Koncept hemijske veze je od velikog značaja u raznim oblastima hemije kao nauke. To je zbog činjenice da su uz njegovu pomoć pojedinačni atomi u stanju da se kombinuju u molekule, formirajući sve vrste supstanci, koje su, zauzvrat, predmet hemijskih istraživanja.
Različitost atoma i molekula povezana je sa pojavom različitih vrsta veza između njih. Različite klase molekula karakteriziraju njihove vlastite karakteristike distribucije elektrona, a time i vlastiti tipovi veza.
Osnovni koncepti
Hemijska veza je skup interakcija koje dovode do vezivanja atoma kako bi se formirale stabilne čestice složenije strukture (molekuli, joni, radikali), kao i agregati (kristali, stakla, itd.). Priroda ovih interakcija je električne prirode, a nastaju tokom distribucije valentnih elektrona u atomima koji se približavaju.
Valencijom se obično naziva sposobnost atoma da formira određeni broj veza sa drugim atomima. U jonskim jedinjenjima, broj datih ili vezanih elektrona uzima se kao vrijednost valencije. ATu kovalentnim jedinjenjima, jednak je broju zajedničkih elektronskih parova.
Oksidacijsko stanje se shvata kao uslovni naboj koji bi mogao biti na atomu kada bi sve polarne kovalentne veze bile jonske.
Mnoštvo veze je broj zajedničkih elektronskih parova između razmatranih atoma.
Veze koje se razmatraju u različitim granama hemije mogu se podijeliti na dvije vrste hemijskih veza: one koje dovode do stvaranja novih supstanci (intramolekularne) i one koje nastaju između molekula (intermolekularne).
Osnovne karakteristike komunikacije
Energija vezivanja je energija potrebna za prekid svih postojećih veza u molekulu. To je takođe energija koja se oslobađa tokom formiranja veze.
Dužina veze je udaljenost između susjednih jezgara atoma u molekulu, na kojoj su sile privlačenja i odbijanja uravnotežene.
Ove dvije karakteristike hemijske veze atoma su mjera njene snage: što je kraća dužina i veća energija, to je veza jača.
Ugao veze se obično naziva ugao između predstavljenih linija koje prolaze u pravcu vezivanja kroz jezgra atoma.
Metode za opisivanje linkova
Najčešća dva pristupa objašnjenju hemijske veze, pozajmljena iz kvantne mehanike:
Metoda molekularnih orbitala. On smatra molekulu skupom elektrona i jezgara atoma, pri čemu se svaki pojedinačni elektron kreće u polju djelovanja svih drugih elektrona i jezgara. Molekul ima orbitalnu strukturu i svi njegovi elektroni su raspoređeni duž ovih orbita. Takođe, ova metoda se naziva MO LCAO, što je skraćenica za "molekularna orbitala - linearna kombinacija atomskih orbitala".
Metoda valentnih veza. Predstavlja molekul kao sistem od dvije centralne molekularne orbitale. Štaviše, svaki od njih odgovara jednoj vezi između dva susjedna atoma u molekuli. Metoda se zasniva na sljedećim odredbama:
- Formiranje hemijske veze vrši par elektrona sa suprotnim spinovima, koji se nalaze između dva razmatrana atoma. Formirani elektronski par pripada dvama atomima podjednako.
- Broj veza formiranih od strane jednog ili drugog atoma jednak je broju nesparenih elektrona u osnovnom i pobuđenom stanju.
- Ako elektronski parovi ne učestvuju u formiranju veze, oni se nazivaju usamljenim parovima.
Elektronegativnost
Moguće je odrediti vrstu hemijske veze u supstancama na osnovu razlike u vrednostima elektronegativnosti njenih sastavnih atoma. Elektronegativnost se shvata kao sposobnost atoma da privuče uobičajene elektronske parove (elektronski oblak), što dovodi do polarizacije veze.
Postoje različiti načini za određivanje vrijednosti elektronegativnosti hemijskih elemenata. Međutim, najčešće se koristi skala zasnovana na termodinamičkim podacima, koju je 1932. godine predložio L. Pauling.
Što je veća razlika u elektronegativnosti atoma, to je izraženija njegova ionnost. Naprotiv, jednake ili bliske vrijednosti elektronegativnosti ukazuju na kovalentnu prirodu veze. Drugim riječima, moguće je matematički odrediti koja se kemijska veza primjećuje u određenom molekulu. Da biste to učinili, morate izračunati ΔX - razliku u elektronegativnosti atoma prema formuli: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Ako je ΔH>1, 7, onda je veza jonska.
- Ako je 0,5≦ΔH≦1,7, tada je kovalentna veza polarna.
- Ako je ΔH=0 ili blizu njega, onda je veza kovalentna nepolarna.
Jonska veza
Jonska je takva veza koja se pojavljuje između jona ili zbog potpunog povlačenja zajedničkog elektronskog para od strane jednog od atoma. U supstancama se ova vrsta hemijskog vezivanja izvodi silama elektrostatičke privlačnosti.
Ioni su nabijene čestice nastale od atoma kao rezultat dobivanja ili gubitka elektrona. Kada atom prihvati elektrone, on dobija negativan naboj i postaje anion. Ako atom donira valentne elektrone, on postaje pozitivno nabijena čestica koja se zove kation.
Karakterističan je za jedinjenja nastala interakcijom atoma tipičnih metala sa 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 sa lakoćom.
Mehanizam stvaranja jonske hemijske veze u molekulu tradicionalno se razmatra na primeru interakcije natrijuma i hlora. Atomi alkalnih metala lako doniraju elektron povučen atomom halogena. Rezultat je Na+ kation i Cl- anion, koji se drže zajedno elektrostatičkom privlačnošću.
Ne postoji idealna jonska 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 stepenu jonizma kovalentne veze.
Jonsko vezanje karakteriziraju dva glavna svojstva povezana jedno s drugim:
- neusmjereno, tj. električno polje oko jona ima oblik sfere;
- Nezasićenost, tj. broj suprotno nabijenih jona koji se mogu smjestiti oko bilo kojeg jona, određena je njihovom veličinom.
Kovalentna hemijska veza
Veza nastala kada se elektronski oblaci atoma nemetala preklapaju, to jest, izvedena zajedničkim elektronskim parom, naziva se kovalentna veza. Broj zajedničkih parova elektrona određuje višestrukost veze. Dakle, atomi vodonika su povezani jednom H··H vezom, a atomi kiseonika formiraju 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 - da bi se formirala veza, jedan od atoma (donor) daje par elektrona, a drugi (akceptor) - slobodnu orbitalu za njegovo postavljanje: A +:B=A:B.
Načini na koje se elektronski oblaci preklapaju kada se formira kovalentna hemijska veza su takođe različiti.
- Direktno. Područje preklapanja oblaka leži na pravoj zamišljenoj liniji koja povezuje jezgre razmatranih atoma. U tom slučaju se formiraju σ-veze. Vrsta hemijske veze koja se javlja u ovom slučaju zavisi od vrste elektronskih oblaka koji se preklapaju: s-s, s-p, p-p, s-d ili p-d σ-veze. U čestici (molekuli ili jonu) može se pojaviti samo jedna σ-veza između dva susjedna atoma.
- Side. Izvodi se s obje strane linije koja povezuje jezgra 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 formira; može biti u molekulima koji sadrže višestruke (dvostruke i trostruke) veze.
Svojstva kovalentne obveznice
Oni određuju hemijske i fizičke karakteristike jedinjenja. Glavna svojstva bilo koje hemijske veze u supstancama su njena usmjerenost, polaritet i polarizabilnost, kao i zasićenost.
Smjernost veze određuje karakteristike molekulastruktura supstanci i geometrijski oblik njihovih molekula. Njegova suština leži u činjenici da je moguće najbolje preklapanje elektronskih oblaka uz određenu orijentaciju u prostoru. Opcije za formiranje σ- i π-veza su već razmotrene gore.
Zasićenje se shvata kao sposobnost atoma da formiraju određeni broj hemijskih veza u molekulu. Broj kovalentnih veza za svaki atom ograničen je brojem vanjskih orbitala.
Polaritet veze zavisi od razlike u vrednostima elektronegativnosti atoma. On određuje ujednačenost distribucije elektrona između jezgara atoma. Kovalentna veza na ovoj osnovi može biti polarna ili nepolarna.
- Ako zajednički elektronski par podjednako pripada svakom od atoma i nalazi se na istoj udaljenosti od njihovih jezgara, tada je kovalentna veza nepolarna.
- Ako se zajednički par elektrona pomeri u jezgro jednog od atoma, tada se formira kovalentna polarna hemijska veza.
Polarizabilnost se izražava pomicanjem vezanih elektrona pod djelovanjem vanjskog električnog polja, koje može pripadati drugoj čestici, susjednim vezama u istom molekulu ili dolaziti iz vanjskih izvora elektromagnetnih polja. Dakle, kovalentna veza pod njihovim uticajem može promijeniti svoj polaritet.
Pod hibridizacijom orbitala razumjeti promjenu njihovih oblika u implementaciji hemijske veze. Ovo je neophodno za postizanje najefikasnijeg preklapanja. Postoje sljedeće vrste hibridizacije:
- sp3. Jedna s- i tri p-orbitale formiraju četiri"hibridne" orbitale istog oblika. Spolja podsjeća na tetraedar sa uglom između osa od 109°.
- sp2. Jedna s- i dvije p-orbitale formiraju ravan trokut sa uglom između osa od 120°.
- sp. Jedna s- i jedna p-orbitala formiraju dvije "hibridne" orbitale sa uglom između njihovih osa od 180°.
Metalna obveznica
Odlika strukture atoma metala je prilično veliki radijus i prisustvo malog broja elektrona u vanjskim orbitalama. Kao rezultat toga, u takvim hemijskim elementima, veza između jezgra i valentnih elektrona je relativno slaba i lako se prekida.
Metalna veza je takva interakcija između atoma metala-jona, koja se izvodi 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 cijeloj zapremini kristalne rešetke i izvode kemijsku vezu.
Ova vrsta veze ima sličnosti sa ionskom i kovalentnom. Kao i za jonske, joni 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. Ako uporedimo metalnu vezu sa kovalentnom vezom, tada su za formiranje obe potrebni zajednički elektroni. Međutim, uza razliku od polarne hemijske veze, one nisu lokalizovane između dva atoma, već pripadaju svim metalnim česticama u kristalnoj rešetki.
Metalne obveznice su odgovorne za posebna svojstva gotovo svih metala:
- plastičnost, prisutna zbog mogućnosti pomicanja slojeva atoma u kristalnoj rešetki koju drži elektronski plin;
- metalni sjaj, koji se uočava zbog refleksije svetlosnih zraka od elektrona (u stanju praha nema kristalne rešetke i, prema tome, elektrona se kreću duž nje);
- električna provodljivost, koja se provodi strujom nabijenih čestica, iu ovom slučaju, mali elektroni se slobodno kreću među velikim metalnim jonima;
- toplinska provodljivost, posmatrana zbog sposobnosti elektrona da prenose toplotu.
Vodična veza
Ova vrsta hemijske veze se ponekad naziva posrednicom između kovalentne i intermolekularne interakcije. Ako atom vodika ima vezu sa jednim od jako elektronegativnih elemenata (kao što su fosfor, kiseonik, hlor, azot), onda je u stanju da formira dodatnu vezu, nazvanu vodonik.
Mnogo je slabiji od svih gore navedenih vrsta veza (energija nije veća od 40 kJ/mol), ali se ne može zanemariti. Zato hidrogenska hemijska veza na dijagramu izgleda kao isprekidana linija.
Pojava vodonične veze je moguća zbog elektrostatičke interakcije donor-akceptor u isto vrijeme. Velika razlika u vrijednostimaelektronegativnost dovodi do pojave viška elektronske gustine na atomima O, N, F i drugih, kao i do njenog manjka na atomu vodonika. 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 nastati kako između susjednih molekula, na primjer, vode, karboksilnih kiselina, alkohola, amonijaka, tako i unutar molekula, na primjer, salicilne kiseline.
Prisustvo vodonične veze između molekula vode objašnjava niz njenih jedinstvenih fizičkih svojstava:
- Vrijednosti njegovog toplotnog kapaciteta, dielektrične konstante, tačaka ključanja i topljenja, u skladu sa proračunima, trebale bi biti mnogo manje od stvarnih, što se objašnjava vezanjem molekula i potrebom trošenja energija za razbijanje međumolekularnih vodoničnih veza.
- Za razliku od drugih supstanci, kada temperatura padne, volumen vode se povećava. To je zbog činjenice da molekuli zauzimaju određeni položaj u kristalnoj strukturi leda i da se udaljavaju jedan od drugog za dužinu vodikove veze.
Ova veza igra posebnu ulogu za žive organizme, jer njeno prisustvo u proteinskim molekulima određuje njihovu posebnu strukturu, a time i svojstva. Osim toga, nukleinske kiseline, koje čine dvostruku spiralu DNK, također su povezane precizno vodoničnim vezama.
Komunikacija u kristalima
Velika većina čvrstih materija ima kristalnu rešetku - posebnumeđusobni raspored čestica koje ih formiraju. U ovom slučaju se opaža trodimenzionalna periodičnost, a atomi, molekuli ili ioni se nalaze na čvorovima, koji su povezani zamišljenim linijama. U zavisnosti od prirode ovih čestica i veza između njih, sve kristalne strukture se dijele na atomske, molekularne, jonske i metalne.
U čvorovima jonske kristalne rešetke postoje kationi i anjoni. Štaviše, svaki od njih je okružen striktno određenim brojem jona sa samo suprotnim nabojem. Tipičan primjer je natrijum hlorid (NaCl). Oni imaju tendenciju da imaju visoke tačke topljenja i tvrdoću jer im je potrebno puno energije da se razbiju.
Molekuli supstanci formiranih kovalentnom vezom nalaze se na čvorovima molekularne kristalne rešetke (na primjer, I2). Oni su međusobno povezani slabom van der Waalsovom interakcijom, pa je takvu strukturu lako uništiti. Takva jedinjenja imaju niske tačke ključanja i topljenja.
Atomsku kristalnu rešetku formiraju atomi hemijskih elemenata sa visokim vrednostima valencije. Povezani su jakim kovalentnim vezama, što znači da supstance imaju visoke tačke ključanja, topljenja i veliku tvrdoću. Primjer je dijamant.
Dakle, sve vrste veza koje se nalaze u hemikalijama imaju svoje karakteristike, koje objašnjavaju zamršenost interakcije čestica u molekulima i supstancama. Svojstva jedinjenja zavise od njih. Oni određuju sve procese koji se dešavaju u okruženju.
