Wikipedija

Kovalentna veza: razlika između inačica

Pregledaj povijest
← Starija izmjenaNovija izmjena →
Izbrisani sadržaj Dodani sadržaj
VizualnoWikitekst
m uklonjena promjena suradnika 77.46.130.48 (razgovor), vraćeno na posljednju inačicu suradnika PajoPajimir
Oznaka: brzo uklanjanje
m zamjena čarobnih ISBN poveznica predlošcima (mw:Requests for comment/Future of magic links) i/ili općeniti ispravci
Redak 1:
[[File:Minimalna energija.png|thumb|450px|Produkt CO<sub>2</sub> ima manje energije od reaktanata C + O<sub>2</sub>]]
*'''Kovalentna veza''' je jedna vrsta kemijske veze pri kojoj svaki atom daje po jedan elektron koji čine zajednički elektronski par koji pripada objema jezgrama i time povezuje atome. <ref>[http://struna.ihjj.hr/naziv/kovalentna-veza/3753/#naziv] Institut za hrvatski jezik i jezikoslovlje, Strukovno nazivlje: Kovalentna veza</ref>
 
==Nastanak kemijskih veza==
U prirodi sve teži minimalnoj energiji. Tako je i energija nekog kemijskog spoja manja od zbroja energija pojedinačnih elemenata (vidi dijagram). Povezivanjem atoma kemijskim vezama u spojeve nastaje stanje '''minimalne energije'''. Kemijska veza je zapravo [[Sila|sila]] koja povezuje atome u nekoj [[Molekula|molekuli]] ili strukturi. Kemijskih veza ima više vrsta a koja će kemijska veza povezati atome ovisi o građi samih atoma i njihovim svojstvima. Dva su temeljna načina kako se atomi povezuju a uvijek se radi o tome da se [[Elektron|elektronielektron]]i atoma pregrupiraju. Atom može potpuno predati ili primiti jedan ili više elektrona (ionska veza), alternativno, dva atoma mogu dijeliti elektrone (kovalentna veza).
 
Gilbert Newton Lewis je predložio prikaz nastajanja kemijske veze simbolom atoma i točkicama koje predstavljaju vanjske ili valentne elektrone. Lewis je pretpostavio da svaki atom teži '''oktetnoj elektronskoj konfiguraciji''', po uzoru na [[Plemeniti plinovi|plemenite plinove]], osim helija koji ima dubletnu konfiguraciju. Takva konfiguracija istovremeno ima najmanju [[Energija|energiju]].<ref name="Hab"> Habuš, Tomašić, Liber: Opća kemija 1, 1. izd., Profil, Zagreb, 2014., {{ISBN |978-953-12-1434-6}}, str. 102.</ref>
 
==Kovalentna veza između istovrsnih atoma==
Redak 13:
[[File:Gustoća elektrona.png|thumb|250px|Gustoća elektrona molekule H2]]
Kovalentna veza povezuje atome [[Nemetali|nemetala]].
Atomi nemetala imaju veliku [[Energija ionizacije|energiju ionizacije]] i imaju velik [[Elektronski afinitet|elektronski afinitet]], teško gube elektron, zato se takvi atomi povezuju preko zajedničkih elektronskih parova.
Primjer je nastanak molekule klora, Cl<sub>2</sub>:
 
Svaki atom klora ima po sedam elektrona a jedan od elektrona atom daje u vezni i zajednički elektronski par. Podjelom zajedničkog elektronskog para oba su atoma postigla stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina [[Argon|argonaargon]]a, dijeljenjem elektrona svaki atom ih ima po osam.
 
Približavanjem dva atoma klora njihove atomske orbitale se preklapaju i nastaje procesom [[Hibridizacija orbitala|hibridizacije]] zajednička '''molekulska orbitala''' koja sadrži vezni elektronski par, tako je nastala '''jednostruka kovalentna veza'''. U molekuli klora svaki atom ima također po tri nevezna elektronska para (crtež).
Redak 26:
 
Atomi imaju [[Elektronska konfiguracija|elektronsku konfiguraciju]] vanjske valentne ljuske koju možemo pročitati u [[Periodni sustav elemenata|periodnom sustavu elemenata]]. Približavanjem atoma njihove vanjske ljuske se počnu preklapati. Zajednički elektronski par kovalentne veze nastane u zajedničkoj molekulskoj orbitali, koja je nastala od pojedinačnih atomskih orbitala. Eksperimentalna potvrda da su parovi podijeljeni najbolje dolazi od difrakcije rentgenskih zraka. Slika uz tekst prikazuje raspored gustoće elektrona oko dvije jezgre atoma vodika u molekuli vodika. Krivulje povezuju područja iste gustoće elektrona. Najveća gustoća je oko samih jezgri a posebno je gustoća elektrona velika između dvije atomske jezgre. Elektronski par se nalazi između dvije pozitivno nabijene jezgre, on privlači obje jezgre i djeluje kao neka vrsta "elektrostatskog ljepila". To je osnovni razlog jakosti kovalentnih veza i stabilnosti molekula.
<ref name="Atk"> P. W. Atkins, M. J. Clugston: Načela fizikalne kemije, Školska knjiga, Zagreb, 1996., {{ISBN |953-0-30908-2}}, str. 34-43 </ref>
 
==Kovalentna veza između raznovrsnih atoma==
Redak 32:
Pogledajmo kako nastaju spojevi klora, kisika, dušika i ugljika s vodikom.
 
*Svi [[Halogeni elementi|halogeni elementi]] s vodikom čine halogenovodike, molekule u kojima je uvijek vezan jedan atom halogenog elementa s atomom vodika jednostrukom vezom. Atom klora u ovom primjeru udružuje jedan elektron, atom vodika također udružuje jedan elektron u zajednički vezni par.
 
*Atom kisika iz [[Halkogeni elementi|16. skupine elemenata]] periodnog sustava ima u valentnoj ljusci šest elektrona, zato mora s dvama atomima vodika načiniti dva vezna elektronska para, tako nastaju dvije jednostruke veze. Time je atom kisika ostvario oktet, atomi vodika su ostvarili dublet a zajedno tri atoma imaju najnižu moguću energiju.
*Atom [[Ugljik|ugljikadušik]]a ima u valentnoj ljusci četiripet elektrona i zato mora s četrimatrima atomima vodika načiniti četiritri vezna elektronska para, tako nastaju četiritri jednostruke veze. Time je atom ugljikadušika ostvario oktet, atomi vodika su ostvarili dublet a zajedno petčetiri atoma imaju najnižu moguću energiju.▼
 
*Atom [[Dušik|dušikaugljik]]a ima u valentnoj ljusci petčetiri elektrona i zato mora s trimačetrima atomima vodika načiniti tričetiri vezna elektronska para, tako nastaju tričetiri jednostruke veze. Time je atom dušikaugljika ostvario oktet, atomi vodika su ostvarili dublet a zajedno četiripet atoma imaju najnižu moguću energiju.
 
▲*Atom [[Ugljik|ugljika]] ima u valentnoj ljusci četiri elektrona i zato mora s četrima atomima vodika načiniti četiri vezna elektronska para, tako nastaju četiri jednostruke veze. Time je atom ugljika ostvario oktet, atomi vodika su ostvarili dublet a zajedno pet atoma imaju najnižu moguću energiju.
 
Kovalentne kemijske veze između raznovrsnih atoma još se nazivaju heteronuklearne i također one su '''[[Polarnost|polarne]]'''.<ref name="Hab"/>
Line 44 ⟶ 41:
==Usmjerenost kovalentne veze u prostoru==
[[File:Usmjerenost kovalentnih veza.png|thumb|500px|Usmjerenost kovalentnih veza]]
Središnji atom neke molekule najčešće je okružen s ukupno četri elektronska para čime taj atom postiže oktetnu konfiguraciju. Ugljik u molekuli [[Metan|metanametan]]a vezan je s četirima atomima vodika s četirima veznim elektronskim parovima. [[Dušik]] u molekuli [[Amonijak|amonijakaamonijak]]a vezan je s trima veznim parovima a ima i jedan elektronski par koji ne sudjeluje u stvaranju kemijske veze. [[Kisik]] je u molekuli vode vezan s dvama veznim elektronskim parovima a ima i dva elektronska para koji ne sudjeluju u kemijskoj vezi.
 
O broju atoma u molekuli kao i o broju veznih i neveznih elektronskih parova oko središnjeg atoma, ovise i međusobni položaji atoma u prostoru i kutovi između kovalentnih veza.
Line 81 ⟶ 78:
[[File:Ethylene-HOMO-0.120-Spartan-3D-balls.png|left|mini|350px|Elektronski oblaci dvostruke kovalentne veze u molekuli etena: prvi par elektrona je između dviju jezgara a drugi je par raspodijeljen iznad i ispod ravnine molekule]]
 
Molekula [[Eten|etenaeten]]a (H<sub>2</sub>C=CH<sub>2</sub>) je jednostavni primjer molekule s dvostrukom vezom. Istraživanja građe molekule etena pokazala su da je ta molekula planarna tj. svi atomi leže u jednoj ravnini. Kovalentne veze međusobno zatvaraju kut od 120°. Kada se atomi vežu dvostrukom vezom, u vezi sudjeluju dva para elektrona. Jedna veza ostvaruje se preklapanjem elektronskih oblaka uzduž osi molekule. Druga veza, odnosno elektronski oblak koji pripada drugom paru elektrona, rasprostire se iznad i ispod ravnine što je čine ugljikovi i vodikovi atomi. [[Elektronski omotač atoma|Elektronski oblak]] tog drugog para elektrona je manje gustoće (više je udaljen od jezgara) pa je dvostruka veza slabija od dvije jednostruke. Zato ugljikovodici s dvostrukim vezama lakše stupaju u kemijske reakcije od onih s jednostrukim vezama. Također je utvrđeno da dijelovi molekule oko dvostruke kovalentne veze ne mogu rotirati dok za rotaciju dijelova molekule oko jednostruke veze nema prepreka.
 
Molekula etina (H−C≡C−H) je primjer spoja s trostrukom kovalentnom vezom. Energija trostruke veze je također manja od tri jednostruke. Energija jednostruke veze C−C je 335 kJ/mol, dvostruke C=C veze je 610 kJ/mol a trostruke C≡C veze 836 kJ/mol. Zato su ugljikovi spojevi s trostrukom vezom još reaktivniji od spojeva s dvostrukim vezama. <ref> Sikirica, Korpar, Čolig: Kemija s vježbama 1, Školska knjiga, Zagreb, 2000., ISBN 953-0-20540-6, str. 122-124 </ref>▼
 
▲Molekula etina (H−C≡C−H) je primjer spoja s trostrukom kovalentnom vezom. Energija trostruke veze je također manja od tri jednostruke. Energija jednostruke veze C−C je 335 kJ/mol, dvostruke C=C veze je 610 kJ/mol a trostruke C≡C veze 836 kJ/mol. Zato su ugljikovi spojevi s trostrukom vezom još reaktivniji od spojeva s dvostrukim vezama. <ref> Sikirica, Korpar, Čolig: Kemija s vježbama 1, Školska knjiga, Zagreb, 2000., {{ISBN |953-0-20540-6}}, str. 122-124 </ref>
 
Kod nastajanja kovalentne veze atomske orbitale dvaju atoma ulaze jedna u drugu, stoga je udaljenost između jezgara povezanih atoma uvijek manja od zbroja polumjera atoma. Udaljenost između jezgara atoma u molekuli naziva se '''duljinom kovalentne veze'''.
Line 92 ⟶ 88:
==Polarnost kovalentne veze==
[[File:Dipoli acqua.png|mini|right|270px|Polarnost molekule vode]]
[[Elektronegativnost]] atom je njegova sposobnosti da privuče elektronski par koji unutar molekule dijeli s drugim atomom u kovalentnoj vezi. <ref>[http://www.enciklopedija.hr/Natuknica.aspx?ID=17643] Leksikografski zavod Miroslav Krleža, Hrvatska enciklopedija, mrežno izdanje: Elektronegativnost, Pristupljeno 31.3.2017. </ref>
 
Kovalentna veza zato može biti [[Polarnost|nepolarna i polarna]]. U nepolarnoj vezi između dva jednaka atoma (H<sub>2</sub>, O<sub>2</sub>, N<sub>2</sub>) nema preraspodjele naboja i atomi su električno neutralni. Veza postaje polarna kada stvaranje veze ostavlja djelomične naboje na atomima. Molekula [[Klorovodik|klorovodikaklorovodik]]a ima polarnu kovalentnu vezu jer dolazi do malog pomaka elektrona prema atomu klora i nastaje:<math>\quad \mathrm{H^{\delta +}-Cl^{\delta -}}\quad</math> (δ je oznaka male vrijednosti). To se događa zato jer atomi klor i vodik imaju različitu elektronegativnost, sposobnost privlačenja zajedničkog elektronskog para. Sličan pomak događa se i u molekuli vode:<math>\quad \mathrm{H^{\delta +}-O^{\delta -}-H^{\delta +}}\quad</math>. Polarnost veze znači da veza nije čisto kovalentna već ima dio [[Ion|ionskogion]]skog karaktera.
 
Mjera za [[Elektronegativnost|elektronegativnost]] atoma je koeficijent elektronegativnosti, χ (grčko hi), koji može imati vrijednost do 4,0. Vrijednosti koeficijenta elektronegativnosti izračunavaju se iz energije ionizacije i elektronskog afiniteta nekog atoma.
{|class="wikitable"
!colspan="7" |Elektronegativnost nekih atoma
Line 107 ⟶ 103:
|}
 
Elektronegativnosti atoma omogućuju nam predviđanje stupnja polarnosti veza. Razlika elektronegativnosti kisika i vodika dovodi do pomaka elektrona prema kisiku, težišta pozitivnog i negativnog naboja u molekuli nisu na istom mjestu, molekula je polarna i ponaša se kao [[Dipol|dipol]] (vidi sliku). Zato je voda izrazito polarno otapalo. Mjera polarnosti neke molekule je veličina nazvana [[Dipolni moment|dipolni moment]]. <ref name="Atk"/>
 
Važno je reći da polarnost molekula izrazito utječe na cijeli niz svojstava tvari: talište, vrelište, agregatno stanje, gustoća, svojstvo topljivosti, hidratacija...
Dobavljeno iz "https://hr.wikipedia.org/wiki/Kovalentna_veza"