Na koji način se elementi sjedinjavaju?

[Ometač]

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



Jonska (elektrovalentna) veza

[Ometač]

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 nn-. 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).

[Ometač]

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).

[Ometač]

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).

[Ometač]

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).

[Ometač]

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.

[Ometač]

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.

[Ometač]

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)

[Ometač]

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.

[Ometač]

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!

[Ometač]

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).

[Ometač]

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.