Koncept kemijske veze je od velike važnosti u raznim područjima kemije kao znanosti. To je zbog činjenice da se uz njegovu pomoć pojedini atomi mogu kombinirati u molekule, tvoreći sve vrste tvari, koje su, pak, predmet kemijskog istraživanja.
Različitost atoma i molekula povezana je s pojavom različitih vrsta veza između njih. Različite klase molekula karakteriziraju vlastite značajke raspodjele elektrona, a time i vlastite vrste veza.
Osnovni koncepti
Kemijska veza je skup interakcija koje dovode do vezanja atoma u stvaranje stabilnih čestica složenije strukture (molekule, ioni, radikali), kao i agregata (kristali, stakla, itd.). Priroda ovih interakcija je električne prirode, a nastaju tijekom raspodjele valentnih elektrona u atomima koji se približavaju.
Valencijom se obično naziva sposobnost atoma da formira određeni broj veza s drugim atomima. U ionskim spojevima kao vrijednost valencije uzima se broj danih ili vezanih elektrona. NAu kovalentnim spojevima, jednak je broju zajedničkih elektronskih parova.
Oksidacijsko stanje se shvaća kao uvjetni naboj koji bi mogao biti na atomu da su sve polarne kovalentne veze ionske.
Mnoštvo veze je broj zajedničkih elektronskih parova između razmatranih atoma.
Veze koje se razmatraju u raznim granama kemije mogu se podijeliti na dvije vrste kemijskih veza: one koje dovode do stvaranja novih tvari (intramolekularne) i one koje nastaju između molekula (intermolekularne).
Osnovne komunikacijske karakteristike
Energija vezanja je energija potrebna za prekid svih postojećih veza u molekuli. To je također energija koja se oslobađa tijekom stvaranja veze.
Duljina veze je udaljenost između susjednih jezgri atoma u molekuli, na kojoj su sile privlačenja i odbijanja uravnotežene.
Ove dvije karakteristike kemijske veze atoma mjera su njene snage: što je kraća duljina i veća energija, to je veza jača.
Vojni kut se obično naziva kutom između predstavljenih linija koje prolaze u smjeru spajanja kroz jezgre atoma.
Metode za opisivanje veza
Najčešća dva pristupa objašnjenju kemijske veze, posuđena iz kvantne mehanike:
Metoda molekularnih orbitala. Molekulu smatra skupom elektrona i jezgri atoma, pri čemu se svaki pojedini elektron kreće u polju djelovanja svih ostalih elektrona i jezgri. Molekula ima orbitalnu strukturu, a svi njeni elektroni raspoređeni su duž ovih orbita. Također, ova metoda se naziva MO LCAO, što znači "molekularna orbitala - linearna kombinacija atomskih orbitala".
Metoda valentnih veza. Predstavlja molekulu kao sustav dvije središnje molekularne orbitale. Štoviše, svaki od njih odgovara jednoj vezi između dva susjedna atoma u molekuli. Metoda se temelji na sljedećim odredbama:
- Formiranje kemijske veze provodi par elektrona suprotnih spinova, koji se nalaze između dva razmatrana atoma. Formirani elektronski par pripada dvama atomima podjednako.
- Broj veza koje formira jedan ili drugi atom jednak je broju nesparenih elektrona u osnovnom i pobuđenom stanju.
- Ako parovi elektrona ne sudjeluju u stvaranju veze, tada se nazivaju usamljenim parovima.
Elektronegativnost
Moguće je odrediti vrstu kemijske veze u tvarima na temelju razlike u vrijednostima elektronegativnosti njenih sastavnih atoma. Elektronegativnost se shvaća kao sposobnost atoma da privlače zajedničke elektronske parove (elektronski oblak), što dovodi do polarizacije veze.
Postoje različiti načini za određivanje vrijednosti elektronegativnosti kemijskih elemenata. Međutim, najčešće se koristi skala temeljena na termodinamičkim podacima, koju je davne 1932. predložio L. Pauling.
Što je veća razlika u elektronegativnosti atoma, to je izraženija njihova ionnost. Naprotiv, jednake ili bliske vrijednosti elektronegativnosti ukazuju na kovalentnu prirodu veze. Drugim riječima, moguće je matematički odrediti koja se kemijska veza promatra u određenoj molekuli. Da biste to učinili, morate izračunati ΔX - razliku u elektronegativnosti atoma prema formuli: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Ako je ΔH>1, 7, tada je veza ionska.
- Ako je 0,5≦ΔH≦1,7, tada je kovalentna veza polarna.
- Ako je ΔH=0 ili blizu njega, tada je veza kovalentna nepolarna.
Ionska veza
Ionska je takva veza koja se pojavljuje između iona ili zbog potpunog povlačenja zajedničkog elektronskog para od strane jednog od atoma. U tvarima se ova vrsta kemijskog vezivanja provodi silama elektrostatičke privlačnosti.
Ioni su nabijene čestice nastale od atoma kao rezultat dobivanja ili gubljenja elektrona. Kada atom prihvati elektrone, on dobiva negativan naboj i postaje anion. Ako atom donira valentne elektrone, postaje pozitivno nabijena čestica koja se zove kation.
Karakterističan je za spojeve koji nastaju interakcijom atoma tipičnih metala s atomima tipičnih nemetala. Glavni u ovom procesu je težnja atoma da steknu stabilne elektronske konfiguracije. A za to tipični metali i nemetali trebaju dati ili prihvatiti samo 1-2 elektrona,što rade s lakoćom.
Mehanizam stvaranja ionske kemijske veze u molekuli tradicionalno se razmatra na primjeru interakcije natrija i klora. Atomi alkalijskih metala lako doniraju elektron povučen atomom halogena. Rezultat je Na+ kation i Cl- anion, koji se drže zajedno elektrostatičkom privlačnošću.
Ne postoji idealna ionska veza. Čak i u takvim spojevima, koji se često nazivaju ionskim, ne dolazi do konačnog prijenosa elektrona s atoma na atom. Formirani elektronski par i dalje ostaje u uobičajenoj upotrebi. Stoga govore o stupnju ionnosti kovalentne veze.
Ionsko vezanje karakteriziraju dva glavna svojstva povezana jedno s drugim:
- neusmjereno, tj. električno polje oko iona ima oblik kugle;
- Nezasićenost, tj. broj suprotno nabijenih iona koji se mogu smjestiti oko bilo kojeg iona, određena je njihovom veličinom.
Kovalentna kemijska veza
Veza nastala kada se elektronski oblaci atoma nemetala preklapaju, odnosno provodi zajednički elektronski par, naziva se kovalentna veza. Broj zajedničkih parova elektrona određuje višestrukost veze. Dakle, atomi vodika su povezani jednom H··H vezom, a atomi kisika tvore dvostruku vezu O::O.
Postoje dva mehanizma za njegovo formiranje:
- Razmjena - svaki atom predstavlja jedan elektron za formiranje zajedničkog para: A +B=A: B, dok veza uključuje vanjske atomske orbitale, na kojima se nalazi jedan elektron.
- Donor-akceptor - za stvaranje veze, jedan od atoma (donor) daje par elektrona, a drugi (akceptor) - slobodnu orbitalu za njegovo postavljanje: A +:B=A:B.
Načini na koji se oblaci elektrona preklapaju kada se formira kovalentna kemijska veza također su različiti.
- Direktno. Područje preklapanja oblaka leži na ravnoj zamišljenoj liniji koja povezuje jezgre razmatranih atoma. U tom slučaju nastaju σ-veze. Vrsta kemijske veze koja se javlja u ovom slučaju ovisi o vrsti elektronskih oblaka koji se preklapaju: s-s, s-p, p-p, s-d ili p-d σ-veze. U čestici (molekuli ili ionu) može se pojaviti samo jedna σ-veza između dva susjedna atoma.
- Sa strane. Provodi se s obje strane linije koja povezuje jezgre atoma. Tako nastaje π-veza, a moguće su i njene varijante: p-p, p-d, d-d. Odvojeno od σ-veze, π-veza se nikada ne stvara; može biti u molekulama koje sadrže višestruke (dvostruke i trostruke) veze.
Svojstva kovalentne veze
Oni određuju kemijske i fizičke karakteristike spojeva. Glavna svojstva bilo koje kemijske veze u tvarima su njezina usmjerenost, polaritet i polarizabilnost, kao i zasićenost.
Smjernost veze određuje značajke molekulegrađu tvari i geometrijski oblik njihovih molekula. Njegova bit leži u činjenici da je najbolje preklapanje elektronskih oblaka moguće uz određenu orijentaciju u prostoru. Opcije za formiranje σ- i π-veza su već razmotrene gore.
Zasićenje se shvaća kao sposobnost atoma da formiraju određeni broj kemijskih veza u molekuli. Broj kovalentnih veza za svaki atom ograničen je brojem vanjskih orbitala.
Polaritet veze ovisi o razlici u vrijednostima elektronegativnosti atoma. Određuje ujednačenost raspodjele elektrona između jezgri atoma. Kovalentna veza na ovoj osnovi može biti polarna ili nepolarna.
- Ako zajednički elektronski par jednako pripada svakom od atoma i nalazi se na istoj udaljenosti od njihovih jezgri, tada je kovalentna veza nepolarna.
- Ako se zajednički par elektrona pomakne u jezgru jednog od atoma, tada nastaje kovalentna polarna kemijska veza.
Polarizabilnost se izražava pomakom veznih elektrona pod djelovanjem vanjskog električnog polja, koje može pripadati drugoj čestici, susjednim vezama u istoj molekuli ili dolaziti iz vanjskih izvora elektromagnetskih polja. Dakle, kovalentna veza pod njihovim utjecajem može promijeniti svoj polaritet.
Pod hibridizacijom orbitala razumjeti promjenu njihovih oblika u provedbi kemijske veze. To je potrebno za postizanje najučinkovitijeg preklapanja. Postoje sljedeće vrste hibridizacije:
- sp3. Jedna s- i tri p-orbitale tvore četiri"hibridne" orbitale istog oblika. Izvana podsjeća na tetraedar s kutom između osi od 109 °.
- sp2. Jedna s- i dvije p-orbitale tvore ravan trokut s kutom između osi od 120°.
- sp. Jedna s- i jedna p-orbitala tvore dvije "hibridne" orbitale s kutom između njihovih osi od 180°.
Metalna obveznica
Obilježje strukture atoma metala je prilično veliki radijus i prisutnost malog broja elektrona u vanjskim orbitalama. Kao rezultat toga, u takvim kemijskim elementima, veza između jezgre i valentnih elektrona je relativno slaba i lako se prekida.
Metalna veza je takva interakcija između metalnih atoma-iona, koja se provodi uz pomoć delokaliziranih elektrona.
U metalnim česticama, valentni elektroni mogu lako napustiti vanjske orbitale, kao i zauzeti slobodna mjesta na njima. Dakle, u različito vrijeme, ista čestica može biti atom i ion. Elektroni otkinuti s njih slobodno se kreću po cijelom volumenu kristalne rešetke i izvode kemijsku vezu.
Ova vrsta veze ima sličnosti s ionskom i kovalentnom. Kao i za ionske, ioni su neophodni za postojanje metalne veze. Ali ako su za provedbu elektrostatičke interakcije u prvom slučaju potrebni kationi i anioni, onda u drugom ulogu negativno nabijenih čestica igraju elektroni. Usporedimo li metalnu vezu s kovalentnom vezom, tada su za stvaranje obje potrebni zajednički elektroni. Međutim, uza razliku od polarne kemijske veze, one nisu lokalizirane između dva atoma, već pripadaju svim metalnim česticama u kristalnoj rešetki.
Metalne obveznice odgovorne su za posebna svojstva gotovo svih metala:
- plastičnost, prisutna zbog mogućnosti pomaka slojeva atoma u kristalnoj rešetki koju drži elektronski plin;
- metalni sjaj, koji se uočava zbog refleksije svjetlosnih zraka od elektrona (u stanju praha nema kristalne rešetke i, prema tome, elektrona se kreću duž nje);
- električna vodljivost, koju provodi struja nabijenih čestica, a u ovom slučaju mali elektroni se slobodno kreću među velikim ionima metala;
- toplinska vodljivost, promatrana zbog sposobnosti elektrona da prenose toplinu.
vodikova veza
Ova vrsta kemijske veze ponekad se naziva posrednicom između kovalentne i međumolekularne interakcije. Ako atom vodika ima vezu s jednim od jako elektronegativnih elemenata (kao što su fosfor, kisik, klor, dušik), tada može formirati dodatnu vezu, nazvanu vodik.
Puno je slabiji od svih gore navedenih vrsta veza (energija nije veća od 40 kJ/mol), ali se ne može zanemariti. Zato vodikova kemijska veza na dijagramu izgleda kao isprekidana linija.
Pojava vodikove veze moguća je zbog elektrostatičke interakcije donor-akceptor u isto vrijeme. Velika razlika u vrijednostimaelektronegativnost dovodi do pojave viška elektronske gustoće na atomima O, N, F i drugih, kao i do njenog manjka na atomu vodika. U slučaju da između takvih atoma ne postoji kemijska veza, aktiviraju se privlačne sile ako su dovoljno blizu. U ovom slučaju, proton je akceptor para elektrona, a drugi atom je donor.
Vodikova veza može se pojaviti između susjednih molekula, na primjer, vode, karboksilnih kiselina, alkohola, amonijaka, i unutar molekule, na primjer, salicilne kiseline.
Prisutnost vodikove veze između molekula vode objašnjava niz njezinih jedinstvenih fizičkih svojstava:
- Vrijednosti njegovog toplinskog kapaciteta, dielektrične konstante, vrelišta i tališta, u skladu s izračunima, trebale bi biti mnogo manje od stvarnih, što se objašnjava vezanjem molekula i potrebom trošenja energije za razbijanje međumolekularnih vodikovih veza.
- Za razliku od drugih tvari, kada temperatura padne, volumen vode se povećava. To je zbog činjenice da molekule zauzimaju određeni položaj u kristalnoj strukturi leda i udaljavaju se jedna od druge za duljinu vodikove veze.
Ova veza ima posebnu ulogu za žive organizme, jer njezina prisutnost u proteinskim molekulama određuje njihovu posebnu strukturu, a time i svojstva. Osim toga, nukleinske kiseline, koje čine dvostruku spiralu DNK, također su povezane upravo vodikovim vezama.
Komunikacija u kristalima
Velika većina čvrstih tijela ima kristalnu rešetku - posebnumeđusobni raspored čestica koje ih tvore. U ovom slučaju se opaža trodimenzionalna periodičnost, a atomi, molekule ili ioni nalaze se na čvorovima koji su povezani zamišljenim linijama. Ovisno o prirodi ovih čestica i veza između njih, sve kristalne strukture dijele se na atomske, molekularne, ionske i metalne.
U čvorovima ionske kristalne rešetke nalaze se kationi i anioni. Štoviše, svaki od njih okružen je strogo određenim brojem iona samo suprotnog naboja. Tipičan primjer je natrijev klorid (NaCl). Oni imaju tendenciju da imaju visoke točke taljenja i tvrdoću jer zahtijevaju puno energije za lomljenje.
Molekule tvari formirane kovalentnom vezom nalaze se na čvorovima molekularne kristalne rešetke (na primjer, I2). Oni su međusobno povezani slabom van der Waalsovom interakcijom, te je stoga takvu strukturu lako uništiti. Takvi spojevi imaju nisko vrelište i talište.
Atomsku kristalnu rešetku čine atomi kemijskih elemenata s visokim vrijednostima valencije. Povezane su jakim kovalentnim vezama, što znači da tvari imaju visoko vrelište, talište i veliku tvrdoću. Primjer je dijamant.
Dakle, sve vrste veza koje se nalaze u kemikalijama imaju svoje karakteristike, koje objašnjavaju zamršenost međudjelovanja čestica u molekulama i tvarima. Svojstva spojeva ovise o njima. Oni određuju sve procese koji se odvijaju u okolišu.
