Kovalentna veza

Iz Vikipedije, slobodne enciklopedije
Skoči na: navigacija, pretraga
Формирање ковалентне везе H2 gde dva atoma vodonika dele dva elektrona.

Kovalentna veza se obrazuje između atoma nemetala, stvaranjem zajedničkih elektronskih parova.[1][2] Kovalentna veza može biti polarna, nepolarna i koordinantna (u zavisnosti od toga atomi kojih hemijskih elemenata stupaju u vezu).[3]

  • Nepolarna kovalentna veza podrazumeva da se elektronski parovi jednako privlače jezgru atoma u molekulu (O2,N2,CH4, ...)
  • Polarna kovalentna veza podrazumeva da elektronski par privlači više jedno jezgro atoma od drugog. (HCl, HF, HBr, ...)
  • Koordinantna veza podrazumeva da elektronski par daje samo jedan atom (donor), drugi atom se naziva akceptor (NO, SO2, SO3, ...)

Kovalentna veza je svojstvena po ujednačenijem učešću dva atoma nego kod jonske veze. Najprostija kovalentna veza je kod atoma vodonika, sistema sa dva protona i dva elektrona. Kako pojedinačni atomi prilaze jedan drugom, talasne funkcije elektrona postaju deformisane i koncentrisane u regionu između dva protona. Ukupno privlačenje elektrona svakom protonu je jače od odbijanja dva protona ili dva elektrona. Privlačna sila je dobijena od para elektrona, po jednog iz svakog atoma, sa naelektrisanjem koje je koncentrisano u regionu između dva atoma. Energija kovalentne veze u molekulu vodonika H2 je -4.48 eV.[4]

Princip isključenja dozvoljava da se dva elektrona nalaze u istom delu prostoru (tj. da budu u istom prostornom kvantnom stanju) samo kad imaju suprotne spinove. Kada su spinovi paralelni, princip isključenja ne dozvoljava molekularno stanje koje bi bilo najpovoljnije iz aspekata energije (sa oba elektrona u regionu između atoma). Suprotni spinovi su osnovni uslov za kovalentnu vezu, i ne mogu više od dva elektrona da učestvuju u takvoj vezi. Ipak, atom sa više elektrona u svojoj spoljnoj ljusci može da formira nekoliko kovalentnih veza. Spajanje atoma vodonika i ugljenika, od centralne važnosti u organskoj hemiji, je primer. U molekulu metana (CH4) atom ugljenika je u centru pravilnog tetraedra, sa atomom vodonika u svakom uglu. Atom ugljenika ima četiri elektrona u L ljusci, i svaki od ovih četiri elektrona formira kovalentnu vezu sa jednim od četiri atoma vodonika. Slični oblici se pojavljuju u još kompleksnijim organskim molekulima.[4]

Zbog uloge principa isključenja, kovalentne veze su veoma direkcione. U talasnoj funkciji molekula metana svaki od ugljenikovih četiri valentnih elektrona je u kombinaciji 2s i 2p talasnih funkcija što se naziva hibridna talasna funkcija. Verovatnoća nalaženja elektrona je najveća u temenima tetraedra. Ova simetrična raspodela umanjuje preklapanja talasnih funkcija za svaki par elektrona, a time smanjuje odbojnu potencijalnu energiju.[4]

Jonske i kovalentne veze predstavljaju dva ekstrema u molekularnom vezivanju, ali ne postoji oštra granica između ova dva tipa. Često se nalazi parcijalni transfer jednog ili više elektrona iz jednog atoma u drugi. Kao rezultat, mnogi molekuli sa različitim atomima, imaju momente električnog dipola, što je u stvari premoć pozitivnog naelektrisanja na jednom kraju i negativnog na drugom. Takvi molekuli su nazvani polarni molekuli. Molekuli vode imaju velike momente dipola; i to je razlog za izuzetno veliku dielektričnu konstantu tečne vode.[4]

Izvori[uredi]

  1. ^ Pauling, Linus (1988). General chemistry. Mineola, NY: Dover Publications, Inc. ISBN 0-486-65622-5. 
  2. ^ Campbell, Neil A.; Brad Williamson; Robin J. Heyden (2006). Biology: Exploring Life. Boston, Massachusetts: Pearson Prentice Hall. ISBN 0-13-250882-6. 
  3. ^ Sears, Francis Weston; Young, Hugh D.; Freedman, Roger A.; Ford, A. G. (2004). Sears and Zemansky's university physics: with modern physics. San Francisco: Pearson Addison Wesley. ISBN 0-8053-8684-X. 
  4. ^ a b v g Young & Freedman, University Physics, 11th Edition, ISBN 0-8053-8684-X

Literatura[uredi]

  • Sears, Francis Weston; Young, Hugh D.; Freedman, Roger A.; Ford, A. G. (2004). Sears and Zemansky's university physics: with modern physics. San Francisco: Pearson Addison Wesley. ISBN 0-8053-8684-X. 
  • Campbell, Neil A.; Brad Williamson; Robin J. Heyden (2006). Biology: Exploring Life. Boston, Massachusetts: Pearson Prentice Hall. ISBN 0-13-250882-6. 
  • Pauling, Linus (1988). General chemistry. Mineola, NY: Dover Publications, Inc. ISBN 0-486-65622-5.