Ковалентна веза

Из Википедије, слободне енциклопедије
Формирање ковалентне везе H2 где два атома водоника деле два електрона.

Ковалентна веза се образује између атома неметала, стварањем заједничких електронских парова.[1][2] Ковалентна веза може бити поларна, неполарна и координантна (у зависности од тога атоми којих хемијских елемената ступају у везу).[3]

  • Неполарна ковалентна веза подразумева да се електронски парови једнако привлаче језгру атома у молекулу (O2,N2,CH4, ...)
  • Поларна ковалентна веза подразумева да електронски пар привлачи више једно језгро атома од другог. (HCl, HF, HBr, ...)
  • Координантна веза подразумева да електронски пар даје само један атом (донор), други атом се назива акцептор (NO, SO2, SO3, ...)

Ковалентна веза је својствена по уједначенијем учешћу два атома него код јонске везе. Најпростија ковалентна веза је код атома водоника, система са два протона и два електрона. Како појединачни атоми прилазе један другом, таласне функције електрона постају деформисане и концентрисане у региону између два протона. Укупно привлачење електрона сваком протону је јаче од одбијања два протона или два електрона. Привлачна сила је добијена од пара електрона, по једног из сваког атома, са наелектрисањем које је концентрисано у региону између два атома. Енергија ковалентне везе у молекулу водоника H2 је -4.48 eV.[4]

Принцип искључења дозвољава да се два електрона налазе у истом делу простору (тј. да буду у истом просторном квантном стању) само кад имају супротне спинове. Када су спинови паралелни, принцип искључења не дозвољава молекуларно стање које би било најповољније из аспеката енергије (са оба електрона у региону између атома). Супротни спинови су основни услов за ковалентну везу, и не могу више од два електрона да учествују у таквој вези. Ипак, атом са више електрона у својој спољној љусци може да формира неколико ковалентних веза. Спајање атома водоника и угљеника, од централне важности у органској хемији, је пример. У молекулу метана (CH4) атом угљеника је у центру правилног тетраедра, са атомом водоника у сваком углу. Атом угљеника има четири електрона у L љусци, и сваки од ових четири електрона формира ковалентну везу са једним од четири атома водоника. Слични облици се појављују у још комплекснијим органским молекулима.[4]

Због улоге принципа искључења, ковалентне везе су веома дирекционе. У таласној функцији молекула метана сваки од угљеникових четири валентних електрона је у комбинацији 2s и 2p таласних функција што се назива хибридна таласна функција. Вероватноћа налажења електрона је највећа у теменима тетраедра. Ова симетрична расподела умањује преклапања таласних функција за сваки пар електрона, а тиме смањује одбојну потенцијалну енергију.[4]

Јонске и ковалентне везе представљају два екстрема у молекуларном везивању, али не постоји оштра граница између ова два типа. Често се налази парцијални трансфер једног или више електрона из једног атома у други. Као резултат, многи молекули са различитим атомима, имају моменте електричног дипола, што је у ствари премоћ позитивног наелектрисања на једном крају и негативног на другом. Такви молекули су названи поларни молекули. Молекули воде имају велике моменте дипола; и то је разлог за изузетно велику диелектричну константу течне воде.[4]

Извори[уреди]

  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. ^ а б в г Young & Freedman, University Physics, 11th Edition, ISBN 0-8053-8684-X

Литература[уреди]

  • 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.