukturu molekule dušika (N₂).

Elektronska konfiguracija valentne ljuske atoma dušika je:

ili 2s²2p³

 U valentnoj ljusci ima tri nesparena elektrona. U molekuli dušika stvorit će se tri zajednička elektronska para.

Primjer 2. Lewisovom simbolikom prikažite molekulu sumporne kiseline (H₂SO₄).

Središnji atom je sumpor koji ima 6 valentnih elektrona.
Atom sumpora veže se s dva atoma kisika jednostrukom kovalentnom vezom i postiže oktet,a s preostala dva atoma kisika koordinativno – kovalentnom vezom.

U nekim molekulama zajednički elektronski par potječe od jednog atoma i takva veza se naziva koordinativno – kovalentna veza. Prije se označavala strelicom.

Dva atoma kisika koja su vezana s atomom sumpora kovalentnom vezom, postići će oktet stvaranjem zajedničkih elektronskih parova s atomima vodika.

Formula sumporne kiseline često se prikazuje i ovako:

Primjer 3. Lewisovom simbolikom prikažite molekulu fosforne kiseline H₃PO₄.

Središnji atom je fosfor s 5 valentnih elektrona.

Atomi kisika (6 valentnih elektrona) rasporedit će se oko atoma fosfora.
Atom fosfora povezat će se s atomima kisika kovalentnom vezom:

Tri atoma kisika nemaju oktet već ih popunjavaju s tri atoma vodika:

1. Lewisovom simbolikom prikažite molekule:

a) vodika (H₂)

b) kisika (O₂)

c) klora (Cl₂)

d) broma (Br₂)

2. Lewisovom simbolikom prikažite povezivanje vodika sa svim halogenim elementima.

3. Lewisovom simbolikom prikažite povezivanje dušika sa svim halogenim elementima.

4. Napišite Lewisove strukture za molekule:

a) CH₃Cl

b) CH₃CH₂OH

c) SO₂

d) CO

e) H₂S

Instrukcije iz kemije - Kovalentna veza VI

Elektronegativnost atoma

U kovalentnoj vezi između istovrsnih atoma oba atoma jednako sudjeluju u zajedničkom elektronskom oblaku, a težišta pozitivnog i negativnog naboja nalaze se na istom mjestu.

U kovalentnoj vezi između raznovrsnih atoma jedan od njih jače privlači elektrone.

Elektronegativnost je relativna mjera sposobnosti jezgre jednog atoma da privlači elektrone iz zajedničkog elektronskog para.
           

Linus Pauling (1901. – 1994.)

Elektronegativnost svake pojedine vrste atoma brojčano izrazio koeficijentom elektronegativnosti.

 

Elektronegativnost i kovalentne veze

Razlika u elektronegativnosti atoma u kovalentnoj vezi između raznovrsnih atoma uzrokuje razdvajanje težišta pozitivnog i negativnog naboja.
Nastaju polarne ili dipolne molekule (dipoli).
Veza između atoma različite elektronegativnosti je kovalentna veza s djelomično ionskom prirodom.

δ+ je dio molekule u kojem se nalazi atom manje elektronegativnosti, oko njega je manja gustoća elektronskog oblaka.
δ– je dio molekule s atomom veće elektronegativnosti, oko njega je veća gustoća elektronskog oblaka.

Električni dipolni moment (μ) je mjera za polarnost. To je umnožak električnog naboja i udaljenosti polova. 

 μ = e ∙ l

μ – električni dipolni moment

e – električni naboj

l – udaljenost težišta pozitivnog i negativnog naboja

Dipolni moment se označava strelicom od pozitivnijeg dijela molekule prema negativnijem.

Svaka molekula s polarnim kovalentnim vezama nije dipolna molekula. U simetrično izgrađenim molekulama dipolni moment je jednak nuli, pa je molekula nepolarna.

Instrukcije iz kemije - Kovalentna veza V

Valencije u spojevima s kovalentnom vezom

Valencija je svojstvo atoma nekog elementa da se spaja s određenim brojem atoma drugog jednovalentnog elementa.

U kovalentnim spojevima valencija je određena brojem elektrona koje atom daje za stvaranje zajedničkih elektronskih parova.

Kovalentni i van der Waalsov polumjer

Udaljenost između jezgara atoma vezanih kovalentnom vezom naziva se duljina kovalentne veze.

Ako su kovalentnom vezom vezani istovrsni atomi onda polovina tog razmaka čini kovalentni polumjer.

Kovalentni polumjer atoma jednak je polovini međuatomske udaljenosti u molekuli elementarne tvari tj. polovini duljine kovalentne veze.

Energija potrebna da se raskine kemijska veza atoma u plinovitom stanju, tj. da se dovedu na udaljenost na kojoj sile između njih više ne djeluju, zove se energija veze.

Veza je jača što je duljina veze manja, a energija veze veća.

Van der Waalsov polumjer

Van der Waalsov polumjer je polovina međuatomske udaljenosti dvaju istovrsnih atoma koji su u dodiru, u tekućini ili kristalnoj rešetki, ali nisu međusobno povezani kemijskom vezom.

Van der Waalsovi su znatno veći od kovalentnih polumjera.

Instrukcije iz kemije - Kovalentna veza IV

Odstupanje od pravila okteta

Berilijev klorid BeCl₂

Oko berilijevog atoma nalaze se dva zajednička elektronska para.

Elektronski parovi se odbijaju, tako da će dva elektronska para biti najudaljenija ako kut između kovalentnih veza iznosi 180°.

Molekula berilijevog klorida je linearna.

Borov klorid BCl₃

U središtu molekule nalazi se borov atom koji je s tri kovalentne veze vezan s tri atoma klora.

Tri će elektronska para biti na najvećoj udaljenosti u prostoru ako kovalentne veze zatvaraju kut od 120°.

Molekula borovog klorida je planarna.

Fosforov (V) klorid PCl₅

Fosfor je u ovoj molekuli središnji atom, okružen je s pet elektronskih parova.

Kutovi između veza su 90° i 120°.

Prostorni raspored je trostrana bipiramida.

Sumporov (VI) fluorid SF₆

Središnji atom sumpora vezan je sa šest kovalentnih veza sa šest atoma fluora.

Sve veze zatvaraju kut od 90°, a oblik molekule je oktaedar.

Više od četiri para elektrona mogu imati samo oni središnji atomi koji imaju mogućnost popunjavanja d – orbitala.

Lewisov prikaz je samo jedan od modela kojim se može objasniti građa jednostavnijih molekula.

Građu složenijih molekula objašnjava teorija VSEPR (Valence shell electron pair repulsion) – Odbijanje elektronskih parova valentne ljuske.

Geometrija molekula prema VSEPR - teoriji

Instrukcije iz kemije - Kovalentna veza III

Usmjerenost kovalentne veze

Kovalentna veza je strogo usmjerena u prostoru.

Međusobni položaj atoma u molekuli (kutovi između veza) ovisi o:

a) broju atoma u molekuli

b) broju zajedničkih i slobodnih elektronskih parova oko središnjeg atoma

Mnoga svojstva molekula ovise o položaju kovalentnih veza u molekuli.

Nepodijeljeni elektronski parovi se jače odbijaju od zajedničkih (podijeljenih elektronskih parova) jer se rasprostiru u većem prostoru.

Primjeri

Molekula metana

U molekuli metana sva su četiri elektronska para podijeljena. Elektronski parovi se zbog istovrsnog naboja nastoje međusobno što više udaljiti.

Kut između njih je tetraedarski i iznosi 109,5°.

Molekula amonijaka

Tri su elektronska para vezana, a jedan je slobodan. Slobodni elektronski par jače odbija vezane elektronske parove, pa se oni moraju međusobno približiti.

Kut između njih je manji od tetraedarskog i iznosi 107°.

Molekula vode

Molekula vode ima dva nepodijeljena elektronska para koja djeluju na dva podijeljena.

Kut iznosi 104,5°.

Instrukcije iz biologije - Udvostručenje DNA

Prilikom udvostručenja DNA polinukleotidni lanci se razdvajaju, pa svaki služi kao kalup za sintezu komplementarnog lanca.

Udvostručenje je „semikonzervativno“, jer u svakoj novoj molekuli polovično je očuvana stara molekula.

Prije stanične diobe nasljedna se uputa udvostručuje.

KROMOSOMI

Tijekom diobe stanice molekule DNA složene su u kromosomima.

Kromatin i kromosomi ne razlikuju se svojim biokemijskim sastavom, nego samo stupnjem zgusnutosti (spiralizacije).

Tijekom stanične diobe kromosomi se raspoređuju na stanice kćeri.

Svaki kromosom sadrži jednu neprekinutu molekulu DNA. Nakon udvostručenja ima dvije molekule DNA.

Prvi korak u oblikovanju kromosoma jest namatanje DNA oko nakupine proteina. Nakupinu čini osam proteina bazične naravi – histoni.

Nastala nit na elektrokemijskoj snimci ima izgled ogrlice (eng. beads on a string – zrnca na niti).

Debljina kromosoma je 700 – 2000 nm (0,7 – 2 µm).

Instrukcije iz biologije - Nukleinske kiseline

Nukleinske kiseline su dugačke lančaste molekule izgrađene od podjedinica nukleotida.

Nukleotid je izgrađen od tri građevne jedinice:
a) dušične baze
b) šećera
c) fosfata

Deoksiribonukleinske kiseline

DNA (deoksiribonukleinska kiselina) je molekula koja u sebi pohranjuje nasljednu uputu i koja se udvostručuje.
Građena je od dva zavojito obavijena dugačka lanca nukleotida (polinukleotidni lanac).

Nukleotid:
a) šećer - deoksiriboza
b) fosfat
c) dušična baza - četiri različite organske baze (pirimidinske i purinske).

Pirimidinske baze (građene od jednog prstena):
CITOZIN (C)
TIMIN (T)

Purinske baze (dva prstena):

GUANIN (G)
ADENIN (A)

Dva polinukleoidna lanca DNA spojena su vodikovim vezama između odgovarajućih komplementarnih baza.
Adenin se sparuje s timinom (dvije vodikove veze), a citozin s guaninom (tri vodikove veze).

Ribonukleinske kiseline

Ribonukleinska kiselina (RNA) sastavljena je od jednog lanca nukleotida. Za razliku od DNA umjesto deoksiriboze sadrži šećer ribozu.
Umjesto dušične baze timin ovdje dolazi uracil.

Vodikove veze između komplementarnih baza istog lanca uzrokuju uzrokuju savijanje molekule RNA.

Razlikuju se tri tipa molekula RNA:
a) glasnička ili mRNA
b) prijenosna ili tRNA
c) ribosomska ili rRNA