Međuatomske veze – ionska, kovalentna i metalna
Kemijske veze među atomima elemenata nastaju zbog težnje ka smanjenju energije sustava. Naime, većina atoma elemenata nema popunjenu zadnju ljusku elektronskog omotača, pa želi postići oktet zadnje ljuske (ili dublet kod vodika i helija).

Ionska veza – nastaje između atoma metala i atoma nemetala. Pri tome metal gubi elektrone i postaje kation, a nemetal prima elektrone i postaje anion. Ionska veza je elektrostatske prirode. Zbog jakih privlačnih sila među ionima ionski kristali su tvrdi te imaju visoka vrelišta i tališta. Ionski su spojevi dobro topljivi u vodi jer imaju polaran karakter. Ionska veza je jača što je razlika elektronegativnosti elemenata veća, a istodobno tako ionska je veza jača što je veći nabojni broj iona.

Kovalentna veza – nastaje međusobnim povezivanjem atoma nemetala. Prilikom stvaranja kovalentne veze formira se zajednički elektronski par tako da svaki atom daje po jedan elektron u zajednički elektronski par. Ravnopravnost podjele zajedničkog elektronskog para ovisi o elektronegativnosti elemenata.
Ovisno o broju zajedničkih elektronskih parova koji povezuju atome razlikujemo jednostruku, dvostruku i trostruku kovalentnu vezu. Duljina kovalentne veze je udaljenost između jezgara vezanih kovalentnom vezom.

VEZA

ENRGIJA VEZE (kJmol-1)

DULJINA VEZE (pm)

C = O

725

121

C – C

344

154

C = C

615

133

C ≡ C

812

120

H – H

436

73

N ≡ N

946

110


Kovalentni polumjer atoma je polovica razmaka dvaju istovrsnih atoma vezanih kovalentnom vezom.

Van der Waalsov polumjer je polovina udaljenosti između jezgara dvaju istovrsnih atoma koji su u dodiru, ali nisu povezani. Tvari nastale kovalentnom vezom sastoje se od molekula koje imaju određenu strukturu i geometrijski oblik te određeno usmjerenje u prostoru. Kutovi među vezama ovise o broju atoma u molekuli te broju zajedničkih i slobodnih elektronskih parova oko središnjeg atoma. Međusobno se odbijaju nepodijeljeni elektronski parovi, nepodijeljeni elektronski parovi i vezni parovi te vezni parovi međusobno.
Molekule tvari s kovalentnom vezom međusobno su slabo povezane i mogu se lako odijeliti. Zato su takve tvari često plinovi i tekućine. Ako pak imaju kruto agregatno stanje, onda lako sublimiraju, mekane su i imaju nisko vrelište i talište.
Nepolarne molekule s kovalentnom vezom nisu topljive u vodi, dok molekule koje su polarnog karaktera jesu topljive u vodi.

Donorska (koordinativna) kovalentna veza – kovalentna veza kod koje zajednički elektronski par potječe od samo jednog atoma. Primjeri molekula u kojima postoji osim običnih kovalentnih veza i donorska kovalentna veza: ozon (O3), ugljikov monoksid (CO), dušikov (V) oksid (N2O5), dušična kiselina (HNO3), sumporna kiselina (H2SO4) i dr.

Polarnost kovalentne veze
Ako su atomi u molekuli iste elektronegativnosti podjela zajedničkog elektronskog para je ravnomjerna te će molekula biti nepolarna. Ako su atomi u molekuli različite elektronegativnosti, zajednički elektronski par privlači se više jezgri elektronegativnijeg elementa pa je molekula polarna. Polarne molekule imaju dva pola, razdvojeno težište pozitivnog i negativnog pola.
Polarnost molekule uzrokuju dva efekta: razlika u elektronegativnosti atoma u vezi i prostorna građa molekule.

Odstupanje od pravila okteta
Ukoliko centralni atom u molekuli nema oko sebe osam elektrona, kaže se da postoji odstupanje od pravila okteta. Primjeri: berilijev klorid – BeCl2, borov trifluorid – BF3, fosforov (V) klorid – PCl5, sumporov (VI) fluorid – SF6.

Metalna veza ostvaruje se između atoma metala. U kristalnoj rešetki metala dolazi do preklapanja atomskih orbitala jer su bliske po energiji i stvaraju se molekulske orbitale. Tako se iz pojedinih vrsta atomskih orbitala stvaraju elektronske vrpce (zone). U kristalnoj rešetki metala ima više energijskih nivoa nego što ima elektrona da ih popune.

Valentna vrpca – energetski nivoi koji su popunjeni elektronima.

Vodljiva vrpca – prazni energijski nivoi. Oni omogućuju elektronima da pod utjecajem vanjskog električnog polja poprime veći sadržaj energije i da putuju kroz kristal, pa metal provodi električnu struju. U metalima su valentna i vodljiva vrpca tako blizu (preklapaju se) da elektroni bez zapreke prelaze iz jedne u drugu.


Ako između valentne i vodljive vrpce postoji određena energijska barijera koju elektroni moraju svladati da bi prešli iz jedne u drugu, električna vodljivost takve tvari se smanjuje. Takve se tvari zovu poluvodiči.

Izolatori – tvari koje ne provode električnu struju jer je energetska barijera između valentne i vodljive vrpce toliko velika da je elektroni ne mogu svladati.

Međumolekulske veze – vodikova veza, van der Waalsova veza

Vodikova veza
-          elektrostatske prirode
-          nešto jača od van der Waalsovih sila, ali slabija od međuatomskih veza
-          spojevi među čijim molekulama postoje vodikove veze imaju mnogo viša tališta i vrelišta od očekivanih vrijednosti jer su i privlačne sile među molekulama jače
-          u sastavu molekule mora biti vodik i molekula mora biti polarne građe

Van der Waalsove sile
-          slabije od međuatomskih veza
-          ovise o veličini čestica (što su čestice veće, to je među njima više dodira pa su i privlačnije sile jače)
-          o jakosti ovih sila ovise tališta i vrelišta tvari pa i agregatno stanje tvari – vrelišta rastu porastom relativnih atomskih masa, odnosno porastom veličine atoma i molekula

Ažurirano (Utorak, 01 Ožujak 2011 23:19)