Kemijska veza

Izvor: Wikipedija
Skoči na: orijentacija, traži

Kemijska veza je spoj dvaju ili više atoma u kojem sudjeluju valentni elektroni. Može biti između istovrsnih ili raznovrsnih atoma čime se stvara molekula određenih osobina.

Tri su tipa jake kemijske veze koji se bitno razlikuju. Postoje ionska, kovalentna i metalna veza, te slabe veze.

Duljina i energija veze karakteristični su parametri kemijske veze. Duljina veze je ravnotežni razmak između jezgri atoma koji sudjeluju u tvorbi veze. Energija veze (osim za dvoatomske molekule) hipotetičke su vrijednosti definirane postulatom, prema kojem je energija atomizacije nekog spoja (energija rastavljanja spoja u sastane atome) jednaka zbroju energija veza u tom spoju. Energija veze jednaka je energiji potrebnoj za disocijaciju, tj. kidanje veze. Jakost kemijske veze smanjuje se povećanjem duljine veze. Udaljenost atoma ne može, osim nasilno, postati manja od duljine veze jer djeluju jake sile odbijanja. Udaljenost se neće niti spontano povećati. Po tome, duljina veze je ravnotežno stanje između privlačnih i odbojnih sila među atomima koji tvore tu vezu. Imajući u vidu da je udaljenost atoma bitan preduvjet za formiranje kemijske veze, atomi moraju doći blizu jedan drugome. To se postiže sudarima, a od mnogih sudara samo malo njih pobuđuje stvaranje kemijske veze.

Ionska veza[uredi VE | uredi]

Ionska veza nastaje između atoma elemenata s malom energijom ionizacije i atoma s velikim elektronskim afinitetom. Atom male energije ionizacije (elektropozitivan atom) lako predaje elektron (elektron donor, od lat. donare darivati), i pri tome postaje kation - pozitivno nabijen ion. Atom prima elektron (elektron akceptor, od lat. acceptare primati) i pri tom postaje anion - negativno nabijen ion. Elektronske konfiguracije kationa i aniona poprimaju energijski povoljnije konfiguracije plemenitih plinova. To znači da ionska veza omogućuje atomima koji sudjeluju u njenoj tvorbi, da postignu niže, stabilnije energijsko stanje od njihova normalna stanja. Ionsku vezu vrlo lako ostvaruju alkalijski i zemnoalkalijski elementi - kao elektron-donori, s halogenim elementima - elektron akceptorima (čime se stvaraju alkalijski i zemnoalkalijski halogenidi). Kako takvi spojevi nastaju čistom ionskom vezom - nazivaju se ionskim spojevima.

Primjer:

KCl

K (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1)

Cl (1s2 2s2 2p6 3s2 3p5)

Kalij lako gubi elektron iz orbitale 4s (prvi ionizacijski potencijal kalija je vrlo nizak 4,34 V) i prelazi u kation K+, koji tada ima elektronsku konfiguraciju K+ (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6), koja odgovara elektronskoj konfiguraciji argona Ar (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6).

Elektron i orbitale 4s kalija prima klor u svoju 3p orbitalu i prelazi u kloridni ion Cl-, koji ima elektronsku konfiguraciju Cl- (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6), koji također odgovara elektronskoj konfiguraciji argona. Zbog suprotnih naboja ionâ kalij i klor drže se zajedno i daju ionski spoj kalij-klorid. Značajke ionskih spojeva rezultat su naročite prirode ionske veze. Kako je ionska veza elektrostatske prirode, ona nije usmjerena, pa elektrostatsko privlačenje djeluje snažno oko cijelog iona. Ionski se spojevi kristaliziraju u vrlo dobro zbijenim strukturama

velike tvrdoće i visokog tališta, a lako su topljivi u vodi, jer molekule vode stabiliziraju oslobođene ione.

Kovalentna veza[uredi VE | uredi]

Kovalentnu vezu tvore nemetali međusobnim spajanjem, a ona nastaje stvaranjem zajedničkih elektronskih parova, pa oba atoma koji sudjeluju u tvorbi veze imaju zajedničku elektronsku konfiguraciju, koja je energijski povoljnija (stabilnija) od konfiguracije samih atoma. Ako spomenuti uvjeti nisu ispunjeni, ne stvara se kemijska veza. Svaki elektronski par čini jednu kovalenciju, koja se u grafičkim prikazima kemijskih formula označuje crticom npr. H-H. Karakteristike kovalentne veze su valentnost, zasićenost i usmjerenost. Valentnost je svojstvo atoma da tvori kemijsku vezu. Zasićenost kovalentne se pokazuje u postizanju energijski najpovoljnije elektronske konfiguracije kovalentnog spoja. kovalentna veza pokazuje izrazitu usmjerenost. Svojstvo usmjerenosti najčešće vodi do visoke simetrije kovalentnih spojeva. Teorija valentnih struktura pomoću hibridizacije - miješanja valentnih atomskih orbitala (Linus Pauling 1931.), objasnila je valentnost, usmjerenost i zasićenost kovalentne veze. Tako se kod strukture silicij(IV)-fluorida (SiF4) miješaju jedna s i tri p orbitale silicijeva atoma, pa nastaju četiri sp3 hibrida, koji vežu četiri atoma fluorida, a tako nastale veze usmjerene su u uglove tetraedra, jer je to energijski optimalna elektronska i geometrijska struktura molekule za sp3 hibridizaciju.

Teorija molekulskih orbitala također uspješno je rastumačila kemijske veze (i strukture molekula) kao i teoriju valentnih struktura, a naročito je pogodna za proučavanje veza vrlo složenih molekularnih struktura. Prema teoriji molekulskih orbitala moguće je kombinirati atomske orbitale njihovim zbrajanjem ili oduzimanjem. Zbrajanjem se dobivaju vezne, a odbijanjem protuvezne molekularne orbitale. U svaku molekularnu orbiatlu mogu se smjestiti najviše dva elektrona. Vezne orbitale opisuju vezu i doprinose stabilnosti molekule. Ako elektroni moraju ući u protuvezne orbitale, njihov je doprinos negativan; destabiliziraju vezu i molekularnu strukturu. Molekularne orbitale je moguće svrstati u dvije skupine

  • homonuklaerne veze od jednakih atoma koji tvore molekularne orbitale
  • heteronuklaerne veze od nejednakih atoma koji tvore molekularne orbitale.

Homonuklaerni kovalentni spojevi imaju točno određenu strukturu i geometrijski oblik zbog usmjerenosti i krutosti kovalentne veze. Privlačne sile između molekula homopolarnih (homonuklaernih) spojeva vrlo slabe. Takvi su spojevi na sobnoj temperaturi plinovi (H2, O2, N2) . Postoje izuzeci - dijamant.

Djelomični ionski karakter kovalentne veze kod spojeva gdje u tvorbi sudjeluju dva nejednaka atoma, koji imaju različit afinitet za elektrone. U takvoj kovalentnoj vezi elektronski par nije simetrično raspoređen i nastaje heteropolarna molekula. Asimetrični elektronski par u molekuli djelomično polarizira kovalentnu vezu - jedan atom u vezi postaje slabo pozitivan δ+, a drugi slabo negativan δ-. Takve molekule s djelomičnim ionskim karakterom pokazuju dipolni karakter. Stupanj dipolnog karaktera molekule određuje se mjerenjem dipolnog momenta molekule.

Metalna veza[uredi VE | uredi]

Karakteristična fizička svojstva metala i veliki koordinacijski broj pokazuju da je veza između atoma u metalu različita od kovalentne i ionske veze. Ta veza je vrlo jaka, jer je kristalna rešetka metala vrlo stabilna. Takva veza se naziva metalna veza. Razlikuje se od ionske jer ne može formirati ione, a od kovalentne jer ne može formirati kovalentne veze između susjednih atoma.

Linus Pauling iskazuje da je naročita građa metala rezultat rezonancije mnogobrojnih struktura u kojima je par elektrona uvije smješten između neka druga dva atoma. Kako ima više mogućih veza nego parova elektrona, rezonancija uzrokuje potpunu delokalizaciju elektrona, pa je zbog toga re metalne veze uvijek manji od jedan. Red veze je kvantnomehanički indeks, koji je mjera raspodjele elektrona među atomima koji tvore vezu, a poprima vrijednost jedan za potpunu jednostruku vezu, dva za dvostruku vezu i tri za potpunu trostruku vezu.

Felix Bloch je razvio jednostavnu teoriju molekularnih orbitala, a koju je detaljno razradio E. Hückel za konjugirane molekule, za tumačenje delokalizacije elektrona u metalnoj strukturi, jer molekularne orbitale pripadaju cijelom kristalu (Blochove orbitale) Te su energijska stanja elektrona u metalu kao aproksimativna rješenja Schrödingerove jednadžbe, s restrikcijom da se uzima u obzir kristalna rešetka metala. Kasnije je francuski fizičar Louis Marcel Brillouin razradio Blochov postupak, i tako je nastala teorija elektronske vrpce krutina.

Slabe kemijske veze[uredi VE | uredi]

Van der Waalsova veza[uredi VE | uredi]

Često postoji jaka elektrostatska interakcija F (sila privlačenja) između molekula s dipolnim momentom kao dipolno privlačenje

\mathrm{F}= \frac{\mu_\mathrm{A}\mu_\mathrm{B}}\mathrm{r_\mathrm{A-B}^4}

između dipolnih molekula i iona kao ion-dipolno privlačenje

\mathrm{F}= \frac{e_\mathrm{A}\mu_\mathrm{B}}\mathrm{r_\mathrm{A-B}^3}

između jakih dipolnih molekula i inducirano dipolnih molekula kao dipol-inducirano privlačenje te između iona i inducirano dipolnih molekula kao ion-dipolno privlačenje. Dipolno privlačne sile između molekula nazvane su van der Waalsovim silama (Johannes Diderik van der Waals), a slaba veza koja nastaje tim privlačenjem naziva se van der Waalsovom vezom. Karakteristika je tih sila da rastu s porastom veličine molekule (i molekularne mase), odnosno s porastom broja elektrona u molekuli. Van der Waalsove sile brzo opadaju s povećanjem dužine veze i djeluje samo kada su molekuli blizu, a postoji udaljenost kada su te sile maksimalne. Na manjoj udaljenosti djeluju odbojne - Bornove sile, koje poništavaju van der Waalsove. Van der Waalsove sile su naveće u čvrstom stanju. Kristali u kojima van der Waalsove sile drže na okupu molekule su molekularni kristali.

Vodikova veza[uredi VE | uredi]

Vodikova veza nastaje između molekula u kojima je vodikov atom vezan na atom velike elektronegativnosti (F, O, N). Vodikova veza je jača od van der Walsove, ali je slabija od ionske i kovalentne veze. Zbog vodikove veze molekule kao HF ili H2O asociraju se ili polimeriziraju u veće molekularne agregate. Vodikova veza se sastoji od slijedećih interakcija:

  • elektrostatsko privlačenje
  • delokalizacija elektrona
  • disperzno privlačenje
  • odbijanje elektronskih oblaka.

Vodikove veze se javljaju u mnogim grupama spojeva kao što su: alkoholi, amini, organske kiseline. Vodikova veza je vrlo značajna u biološkim molekulama kao što je dvolančana deoksiribonukleinska kiselina (DNK) gdje su lanci povezani intermolekularnim vodikovim vezama, koje su relativno slabe.

Literatura[uredi VE | uredi]

  • Ivan Filipović, Stjepan Lipanović: Opća i anorganska kemija, Školska knjiga, Zagreb, 1995.