of 29 /29
UNIVERZITET U TRAVNIKU FARMACEUTSKO ZDRAVSTVENI FAKULTET Smjer: Radiologija HEMIJSKE VEZE Student Mentor 1

Hemija Final

Embed Size (px)

Text of Hemija Final

UNIVERZITET U TRAVNIKU FARMACEUTSKO ZDRAVSTVENI FAKULTET Smjer: Radiologija

HEMIJSKE VEZE

Student Dragoslav Rakita 102/12

Mentor Profesor Docent Dr.sci. Asim Ibrahimagi

13.11.20121

Sadraj 1. Uvod 2. Hemijske veze 2.1. Ionska veza 2.2. Kovalentna veza 2.2.1. Elektronegativnost 2.2.2. Koordinativna (donorsko-aceptorska) kovalentna veza 2.3. Metalna veza 2.4. Van der Waalsova veza 2.5. Vodikova veza3. Zakljuak

3 4 5 7 12 14 14 16 1619

4. Literatura

20

2

1. Uvod Atom je osnovna graevna jedinica tvari i najsitnija estica elementa koja moe hemijski reagovati, tj. stvarati hemijske spojeve, a izgraen je od atomske jezgre i elektronskog omotaa i nema naelektrisanje. Sama atomska jezgra je sainjena od pozitivno naelektrisanih protona i nenaelektrisanih (neutralnih) neutrona. Elektronski omota izgrauju negativno naelektrisani elektroni. Elektroni se u odreenim putanjama (ljuskama) kreu u orbiti oko jezgre atoma i sa eletronima drugih atoma prave spojeve koji se nazivaju hemijske veze. Elementi se meusobno jedine stvarajui jedinjenja. Svet kakav poznajemo sastoji se iz miliona razliitih jedinjenja. Da bi se konstruisao neki element potrebno je da dva ili vie atoma stupe u kontakt i razmejne svoje elektrone. Od toga da li atom predaje (gubi) svoje elektrone, prima od drugog atoma ili zajedno ine elektronski par, zavisi koji koja se hemiska veza deava. To moe biti ionska, kovalentna, metalna, itd.

3

2. Hemijske veze Hemijska veza je privlana sila izmeu dva atoma nastala

interakcijom

njihovih

perifernih elektrona. A to znai da hemijske veze i spojevi meu elektronima nastaju kada se spoje dva ili vie elektrona. Spoj koji tako nastane je stabilan jedino ako je ukupna energija povezanih atoma manja od energije razdvojenih atoma. Sila je mnogo jaa od energije toplotnog kreatnja tako da su atomi trajno vezani obrazujui stabilnu grupu - molekul. Elektroni su istog naelektrisanja pa bi trebalo da se odbijaju, meutim, u elektronskim orbitalama sparivanje njihovih spinova stabilizuje elektronske parove i ukupan efekat je obrazovanje stabilne veze.1 Pojednostavljeno, hemijske veze su sile koje dre zajedno atome u hemijskom jedinjenju. Za razlaganje tih atoma potrebno je utroiti energiju, dok vezivanje sniava potencijalnu energiju jedinjenja u odnosu na atome.

Graenje hemijske veze UVIJEK oslobaa energiju.

Raskidanje hemijske veze UVIJEK troi energiju. NEMA IZUZETAKA!

Slika 1 Veza koja nastane kao posljedica privlaenja dva ili vie elektrona u spoj se zove hemijska veza. Dva osnovna tipa hemijske veze su ionska i kovalenta ali se u prirodi sreu i mjeane veze, tj., one koje imaju delimino ionski i delimino 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_veza

4

2.1. Ionska veza

Ionizacija je proces u kojem atom gubi valentni elektron iz svoje poslednje elektronske ljuske. Poto atom gubi elektron, postaje pozitivni ion (jer sad ima vie protona od elektrona). Elektron koji se oslobodio iz posljednje ljuske se zove slobodni elektron. Kada slobodni elektron izgubi dio energije i doe u vanjsku elektronsku ljusku neutralnog atoma, atom postaje elektrino negativno nabijen (jer sad ima vie elektrona od protona) i postaje negativni ion2. Ionska veza (heteropolarna veza) nastaje prenosom jednog ili vie elektrona sa jednog atoma na drugi. Ionska veza nastaje izmeu atoma na lijevoj i atoma na desnoj strani periodnog sistema elemenata (izmeu metala i nemetala).Kao primjer, oznaka za pozitivni ion vodonika je H+, a za negativni ion vodonika H-. Tipian primjer je NaCl, gdje atom natrijuma predaje elekton iz vanjske ljuske atomu hlora. Na taj nain oba atoma postiu konfiguraciju plemenitog plina uz nastajanje dva iona: kationa Na+ i aniona Cl-. Primer: Natrijum je izrazit metal, a hlor izrazit nemetal. Ove dvije estice se elektrostatiki privlae formirajui kristalnu reetku. Dakle, ne radi se striktno o molekuli NaCl ve o nakupini iona, odnosno kristalu. Zbog jakog elektrinog privlaenja spojevi s ionskom vezom su vrste supstance, imaju visoku tvrdou i visoku taku topljenja. Ionski spojevi rastvaranjem u vodi razlau se na ione, pa njihovi rastvori provode elektrinu struju. Njihove taline takoer provode elektrinu struju, jer su u talini prisutni ioni.3 Slika 2. Kristalna reetka NaCl

Slika 3. Luisov model ionske veze.

2 3

Principles of Electric Circuits, 7th edition, Thomas I. Floyd, Prentice Hall, 26 Wikipedia-slobodna enciklopedija na internetu, http://bs.wikipedia.org/wiki/Ionska_veza

5

Karakteristike ionskih spojeva: - grade kristalne reetke koje su vrlo stabilne - imaju visoko talite - teko se deformiu - topljivi su u vodi, pri emu nastaju hidratizovani ioni - vodene otopine ionskih spojeva su vodii II reda Atomi metala otputaju elektrone koje primaju atomi nemetala. Broj primljenih elektrona jednak je broju otputenih elektrona. Ovaj proces otputanja i primanja elektrona naziva se oksidoredukcija, a ponekad i jednostavno oksidacija. Atom natrijuma u valentnom nivou sadri jedan, a hlor sedam elektrona. Prilikom sudara atoma natrijuma i hlora, hlor privlai i prima valentni elektron natrijuma kako bi postigao oktet elektrona. Stabilan oktet elektrona natrijum postie otputanjem jednog elektrona, jer u L sloju ima osam elektrona. Potpunim prelaskom elektrona sa atoma natrijuma (metal) na atom hlora (nemetal) dobijaju se naelektrisane estice - ioni. Atom natrijuma ostaje pozitivno naelektrisan, a atom hlora negativno naelektrisan ion. Izmeu nastalih iona deluju elektrostatike sile privlaenja. Ostvarena veza izmeu atoma natrijuma i hlora, odnosno izmeu izrazitog metala i izrazitog nemetala naziva se ionska veza. Ioni natrijuma i hlora su u prostoru pravilno rasporeeni. Kod natrijum-hlorida, atom natrijuma daje svoj 3s elektron atomu hlora, popunjavajui 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 moe da privue jedan elektron u prazninu u 3p nivou, time se delimino pridruio ostalim elektronima i tako je privuen ka jezgru. Ovakvo stanje ima 3,613 eV manje energije nego neutralni atom hlora i jedan slobodan elektron; 3.613 eV je veliina 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 priblie meusobnom interakcijom, veliina njihove negativne potencijalne energije je odreena time koliko se oni priblie jedan drugom. Ovo je ipak, ogranieno principom iskljuenja, koji zabranjuje iroko preklapanje elektronskih omotaa dva iona. Kako se rastojanje smanjuje, princip iskljuenja remeti elektronske omotae, pa ioni vie ne djeluju kao takasta naelektrisanja i djelovanje postaje odbojno. Minimalna potencijalna energija NaCl molekula iznosi -5,7 eV na rastojanju 0,24 nm. Energija osloboena prilikom stvaranja iona i prilikom njihovog pribliavanja do stanja ravnotee na rastojanju od 0,24 nm je 5,7eV - 1,525eV 4,2eV. Prema tome, ako se kinetika energija iona zanemari, 4,2 eV je energija veze molekula NaCl, energija koja je potrebna da se molekul soli vee na pojedinane6

neutralne atome hlora i natrijuma4. Nema pojedinanih molekula nastalih ionskom vezom, ve postoje skupine kationa i aniona povezane u kristalne reetke!

Slika 4. Kristalna reetka U ionskim jedinjenjima, elektrostatike sile izmedju naelektrisanih vrsta (aniona i kationa) su vrlo jake to je razlog da ova jedinjenja imaju veoma visoke take topljenja, i take kljuanja.

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 ini dublet. Zbog takve elektronske konfiguracije oni su stabilni i ne reaguju sa atomima drugih elemenata. Gilbert N. Lewis predloio je prikaz atoma u kojem je simbolom elementa oznaio jezgru i sve elektrone osim valentnih elektrona koje je oznaio takicama.

Slika 5. Luisove oznake valentnih elektrona

4

Skripta predavanja Fizike hemije br. 3, Poljoprivredni fakultet, Zemun, 1993

7

Svaka perioda periodnog sistema zapoinje metalom, a zavrava plemenitim gasom iji atomi imaju oktetnu elektronsku konfiguraciju. Luis je pretpostavio da vezanje atoma u molekulu nastaje zbog tenje svakog atoma da postigne elektronsku konfiguraciju njemu najblieg plemenitog gasa. Takva konfiguracija atoma je energetski najpovoljnija jer je to stanje sa najniom energijom. Sposobnost spajanja nekog atoma s drugim istovrsnim ili razliitim atomima zove se valencija, a ona je odreena elektronima u vanjskim orbitalama (valentnim) pa se i ti elektroni zovu valentni elektroni. Elektroni kojima je mogue prelaenje s jednog atoma na drugi, nalaze se u vanjskim ljuskama, koje se jo zovu i valentne ljuske (valentne orbitale). Kovalentna ili atomska (homeopolarna) veza najprostije reeno nastaje kada dva atoma dijele, tj. zajedniki posjeduju elektronski par ili vie parova u hemijskoj vezi, i na taj nain postiu stabilnu stabilnu konfiguraciju inertnih gasova. Karakteristike kovalentne veze su valentnost, zasienost i usmjerenost. Valentnost je svojstvo atoma da tvori hemijsku vezu. Zasienost kovalentne se pokazuje u postizanju energijski najpovoljnije elektronske konfiguracije kovalentnog spoja. kovalentna veza pokazuje izrazitu usmjerenost. Svojstvo usmjerenosti najee vodi do visoke simetrije kovalentnih spojeva. Kovalentna veza se ostvaruje bez utroka energije za potpuni prelaz elektrona sa jednog na drugi atom. Kovalentnom vezom se spajaju atomi nemetala na taj nain da ine zajedniki elektronski par (ili vie njih) tako da svaki uesnik veze, tj., element daje po jedan elektron u zajedniki par. U toj situaciji elektronski par pripada i jednoj i drugoj jezgri.

Slika 5. Kovalentna veza izmeu 1. atoma Ugljika (C) i 4 atoma Vodika(4H) koja daje jedan molekul metana (CH4) Zajedniki 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 take kao slobodni elektronski par. Postoje jednostruke veze:

8

Dvostruke veze (viestruke):

Trostruke veze:

Eksperimentalni dokazi o tome da su elektronski parovi podeljeni dobijeni su primenom raznih metoda. Postavlja se pitanje: zato dva ista atoma formiraju molekul? I faza: Atomi su daleko i medjusobno se ne privlae. II faza: Kako se atomi privlae, jezgro jednog poinje da privlai elektrone drugog ta privlana interakcija dovodi do pada potencijalne energije. U isto vreme, deava se i medjusobno odbijanje jezgara, kao i odbijanje elektronskih oblaka. Na nekom internuklearnom

rastojanju, postignuto je maksimalno privlaenje, nasuprot rastuem odbijanju sistem je na minimumu energije. Ovo uzajamno privlaenje izmedju jezgara i elektronskih oblaka dovelo je do stvaranja kovalentne veze. Jedinjenja sa kovalentnom vezom obino su slabi provodnici elektrine struje (slabi elektroliti ili neelektroliti). Kovalentna veza je klasia izuzetno jaka hemijska veza. Supstance najvee tvrdoe su kovalentne (dijamant, bor-nitrid). Teorija valentnih struktura pomou hibridizacije - mjeanja valentnih atomskih orbitala (Linus Pauling 1931.), objasnila je valentnost, usmjerenost i zasienost kovalentne veze. Tako se kod strukturesilicij(IV)-fluorida (SiF4) mjeaju jedna s i tri p orbitale silicijeva atoma, pa nastaju etiri sp3 hibrida, koji veu etiri 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 takoer uspjeno je rastumaila hemijske veze (i strukture molekula) kao i teoriju valentnih struktura, a naroito je pogodna za prouavanje veza vrlo sloenih molekularnih struktura. Prema teoriji molekulskih orbitala mogue je kombinirati atomske orbitale njihovim zbrajanjem ili oduzimanjem. Zbrajanjem se dobivaju vezne, a9

odbijanjem protuvezne molekularne orbitale. U svaku molekularnu orbiatlu mogu se smjestiti najvie dva elektrona. Vezne orbitale opisuju vezu i doprinose stabilnosti molekule. Ako elektroni moraju ui u protuvezne orbitale, njihov je doprinos negativan; destabiliziraju vezu i molekularnu strukturu. Molekularne orbitale je mogue 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 tano odreenu strukturu i geometrijski oblik zbog usmjerenosti i krutosti kovalentne veze. Privlane sile izmeu molekula homopolarnih (homonuklaernih) spojeva vrlo slabe. Takvi su spojevi na sobnoj temperaturi plinovi (H2, O2, N2) . Postoje izuzeci - dijamant. Formule molekula piu se pomou valenci slino formulama ionskih jedinjenja. Tako jedinjenje trovalentnog azota i peterovalentnog kiseonika ima formulu N2O3. Ime ovog jedinjenja jeste azot(III)oksid. Broj u zagradi oznaava valencu azota, jer nemetali u kovalentim jedinjenjima imaju esto vie valenci. Meutim za kovalentna jedinjenja sigurnije je pisati Lewisove strukturne formule, jer, kao to vidimo formula ovog jedinjenja je C2H6, te bi mogli pretpostaviti da je ugljenik trovalentan, ali on je (slika 7) "istroio" sve svoje valence. Slika 7. Molekul Etana U stvarnosti ne postoji savrena podjela na opisane dvije vrste veza nego najee govorimo o djelominim ionskim i kovalentnim svojstvima (karakteru) veze. Udio ionskih i kovalentnih svojstava veze moe se eksperimentalno odrediti i teorijski izraunati. Vrsta veze koja e nastati ovisi o elektronskoj konfiguraciji atoma elemenata odnosno o njihovoj elektronegativnosti. Izuzetci od pravila okteta. Pravilo okteta ne vai za ione prelaznih metala. Ima jo 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 vie od osam elektrona

Najpoznatiji primeri molekula sa neparnim brojem elektrona su ClO2, NO i NO2. Kod ovih molekula je nemogue izvriti sparivanje elektrona i jedan atom uvek ostaje bez okteta. NO ima 11 valentnih elektrona i njegove Luisove formule su:

Ovakvi molekuli esto podleu dimerizaciji da bi dostigli stabilnu elektronsku konfiguraciju

10

Kod molekul u kojima jedan atom ima manje od osam elektrona, ovakav sluaj odstupanja od pravila okteta se najee javlja kod jedinjenja bora i berilijuma. BF3.

Takoe moemo 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 e reagovati sa Luisovim bazama koje imaju na centralnom atomu jedan nevezivni elektronski par dajui soli. U solima svi atomi imaju pun oktet.

Molekuli u kojima jedan atom ima vie od osam elektrona Najei tip odstupanja od pravila okteta. Primer PCl5.

Ovde oko atoma fosfora imamo 10 elektrona. Toliko elektrona ne moe da stane u 3s i 3p orbitale fosfora. Moramo proiriti valentnu ljusku fosfora sa (praznim) 3d orbitalama koje su sledee po energiji. Ostali primer ovog naruavanja pravila okteta su SF4, AsF-6, Icl-4. Naravno odgovarajua analogna jedinjenja sa centralnim atomom iz druge periode kao to 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 gustou iz veze kojom su spojeni s nekim drugim atomom. Brojana vrijednost elektronegativnosti ovisi o poloaju elementa u periodnom sustavu elemenata. Elektronegativnost je posljedica djelovanja pozitivnog naboja jezgre na elektrone pa se uopteno moe 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 poveava te oni sve jae privlae elektrone koji se nalaze u jezgrinom dohvatu. U istoj skupini periodnog sustava pomicanjem nanie elektronegativnost elemenata se smanjuje zbog porasta glavnog kvantnog broja n koji definie periodu odnosno broj ljusaka. Poveanjem n raste broj unutranjih elektrona koji zasjenjuju pozitivan naboj jezgre i time slabe privlanu silu jezgre kojom ona privlai vezne elektrone. Mulliken je odredio elektronegativnost atoma svakog elementa na osnovu energije ionizacije i afiniteta prema elektronu5.

Ionizaciona energija nam govori koliko dati atom vrsto dri svoje elektrone Afinitet prema elektronu nam govori koliko dati atom eli da privue 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 Fizike hemije br. 7, Poljoprivredni fakultet, Zemun, 1993

12

Slika 9. Paulingova skala elektronegativnosti

Vrijednost elektronegativnosti raste po periodi a opada u grupi. Na osnovu elektronegativnosti moemo da odredimo koja e veza biti polarna a koja nepolarna. Postoje dve vrste kovalentne veze po polarnosti: Polarna kovalentna veza Nepolarna kovalentna veza Nepolarna kovalentna veza nastaje izmeu atoma istog elementa. U H2 molekulu oba atoma podjednako dele zajedniki elektronski par Polarna kovalentna veza nastaje izmeu atoma razliitih elemenata. Tu jedan atom jae privlai zajedniki elektronski par nego drugi atom. Zbog toga su elektroni pomereni ka atomu koji ih jae privlai i on postaje delom negativno naelektrisan dok atom koji slabije privlai elektrone postaje delom pozitivno naelektrisan. Ionska veza se moe posmatrati kao drastini primer polarne kovalentne veze gde su oba elektrona iz para kompletno prela na atom koji ih jae privlai Ako se kovalentna veza gradi izmeu supstanci jednake elektronegativnosti (molekuli elemenata, H2, H-H) u pitanju je nepolarna kovalentna veza. Ne postoji dipol, odnosno oba atoma jednako privlae zajedniki elektronski par. Ova jedinjenja ne skreu pod uticajem elektriciteta. Razliiti oblici hemijskog elementa (njegovog molekula) i rasporedi molekula u prostoru nazivaju se altropske modifikacije. U svim drugim kovalentim molekulima veza manje ili vie polarna. Postoji dipol, a elektronegativniji atom privlai elektronski par jae. Pozitivan pol oznaava se sa +, a negativan sa -. U ovim jedinjenjima takoe moemo govoriti o oksidacionom broju, tako to zamiljamo da elektronegativniji element prima elektrone, a elektropozitivniji ih daje. Polarna jedinjenja skreu pod uticajem elektriciteta. U jedinjenju poput etana (slika 7) veze izmeu ugljenika u vodonika su polarne, ali etan je nepolarna supstanca. To objanjavamo maksimalnom razmaknutou veza (hibridizacija) usled13

koje nije mogue obrazovanje dipola. Granice izmeu ionske i polarne kovalentne veze veoma su neodreene. Ka izgradnji kovalentnih veza (donorsko-aceptorskih) imaju veliku tenju i prelazni metali. Uzima se da kada razlika u elektronegativnosti elemenata pree 1,9 govorimo o ionskoj vezi.

2.2.2. Koordinativna (donorsko-aceptorska) kovalentna veza Koordinativna veza ilikoordinativna kovalentna vezaje tip hemijske veze kod koje zajedniki elektronski par potie od samo jednog atoma. Ovaj tip veze je prisutan kod kompleksnih spojeva izmeu centralnog iona iliganda. Postojea teorija ne moe objasniti sluaj SO2 i neke druge sluaje. Zbog toga se u okviru polarne kovalentne veze izdvaja koordinativna ili donorskoaceptorska kovalentna veza. Smatra se da umesto da atom svakog elementa daje elektrone, elektroni zajednikog para potiu 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 izmeu atoma metala. Osnovna privlana sila koja djeluje izmeu atoma metala uzrokovana je uzajamnim djelovanjem metalnih iona i zajednikog elektronskog oblaka. Svi atomi su postali pozitivni ioni koje vrsto vee jedan oblak delokaliziranih elektrona. Metalna veza nije usmjerena u prostoru.

Slika 10. Struktura natrija sa zajednikim elektronskim oblakom Preklapanjem orbitala metalnih iona koji se nalaze meusobno 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 vodljiva14

vrpca. Potrebna je zanemarivo mala energija za prelaz elektrona iz valentne u vodljivu vrpcu. Udaljenost izmeu valentne i vodljive vrpce nije kod svih elemenata jednaka. Kod metala su valentna i vodljiva vrpca vrlo blizu pa energetska barijera (E) za prelaz elektrona gotovo i ne postoji. Poveanjem udaljenosti meu vrpcama raste energetska barijera, pa je za prelaz elektrona potrebna vea energija.

Slika 11. Udaljenost valentne i vodljive vrpce Tvari koje slabo provode elektrinu struju su poluvodii (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 poluvodia ovisi i o nazonosti male koliine drugih atoma u strukturi. Takve poluvodie nazivamopoluvodii sa neistoama. Poluvodii imaju veliku vanost u elektronici jer se rabe za proizvodnju elektronikih elemenata (diode, tranzistori i sl.). Tvari kod kojih postoji velika energetska barijera izmeu valentne i vodljive vrpce nazivamo izolatori. Izolatori ne provode elektricitet. Tipina izolatorska svojstva imaju staklo, plastika i guma. Karakteristina fizika svojstva metala i veliki koordinacijski broj pokazuju da je veza izmeu atoma u metalu razliita od kovalentne i ionske veze.. Ta veza je vrlo jaka, jer je kristalna reetka metala vrlo stabilna. Takva veza se naziva metalna veza. Razlikuje se od ionske jer ne moe formirati ione, a od kovalentne jer ne moe formirati kovalentne veze izmeu susjednih atoma. Linus Pauling iskazuje da je naroita graa metala rezultat rezonancije mnogobrojnih struktura u kojima je par elektrona uvije smjeten izmeu neka druga dva atoma. Kako ima vie moguih veza nego parova elektrona, rezonancija uzrokuje potpunu delokalizaciju elektrona, pa je zbog toga re metalne veze uvijek manji od jedan. Red veze je kvantnomehaniki indeks, koji je mjera raspodjele elektrona meu 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. Hckel za konjugirane molekule, za tumaenje delokalizacije elektrona u metalnoj strukturi, jer molekularne orbitale pripadaju cijelom kristalu (Blochove orbitale) Te su energijska stanja elektrona u metalu kao aproksimativna rjeenja Schrdingerove jednadbe, s restrikcijom da se uzima u obzir kristalna reetka metala. Kasnije je francuski fiziar Louis Marcel Brillouin razradio Blochov postupak, i tako je nastala teorija elektronske vrpce krutina.

2.4.Van der Waalsova veza

esto postoji jaka elektrostatska interakcija F (sila privlaenja) izmeu molekula s dipolnim momentom kao dipolno privlaenje:

izmeu dipolnih molekula i iona kao ion-dipolno privlaenje:

izmeu jakih dipolnih molekula i inducirano dipolnih molekula kao dipol-inducirano privlaenje te izmeu iona i inducirano dipolnih molekula kao ion-dipolno privlaenje. Dipolno privlane sile izmeu molekula nazvane su van der Waalsovim silama (Johannes Diderik van der Waals), a slaba veza koja nastaje tim privlaenjem naziva se van der Waalsovom vezom. Karakteristika je tih sila da rastu s porastom veliine molekule (i molekularne mase), odnosno s porastom broja elektrona u molekuli. Van der Waalsove sile brzo opadaju s poveanjem duine veze i djeluje samo kada su molekuli blizu, a postoji udaljenost kada su te sile maksimalne. Na manjoj udaljenosti djeluju odbojne - Bornove sile, koje ponitavaju van der Waalsove. Van der Waalsove sile su navee u vrstom stanju. Kristali u kojima van der Waalsove sile dre na okupu molekule su molekularni kristali6.

2.5.Vodikova veza

Vodikova veza nastaje izmeu molekula u kojima je vodikov atom vezan na atom velike elektronegativnosti (F, O, N). Vodikova veza je jaa 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 vee molekularne agregate. Vodikova veza se sastoji od slijedeih interakcija:

6

Ivan Filipovi, Stjepan Lipanovi: Opa i anorganska kemija, kolska knjiga, Zagreb, 1995.

16

-

elektrostatsko privlaenje delokalizacija elektrona disperzno privlaenje odbijanje elektronskih oblaka. znaajna u biolokim molekulama kao to je

Vodikove veze se javljaju u mnogim grupama spojeva kao to su: alkoholi, amini, organske kiseline. Vodikova veza je vrlo dvolanana deoksiribonukleinska kiselina (DNK) gdje su lanci povezani intermolekularnim vodikovim vezama, koje su relativno slabe.7 Vodikova veza je veza elektrostatske prirode izmeu dvije dipolne molekule u kojima je vodik vezan na neki jako elektronegativan element (kao to su fluor, kisik i duik). Mnogo su slabije od kovalentne veze, a neto jae od van der Waalsovih sila. Vodikova veza ima veliko znaenje u vodi.

Anomalija vode je pojava da je gustoa vode najvea pri +4C, a gustoa leda pri 0C manja. Led je voda u vrstom agregatnom stanju, a molekule vode su pravilno rasporeene u prostoru, te ine kristale. Svaki atom kisika u toj je strukturi okruen sa etiri 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 naputaju pravilnu strukturu, meusobno se vie pribliavaju. Iznad +4C broj vodikovih veza se toliko smanji da znatnije dolazi do izraaja termiko gibanje molekula.7

Ivan Filipovi, Stjepan Lipanovi: Opa i anorganska kemija, kolska knjiga, Zagreb, 1995.

17

Gustoa opada. Vodikova veza moe nastati izmeu istovrsnih ili raznovrsnih molekula koje su jako polarne (npr. izmeu molekula alkohola i vode). Spojevi u kojima su molekule povezane vodikovim vezama imaju mnogo via talita i vrelita od oekivanih, jer su privlane sile izmeu molekula jae, pa je potrebna mnogo vea energija za njihovo kidanje. Vodikove veze su odgovorne za odreivanje i odravanje trodimenzionalnih struktura biolokih makromolekula. Oblik dvostruke zavojnice molekule DNA izgraen je poprenim vodikovim vezama izmeu odgovarajuih parova baza.

18

3. Zakljuak Hemijske veze su fascinirale naunike (hemiare, fiziare, matematiare, itd) kroz istoriju. U davna vremena ljudi su pokuavali da objasne svet oko sebe na jedine naine koje su u to doba znali a to je vezivanje neobjanjivih pojava za bogove i svevinje sile. Vremenom su poeli da se istiu naunici i filozofi poput Talesa iz Mileta VI p.n.e. sa svojim materijalistikim pristupom: Neto ne moe nastati iz nita, i Heraklita iz Efesa: Ja sam prouio samog sebe, Pitagorejci koji su se bavili matematikom i astronomijom: Broj i brojnost su bit svega, Demokrit koji je razmatrao pojam beskonane djeljivosti koja je dovela do pojma atoma (atomos, nedjeljiv) Ne postoji nita drugo osim atoma i praznine, ovi naunici i mislioci su uspostavili temelje nauka dananjice, koji su vaili skoro do XVI vjeka. Naunici modernog doba poput, Avogardoa, Prusta, Lavoayiea, Ajntajna, Bora, Volte, Openhajmera i mnogi drugi su uvrstili saznanja moderne hemije i omoguili nam da izgradimo svjet kakav imamo. Saznanja o atomu omoguila su revoluciju u polju hemije, fizike i mnotva vezanih nauka da upotrebom hemijskih spojeva atoma naprave elemente koji ine modernu dananjicu ovakvom kakva jeste. Hemijske veze su osnova nastajanja (stvaranja) svih materijala i zato je izuavanje hemijskih veza jedna od vanijih grana hemije.

19

Literatura Filipovi Ivan, Stjepan Lipanovi: Opa i anorganska kemija, kolska knjiga, Zagreb, 1995. Principles of Electric Circuits, 7th edition, Thomas I. Floyd, Prentice Hall, 26 Skripta predavanja Fizike hemije br. 7, Poljoprivredni fakultet, Zemun, 1993 Skripta predavanja Fizike hemije br. 3, Poljoprivredni fakultet, Zemun, 1993 Wikipedia-slobodna enciklopedija na internetu, http://bs.wikipedia.org/wiki/Ionska_veza Wikipedia-Slobodna enciklopedija na internetu, http://sh.wikipedia.org/wiki/Hemijska_veza

1. 2. 3. 4. 5. 6.

20