Физика

за сваког по нешто

Јонска и ковалентна веза

Преузми Word документ

Од давних времена људи су покушавали да схвате каква је унутрашња структура супстанце.

Примери:

  • грумен кухињске соли – разбити у ситне делове
  • кап воде – распршити у још ситније капљице

Чини се да том ситњењу нема краја, али није тако. Ово уситњавање може да се врши до молекула. Молекули су најситнији делићи (најмање честице) који још увек задржавају особине посматраног тела.

Молекули се састоје од још ситнијих делића – атома. Молекули настају груписањем и повезивањем атома. Молекули су изграђени од истих или различитих атома, који су међусобно повезани међуатомским или хемијским везама.

Молекул је стабилнија конфигурација од атома. За разбијање молекула треба уложити неки рад (енергију) јер је енергија молекула мања од збира енергија његових саставних делова када се налазе у невезаном стању.

Енергија дисоцијације молекула – минимална енергија коју треба уложити да би се молекул разбио на атоме. Исто толико енергије се ослобађа када се атоми вежу у молекул.

У формирању хемијских веза међу атомима у молекулу учествују спољашњи електрони, електрони из последње подљуске у омотачу – валентни електрони.

Најједноставнији систем представљају молекули који се састоје од два атома (двоатомски молекули). Два основна типа хемијске везе су јонска и ковалента.

 

 

ЈОНСКА ВЕЗА

Јонска веза настаје између атома који један другом уступају електрон. Таква веза је типична за молекул који који чине атом из прве групе и атом из седме (седамнаесте – по новом) групе периодног система.

Атоми прве групе периодног система (пример: натријум) имају по један електрон валентни електрон – изражена тежња да отпусте тај валентни електрон.

Атомима седме групе периодног система (пример: хлор) недостаје један електрон да би имали стабилну конфигурацију – теже да да вежу за себе један електрон који ће попунити највишу подљуску.

Када су један атом из прве групе (Na) и један из атом из седме групе (Cl), довољно близу један другом, формираће молекул.

Пример:

Валентни електрон атома Na прећи ће у електронски омотач Cl:

На тај начин ће настати два јона са стабилном конфигурацијом:

Јоне Na+ и Cl везује јака електрична интеракција. Између јона постоји равнотежно стање. Ако се растојање између јона повећа, привлача електрична интеракција враћа ће јоне назад (у равнотежни положај). Ако је растојање између јона мање од равнотежног положаја, између јона делује одбојна сила. Ова сила има има квантно-механички карактер – када се јони превише приближе, долази до преклапањa електронских нивоа, на истој љусци би се нашло више електрона него што дозвољава Паулијев принцип.

 

КОВАЛЕНТНА ВЕЗА

Ковалентна веза је карактеристична за органска једињења или везивање атома исте врсте. Карактеристична је за органска једињења или везивање атома исте врсте. Приликом изградње ковалентне везе долази до укрштања орбитала, односно здруживања електрона, неки валентни електрони постају заједнички за интерагујуће атоме. Електрони различитог спина се удружују и праве заједничке молекулске орбитале. Електронски парови подједнако припадају и једном и другом атому у молекулу. Тако настаје нови систем (молекул), чија се својства битно разликују од својства атома од којих је настао.

Ковалентна веза може бити поларна (HCl, HF, HBr, …) и неполарна (O2,N2, …). Ако су атоми баш исти (или веома слични) онда је неполарна јер се центар електронског пара налази на средини између два атома. Ако су атоми различити веза је поларна јер се средиште електронског пара помера ка атому са већим афинитетом па негде има мало више позитивног а негде више негативног наелектрисања. У поларној вези долази до размицања центара позитивног и негативног наелектрисања, дакле, долази до поларизације.

Најпростија ковалентна веза је код атома водоника – систем са два протона и два електрона. Формирање ковалентне везе H2, где два атома водоника деле два електрона:

Принцип искључења дозвољава да се два електрона налазе у истом делу простору  само кад имају супротне спинове. 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 спољашној љусци може да формира неколико ковалентних веза.

Спајање атома водоника и угљеника, од централне важности у органској хемији. 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 сложенијим органским молекулима.

У квантној механици се показује да између два атома водоника, на растојањима реда Боровог радијуса, делује јака сила која се зове сила измене. Ако су спинови електрона антипаралелни, сила измене је привлачна, у супротном је одбојна. И у молекулу водоника постоји одређено равнотежно стање између атома. На већим растојањима доминантна је привлачна сила измене, а на растојањима мањим од равнотежног, јача је одбојна електрична интеракција између језгара атома.

 

 

 

Молекулски спектри