Ime i prezime autora Hemijske veze
Uvod
Posmatrajući ogroman broj jedinjenja čiji se kvalitativan i kvantitativan sastav ogleda
u njihovim različitim molekulskim formulama vidi se da su molekuli raznih jedinjenja
sastavljeni iz većeg ili manjeg broja različitih elemenata.
Iz empirijskih bruto-formula saznaje se samo iz kojih se elemenata sastoji supstancija
i kakav je atomski odnos u molekulu supstancije. Međutim, empirijske formule ne pokazuju
na koji su način atomi ili joni raspoređeni u molekulu i kakvim su silama privlačenja vezani.
Da bi se objasnila priroda međusobnih vezivanja atoma u molekulu i brojni odnos
sjedinjenih atoma u molekulu uveden je pojam hemijske veze.
Predmet ovog maturskog rada je pojam hemijske veze i vrste hemijskih veza. U radu
je objašnjena svaki tip hemijske veze ponaosob na praktičnom primjeru.
1
Ime i prezime autora Hemijske veze
1. Pojam i vrste hemijskih veza
Hemijska veza ukazuje na brojni odnos sjedinjenih atoma u molekulu i na prirodu sile
kojom se atomi međusobno drže u molekulu. Tumačenje prirode hemijske veze zasniva se na
produbljenim znanjima ne samo hemije već i fizike, tako da ona približava hemiju fizici.
Hemijska veza omogućava bolje razumijevanje hemijskih reakcija i u izvjesnoj mjeri dopušta
predviđanje novih.
Različiti tipovi hemijskih veza se mogu elektronski objasniti. Pri tome se dolazi do
jednog opšteg pravila: sjedinjujući se, svaki od atoma koji učestvuje u reakciji teži da
postigne spoljnu elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa koji mu je najbliži u periodnom
sistemu.
Najvažniji tipovi hemijskih veza su
1
:
1. Elektrovalentna (jonska) veza,
2. Kovalentna veza,
3. Semipolarna ili koordinativna veza,
4. Vodonična veza,
5. Vandervalsova veza ili sila i
6. Metalna veza.
O svakoj od navedenih vrsta hemijskih veza ću nešto više reći u daljem radu.
2. Elektrovalentna (jonska) veza
Teoriju elektrovalentne ili jonske veze dao je Kosel. Osim metala i nemetala
raspoređenih po grupama periodnog sistema označenih brojevima od 1 do 8 , u periodnom
sistemu se nalazi i jedna grupa elemenata označena sa 0. Najvažnija osobina te grupe
elemenata je da se ne jedine ni između sebe, a ni sa drugim elementima. Ova osobina se
najbolje može objasniti specijalnom elektronskom konfiguracijom njihovih atoma.
Raspored elektrona kod elemenata nulte grupe tj. plemenitih gasova je sledeći:
Plemeniti
gas
Prvi sloj
2.sloj
3.sloj
4.sloj
5.sloj
6.sloj
Redni br
Helijum
2
2
Neon
2
8
10
Argon
2
8
8
18
Kripton
2
8
18
8
36
Ksenon
2
8
18
18
8
54
Radon
2
8
18
32
18
8
86
1
Trpinac P., Opšta hemija, Obod, Cetinje 1977.
2
Ime i prezime autora Hemijske veze
joni se slažu pravilno u prostoru dajući kristal sastavljen iz jona (jonski kristal). Joni se ne
mogu beskonačno približiti jedni drugima u kristalu jer se pri većem približavanju pozitivno
naelektrisana jezgra jona odbijaju. Na jednom određenom rastojanju između katjona i anjona
u kristalu se uspostavlja ravnoteža između privlačenja i odbijanja. Joni se u kristalu ne kreću
slobodno u prostoru već se vrše samo oscilacije jona oko određenih ravnotežnih položaja.
Stoga električna struja kroz jonski kristal ne može da prolazi. Kada zagrijavanjem
elektrovalentnih jedinjenja sile privlačenja dovoljno oslabe dolazi do topljenja kristala i
slobodnog kretanja jona.
Kroz istopljeno elektrovalentno jedinjenje prolazi struja (elektroliza u istopljenom
stanju). Ako se nastavi dalje zagrijavanje, istopljeni kristal počinje da isparava. Sile
privlačenja u kristalu između katjona i anjona su jake i otuda su njihove temperature topljenja
i ključanja visoke. Elektronski slojevi jona sa oktetom (8 elektrona) nezavisni su u kristalu
jedan od drugoga i time se može objasniti zašto se joni iz kristala mogu, kada se rastvore u
tečnosti koja ima veliku dielektričku konstantu (H
2
O), lako odvajati i prelaziti u slobodno
pokretljive jone (elektrolitička disocijacija).
Ako se na šemi kristala kuhinjske soli posmatra raspored jona videće se da pojam
molekula predstavljen kao NaCl gubi svoj smisao jer se oko svakog jona natrijuma nalazi u
prostoru šest jona hlora i obrnuto. Prema tome, kristal natrijum – hlorida se može smatrati
kao jedan ogroman molekul (džinovski molekul ili makromolekul). Molekulski individualitet
NaCl se pojavljuje tek kada istopljeni natrijum – hlorid ispari.
Slično kao natrijum hlorid nastaje i magnezijum – hlorid. Magnezijum otpušta dva
elektrona i postaje pozitivno dvovalentan, a dva atoma hlora primaju svaki po jedan elektron i
postaju negativno jednovalentni. Valencija pozitivno dvovalentnog magnezijuma se označava
sa
ili
, a valencija hlora sa . U formulama se valencije jona ovako označavaju:
u magnezijum –hloridu sa
, u aluminijum – hloridu
itd.
Iz izloženog se jasno vidi da veličina pozitivnog naelektrisanja katjona zavisi od broja
otpuštenih elektrona, a veličina negativnog naelektrisanja anjona zavisi od broja primljenih
elektrona.
U svakom molekulu zbir pozitivnih i negativnih valencija mora biti jednak to jest
molekul mora biti elektroneutralan.
U većini jedinjenja kiseonik je negativno dvovalentan, a vodonik je pozitivno
jednovalentan. Ako se jedan atom vodonika spaja sa jednim atomom hlora, takav hlor je
negativno jednovalentan (HCl). Ako se jedan atom kiseonika jedini sa jednim atomom
magnezijuma, magnezijum će biti pozitivno dvovalentan. Ako jedno jedinjenje sadrži pored
vodonika i kiseonika još neki element, valencija ovog trećeg elementa se može lako odrediti
ako se zna da je vodonik pozitivno jednovalentan, a kiseonik negativno dvovalentan.
Evo jednog takvog primjera:
Kolika je na primjer valencija sumpora u sumpornoj kiselini H
2
SO
4
? U molekulu sumporne
kiseline ima dva atoma H koji imaju dvije pozitivne valencije, a 4 atoma kiseonika imaju
4
Ime i prezime autora Hemijske veze
osam negativnih valencija. Iz toga proizilazi da u sumpornoj kiselini mora biti još 6
pozitivnih valencija da bi molekul sumporne kiseline bio elektroneutralan.
Prema tome, sumpor je u sumpornoj kiselini pozitivno šestovalentan:
H
2
S O
4
- 8
Jedinjenja koja imaju elektrovalentnu vezu zovu se elektrovalentna jedinjenja i u njih
spadaju:
-
kiseline,
-
baze i
-
soli.
Da bi se shvatilo koje vrste jedinjenja spadaju u elektrolite, treba prethodno upoznati
važnije tipove oksida kao najjednostavnijih neorganskih jedinjenja iz kojih se izvode
elektroliti. Ako se ispišu oksidi elemenata treće periode po grupama uzimajući da je kiseonik
negativno dvovalentan, a da elementi imaju maksimalnu pozitivnu valenciju koja odgovara
broju grupe u periodnom sistemu dobija se:
Broj grupe
I
II
III
IV
V
VI
VII
Element
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Oksid
Na
2
O
MgO
Al
2
O
3
SiO
2
P
2
O
5
SO
3
Cl
2
O
7
Oksid sa
vodom daje
NaOH
Mg(OH)
2
Al(OH)
3
H
3
AlO
3
H
2
SiO
3
H
3
PO
4
H
2
SO
4
HclO
4
Vrsta
elektrolita
baza
baza
Amfoterni
hidroksid
kiselina
kiselina
kiselina
kiselina
Rastvaranjem oksida u vodi mogu nastati baze, kiseline i amfoterni hidroksidi. Tako,
na primjer oksidi metala natrijuma i magnezijuma s vodom baze, aluminijum – oksid daje
amfoterni aluminijum – hidroksid, tj. jedinjenje koje se ponaša i kao baza i kao kiselina, a
oksidi nemetala obično s vodom daju kiseline.
Prema tome, postoje uglavnom tri vrste oksida, a to su:
-
bazni,
-
kiseli i
-
amfoterni.
Kiseline sadrže u svom molekulu vodonikove jone, a baze hidroksilne jone.
Sjedinjavanjem kiselina i baza vrši se reakcija neutralizacije pri čemu nastaju so i voda:
Na
+
OH
-
+ H
+
Cl
-
= H
2
O + Na
+
Cl
–
Oksidi minerala bogati kiseonikom ili oksidi elemenata čija je pozitivna valencija
visoka su kiseli oksidi, a oksidi siromašni kiseonikom ili čiji elementi imaju nižu pozitivnu
valenciju biće bazni.
5
