UNIVERZITET U TRAVNIKU

FARMACEUTSKO ZDRAVSTVENI FAKULTET

Smjer: Radiologija

HEMIJSKE VEZE

Student Mentor

Dragoslav Rakita Profesor Docent Dr.sci.

102/12 Asim Ibrahimagić

13.11.2012

1

Sadržaj

1. Uvod 3

2. Hemijske veze 4

2.1. Ionska veza 5

2.2. Kovalentna veza 7

2.2.1. Elektronegativnost 12

2.2.2. Koordinativna (donorsko-aceptorska) kovalentna veza 14

2.3. Metalna veza 14

2.4. Van der Waalsova veza 16

2.5. Vodikova veza 16

3. Zaključak 19

4. Literatura 20

2

1. Uvod

Atom je osnovna građevna jedinica tvari i najsitnija čestica elementa koja može hemijski

reagovati, tj. stvarati hemijske spojeve, a izgrađen je od atomske jezgre i elektronskog omotača i

nema naelektrisanje. Sama atomska jezgra je sačinjena od pozitivno naelektrisanih protona i

nenaelektrisanih (neutralnih) neutrona. Elektronski omotač izgrađuju negativno naelektrisani

elektroni. Elektroni se u određenim putanjama (ljuskama) kreću u orbiti oko jezgre atoma i sa

eletronima drugih atoma prave spojeve koji se nazivaju hemijske veze.

Elementi se međusobno jedine stvarajući jedinjenja. Svet kakav poznajemo sastoji se iz miliona

različitih jedinjenja.

Da bi se “konstruisao” neki element potrebno je da dva ili više atoma stupe u kontakt i razmejne

svoje elektrone. Od toga da li atom predaje (gubi) svoje elektrone, prima od drugog atoma ili

zajedno čine elektronski par, zavisi koji koja se hemiska veza dešava. To može biti ionska,

kovalentna, metalna, itd.

3

2. Hemijske veze

Hemijska veza je privlačna sila između dva atoma nastala interakcijom njihovih

perifernih elektrona. A to znači da hemijske veze i spojevi među elektronima nastaju kada se

spoje dva ili više elektrona. Spoj koji tako nastane je stabilan jedino ako je ukupna energija

povezanih atoma manja od energije razdvojenih atoma. Sila je mnogo jača od energije toplotnog

kreatnja 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

Pojednostavljeno, hemijske veze su sile koje drže zajedno atome u hemijskom jedinjenju. Za

razlaganje tih atoma potrebno je utrošiti energiju, dok vezivanje snižava potencijalnu energiju

jedinjenja u odnosu na atome.

Slika 1

Veza koja nastane kao posljedica privlačenja dva ili više elektrona u spoj se zove hemijska veza.

Dva osnovna tipa hemijske veze su ionska i kovalenta ali se u prirodi sreću i „mješane“ veze, tj.,

one koje imaju delimično ionski i delimično kovalentni karakter. Ostale vrste hemijskih veza su

metalna, koordinativna , vodonikova, van der Waalsova.

1 Wikipedia-Slobodna enciklopedija na internetu, http://sh.wikipedia.org/wiki/Hemijska_veza4

Građenje hemijske veze UVIJEK oslobađa energiju.

Raskidanje hemijske veze UVIJEK troši energiju.

NEMA IZUZETAKA!

2.1. Ionska veza

Ionizacija je proces u kojem atom gubi valentni elektron iz svoje poslednje elektronske ljuske.

Pošto atom gubi elektron, postaje pozitivni ion (jer sad ima više protona od elektrona). Elektron

koji se oslobodio iz posljednje ljuske se zove slobodni elektron.

Kada slobodni elektron izgubi dio energije i dođe u vanjsku elektronsku ljusku neutralnog

atoma, atom postaje električno negativno nabijen (jer sad ima više elektrona od protona) i postaje

negativni ion2.

Ionska veza (heteropolarna veza) nastaje prenosom jednog ili više elektrona sa jednog atoma na

drugi. Ionska veza nastaje između atoma na lijevoj i atoma na desnoj strani periodnog sistema

elemenata (između metala i nemetala).Kao primjer, oznaka za pozitivni ion vodonika je H+, a za

negativni ion vodonika H-. Tipičan primjer je NaCl, gdje atom natrijuma predaje elekton iz

vanjske ljuske atomu hlora. Na taj način oba atoma postižu konfiguraciju plemenitog plina uz

nastajanje dva iona: kationa Na+ i aniona Cl-. 

Primer: Natrijum je izrazit metal, a hlor izrazit nemetal. Ove dvije čestice se elektrostatički

privlače formirajući kristalnu rešetku. Dakle, ne

radi se striktno o molekuli NaCl već o nakupini

iona, odnosno kristalu. Zbog jakog električnog

privlačenja spojevi s ionskom vezom su čvrste

supstance, imaju visoku tvrdoću i visoku tačku

topljenja. Ionski spojevi rastvaranjem u vodi

razlažu se na ione, pa njihovi rastvori provode

električnu struju. Njihove taline također provode

električnu struju, jer su u talini prisutni ioni.3

Slika 2. Kristalna rešetka NaCl

Slika 3. Luisov model ionske veze.

Karakteristike ionskih spojeva:

2 Principles of Electric Circuits, 7th edition, Thomas I. Floyd, Prentice Hall, страна 263 Wikipedia-slobodna enciklopedija na internetu, http://bs.wikipedia.org/wiki/Ionska_veza

5

- grade kristalne rešetke koje su vrlo stabilne

- imaju visoko talište

- teško se deformišu

- topljivi su u vodi, pri čemu nastaju hidratizovani ioni

- vodene otopine ionskih spojeva su vodiči II reda

Atomi metala otpuštaju elektrone koje primaju atomi nemetala. Broj primljenih elektrona jednak

je broju otpuštenih elektrona. Ovaj proces otpuštanja i primanja elektrona naziva se oksido-

redukcija, a ponekad i jednostavno oksidacija.

Atom natrijuma u valentnom nivou sadrži jedan, a hlor sedam elektrona. Prilikom sudara atoma

natrijuma i hlora, hlor privlači i prima valentni elektron natrijuma kako bi postigao oktet

elektrona. Stabilan oktet elektrona natrijum postiže otpuštanjem jednog elektrona, jer u L sloju

ima osam elektrona. Potpunim prelaskom elektrona sa atoma natrijuma (metal) na atom hlora

(nemetal) dobijaju se naelektrisane čestice - ioni. Atom natrijuma ostaje pozitivno naelektrisan, a

atom hlora negativno naelektrisan ion. Između nastalih iona deluju elektrostatičke sile

privlačenja. Ostvarena veza između atoma natrijuma i hlora, odnosno između izrazitog metala i

izrazitog nemetala naziva se ionska veza. Ioni natrijuma i hlora su u prostoru pravilno

raspoređeni. Kod natrijum-hlorida, atom natrijuma daje svoj 3s elektron atomu hlora,

popunjavajući prazninu u 3p nivou (podljusci) hlora. Odvajanje 3s elektrona od neutralnog

atoma natrijuma zahtjeva 5,138 eV energije; ovo je poznato kao energija

ionizacije ili ionizacioni potencijal natrijuma. Neutralni atom hlora može da privuče jedan

elektron u prazninu u 3p nivou, time se delimično pridružio ostalim elektronima i tako je

privučen ka jezgru. Ovakvo stanje ima 3,613 eV manje energije nego neutralni atom hlora i

jedan slobodan elektron; 3.613 eV je veličina afiniteta hlora prema elektronu. Prema tome

stvaranje razdvojenih Na+ i Cl- iona zahteva unos od 5,138 eV - 3,613 eV = 1,525 eV. Kad se

dva suprotno naelektrisana iona približe međusobnom interakcijom, veličina njihove negativne

potencijalne energije je određena time koliko se oni približe jedan drugom. Ovo je ipak,

ograničeno principom isključenja, koji zabranjuje široko preklapanje elektronskih omotača dva

iona. Kako se rastojanje smanjuje, princip isključenja remeti elektronske omotače, pa ioni više

ne djeluju kao tačkasta naelektrisanja i djelovanje postaje odbojno. Minimalna potencijalna

energija NaCl molekula iznosi -5,7 eV na rastojanju 0,24 nm. Energija oslobođena prilikom

stvaranja iona i prilikom njihovog približavanja do stanja ravnoteže na rastojanju od 0,24 nm je

5,7eV - 1,525eV ≈ 4,2eV. Prema tome, ako se kinetička energija iona zanemari, 4,2 eV je

energija veze molekula NaCl, energija koja je potrebna da se molekul soli veže na pojedinačne

6

neutralne atome hlora i natrijuma4. Nema pojedinačnih molekula nastalih ionskom vezom, već

postoje skupine kationa i aniona povezane u kristalne rešetke!

Slika 4. Kristalna rešetka

U ionskim jedinjenjima, elektrostatičke sile izmedju naelektrisanih vrsta (aniona i kationa) su

vrlo jake što je razlog da ova jedinjenja imaju veoma visoke tačke topljenja, i tačke ključanja.

2.2. Kovalentna veza

Atomi svih plemenitih gasova, osim helija, u svojoj vanjskoj ljusci imaju osam elektrona i to

stanje se naziva oktet, dok atom helija sa svoja dva atoma čini dublet. Zbog takve elektronske

konfiguracije oni su stabilni i ne reaguju sa atomima drugih elemenata. Gilbert N. Lewis

predložio je prikaz atoma u kojem je simbolom elementa označio jezgru i sve elektrone osim

valentnih elektrona koje je označio tačkicama.

Slika 5. Luisove oznake valentnih elektrona

4 Skripta predavanja Fiziške hemije br. 3, Poljoprivredni fakultet, Zemun, 19937

Svaka perioda periodnog sistema započinje metalom, a završava plemenitim gasom čiji atomi

imaju oktetnu elektronsku konfiguraciju. Luis je pretpostavio da vezanje atoma u molekulu

nastaje zbog težnje svakog atoma da postigne elektronsku konfiguraciju njemu najbližeg

plemenitog gasa. Takva konfiguracija atoma je energetski najpovoljnija jer je to stanje sa

najnižom energijom. Sposobnost spajanja nekog atoma s drugim istovrsnim ili različitim

atomima zove se valencija, a ona je određena elektronima u vanjskim orbitalama (valentnim) pa

se i ti elektroni zovu valentni elektroni. Elektroni kojima je moguće prelaženje s jednog atoma na

drugi, nalaze se u vanjskim ljuskama, koje se još zovu i valentne ljuske (valentne orbitale).

Kovalentna ili atomska (homeopolarna) veza najprostije rečeno nastaje kada dva atoma dijele, tj.

zajednički posjeduju elektronski par ili više parova u hemijskoj vezi, i na taj način postižu

stabilnu stabilnu konfiguraciju inertnih gasova. Karakteristike kovalentne veze su valentnost,

zasićenost i usmjerenost. Valentnost je svojstvo atoma da tvori hemijsku vezu. Zasićenost

kovalentne se pokazuje u postizanju energijski najpovoljnije elektronske konfiguracije

kovalentnog spoja. kovalentna veza pokazuje izrazitu usmjerenost. Svojstvo usmjerenosti

najčešće vodi do visoke simetrije kovalentnih spojeva.

Kovalentna veza se ostvaruje bez utroška energije za potpuni prelaz elektrona sa jednog na drugi

atom. Kovalentnom vezom se spajaju atomi nemetala na taj način da čine zajednički elektronski

par (ili više njih) tako da svaki učesnik veze, tj., element daje po jedan elektron u zajednički par.

U toj situaciji elektronski par pripada i jednoj i drugoj jezgri.

Slika 5. Kovalentna veza između 1. atoma Ugljika (C) i 4 atoma Vodika(4H) koja daje jedan

molekul metana (CH4)

Zajednički elektronski par (kovalencija) prikazuje se crticom – npr. H-H. Spajanjem atoma ovom

vezom nastaju molekuli. Lewis-ova struktura prikazuje molekul sa simbolima elementa, vezu

kao liniju i tačke kao slobodni elektronski par.

Postoje jednostruke veze:

8

Dvostruke veze (višestruke):

Trostruke veze:

Eksperimentalni dokazi o tome da su elektronski parovi podeljeni dobijeni su primenom raznih

metoda. Postavlja se pitanje: zašto dva ista atoma formiraju molekul?

I faza: Atomi su daleko i medjusobno se ne privlače.

II faza: Kako se atomi privlače, jezgro

jednog počinje da privlači elektrone

drugog → ta privlačna interakcija dovodi

do pada potencijalne energije. U isto

vreme, dešava se i medjusobno odbijanje

jezgara, kao i odbijanje elektronskih

oblaka. Na nekom internuklearnom

rastojanju, postignuto je maksimalno

privlačenje, nasuprot rastućem odbijanju

→ sistem je na minimumu energije. Ovo

uzajamno privlačenje izmedju jezgara i

elektronskih oblaka dovelo je do stvaranja kovalentne veze.

Jedinjenja sa kovalentnom vezom obično su slabi provodnici električne struje (slabi elektroliti ili

neelektroliti). Kovalentna veza je klasiča izuzetno jaka hemijska veza. Supstance najveće tvrdoće

su kovalentne (dijamant, bor-nitrid).

Teorija valentnih struktura pomoću hibridizacije - mješanja valentnih atomskih orbitala (Linus

Pauling 1931.), objasnila je valentnost, usmjerenost i zasićenost kovalentne veze. Tako se kod

strukturesilicij(IV)-fluorida (SiF4) mješaju jedna s i tri p orbitale silicijeva atoma, pa nastaju

četiri sp3 hibrida, koji vežu četiri atoma fluorida, a tako nastale veze usmjerene su u uglove

tetraedra, jer je to energijski optimalna elektronska i geometrijska struktura molekule za

sp3 hibridizaciju.

Teorija molekulskih orbitala također uspješno je rastumačila hemijske veze (i strukture

molekula) kao i teoriju valentnih struktura, a naročito je pogodna za proučavanje veza vrlo

složenih molekularnih struktura. Prema teoriji molekulskih orbitala moguće je kombinirati

atomske orbitale njihovim zbrajanjem ili oduzimanjem. Zbrajanjem se dobivaju vezne, a

9

odbijanjem protuvezne molekularne orbitale. U svaku molekularnu orbiatlu mogu se smjestiti

najviše dva elektrona. Vezne orbitale opisuju vezu i doprinose stabilnosti molekule. Ako

elektroni moraju ući u protuvezne orbitale, njihov je doprinos negativan; destabiliziraju vezu i

molekularnu strukturu. Molekularne orbitale je moguće svrstati u dvije skupine:

- homonuklaerne veze od jednakih atoma koji tvore molekularne orbitale

- heteronuklaerne veze od nejednakih atoma koji tvore molekularne orbitale.

Homonuklaerni kovalentni spojevi imaju tačno određenu strukturu i geometrijski oblik zbog

usmjerenosti i krutosti kovalentne veze. Privlačne sile između molekula homopolarnih

(homonuklaernih) spojeva vrlo slabe. Takvi su spojevi na sobnoj temperaturi plinovi (H2, O2,

N2) . Postoje izuzeci - dijamant.

Formule molekula pišu se pomoću valenci slično formulama ionskih jedinjenja. Tako jedinjenje

trovalentnog azota i peterovalentnog kiseonika ima formulu N2O3. Ime ovog jedinjenja jeste

azot(III)oksid. Broj u zagradi označava valencu azota, jer nemetali u kovalentim jedinjenjima

imaju često više valenci. Međutim za kovalentna jedinjenja

sigurnije je pisati Lewisove strukturne formule, jer, kao što vidimo

formula ovog jedinjenja je C2H6, te bi mogli pretpostaviti da je

ugljenik trovalentan, ali on je (slika 7) "istrošio" sve svoje valence.

Slika 7. Molekul Etana

U stvarnosti ne postoji savršena podjela na opisane dvije vrste veza nego najčešće govorimo o

djelomičnim ionskim i kovalentnim svojstvima (karakteru) veze. Udio ionskih i kovalentnih

svojstava veze može se eksperimentalno odrediti i teorijski izračunati. Vrsta veze koja će nastati

ovisi o elektronskoj konfiguraciji atoma elemenata odnosno o njihovoj elektronegativnosti.

Izuzetci od pravila okteta. Pravilo okteta ne važi za ione prelaznih metala. Ima još izuzetaka od

pravila okteta:

- Molekuli sa neparnim brojem valentnih elektrona

- Molekuli u kojima jedan atom ima manje od osam elektrona

- Molekuli u kojima jedan atom ima više od osam elektrona

Najpoznatiji primeri molekula sa neparnim brojem elektrona su ClO2, NO i NO2. Kod ovih

molekula je nemoguće izvršiti sparivanje elektrona i jedan atom uvek ostaje bez okteta. NO ima

11 valentnih elektrona i njegove Luisove formule su:

Ovakvi molekuli često podležu dimerizaciji da bi dostigli stabilnu elektronsku konfiguraciju

10

Kod molekul u kojima jedan atom ima manje od osam elektrona, ovakav slučaj odstupanja od

pravila okteta se najčešće javlja kod jedinjenja bora i berilijuma. BF3.

Takođe možemo napisati i ovakve Luisove strukture gde je zadovoljeno pravilo okteta za sve

atome ali se formalno pozitivno naelektrisanje nalazi na atomu fluora (najelektronegativniji

atom) pa su ove strukture malo verovatne.

Ovi molekuli su Luisove kiseline jer na centralnom atomu postoji jedna prazna valentna orbitala.

Oni će reagovati sa Luisovim bazama koje imaju na centralnom atomu jedan nevezivni

elektronski par dajući soli. U solima svi atomi imaju pun oktet.

Molekuli u kojima jedan atom ima više od osam elektrona Najčešći tip odstupanja od pravila

okteta. Primer PCl5.

Ovde oko atoma fosfora imamo 10 elektrona. Toliko elektrona ne može da stane u 3s i 3p

orbitale fosfora. Moramo proširiti valentnu ljusku fosfora sa (praznim) 3d orbitalama koje su

sledeće po energiji. Ostali primer ovog narušavanja pravila okteta su SF4, AsF-6, Icl-

4. Naravno

odgovarajuća analogna jedinjenja sa centralnim atomom iz druge periode kao što su NF5 ili OF4

ne postoje.

11

2.2.1. Elektronegativnost

Elektronegativnost nekog elementa je svojstvo njegovih atoma da u molekuli prema sebi privuku

elektronsku gustoću iz veze kojom su spojeni s nekim drugim atomom. Brojčana vrijednost

elektronegativnosti ovisi o položaju elementa u periodnom sustavu elemenata.

Elektronegativnost je posljedica djelovanja pozitivnog naboja jezgre na elektrone pa se uopšteno

može ustvrditi da elektronegativnost elemenata raste od donjeg lijevog prema gornjem desnom

kutu periodnog sustava elemenata.

Slika 8

Porastom rednog broja elemenata u istoj periodi, tj. pomicanjem na desno po periodi, broj

protona u jezgri se povećava te oni sve jače privlače elektrone koji se nalaze u jezgrinom

dohvatu. U istoj skupini periodnog sustava pomicanjem naniže elektronegativnost elemenata se

smanjuje zbog porasta glavnog kvantnog broja n koji definiše periodu odnosno broj ljusaka.

Povećanjem n raste broj unutrašnjih elektrona koji zasjenjuju pozitivan naboj jezgre i time slabe

privlačnu silu jezgre kojom ona privlači vezne elektrone.

Mulliken je odredio elektronegativnost atoma svakog elementa na osnovu energije ionizacije i

afiniteta prema elektronu5.

Ionizaciona energija nam govori koliko dati atom “čvrsto drži” svoje elektrone Afinitet prema

elektronu nam govori koliko dati atom “želi” da privuče druge elektrone. Danas se koristi

Poulingova skala elektronegativnosti koja se zasniva na merenju energije disocijacije veza.

Uzeto je da je elektronegativnost fluora (najelektronegativnijeg elementa) 4,0 a cezijuma

(najmanje elektronegativnog) 0,7.

5 Skripta predavanja Fiziške hemije br. 7, Poljoprivredni fakultet, Zemun, 199312

Slika 9. Paulingova skala elektronegativnosti

Vrijednost elektronegativnosti raste po periodi a opada u grupi. Na osnovu elektronegativnosti

možemo da odredimo koja će veza biti polarna a koja nepolarna.

Postoje dve vrste kovalentne veze po polarnosti:

• Polarna kovalentna veza

• Nepolarna kovalentna veza

Nepolarna kovalentna veza nastaje izmeñu atoma istog elementa. U H2 molekulu oba atoma

podjednako dele zajednički elektronski par Polarna kovalentna veza nastaje izmeñu atoma

različitih elemenata. Tu jedan atom jače privlači zajednički elektronski par nego drugi atom.

Zbog toga su elektroni pomereni ka atomu koji ih jače privlači i on postaje delom negativno

naelektrisan dok atom koji slabije privlači elektrone postaje delom pozitivno naelektrisan.

Ionska veza se može posmatrati kao drastični primer polarne kovalentne veze gde su oba

elektrona iz para kompletno prešla na atom koji ih jače privlači

Ako se kovalentna veza gradi između supstanci jednake elektronegativnosti (molekuli

elemenata, H2, H-H) u pitanju je nepolarna kovalentna veza. Ne postoji dipol, odnosno oba

atoma jednako privlače zajednički elektronski par. Ova jedinjenja ne skreću pod uticajem

elektriciteta. Različiti oblici hemijskog elementa (njegovog molekula) i rasporedi molekula u

prostoru nazivaju se altropske modifikacije.

U svim drugim kovalentim molekulima veza manje ili više polarna. Postoji dipol, a

elektronegativniji atom privlači elektronski par jače. Pozitivan pol označava se sa δ+, a

negativan sa δ-. U ovim jedinjenjima takođe možemo govoriti o oksidacionom broju, tako što

zamišljamo da elektronegativniji element prima elektrone, a elektropozitivniji ih daje. Polarna

jedinjenja skreću pod uticajem elektriciteta.

U jedinjenju poput etana (slika 7) veze između ugljenika u vodonika su polarne, ali etan je

nepolarna supstanca. To objašnjavamo maksimalnom razmaknutošću veza (hibridizacija) usled 13

koje nije moguće obrazovanje dipola. Granice između ionske i polarne kovalentne veze veoma

su neodređene. Ka izgradnji kovalentnih veza (donorsko-aceptorskih) imaju veliku težnju i

prelazni metali. Uzima se da kada razlika u elektronegativnosti elemenata pređe 1,9 govorimo o

ionskoj vezi.

2.2.2. Koordinativna (donorsko-aceptorska) kovalentna veza

Koordinativna veza ilikoordinativna kovalentna vezaje tip hemijske veze kod koje zajednički

elektronski par potiče od samo jednog atoma. Ovaj tip veze je prisutan kod kompleksnih

spojeva između centralnog iona iliganda. Postojeća teorija ne može objasniti slučaj SO2 i neke

druge slučaje. Zbog toga se u okviru polarne kovalentne veze izdvaja koordinativna ili donorsko-

aceptorska kovalentna veza. Smatra se da umesto da atom svakog elementa daje elektrone,

elektroni zajedničkog para potiču od jednog atoma (donora), a prihvata ih drugi (aceptor). Oblast

koja se bavi kompleksnim jedinjenjima zove se koordinativna hemija jer je sjedinjavanje u

kompleksima donorsko-aceptorskog tipa.

 

2.3. Metalna veza

Metalna veza je veza između atoma metala.

Osnovna privlačna sila koja djeluje između atoma metala uzrokovana je uzajamnim djelovanjem

metalnih iona i zajedničkog elektronskog oblaka. Svi atomi su postali pozitivni ioni koje čvrsto

veže jedan oblak delokaliziranih elektrona. Metalna veza nije usmjerena u prostoru.

 

Slika 10. Struktura natrija sa zajedničkim elektronskim oblakom

Preklapanjem orbitala metalnih iona koji se nalaze međusobno vrlo blizu nastaju molekulske

orbitale koje nazivamo vrpce ili zone. Razlikuje se valentna i vodljiva vrpca.

U valentnoj vrpci nalaze se valentni elektroni. Iznad nje se prostire vrpca bez elektrona vodljiva

14

vrpca. Potrebna je zanemarivo mala energija za prelaz elektrona iz valentne u vodljivu vrpcu.

Udaljenost između valentne i vodljive vrpce nije kod svih elemenata jednaka. Kod metala su

valentna i vodljiva vrpca vrlo blizu pa energetska barijera (ΔE) za prelaz elektrona gotovo i ne

postoji. Povećanjem udaljenosti među vrpcama raste energetska barijera, pa je za prelaz

elektrona potrebna veća energija.

 

 Slika 11. Udaljenost valentne i vodljive vrpce

Tvari koje slabo provode električnu struju su poluvodiči (npr. silicij, germanij). Porastom

temperature poneki elektron iz veze dobiva dovoljno energije za savladavanje energetske barijere

i prelazi u vodljivu vrpcu. Osim o temperaturi vodljivost poluvodiča ovisi i o nazočnosti male

količine drugih atoma u strukturi. Takve poluvodiče nazivamopoluvodiči sa nečistoćama.

Poluvodiči imaju veliku važnost u elektronici jer se rabe za proizvodnju elektroničkih elemenata

(diode, tranzistori i sl.). Tvari kod kojih postoji velika energetska barijera između valentne i

vodljive vrpce nazivamo izolatori. Izolatori ne provode elektricitet. Tipična izolatorska svojstva

imaju staklo, plastika i guma.

Karakteristična fizička svojstva metala i veliki koordinacijski broj pokazuju da je veza između

atoma u metalu različita od kovalentne i ionske veze.. Ta veza je vrlo jaka, jer je kristalna rešetka

metala vrlo stabilna. Takva veza se naziva metalna veza. Razlikuje se od ionske jer ne može

formirati ione, a od kovalentne jer ne može formirati kovalentne veze između susjednih atoma.

Linus Pauling iskazuje da je naročita građa metala rezultat rezonancije mnogobrojnih struktura u

kojima je par elektrona uvije smješten između neka druga dva atoma. Kako ima više mogućih

veza nego parova elektrona, rezonancija uzrokuje potpunu delokalizaciju elektrona, pa je zbog

toga re metalne veze uvijek manji od jedan. Red veze je kvantnomehanički indeks, koji je mjera

raspodjele elektrona među atomima koji tvore vezu, a poprima vrijednost jedan za potpunu

jednostruku vezu, dva za dvostruku vezu i tri za potpunu trostruku vezu.

15

Felix Bloch je razvio jednostavnu teoriju molekularnih orbitala, a koju je detaljno razradio E.

Hückel za konjugirane molekule, za tumačenje delokalizacije elektrona u metalnoj strukturi, jer

molekularne orbitale pripadaju cijelom kristalu (Blochove orbitale) Te su energijska stanja

elektrona u metalu kao aproksimativna rješenja Schrödingerove jednadžbe, s restrikcijom da se

uzima u obzir kristalna rešetka metala. Kasnije je francuski fizičar Louis Marcel

Brillouin razradio Blochov postupak, i tako je nastala teorija elektronske vrpce krutina.

2.4. Van der Waalsova veza

Često postoji jaka elektrostatska interakcija F (sila privlačenja) između molekula s dipolnim

momentom kao dipolno privlačenje:

između dipolnih molekula i iona kao ion-dipolno privlačenje:

između jakih dipolnih molekula i inducirano dipolnih molekula kao dipol-inducirano privlačenje

te između iona i inducirano dipolnih molekula kao ion-dipolno privlačenje. Dipolno privlačne

sile između molekula nazvane su van der Waalsovim silama (Johannes Diderik van der Waals),

a slaba veza koja nastaje tim privlačenjem naziva se van der Waalsovom vezom. Karakteristika

je tih sila da rastu s porastom veličine molekule (i molekularne mase), odnosno s porastom broja

elektrona u molekuli. Van der Waalsove sile brzo opadaju s povećanjem dužine veze i djeluje

samo kada su molekuli blizu, a postoji udaljenost kada su te sile maksimalne. Na manjoj

udaljenosti djeluju odbojne - Bornove sile, koje poništavaju van der Waalsove. Van der

Waalsove sile su naveće u čvrstom stanju. Kristali u kojima van der Waalsove sile drže na

okupu molekule su molekularni kristali6.

2.5. Vodikova veza

Vodikova veza nastaje između molekula u kojima je vodikov atom vezan na atom velike

elektronegativnosti (F, O, N). Vodikova veza je jača od van der Walsove, ali je slabija od ionske

i kovalentne veze. Zbog vodikove veze molekule kao HF ili H2O asociraju se ili polimeriziraju u

veće molekularne agregate. Vodikova veza se sastoji od slijedećih interakcija:

- elektrostatsko privlačenje

6 Ivan Filipović, Stjepan Lipanović: Opća i anorganska kemija, Školska knjiga, Zagreb, 1995.16

- delokalizacija elektrona

- disperzno privlačenje

- odbijanje elektronskih oblaka.

Vodikove veze se javljaju u mnogim grupama spojeva kao što su: alkoholi, amini, organske

kiseline. Vodikova veza je vrlo značajna u biološkim molekulama kao što je

dvolančana deoksiribonukleinska kiselina (DNK) gdje su lanci povezani intermolekularnim

vodikovim vezama, koje su relativno slabe.7

Vodikova veza je veza elektrostatske prirode između dvije dipolne molekule u kojima je vodik

vezan na neki jako elektronegativan element (kao što su fluor, kisik i dušik). Mnogo su slabije

od kovalentne veze, a nešto jače od van der Waalsovih sila. Vodikova veza ima veliko značenje

u vodi.

Anomalija vode je pojava da je gustoća vode najveća pri +4°C, a gustoća leda pri 0°C manja.

Led je voda u čvrstom agregatnom stanju, a molekule vode su pravilno raspoređene u prostoru,

te čine kristale. Svaki atom kisika u toj je strukturi okružen sa četiri atoma vodika, dva atoma

vodika vezana su kovalentnim vezama, a druga dva atoma iz susjednih molekula vodikovim

vezama.

 

Zagrijavanjem leda dovodi se toplina (energija) koja se koristi za postupno kidanje vodikovih

veza. Molekule napuštaju pravilnu strukturu, međusobno se više približavaju. Iznad +4°C broj

vodikovih veza se toliko smanji da znatnije dolazi do izražaja termičko gibanje molekula.

Gustoća opada. Vodikova veza može nastati između istovrsnih ili raznovrsnih molekula koje su

7 Ivan Filipović, Stjepan Lipanović: Opća i anorganska kemija, Školska knjiga, Zagreb, 1995.17

jako polarne (npr. između molekula alkohola i vode). Spojevi u kojima su molekule povezane

vodikovim vezama imaju mnogo viša tališta i vrelišta od očekivanih, jer su privlačne sile

između molekula jače, pa je potrebna mnogo veća energija za njihovo kidanje. Vodikove veze

su odgovorne za određivanje i održavanje trodimenzionalnih struktura bioloških

makromolekula. Oblik dvostruke zavojnice molekule DNA izgrađen je poprečnim vodikovim

vezama između odgovarajućih parova baza. 

3. Zaključak

18

Hemijske veze su fascinirale naučnike (hemičare, fizičare, matematičare, itd) kroz istoriju. U

davna vremena ljudi su pokušavali da objasne svet oko sebe na jedine načine koje su u to doba

znali a to je vezivanje neobjašnjivih pojava za bogove i svevišnje sile. Vremenom su počeli da se

ističu naučnici i filozofi poput Talesa iz Mileta VI p.n.e. sa svojim materijalističkim pristupom:

“Nešto ne može nastati iz ništa”, i Heraklita iz Efesa: “Ja sam proučio samog sebe”, Pitagorejci

koji su se bavili matematikom i astronomijom: “Broj i brojnost su bit svega”, Demokrit koji je

razmatrao pojam beskonačne djeljivosti koja je dovela do pojma atoma (atomos, nedjeljiv) “Ne

postoji ništa drugo osim atoma i praznine”, ovi naučnici i mislioci su uspostavili temelje nauka

današnjice, koji su važili skoro do XVI vjeka. Naučnici modernog doba poput, Avogardoa,

Prusta, Lavoayiea, Ajnštajna, Bora, Volte, Openhajmera i mnogi drugi su učvrstili saznanja

moderne hemije i omogućili nam da izgradimo svjet kakav imamo. Saznanja o atomu omogućila

su revoluciju u polju hemije, fizike i mnoštva vezanih nauka da upotrebom hemijskih spojeva

atoma naprave elemente koji čine modernu današnjicu ovakvom kakva jeste.

Hemijske veze su osnova nastajanja (stvaranja) svih materijala i zato je izučavanje hemijskih

veza jedna od vačnijih grana hemije.

Literatura

19

1. Filipović Ivan, Stjepan Lipanović: Opća i anorganska kemija, Školska knjiga, Zagreb, 1995.2. Principles of Electric Circuits, 7th edition, Thomas I. Floyd, Prentice Hall, страна 263. Skripta predavanja Fiziške hemije br. 7, Poljoprivredni fakultet, Zemun, 19934. Skripta predavanja Fiziške hemije br. 3, Poljoprivredni fakultet, Zemun, 19935. Wikipedia-slobodna enciklopedija na internetu, http://bs.wikipedia.org/wiki/Ionska_veza6. Wikipedia-Slobodna enciklopedija na internetu, http://sh.wikipedia.org/wiki/Hemijska_veza

20