Hemijska veza

S Vikipedije, slobodne enciklopedije

Hemijska veza je privlačna sila između dva atoma nastala interakcijom njihovih perifernih elektrona. Sila je mnogo jača od energije toplotnog kretanja tako da su atomi trajno vezani obrazujući stabilnu grupu - molekul. Elektroni su istog naelektrisanja pa bi trebalo da se odbijaju, međutim, u elektronskim orbitalama sparivanje njihovih spinova stabilizuje elektronske parove i ukupan efekat je obrazovanje stabilne veze.[1] Veza može nastati kao rezultat elektrostatičke sile privlačenja između suprotno naelektrisanih jona kao u jonskim vezama ili deljenjem elektrona kao u kovalentnim vezama. Snaga hemijskih veza znatno varira; postoje „jake veze“ ili „primarne veze“ kao što su kovalentne, jonske i metalne veze, i „slabe veze“ ili „sekundarne veze“ kao što su dipol-dipol interakcije, Londonova disperziona sila i vodonična veza.

Budući da se suprotni naboji privlače jednostavnom elektromagnetnom silom, negativno naelektrisani elektroni koji kruže oko jezgra i pozitivno naelektrisani protoni u jezgru privlače jedni druge. Elektron smešten između dva jezgra privući će oba, i jezgra će privući elektrone u ovom položaju. Ova privlačnost predstavlja hemijsku vezu. Zbog materijalno talasne prirode elektrona i njihove manje mase, oni moraju da zauzimaju mnogo veću količinu zapremine u poređenju sa jezgrima, a ova zapremina koju zauzimaju elektroni drži atomska jezgra u vezi na relativnoj udaljenosti, u odnosu na veličinu samih jezgara.

Pregled glavnih vrsta hemijskih veza[uredi | uredi izvor]

Hemijska veza je privlačnost između atoma. Ova privlačnost se može videti kao rezultat različitog ponašanja najudaljenijih ili valentnih elektrona atoma. Ova ponašanja se u raznim okolnostima neprimetno stapaju jedno u drugo, tako da između njih ne postoji jasna linija. Međutim, i dalje je korisno i uobičajeno razlikovati različite vrste veza, koje rezultiraju različitim svojstvima kondenzovane materije.

U najjednostavnijem pogledu na kovalentnu vezu, jedan ili više elektrona (često par elektrona) biva postavljen u prostor između dva atomska jezgra. Energija se oslobađa stvaranjem veza. To nije rezultat smanjenja potencijalne energije, jer privlačenje dva elektrona prema dva protona nadoknađuje odbijanje elektrona-elektrona i protona-protona. Umesto toga, oslobađanje energije (a time i stabilnost veze) proizlazi iz smanjenja kinetičke energije usled elektrona koji bivaju u prostornije raspoređenoj (tj. veće de Brojeve talasne dužine) orbitali u poređenju sa slučajem gde je svaki elektron ograničen bliže svom jezgru.[2] Ove veze postoje između dva određena atoma koja se mogu identifikovati i imaju pravac u prostoru, omogućavajući im da budu prikazane kao pojedinačne povezujuće linije između atoma na crtežima, ili modelovane kao štapići između sfera u modelima.

U polarnoj kovalentnoj vezi, jedan ili više elektrona su nejednako raspodeljeni između dva jezgra. Kovalentne veze često rezultiraju stvaranjem malih kolekcija bolje povezanih atoma koji se nazivaju molekuli, a koji su u čvrstim materijama i tečnostima vezani za druge molekule silama koje su često mnogo slabije od kovalentnih veza koje molekule međusobno drže zajedno. Takve slabe intermolekularne veze daju organskim molekularnim supstancama, kao što su voskovi i ulja, njihov mekani karakter i niske tačke topljenja (u tečnostima molekuli gube veći deo međusobno strukturiranih ili orijentisanih kontakata). Međutim, kada kovalentne veze povezuju duge lance atoma u velikim molekulima (kao u polimerima poput najlona) ili kada se kovalentne veze protežu u mrežama kroz čvrste materije koje nisu sastavljene od diskretnih molekula (kao što su dijamant ili kvarc ili silikatni minerali u mnogim tipovima stena) tada strukture koje rezultiraju mogu biti i jake i žilave, bar u pravcu pravilno orijentisanom mrežama kovalentnih veza. Takođe, tačke topljenja takvih kovalentnih polimera i mreža se znatno povećavaju.

U pojednostavljenom pogledu na jonsku vezu, vezujući elektron se uopšte ne deli, već se prenosi. U ovom tipu veze, spoljna atomska orbitala jednog atoma ima upražnjeno mesto što omogućava dodavanje jednog ili više elektrona. Ovi novododati elektroni potencijalno zauzimaju niže energetsko stanje (efektivno bliže većem nuklearnom naelektrisanju) nego što imaju u drugom atomu. Dakle, jedno jezgro nudi čvršće vezan položaj za elektron nego drugo jezgro, što rezultira time da jedan atom može da prenese elektron u drugi. Ovaj prenos dovodi do toga da jedan atom preuzima neto pozitivno naelektrisanje, a drugi preuzima neto negativno naelektrisanje. Veza je tada rezultat elektrostatične privlačnosti između pozitivno i negativno naelektrisanih jona. Jonske veze se mogu smatrati ekstremnim primerima polarizacije u kovalentnim vezama. Takve veze često nemaju posebnu orijentaciju u prostoru, jer su rezultat jednake elektrostatičke privlačnosti svakog jona za sve jone oko sebe. Jonske veze su jake (a samim tim jonskim supstancama su potrebne visoke temperature da bi se istopile), ali su i krte, jer su sile između jona kratkog dometa i ne mogu lako da premoste pukotine i prelome. Ova vrsta veze daje fizičke karakteristike kristala klasičnih mineralnih soli, kao što je kuhinjska so.

U manjoj meri pominjan tip vezivanja je metalna veza. U ovoj vrsti vezivanja, svaki atom u metalu donira jedan ili više elektrona u „more“ elektrona koje se nalaze između mnogih atoma metala. U ovom moru je svaki elektron slobodan (zahvaljujući svojoj talasnoj prirodi) da bude povezan sa velikim brojem atoma odjednom. Veza nastaje zato što atomi metala postaju donekle pozitivno naelektrisani zbog gubitka svojih elektrona, dok elektroni ostaju privučeni mnogim atomima, a da nisu deo bilo kog datog atoma. Metalna veza se može smatrati ekstremnim primerom delokalizacije elektrona u velikom sistemu kovalentnih veza, u kojem učestvuje svaki atom. Ova vrsta vezivanja je često vrlo jaka (što rezultira zateznom čvrstoćom metala). Međutim, metalne veze su kolektivnije po prirodi od drugih vrsta, te omogućavaju lakše deformacije metalnih kristala, jer se sastoje od atoma koji se međusobno privlače, ali ne na neki posebno orijentisan način. To rezultira kovnošću metala. Oblak elektrona u metalnoj vezi uzrokuje karakteristično dobru električnu i toplotnu provodljivost metala, kao i njihov blistavi sjaj koji reflektuje većinu frekvencija bele svetlosti.

Istorija[uredi | uredi izvor]

Rana nagađanja o prirodi hemijske veze, još od 12. veka, pretpostavljala su da se određenim tipovima hemijskih vrsta pridružuje tip hemijskog afiniteta. Godine 1704, ser Isak Njutn je izneo svoju teoriju atomskog povezivanja, u „Upitu 31” svog rada Optika, pri čemu se atomi međusobno vezuju nekom „silom”. Konkretno, nakon što je pomenuo razne popularne teorije koje su u to vreme bile u modi, o tome kako se atomi vezuju jedni za druge, odnosno „zakačeni atomi“, „pričvršćeni mirovanjem“ ili „grupisani zajedničkim kretanjem“, Njutn navodi da on bi radije zaključio iz njihove kohezije da se „čestice privlače jedna drugom silom, koja je u neposrednom kontaktu izuzetno jaka, na malim udaljenostima izvodi hemijske operacije i ne seže daleko od čestica sa bilo kakvim osetnim efektom“.

Godine 1819, na tragu pronalaska voltnog stuba, Jons Jakob Bercelijus je razvio teoriju hemijske kombinacije naglašavajući elektronegativne i elektropozitivne karakteristike atoma koji se kombinuju. Sredinom 19. veka Edvard Frankland, F.A. Kekule, A.S. Kuper, Alekander Butlerov i Herman Kolbe, nadovezujući se na teoriju radikala, razvili su teoriju valencije, prvobitno nazvanu „kombinovanje moći“, u kojoj su se jedinjenja spajala zbog privlačenja pozitivnih i negativnih polova. Godine 1904, Ričard Abeg je predložio svoje pravilo po kome je razlika između maksimalne i minimalne valencije elementa često osam. U ovom trenutku, valencija je još uvek bila empirijski broj zasnovan samo na hemijskim svojstvima.

Međutim, priroda atoma postala je jasnija otkrićem Ernesta Raderforda iz 1911. godine o atomskom jezgru okruženom elektronima, i Nil Borovim modelom elektronskih orbita iz 1913. godine. To je sugerisalo da elektroni određuju hemijsko ponašanje. Godine 1916, hemičar Gilbert Nj. Luis razvio je koncept veza elektronskih parova, u kojem dva atoma mogu deliti jedan do šest elektrona, stvarajući tako pojedinačnu elektronsku vezu, jednostruku vezu, dvostruku vezu ili trostruku vezu; po Levisovim rečima, „Elektron može činiti deo ljuske dva različita atoma i za njega se ne može reći da pripada isključivo jednom i drugom.“[3]

Takođe 1916. godine, Valter Kosel je izneo teoriju sličnu Luisovoj, samo što je njegov model pretpostavljao potpune prenose elektrona između atoma, i stoga je bio model jonskog vezivanja. Oboje, Luis i Kosel formirali su svoje modele vezivanja na bazi Abegovog pravila (1904).

Nils Bor je takođe predložio model hemijske veze 1913. Prema njegovom modelu za dvoatomski molekul, elektroni atoma molekula čine rotirajući prsten čija je ravan normalna na osu molekula i jednako udaljena od atomskih jezgara. Dinamička ravnoteža molekularnog sistema postiže se ravnotežom sila između sila privlačenja jezgara u ravan prstena elektrona i sila međusobnog odbijanja jezgara. Borov model hemijske veze uzeo je u obzir Kulonovu repulziju - elektroni u prstenu su na maksimalnoj udaljenosti jedan od drugog.[4][5]

Danski fizičar Ejvind Burov je 1927. godine izveo prvi matematički potpun kvantni opis jednostavne hemijske veze, tj. one koju je proizveo jedan elektron u molekularnom jonu vodonika, H2+.[6] Ovaj rad je pokazao da kvantni pristup hemijskim vezama može biti fundamentalno i kvantitativno tačan, ali korišćene matematičke metode nisu se mogle proširiti na molekule koji sadrže više od jednog elektrona. Praktičniji, iako manje kvantitativni pristup, iste godine su izneli Volter Hajtler i Fric London. Hajtler-Londonova metoda čini osnovu onoga što se danas naziva teorijom valentnih veza. Godine 1929, aproksimaciju molekularno-orbitalnog metoda linearne kombinacije atomskih orbitala (LCAO) uveo je ser Džon Lenard-Džouns, koji je takođe predložio metode za izvođenje elektronskih struktura molekula F2 (fluor) i O2 (kiseonik) iz osnovnih kvantnih principa. Ova molekularno orbitalna teorija predstavljala je kovalentnu vezu kao orbitalu formiranu kombinovanjem kvantno-mehaničkih Šredingerovih atomskih orbitala za koje se pretpostavlja da su elektroni u pojedinačnim atomima. Jednačine za vezivanje elektrona u višeelektronskim atomima nisu se mogle rešiti do matematičkog savršenstva (tj. analitički), ali aproksimacije za njih su ipak dale mnoga dobra kvalitativna predviđanja i rezultate. Većina kvantitativnih izračunavanja u savremenoj kvantnoj hemiji koriste valentnu vezu ili teoriju molekularnih orbitala kao polaznu osnovu, iako je treći pristup, teorija funkcionalne gustine, sve popularniji poslednjih godina.

Godine 1933, H. H. Džejms i A. S. Kulidž su izvršili proračun na molekulu dihidrogena koji je, za razliku od svih prethodnih proračuna koji su koristili samo funkcije udaljenosti elektrona od atomskog jezgra, koristio funkcije koje su takođe izričito dodale rastojanje između dva elektrona.[7] Sa do 13 podesivih parametara dobili su rezultat vrlo blizak eksperimentalnom rezultatu za energiju disocijacije. Kasnija proširenja su koristila do 54 parametra i dala su odličan sklad sa eksperimentima. Ovaj proračun je uverio naučnu zajednicu da kvantna teorija može da se složi sa eksperimentom. Međutim, ovaj pristup nema nijednu fizičku sliku valentne veze i teorije molekularnih orbitala i teško ga je proširiti na veće molekule.

Tipovi hemijskih veza[uredi | uredi izvor]

Dva osnovna tipa hemijske veze su jonska i kovalentna ali se u prirodi sreću i 'mešane' veze, t. j., one koje imaju delimično jonski i delimično kovalentni karakter.[8]

Jonska veza[uredi | uredi izvor]

Glavni članak: Jonska veza

Jonska veza se ostvaruje između atoma sa izrazito različitim afinitetom za elektron (različitim elektronegativnostima), recimo između alkalnih metala (koji lako otpuštaju elektron) i halogenih atoma (koji lako primaju elektron). Tada atom koji otpusti elektron postaje pozitivni jon a onaj koji ga prima negativni. Jonska je veza između natrijuma i hlora u kuhinjskoj soli, Na+Cl-. Jonska veza se često formira između atoma metala i nemetala.[9]

Kovalentna veza[uredi | uredi izvor]

Glavni članak: Kovalentna veza

Kovalentna veza nastaje između atoma koji imaju slične afinitete prema elektronu pa elektron koji učestvuje u stvaranju veze ostaje između atoma. Pošto svaki atom daje po jedan elektron (nekada može i više) onda dolazi do obrazovanja elektronskog para. Kovalentne veze formiraju prvenstveno atomi nemetala.[10]

Kovalentna veza može biti polarna i nepolarna. Ako su atomi baš isti (ili veoma slični) onda je nepolarna jer se centar elektronskog para nalazi na sredini između dva atoma. Ako su atomi različiti veza je polarna jer se središte elektronskog para pomera ka atomu sa većim afinitetom pa negde ima malo više pozitivnog a negde više negativnog naelektrisanja. U polarnoj vezi dolazi do razmicanja centara pozitivnog i negativnog naelektrisanja, dakle, dolazi do polarizacije. Nepolarna kovalentna veza je, recimo, u molekulu kiseonika, О2, a polarna u molekulu ugljenmonoksida, CO.

Metalna veza[uredi | uredi izvor]

Glavni članak: Metalna veza

Neke osobine metala (električna provodljivost, toplotna provodljivost) se ne mogu objasniti pomoću jonske i kovalentne veze. Zbog toga se kod metala pretpostavlja postojanje metalne veze. Metalna veza ima dvije teorije: (1) teorija slobodnog elektrona i (2) teorija elektronske vrpce.

Reference[uredi | uredi izvor]

  1. ^ Peter Atkins; Julio de Paula (2001). Physical Chemistry (7th izd.). W. H. Freeman. ISBN 0716735393. 
  2. ^ Rioux, F. (2001). „The Covalent Bond in H2”. The Chemical Educator. 6 (5): 288—290. S2CID 97871973. doi:10.1007/s00897010509a. 
  3. ^ Lewis, Gilbert N. (1916). „The Atom and the Molecule”. Journal of the American Chemical Society. 38 (4): 772. doi:10.1021/ja02261a002. Arhivirano iz originala 25. 11. 2013. g. Pristupljeno 02. 05. 2021.  a copy Arhivirano na sajtu Wayback Machine (18. april 2021)
  4. ^ Bor N. (1970). Izbrannыe naučnыe trudы (statьi 1909–1925). 1. M.: «Nauka». str. 133. 
  5. ^ Svidzinsky, Anatoly A.; Marlan O. Scully; Dudley R. Herschbach (2005). „Bohr's 1913 molecular model revisited”. Proceedings of the National Academy of Sciences. 102 (34 [1]): 11985—11988. Bibcode:2005PNAS..10211985S. PMC 1186029 Slobodan pristup. PMID 16103360. arXiv:physics/0508161 Slobodan pristup. doi:10.1073/pnas.0505778102. 
  6. ^ Laidler, K. J. (1993). The World of Physical ChemistryNeophodna slobodna registracija. Oxford University Press. str. 346. ISBN 978-0-19-855919-1. 
  7. ^ James, H.H.; Coolidge, A S. (1933). „The Ground State of the Hydrogen Molecule”. Journal of Chemical Physics. 1 (12): 825—835. Bibcode:1933JChPh...1..825J. doi:10.1063/1.1749252. 
  8. ^ Weinhold, F.; Landis, C. (2005). Valency and bonding. Cambridge. str. 96—100. ISBN 978-0-521-83128-4. 
  9. ^ Atkins 1997.
  10. ^ Lewis, Gilbert N. (1916). „The Atom and the Molecule”. Journal of the American Chemical Society. 38: 772. 

Literatura[uredi | uredi izvor]

  • Bor N. (1970). Izbrannыe naučnыe trudы (statьi 1909–1925). 1. M.: «Nauka». str. 133. 
  • Weinhold, F.; Landis, C. (2005). Valency and bonding. Cambridge. str. 96—100. ISBN 978-0-521-83128-4. 
  • Atkins, Peter; Jones, Loretta (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W. H. Freeman & Co. str. 294—295. ISBN 978-0-7167-3107-8. 

Spoljašnje veze[uredi | uredi izvor]

Hemijska veza na Vikimedijinoj ostavi.
Preuzeto iz „https://sr.wikipedia.org/w/index.php?title=Хемијска_веза&oldid=27736094”