Nije tajna da je hemija prili?no slo?ena i raznolika nauka. Mnogo razli?itih reakcija, reagensa, hemikalija i drugih slo?enih i nerazumljivih pojmova - svi oni me?usobno djeluju. Ali najva?nije je da se hemijom bavimo svaki dan, bez obzira da li slu?amo nastavnika na lekciji i u?imo novo gradivo ili skuvamo ?aj, ?to je generalno tako?e hemijski proces.

Mo?e se zaklju?iti da hemija je obavezna, razumjeti ga i znati kako funkcionira na? svijet ili neki od njegovih dijelova zanimljivo je, a ?tavi?e korisno.

Sada se moramo pozabaviti takvim pojmom kao ?to je kovalentna veza, koja, usput re?eno, mo?e biti i polarna i nepolarna. Ina?e, sama rije? "kovalentna" nastala je od latinskog "co" - zajedno i "vales" - koji ima snagu.

Pojava termina

Po?nimo sa ?injenicom da Termin "kovalentni" prvi je put uveo Irving Langmuir 1919. Dobitnik Nobelove nagrade. Koncept "kovalentnog" podrazumijeva hemijsku vezu u kojoj oba atoma dijele elektrone, ?to se naziva suvlasni?tvo. Tako se razlikuje, na primjer, od metalnog, u kojem su elektroni slobodni, ili od ionskog, gdje jedan daje elektrone drugom. Treba napomenuti da se formira izme?u nemetala.

Na osnovu prethodno navedenog mo?emo izvu?i mali zaklju?ak o tome ?ta je ovaj proces. Nastaje izme?u atoma zbog formiranja zajedni?kih elektronskih parova, a ti parovi nastaju na vanjskom i pred-vanjskom podnivou elektrona.

Primjeri, tvari s polarnim:

Vrste kovalentnih veza

Tako?er se razlikuju dvije vrste - to su polarne i, shodno tome, nepolarne veze. Analizirat ?emo karakteristike svakog od njih posebno.

Kovalentno polarno - obrazovanje

?ta je pojam "polarni"?

Obi?no se de?ava da dva atoma imaju razli?itu elektronegativnost, pa im zajedni?ki elektroni ne pripadaju podjednako, ve? su uvek bli?i jednom nego drugom. Na primjer, molekula klorovodika, u kojoj se elektroni kovalentne veze nalaze bli?e atomu klora, jer je njegova elektronegativnost ve?a od elektronegativnosti vodika. Me?utim, u stvarnosti, razlika u privla?enju elektrona je dovoljno mala za potpuni prijenos elektrona sa vodonika na hlor.

Kao rezultat toga, na polarnosti, gusto?a elektrona se pomi?e na elektronegativniju, a na njoj nastaje djelomi?ni negativni naboj. Zauzvrat, jezgro, ?ija je elektronegativnost ni?a, ima, prema tome, djelomi?no pozitivan naboj.

zaklju?ujemo: polarno nastaje izme?u razli?itih nemetala, koji se razlikuju po vrijednosti elektronegativnosti, a elektroni se nalaze bli?e jezgru sa ve?om elektronegativno??u.

Elektronegativnost - sposobnost nekih atoma da privla?e elektrone drugih, formiraju?i tako kemijsku reakciju.

Primjeri kovalentnih polarnih, supstance sa kovalentnom polarnom vezom:

Formula tvari s kovalentnom polarnom vezom

Kovalentno nepolarno, razlika izme?u polarnog i nepolarnog

I kona?no, nepolarni, uskoro ?emo saznati o ?emu se radi.

Glavna razlika izme?u nepolarnog i polarnog je simetrija. Ako su u slu?aju polarne veze elektroni bili smje?teni bli?e jednom atomu, onda su kod nepolarne veze elektroni raspore?eni simetri?no, odnosno podjednako u odnosu na oba.

Va?no je napomenuti da nepolarni nastaje izme?u atoma nemetala jednog hemijskog elementa.

Na primjer, tvari s nepolarnim kovalentnim vezama:

Tako?er, skup elektrona se ?esto naziva jednostavno elektronskim oblakom, na osnovu ?ega zaklju?ujemo da je elektronski oblak komunikacije, koji ?ini zajedni?ki par elektrona, raspore?en u prostoru simetri?no, ili ravnomjerno u odnosu na jezgra oba.

Primjeri kovalentne nepolarne veze i shema za formiranje kovalentne nepolarne veze

Ali tako?er je korisno znati kako razlikovati kovalentno polarne i nepolarne.

kovalentne nepolarne su uvek atomi iste supstance. H2. CL2.

Ovaj ?lanak je do?ao do kraja, sada znamo ?ta je ovaj hemijski proces, znamo kako ga odrediti i njegove varijante, znamo formule za nastanak supstanci, i op?enito malo vi?e o na?em slo?enom svijetu, uspjehu u hemiju i formiranje novih formula.

Definicija

Kovalentna veza je hemijska veza nastala socijalizacijom atoma njihovih valentnih elektrona. Obavezni uslov za formiranje kovalentne veze je preklapanje atomskih orbitala (AO), na kojima se nalaze valentni elektroni. U najjednostavnijem slu?aju, preklapanje dva AO dovodi do formiranja dvije molekularne orbitale (MO): veznog MO i antivezuju?eg (olabavljivog) MO. Zajedni?ki elektroni se nalaze na ni?oj energetskoj vezivnoj MO:

Komunikacijsko obrazovanje

Kovalentna veza (atomska veza, homeopolarna veza) - veza izme?u dva atoma zbog socijalizacije (dijeljenja elektrona) dva elektrona - po jedan iz svakog atoma:

A. + B. -> A: B

Iz tog razloga, homeopolarni odnos ima usmjereni karakter. Par elektrona koji stvara vezu pripada istovremeno oba vezana atoma, na primjer:

Vrste kovalentnih veza

Postoje tri vrste kovalentnih hemijskih veza koje se razlikuju po mehanizmu nastanka:

1. Jednostavna kovalentna veza. Za njegovo formiranje, svaki od atoma daje jedan nespareni elektron. Kada se formira jednostavna kovalentna veza, formalni naboji atoma ostaju nepromijenjeni. Ako su atomi koji formiraju jednostavnu kovalentnu vezu isti, onda su istinski naboji atoma u molekuli tako?er isti, budu?i da atomi koji formiraju vezu podjednako posjeduju socijalizirani elektronski par, takva veza se naziva nepolarna kovalentna obveznica. Ako su atomi razli?iti, tada je stupanj vlasni?tva nad socijaliziranim parom elektrona odre?en razlikom u elektronegativnosti atoma, atom s ve?om elektronegativno??u ima par vezanih elektrona u ve?oj mjeri, pa je stoga njegov pravi naboj ima negativan predznak, atom s ni?om elektronegativno??u dobiva, odnosno, isti naboj, ali s pozitivnim predznakom.

Sigma (s)-, pi (p)-veze - pribli?an opis tipova kovalentnih veza u molekulima organskih jedinjenja, s-veza se odlikuje ?injenicom da je gustina elektronskog oblaka maksimalna du? ose koja spaja jezgra atoma. Kada se formira p-veza, dolazi do takozvanog bo?nog preklapanja elektronskih oblaka, a gustina elektronskog oblaka je maksimalna "iznad" i "ispod" ravni s-veze. Na primjer, uzmite etilen, acetilen i benzen.

U molekulu etilena C 2 H 4 postoji dvostruka veza CH 2 = CH 2, njegova elektronska formula je: H: C:: C: H. Jezgra svih atoma etilena nalaze se u istoj ravni. Tri elektronska oblaka svakog atoma ugljika formiraju tri kovalentne veze sa drugim atomima u istoj ravni (sa uglovima izme?u njih od oko 120°). Oblak ?etvrtog valentnog elektrona atoma ugljika nalazi se iznad i ispod ravnine molekule. Takvi elektronski oblaci oba atoma ugljika, koji se djelomi?no preklapaju iznad i ispod ravnine molekule, formiraju drugu vezu izme?u atoma ugljika. Prva, ja?a kovalentna veza izme?u atoma ugljika naziva se s-veza; druga, manje jaka kovalentna veza naziva se p-veza.

U linearnoj molekuli acetilena

H-S?S-N (N: S::: S: N)

postoje s-veze izme?u atoma ugljika i vodika, jedna s-veza izme?u dva atoma ugljika i dvije p-veze izme?u istih atoma ugljika. Dvije p-veze nalaze se iznad sfere djelovanja s-veze u dvije me?usobno okomite ravni.

Svih ?est atoma ugljika C 6 H 6 cikli?kog molekula benzena le?e u istoj ravni. s-veze djeluju izme?u atoma ugljika u ravnini prstena; iste veze postoje za svaki atom ugljika sa atomima vodika. Svaki atom ugljika tro?i tri elektrona da stvori ove veze. Oblaci ?etvrtog valentnog elektrona atoma ugljika, koji imaju oblik osmice, nalaze se okomito na ravninu molekule benzena. Svaki takav oblak se podjednako preklapa sa oblacima elektrona susjednih atoma ugljika. U molekulu benzena se ne formiraju tri odvojene p-veze, ve? jedan p-elektronski sistem od ?est elektrona, zajedni?ki za sve atome ugljika. Veze izme?u atoma ugljika u molekuli benzena su potpuno iste.

Kovalentna veza nastaje kao rezultat socijalizacije elektrona (sa formiranjem zajedni?kih elektronskih parova), koja nastaje prilikom preklapanja elektronskih oblaka. Elektronski oblaci dva atoma u?estvuju u formiranju kovalentne veze. Postoje dvije glavne vrste kovalentnih veza:

• Kovalentna nepolarna veza se formira izme?u atoma nemetala istog hemijskog elementa. Jednostavne tvari imaju takvu vezu, na primjer, O 2; N 2 ; C 12 .
• Kovalentna polarna veza nastaje izme?u atoma razli?itih nemetala.

vidi tako?e

Knji?evnost

• "Hemijski enciklopedijski re?nik", M., "Sovjetska enciklopedija", 1983, str.264.

Wikimedia Foundation. 2010 .

U kojoj je jedan od atoma donirao elektron i postao kation, a drugi atom je prihvatio elektron i postao anion.

Karakteristi?na svojstva kovalentne veze - usmjerenost, zasi?enost, polaritet, polarizabilnost - odre?uju kemijska i fizi?ka svojstva spojeva.

Smjer veze je posljedica molekularne strukture tvari i geometrijskog oblika njihove molekule. Uglovi izme?u dvije veze nazivaju se uglovi veze.

Zasi?enost - sposobnost atoma da formiraju ograni?en broj kovalentnih veza. Broj veza koje formira atom ograni?en je brojem njegovih vanjskih atomskih orbitala.

Polaritet veze je zbog neravnomjerne raspodjele elektronske gustine zbog razlika u elektronegativnosti atoma. Na osnovu toga, kovalentne veze se dijele na nepolarne i polarne (nepolarne - dvoatomska molekula se sastoji od identi?nih atoma (H 2, Cl 2, N 2) i oblaci elektrona svakog atoma su raspore?eni simetri?no u odnosu na ove atomi; polarni - dvoatomska molekula sastoji se od atoma razli?itih kemijskih elemenata, a op?i elektronski oblak se pomi?e prema jednom od atoma, stvaraju?i tako asimetriju u raspodjeli elektri?nog naboja u molekuli, stvaraju?i dipolni moment molekule) .

Polarizabilnost veze izra?ava se u pomaku elektrona veze pod uticajem spolja?njeg elektri?nog polja, uklju?uju?i i ono druge ?estice koja reaguje. Polarizabilnost je odre?ena mobilno??u elektrona. Polaritet i polarizabilnost kovalentnih veza odre?uju reaktivnost molekula u odnosu na polarne reagense.

Me?utim, dva puta dobitnik Nobelove nagrade L. Pauling je istakao da "u nekim molekulima postoje kovalentne veze zbog jednog ili tri elektrona umjesto zajedni?kog para." Jednoelektronska hemijska veza se ostvaruje u molekularnom jonu vodoniku H 2 +.

Molekularni vodikov jon H 2 + sadr?i dva protona i jedan elektron. Jedan elektron molekularnog sistema kompenzuje elektrostati?ko odbijanje dva protona i dr?i ih na udaljenosti od 1,06 ? (du?ina H 2 + hemijske veze). Centar elektronske gustine elektronskog oblaka molekularnog sistema jednako je udaljen od oba protona za Bohr radijus a 0 =0,53 A i centar je simetrije molekularnog vodonikovog jona H 2 + .

Enciklopedijski YouTube

• 1 / 5

  Kovalentnu vezu formira par elektrona koji dijele dva atoma, a ti elektroni moraju zauzeti dvije stabilne orbitale, po jednu iz svakog atoma.

  A + B -> A: B

  Kao rezultat socijalizacije, elektroni formiraju ispunjen energetski nivo. Veza se formira ako je njihova ukupna energija na ovom nivou manja nego u po?etnom stanju (a razlika u energiji nije ni?ta vi?e od energije veze).

  Prema teoriji molekularnih orbitala, preklapanje dvije atomske orbitale dovodi u najjednostavnijem slu?aju do formiranja dvije molekularne orbitale (MO): obavezuju?i MO i antibonding (labavljenje) MO. Zajedni?ki elektroni se nalaze na MO ni?e energije.

  Formiranje veze tokom rekombinacije atoma

  Me?utim, mehanizam me?uatomske interakcije dugo je ostao nepoznat. Tek 1930. F. London je uveo koncept disperzione privla?nosti – interakcije izme?u trenutnih i indukovanih (indukovanih) dipola. Trenutno se privla?ne sile zbog interakcije izme?u fluktuiraju?ih elektri?nih dipola atoma i molekula nazivaju "londonske sile".

  Energija takve interakcije je direktno proporcionalna kvadratu elektronske polarizabilnosti a i obrnuto proporcionalna ?estom stepenu udaljenosti izme?u dva atoma ili molekula.

  Formiranje veze mehanizmom donor-akceptor

  Pored homogenog mehanizma za formiranje kovalentne veze opisanog u prethodnom odjeljku, postoji heterogeni mehanizam - interakcija suprotno nabijenih jona - protona H + i negativnog vodikovog jona H -, koji se naziva hidridni ion:

  H + + H - -> H 2

  Kada se ioni pribli?e, dvoelektronski oblak (par elektrona) hidridnog jona privla?i proton i na kraju postaje zajedni?ki za oba jezgra vodika, odnosno pretvara se u vezuju?i elektronski par. ?estica koja opskrbljuje elektronski par naziva se donor, a ?estica koja prihvata ovaj elektronski par naziva se akceptor. Takav mehanizam za stvaranje kovalentne veze naziva se donor-akceptor.

  H + + H 2 O -> H 3 O +

  Proton napada usamljeni elektronski par molekula vode i formira stabilan kation koji postoji u vodenim rastvorima kiselina.

  Sli?no, proton je vezan za molekulu amonijaka sa formiranjem kompleksnog amonijum kationa:

  NH 3 + H + -> NH 4 +

  Na ovaj na?in (prema donor-akceptorskom mehanizmu stvaranja kovalentne veze) dobija se velika klasa jedinjenja onijuma, koja uklju?uje amonijum, oksonijum, fosfonijum, sulfonijum i druga jedinjenja.

  Molekula vodika mo?e djelovati kao donor elektronskog para, ?to u kontaktu s protonom dovodi do stvaranja molekularnog vodikovog jona H 3 + :

  H 2 + H + -> H 3 +

  Vezuju?i elektronski par molekularnog vodikovog jona H 3 + pripada istovremeno tri protona.

  Vrste kovalentnih veza

  Postoje tri vrste kovalentnih hemijskih veza koje se razlikuju po mehanizmu nastanka:

  1. Jednostavna kovalentna veza. Za njegovo formiranje, svaki od atoma daje jedan nespareni elektron. Kada se formira jednostavna kovalentna veza, formalni naboji atoma ostaju nepromijenjeni.

  • Ako su atomi koji formiraju jednostavnu kovalentnu vezu isti, onda su istinski naboji atoma u molekuli tako?er isti, budu?i da atomi koji formiraju vezu podjednako posjeduju zajedni?ki par elektrona. Takva veza se zove nepolarna kovalentna veza. Jednostavne tvari imaju takvu vezu, na primjer: 2, 2, 2. Ali ne samo nemetali istog tipa mogu formirati kovalentnu nepolarnu vezu. Nemetalni elementi ?ija je elektronegativnost jednaka mogu formirati i kovalentnu nepolarnu vezu, na primjer, u PH 3 molekuli, veza je kovalentna nepolarna, jer je EO vodonika jednak EO fosfora.
  • Ako su atomi razli?iti, tada je stupanj vlasni?tva nad socijaliziranim parom elektrona odre?en razlikom u elektronegativnosti atoma. Atom sa ve?om elektronegativno??u ja?e privla?i k sebi par vezanih elektrona i njegov pravi naboj postaje negativan. Atom sa manjom elektronegativno??u dobija, respektivno, isti pozitivni naboj. Ako je spoj nastao izme?u dva razli?ita nemetala, tada se takav spoj naziva polarnu kovalentnu vezu.

  U molekulu etilena C 2 H 4 nalazi se dvostruka veza CH 2 = CH 2, njegova elektronska formula: H: C:: C: H. Jezgra svih atoma etilena nalaze se u istoj ravni. Tri elektronska oblaka svakog atoma ugljika formiraju tri kovalentne veze sa drugim atomima u istoj ravni (sa uglovima izme?u njih od oko 120°). Oblak ?etvrtog valentnog elektrona atoma ugljika nalazi se iznad i ispod ravnine molekule. Takvi elektronski oblaci oba atoma ugljika, koji se djelomi?no preklapaju iznad i ispod ravnine molekule, formiraju drugu vezu izme?u atoma ugljika. Prva, ja?a kovalentna veza izme?u atoma ugljika naziva se s-veza; druga, slabija kovalentna veza se zove p (\displaystyle \pi )-komunikacija.

  U linearnoj molekuli acetilena

  H-S?S-N (N: S::: S: N)

  postoje s-veze izme?u atoma ugljika i vodika, jedna s-veza izme?u dva atoma ugljika i dva p (\displaystyle \pi ) veze izme?u istih atoma ugljika. Dva p (\displaystyle \pi )-veze se nalaze iznad sfere djelovanja s-veze u dvije me?usobno okomite ravni.

  Svih ?est atoma ugljika C 6 H 6 cikli?kog molekula benzena le?e u istoj ravni. s-veze djeluju izme?u atoma ugljika u ravnini prstena; iste veze postoje za svaki atom ugljika sa atomima vodika. Svaki atom ugljika tro?i tri elektrona da stvori ove veze. Oblaci ?etvrtog valentnog elektrona atoma ugljika, koji imaju oblik osmice, nalaze se okomito na ravninu molekule benzena. Svaki takav oblak se podjednako preklapa sa oblacima elektrona susjednih atoma ugljika. U molekulu benzena, ne tri odvojena p (\displaystyle \pi )-veze, ali jednostruke p (\displaystyle \pi ) dielektrici ili poluvodi?i. Tipi?ni primjeri atomskih kristala (atomi u kojima su me?usobno povezani kovalentnim (atomskim) vezama) su

  Kovalentna, jonska i metalna su tri glavna tipa hemijskih veza.

  Hajde da saznamo vi?e o tome kovalentna hemijska veza. Razmotrimo mehanizam njegovog nastanka. Uzmimo za primjer formiranje molekule vodika:

  Sferno simetri?an oblak formiran od 1s elektrona okru?uje jezgro slobodnog atoma vodika. Kada se atomi pribli?avaju jedan drugom na odre?enu udaljenost, njihove se orbitale djelomi?no preklapaju (vidi sliku), kao rezultat, izme?u centara oba jezgra pojavljuje se molekularni dvoelektronski oblak, koji ima maksimalnu gustinu elektrona u prostoru izme?u jezgara. Sa pove?anjem gusto?e negativnog naboja, dolazi do sna?nog pove?anja sila privla?enja izme?u molekularnog oblaka i jezgara.

  Dakle, vidimo da se kovalentna veza formira preklapanjem elektronskih oblaka atoma, ?to je pra?eno osloba?anjem energije. Ako je udaljenost izme?u jezgara atoma koji se pribli?avaju dodiru 0,106 nm, tada ?e nakon preklapanja elektronskih oblaka biti 0,074 nm. ?to je ve?e preklapanje elektronskih orbitala, to je ja?a hemijska veza.

  kovalentna pozvao hemijska veza koju vr?e elektronski parovi. Jedinjenja sa kovalentnom vezom nazivaju se homeopolarni ili atomski.

  Postoji dva tipa kovalentne veze: polar i nepolarni.

  Sa nepolarnim kovalentna veza koju formira zajedni?ki par elektrona, elektronski oblak je raspore?en simetri?no u odnosu na jezgra oba atoma. Primjer mogu biti dvoatomni molekuli koji se sastoje od jednog elementa: Cl 2, N 2, H 2, F 2, O 2 i drugih, u kojima elektronski par pripada oba atoma podjednako.

  Na polarnom U kovalentnoj vezi, oblak elektrona je pomjeren prema atomu s vi?om relativnom elektronegativno??u. Na primjer, molekule hlapljivih neorganskih jedinjenja kao ?to su H 2 S, HCl, H 2 O i drugi.

  Formiranje HCl molekula mo?e se predstaviti na sljede?i na?in:

  

  Jer relativna elektronegativnost atoma hlora (2.83) ve?a je od elektronegativnosti atoma vodonika (2.1), elektronski par se pomera prema atomu hlora.

  Osim razmjenskog mehanizma za formiranje kovalentne veze - zbog preklapanja, postoji i donor-akceptor mehanizam njegovog formiranja. Ovo je mehanizam u kojem se formiranje kovalentne veze doga?a zbog dvoelektronskog oblaka jednog atoma (donor) i slobodne orbitale drugog atoma (akceptora). Pogledajmo primjer mehanizma za formiranje amonijaka NH 4 +. U molekuli amonijaka atom du?ika ima oblak od dva elektrona:

  Jon vodonika ima slobodnu orbitalu 1s, ozna?imo je kao .

  U procesu formiranja amonijum jona, dvoelektronski oblak azota postaje uobi?ajen za atome azota i vodonika, ?to zna?i da se pretvara u molekularni elektronski oblak. Stoga se pojavljuje ?etvrta kovalentna veza. Proces stvaranja amonijaka mo?e se predstaviti na sljede?i na?in:

  Naboj vodonikovog jona se raspr?uje me?u svim atomima, a dvoelektronski oblak koji pripada du?iku postaje zajedni?ki sa vodonikom.

  Imate bilo kakvih pitanja? Ne znate kako da uradite doma?i?
  Da dobijete pomo? tutora - registrujte se.
  Prva lekcija je besplatna!

  stranice, uz potpuno ili djelomi?no kopiranje materijala, obavezan je link na izvor.

  Hemijska veza je interakcija ?estica (jona ili atoma), koja se odvija u procesu razmjene elektrona koji se nalaze na posljednjem elektronskom nivou. Postoji nekoliko vrsta takve veze: kovalentna (dijeli se na nepolarnu i polarnu) i ionska. U ovom ?lanku ?emo se detaljnije zadr?ati na prvoj vrsti kemijskih veza - kovalentnoj. I to preciznije, u svom polarnom obliku.

  Kovalentna polarna veza je hemijska veza izme?u oblaka valentnih elektrona susjednih atoma. Prefiks "ko-" - u ovom slu?aju zna?i "zajedno", a osnova "valencije" se prevodi kao snaga ili sposobnost. Ta dva elektrona koji se me?usobno ve?u nazivaju se elektronskim parom.

  Pri?a

  Termin je u nau?nom kontekstu prvi upotrijebio hemi?ar Irving Lenngryum, dobitnik Nobelove nagrade. Desilo se to 1919. godine. U svom radu, nau?nik je objasnio da se veza u kojoj se posmatraju elektroni zajedni?ki za dva atoma razlikuje od metalne ili jonske. Dakle, zahtijeva poseban naziv.

  Kasnije, ve? 1927. godine, F. London i W. Heitler, uzimaju?i za primjer molekulu vodonika kao kemijski i fizi?ki najjednostavniji model, opisali su kovalentnu vezu. Oni su se bacili na posao s drugog kraja i potkrijepili svoja zapa?anja pomo?u kvantne mehanike.

  Su?tina reakcije

  

  Proces pretvaranja atomskog vodika u molekularni vodonik tipi?na je kemijska reakcija, ?ija je kvalitativna karakteristika veliko osloba?anje topline kada se dva elektrona spoje. To izgleda otprilike ovako: dva atoma helijuma se pribli?avaju jedan drugome, imaju jedan elektron u svojoj orbiti. Tada se ova dva oblaka pribli?avaju jedan drugom i formiraju novi, sli?an helijumskoj ljusci, u kojoj se ve? rotiraju dva elektrona.

  Dovr?ene elektronske ljuske su stabilnije od nepotpunih, pa je njihova energija znatno manja od energije dva odvojena atoma. Tokom formiranja molekula, vi?ak toplote se raspr?uje u okolinu.

  Klasifikacija

  U hemiji postoje dvije vrste kovalentnih veza:

  1. Nepolarna kovalentna veza nastala izme?u dva atoma istog nemetalnog elementa, kao ?to su kiseonik, vodonik, du?ik, ugljik.
  2. Kovalentna polarna veza se javlja izme?u atoma razli?itih nemetala. Dobar primjer je molekula klorovodika. Kada se atomi dvaju elemenata spoje jedan s drugim, nespareni elektron iz vodika djelomi?no prelazi na posljednji elektronski nivo atoma hlora. Tako se na atomu vodika formira pozitivan naboj, a na atomu hlora negativan.

  Donator-akceptorska veza je tako?e vrsta kovalentne veze. Sastoji se u ?injenici da jedan atom iz para daje oba elektrona, postaju?i donor, a atom koji ih prihvata, odnosno, smatra se akceptorom. Kada se formira veza izme?u atoma, naboj donora se pove?ava za jedan, a naboj akceptora se smanjuje.

  Polupolarna veza - e Mo?e se smatrati podvrstom donora-akceptora. Samo u ovom slu?aju se atomi ujedinjuju, od kojih jedan ima potpunu elektronsku orbitalu (halogeni, fosfor, du?ik), a drugi ima dva nesparena elektrona (kisik). Komunikacija se formira u dvije faze:

  • prvo, jedan elektron se uklanja iz usamljenog para i spaja sa nesparenim;
  • spajanje preostalih nesparenih elektroda, odnosno formira se kovalentna polarna veza.

  Svojstva

  

  Polarna kovalentna veza ima svoja fizi?ka i hemijska svojstva, kao ?to su usmjerenost, zasi?enost, polaritet i polarizabilnost. Oni odre?uju karakteristike nastalih molekula.

  Smjer veze ovisi o budu?oj molekularnoj strukturi nastale tvari, odnosno o geometrijskom obliku koji dva atoma formiraju pri dodavanju.

  Zasi?enje pokazuje koliko kovalentnih veza mo?e formirati jedan atom supstance. Ovaj broj je ograni?en brojem vanjskih atomskih orbitala.

  Polaritet molekula nastaje zato ?to je elektronski oblak, formiran od dva razli?ita elektrona, neravnomjeran du? cijelog svog obima. To je zbog razlike u negativnom naboju u svakom od njih. To je svojstvo koje odre?uje da li je veza polarna ili nepolarna. Kada se dva atoma istog elementa spoje, elektronski oblak je simetri?an, ?to zna?i da je veza kovalentna nepolarna. A ako se atomi razli?itih elemenata spoje, tada nastaje asimetri?ni elektronski oblak, takozvani dipolni moment molekule.

  Polarizabilnost odra?ava koliko se aktivno pomi?u elektroni u molekulu pod djelovanjem vanjskih fizi?kih ili kemijskih agenasa, kao ?to su elektri?no ili magnetsko polje, druge ?estice.

  Posljednja dva svojstva rezultiraju?eg molekula odre?uju njegovu sposobnost da reagira s drugim polarnim reagensima.

  Sigma veza i pi veza

  Formiranje ovih veza zavisi od gustine distribucije elektrona u elektronskom oblaku tokom formiranja molekula.

  Sigma vezu karakteri?e prisustvo guste akumulacije elektrona du? ose koja povezuje jezgre atoma, odnosno u horizontalnoj ravni.

  Pi vezu karakteri?e zbijanje elektronskih oblaka na mestu njihovog preseka, odnosno iznad i ispod jezgra atoma.

  Vizualizacija odnosa u unosu formule

  

  Uzmimo atom hlora kao primjer. Njegov vanjski elektronski nivo sadr?i sedam elektrona. U formuli su raspore?eni u tri para i jedan nespareni elektron oko oznake elementa u obliku ta?aka.

  Ako se molekula hlora napi?e na isti na?in, vidjet ?e se da su dva nesparena elektrona formirala par zajedni?ki za dva atoma, koji se naziva zajedni?ki. Osim toga, svaki od njih je primio osam elektrona.

  Pravilo okteta-dubleta

  

  Hemi?ar Lewis, koji je predlo?io kako se formira polarna kovalentna veza, bio je prvi od svojih kolega koji je formulisao pravilo koje obja?njava stabilnost atoma kada se kombinuju u molekule. Njegova su?tina le?i u ?injenici da se kemijske veze izme?u atoma formiraju kada se socijalizira dovoljan broj elektrona da se dobije elektronska konfiguracija koja se ponavlja sli?no atomima plemenitih elemenata.

  Odnosno, kada se molekuli formiraju, za njihovu stabilizaciju potrebno je da svi atomi imaju potpuni vanjski elektronski nivo. Na primjer, atomi vodika, ujedinjuju?i se u molekulu, ponavljaju elektronsku ljusku helijuma, atomi klora, stje?u sli?nost na elektronskom nivou s atomom argona.

  Du?ina veze

  

  Kovalentnu polarnu vezu, izme?u ostalog, karakterizira odre?ena udaljenost izme?u jezgri atoma koji ?ine molekulu. Nalaze se na takvoj udaljenosti jedna od druge na kojoj je energija molekula minimalna. Da bi se to postiglo, potrebno je da se elektronski oblaci atoma ?to vi?e preklapaju. Postoji direktno proporcionalan obrazac izme?u veli?ine atoma i duge veze. ?to je atom ve?i, to je du?a veza izme?u jezgara.

  Mogu?a je varijanta kada atom ne formira jednu, ve? nekoliko kovalentnih polarnih veza. Tada se izme?u jezgara formiraju takozvani valentni uglovi. Mogu biti od devedeset do sto osamdeset stepeni. Oni odre?uju geometrijsku formulu molekula.