Instrukcije iz kemije - Kemijske veze

Instrukcije iz kemije - Kemijske veze

Kemijska veza je veza dva ili više atoma u kojem sudjeluju valentni elektroni. Raspodjela valentnih elektrona koji sudjeluju u tvorbi veze određuju tip kemijske veze.

Razlikujemo kovalentnu, ionsku i metalnu vezu.

Kovalentna veza je kemijska veza koja nastaje spajanjem atoma nemetala kao posljedica sparivanja elektrona - stvaranja zajedničkih elektronskih parova.

Nastaje stvaranjem zajedničkih elektronskih parova, pa oba atoma koji sudjeluju u tvorbi veze imaju zajedničku elektronsku konfiguraciju, koja je energijski povoljnija (stabilnija) od konfiguracije samih atoma.

Ionska veza je sila elektrostatske prirode koju uzrokuje privlačenje suprotno nabijenih iona, a nastaje povezivanjem atoma metala i nemetala.

Ionska veza nastaje između atoma elemenata s malom energijom ionizacije i atoma s velikim elektronskim afinitetom. Atom male energije ionizacije lako predaje elektron (elektron donor, od lat. donare darivati), i pri tome postaje kation - pozitivno nabijen ion. Atom koji prima elektrone (elektron akceptor, od lat. acceptare primati) postaje anion - negativno nabijen ion. Elektronske konfiguracije kationa i aniona poprimaju energijski povoljnije konfiguracije plemenitih plinova. To znači da ionska veza omogućuje atomima koji sudjeluju u njenoj tvorbi, da postignu niže, stabilnije energetsko stanje od njihova normalna stanja. Ionsku vezu vrlo lako ostvaruju alkalijski i zemnoalkalijski elementi, kao elektron-donori, s halogenim elementima - elektron akceptorima (čime se stvaraju alkalijski i zemnoalkalijski halogenidi). Kako takvi spojevi nastaju čistom ionskom vezom - nazivaju se ionskim spojevima.

Metalna veza je veza među atomima metala. Ta veza je vrlo jaka, jer je kristalna rešetka metala vrlo stabilna. Linus Pauling iskazuje da je naročita građa metala rezultat rezonancije mnogobrojnih struktura u kojima je par elektrona uvijek smješten između neka druga dva atoma.

Postoje i intermolekulne veze koje povezuju atome susjednih molekula u tekućinama, a karakterizirane su van der Waalsovim silama.

Gilbert N. Lewis predložio je prikaz atoma u kojem je simbolom elementa označio jezgru i sve elektrone osim valentnih elektrona. Valentne elektrone je označio točkicama. 

Lewisove oznake s točkicama za elemente glavnih skupina

Svaka perioda periodnog sustava započinje metalom, a završava plemenitim plinom čiji atomi imaju OKTETNU ELEKTRONSKU KONFIGURACIJU.

Lewis je pretpostavio da vezanje atoma u molekulu nastaje zbog težnje svakog atoma da postigne elektronsku konfiguraciju njemu najbližeg plemenitog plina. Takva konfiguracija atoma je energetski najpovoljnija jer je to stanje s najnižom energijom.
Svojstvo atoma nekog elementa da se spaja s točno određenim brojem atoma drugog elementa zovemo valencija. 

Više informacija i drugih korisnih sadržaja možete naći na poveznicama:

https://instrukcije-poduke.wixsite.com/instrukcije-hr

https://poduke.wixsite.com/instrukcije 
https://instrukcije-poduke.business.site

Kvalitetne instrukcije iz više predmeta možete dobiti na 
telefon (WhatsApp,Viber) 095 812 7777, 
Skype: moje.instrukcije

Instrukcije iz kemije - Kemijske veze II

Instrukcije iz kemije - Kemijske veze

   

Metalna veza

Metalnom vezom vežu se atomi metala koji vrlo lako otpuštaju elektrone. Pri tome svi atomi postaju pozitivni ioni koje čvrsto veže jedan oblak delokaliziranih elektrona. Ta veza je vrlo jaka, jer je kristalna rešetka metala vrlo stabilna. Naročita građa metala rezultat rezonancije mnogobrojnih struktura u kojima je par elektrona uvijek smješten između neka druga dva atoma.

Ionska veza

Ionskom vezom vežu se atomi metala koji lagano otpuštaju elektrone i atomi nemetala koji elektrone lako primaju. Nastaju pozitivno i negativno nabijeni ioni među kojima djeluje jaka privlačna sila elektrostatske prirode. Znači,  nastaje između atoma elemenata s malom energijom ionizacije i atoma s velikim elektronskim afinitetom. Atom male energije ionizacije lako predaje elektron (elektron donor, od lat. donare darivati), i pri tome postaje kation - pozitivno nabijen ion. Atom koji prima elektrone (elektron akceptor, od lat. acceptare primati) postaje anion - negativno nabijen ion. Elektronske konfiguracije kationa i aniona poprimaju energijski povoljnije konfiguracije plemenitih plinova. To znači da ionska veza omogućuje atomima koji sudjeluju u njenoj tvorbi, da postignu niže, stabilnije energetsko stanje od njihova normalna stanja. Ionsku vezu vrlo lako ostvaruju alkalijski i zemnoalkalijski elementi, kao elektron-donori, s halogenim elementima - elektron akceptorima (čime se stvaraju alkalijski i zemnoalkalijski halogenidi). Kako takvi spojevi nastaju čistom ionskom vezom - nazivaju se ionskim spojevima.

Kovalentna veza

Zajedničkim elektronskim parom (parovima) povezani su istovrsni ili raznovrsni atomi nemetala. Nastaje stvaranjem zajedničkih elektronskih parova, pa oba atoma koji sudjeluju u tvorbi veze imaju zajedničku elektronsku konfiguraciju, koja je energijski povoljnija (stabilnija) od konfiguracije samih atoma. Kovalentna veza između raznovrsnih atoma je polarna, a zajednički elektronski par je bliže elektronegativnijem atomu.

Više informacija i drugih korisnih sadržaja možete naći na poveznicama:

https://instrukcije-poduke.wixsite.com/instrukcije-hr

https://poduke.wixsite.com/instrukcije 

Kvalitetne instrukcije iz više predmeta možete dobiti na 
telefon (WhatsApp,Viber) 095 812 7777, 
Skype: moje.instrukcije

Kovalentna veza - odstupanje od pravila okteta

Instrukcije iz kemije - Kovalentna veza IV

Odstupanje od pravila okteta

 
Berilijev klorid BeCl₂

Oko berilijevog atoma nalaze se dva zajednička elektronska para. Elektronski parovi se odbijaju, tako da će dva elektronska para biti najudaljenija ako kut između kovalentnih veza iznosi 180°. Molekula berilijevog klorida je linearna.  

Borov klorid BCl₃

U središtu molekule nalazi se borov atom koji je s tri kovalentne veze vezan s tri atoma klora. Tri će elektronska para biti na najvećoj udaljenosti u prostoru ako kovalentne veze zatvaraju kut od 120°. Molekula borovog klorida je planarna.

Fosforov (V) klorid PCl₅

Fosfor je u ovoj molekuli središnji atom, okružen je s pet elektronskih parova. Kutovi između veza su 90° i 120°. Prostorni raspored je trostrana bipiramida.

Sumporov (VI) fluorid SF₆

Središnji atom sumpora vezan je sa šest kovalentnih veza sa šest atoma fluora. sve veze zatvaraju kut od 90°, a oblik molekule je oktaedar.

  

Više od četiri para elektrona mogu imati samo oni središnji atomi koji imaju mogućnost popunjavanja d – orbitala.
Lewisov prikaz je samo jedan od modela kojim se može objasniti građa jednostavnijih molekula.
Građu složenijih molekula objašnjava teorija VSEPR (Valence shell electron pair repulsion) – Odbijanje elektronskih parova valentne ljuske. 

Više informacija i drugih korisnih sadržaja možete naći na poveznicama:

https://instrukcije-poduke.wixsite.com/instrukcije-hr

https://poduke.wixsite.com/instrukcije 
https://instrukcije-poduke.business.site

Kvalitetne instrukcije iz više predmeta možete dobiti na 
telefon (WhatsApp,Viber) 095 812 7777, 
Skype: moje.instrukcije

Kovalentna veza - Elektronegativnost atoma

Instrukcije iz kemije - Kovalentna veza VI

Elektronegativnost atoma

U kovalentnoj vezi između istovrsnih atoma oba atoma jednako sudjeluju u zajedničkom elektronskom oblaku, a težišta pozitivnog i negativnog naboja nalaze se na istom mjestu.

U kovalentnoj vezi između raznovrsnih atoma jedan od njih jače privlači elektrone.
Elektronegativnost je relativna mjera sposobnosti jezgre jednog atoma da privlači elektrone iz zajedničkog elektronskog para.

  

  

  

  Linus Pauling (1901. – 1994.)
  Elektronegativnost svake pojedine vrste atoma brojčano izrazio koeficijentom elektronegativnosti.

Elektronegativnost i kovalentna veze

Razlika u elektronegativnosti atoma u kovalentnoj vezi između raznovrsnih atoma uzrokuje razdvajanje težišta pozitivnog i negativnog naboja.
Nastaju polarne ili dipolne molekule (dipoli).

Veza između atoma različite elektronegativnosti je kovalentna veza s djelomično ionskom prirodom.

δ+ je dio molekule u kojem se nalazi atom manje elektronegativnosti, oko njega je manja gustoća elektronskog oblaka.

δ– je dio molekule s atomom veće elektronegativnosti, oko njega je veća gustoća elektronskog oblaka.

Električni dipolni moment (μ) je mjera za polarnost. To je umnožak električnog naboja i udaljenosti polova. 

 μ = e ∙ l

μ – električni dipolni moment

e – električni naboj

l – udaljenost težišta pozitivnog i negativnog

Dipolni moment se označava strelicom od pozitivnijeg dijela molekule prema negativnijem.

Svaka molekula s polarnim kovalentnim vezama nije dipolna molekula. U simetrično izgrađenim molekulama dipolni moment je jednak nuli, pa je molekula nepolarna.

 

Više informacija i drugih korisnih sadržaja možete naći na poveznicama:

https://instrukcije-poduke.wixsite.com/instrukcije-hr

https://poduke.wixsite.com/instrukcije 

https://instrukcije-poduke.business.site

Kvalitetne instrukcije iz više predmeta možete dobiti na 
telefon (WhatsApp,Viber) 095 812 7777, 
Skype: moje.instrukcije