Hemijska veza

Elementi se međusobno jedine stvarajući jedinjenja. Svet kakav poznajemo sastoji se iz miliona različitih jedinjenja. Na koji način se elementi sjedinjavaju?

Jonska (elektrovalentna) veza

Izraziti metali (elementi I i II grupe PSE-a) grade sa halogenim i halkogenim elementima (VI i VII grupa PSE-a). Budući da izraziti metali imaju malo elektrona u valentnoj ljusci lako će ih otpuštati, a halogeni i halkogeni će ih lako primati. Na taj način nastaje jonska ili elektrovalentna veza. Gubljenjem elektrona atom metala postaje pozitivno nalelektrisan mⁿ⁺,  a atom nemetala negativno n^n-. Poztivno ili negativno naelektrisane čestice nazivaju se joni (od grčke reči ionos, onaj koji putuje). Pozitivni joni su katjoni, a negativni su anjoni. Između anjona i katjona ne stvara se hemijska veza klasičnog tipa, jer oni ostaju na rastojanju. Ipak između njih deluju elektrostatičke sile održavajući ravnotežu. Energija jonizacije je energija potrebna da se jedan mol elementa jonizuje (da mu se oduzme ili doda jedan elektron). Različti elementi pokazuju i različitet afinitet prema prihvatanju elektrona.

Sva jonska jedinjenja imaju neke zajedničke osobine. Rastvori i rastopi odlični su provodioci električne struje (jaki elektroliti), i toplote. Jedinjenja su čvrsta, kristalna (heksagonalni kristali).

Formulama zapisujemo jedinjenja. Indeks je mali broj pored atoma elementa koji nam kazuje koliko se atoma tog elementa nalazi u jedinjenju. Ako želimo da zapišemo više čestica nekog jedinjenja ili elementa pišemo koeficijent, veliki broj ispred formule ili simbola (4F, 2CaF₂). Formule jonskih jedinjenja zapisujemo tako što na početak stvaimo simbol atoma elementa koji postaje katjon (Ca) a zatim dolazi simbola atoma koji će primiti elektrone (F). Zatim nalazimo najmanji zajednički sadržilac (2) za broj elektrona koji prvi element otpušta (2) i za broj koji drugi element prima (1). Sadržilac delimo sa brojem elektrona koje otpušta atom metala i upisujemo indeks iza atoma (1) . Ukoliko je indeks jedinica po pravilu se ne piše. Isti postupak ponovimo i za nemetal (2). Formula jedinjenja je dakle CaF₂ (kalcijum-fluorid).

Broj elektrona koji element otpusti odnosno primi naziva se oksidacioni broj. Oksidacioni broj Ca u CaF₂ jeste +2, a fluora +1. Izraziti metali, halogeni i halkogeni (u jonskim jedinjima) imaju samo jedan oksidacioni broj (i on je jednak broju elektrona koji metal ima, odnosno koji nemetal treba da primi da bi imao osam). Prelazni metali ih imaju više, ali je kod njih sklonost ka izgradji jonske veze znatno smanjena.

Elektronegativnost je osobina elemenata koja nam kazuje kako će se ponašati prema drugim elementima, da li će primati ili otpuštati elektrone, da li će graditi više ili manje polarne veze. Iskazuje se decimalnim brojevima. Element sa većom elektronegativnošću lakše prima, a sa manjom lakše otpušta elektrone. Elektronegativnost zavisi od broja i konfiguracije valentnih elektrona elementa, kao i od atomskog prečnika. Najelektronegativniji element je fluor (4.0) , a najelektropozitivniji je francijum (0.7).

Kovalentna veza

Nemetali, međusobno se sjedinjavajući, grade drugi tip hemijske veze-kovalentnu. prilikom izgradnje veze dolazi do ukrštanja orbitala, odnosno združivanja elektrona. Elektroni različtiog spina se udružuju i prave zajedničke molekulske orbitale. Nastaje molekul (stabilna elektroneutralna celina).Na slici je prikazano nastajanje i Lewisova struktura ugljenik(IV)oksida. Skraćeno se zapisuje:.Vidi se da se jednom crticom označava jedan elektronski par. Jedna crtica označava jednu valencu. Valenca je broj koji pokazuje koliko se atoma vodonika jedini sa atomom nekog elementa (kovalentnom vezom).

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).

Formule molekula pišu se pomoću valenci slično formulama jonskih 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) "istrošio" sve svoje valence.

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) veze između ugljenika u vodonika su polarne, ali etan je nepolarna supstanca. To objašnjavamo maksimalnom razmaknutošću veza (hibridizacija) usled koje nije moguće obrazovanje dipola.

Granice između jonske 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 govroimo o jonskoj vezi. (slika ilustruje jonsku, polarnu i nepolarnu kovalentnu vezu)

Koordinativna (donorsko-aceptorska) kovalentna veza. 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.

Vodonična veza

Vodonična veza javlja se u jedinjenjima vodonika sa izrazito elektronegativnim nematalima (H₂O, HF). Ova jedinjenja jako su polarizovana. Negativni dipol jednog molekula privlači atom vodonika, odnosno pozitivni dipol drugog molekula.Vodonične veze označavaju se isprekidanim crticama.

Posledice ovakvog vezivanja jesu da se neke supstance nlaze u agegatnom stanju u kom to ne bismo očekivali usled smanjene pokretljivosti molekula. Vodoničnom vezom objašanjava se i anomalija vode, odnosno veća gustina u tečnom nego u čvrstom stanju, gde molekule na okupu drže samo znatno slabije Wan der Wallsove sile (interakcije). Bez ovih osobina vode ne bi bilo ni života na zemlji!

Osnovna razlika između vodonične, Wan der Wallsove i kovalentne i jonske veze jeste u njenoj jačini. Jačina veze izražava se u kJ/mol. Ona je dakle ekvavilentna količini energija potrebnjoj da se veze raskinu u jednom molu supstance. Jačina kovalentne i jonske veze kreće se u interlvalu od nekoliko stotina kJ/mol, vodonična veza je znatno slabija (30-55 kJ/mol), ali je ipak prilično jača od Wan der Wallsove interakcije (oko 5 kJ/mol).

Wan der Wallsova veza (interakcija)

U ostalim polarnim jedinjenjima javljaju se slabe Wan der Wallsove interakcije između polarnih i nepolarnih delova molekula. One su pojedinačno vrlo slabe, ali njihov broj je veoma veliki pa mogu imati znatan uticaj na fizičke osobine jedinjenja.

Metalna veza

Metalnom vezom objašanjava se velika električna provodlivost metala. U početku se mislilo da elektroni metala formiraju zajednički elektronski oblak oko jezgara atoma. Međutim pravi razlog toj osobini metala jeste prelazak elektrona iz neprovodne (popunjene) u poluprovodne (polupopunjene) i provodne (nepopunjene) valentne trake.