Ковалентна веза

мини|350п|Формирање ковалентне везе -{H2}- где два атома водоника деле два електрона.

Ковалентна веза се образује између атома неметала, стварањем заједничких електронских парова. Ковалентна веза може бити поларна, неполарна и координантна (у зависности од тога атоми којих хемијских елемената ступају у везу). Неполарна ковалентна веза подразумева да се електронски парови једнако привлаче језгру атома у молекулу (-{O2,N2,CH4}-, ...) Поларна ковалентна веза подразумева да електронски пар привлачи више једно језгро атома од другог. (-{HCl, HF, HBr,}- ...) Координантна веза подразумева да електронски пар даје само један атом (донор), други атом се назива акцептор (-{NO, SO2, SO3,}- ...)

Ковалентна веза је својствена по уједначеном учешћу два атома за разлику од јонске везе. Најпростија ковалентна веза је код атома водоника, система са два протона и два електрона. Како појединачни атоми прилазе један другом, таласне функције електрона постају деформисане и концентрисане у региону између два протона. Укупно привлачење електрона сваком протону је јаче од одбијања два протона или два електрона. Привлачна сила је добијена од пара електрона, по једног из сваког атома, са наелектрисањем које је концентрисано у региону између два атома. Енергија ковалентне везе у молекулу водоника -{H2}- је -4.48 -{eV}-.

Принцип искључења дозвољава да се два електрона налазе у истом делу простору (тј. да буду у истом просторном квантном стању) само кад имају супротне спинове. Када су спинови паралелни, принцип искључења не дозвољава молекуларно стање које би било најповољније из аспеката енергије (са оба електрона у региону између атома). Супротни спинови су основни услов за ковалентну везу, и не могу више од два електрона да учествују у таквој вези. Ипак, атом са више електрона у својој спољној љусци може да формира неколико ковалентних веза. Спајање атома водоника и угљеника, од централне важности у органској хемији, је пример. У молекулу метана (-{CH4}-) атом угљеника је у центру правилног тетраедра, са атомом водоника у сваком углу. Атом угљеника има четири електрона у -{L}- љусци, и сваки од ових четири електрона формира ковалентну везу са једним од четири атома водоника. Слични облици се појављују у још комплекснијим органским молекулима.

Због улоге принципа искључења, ковалентне везе су веома дирекционе. У таласној функцији молекула метана сваки од угљеникових четири валентних електрона је у комбинацији -{2s}- и -{2p}- таласних функција што се назива хибридна таласна функција. Вероватноћа налажења електрона је највећа у теменима тетраедра. Ова симетрична расподела умањује преклапања таласних функција за сваки пар електрона, а тиме смањује одбојну потенцијалну енергију.

Јонске и ковалентне везе представљају два екстрема у молекуларном везивању, али не постоји оштра граница између ова два типа. Често се налази парцијални трансфер једног или више електрона из једног атома у други. Као резултат, многи молекули са различитим атомима, имају моменте електричног дипола, што је у ствари премоћ позитивног наелектрисања на једном крају и негативног на другом. Такви молекули су названи поларни молекули. Молекули воде имају велике моменте дипола; и то је разлог за изузетно велику диелектричну константу течне воде.

Настанак хемијских веза мини|400п|Продукат -{CO}-2 има мање енергије од реактаната -{C + O}-2

У природи све тежи минималној енергији. Тако је и енергија неког хемијског једињења мања од збира енергија појединачних елемената (види дијаграм). Повезивањем атома хемијским везама у једињења настаје стање минималне енергије. Хемијска веза је заправо сила која повезује атоме у неком молекулу или структури. Хемијских веза има више врста, а која ће хемијска веза повезати атоме зависи од грађе самих атома и њихових својстава. Постоје два основна начина повезивања атома. Увек се ради о томе да се електрони атома прегрупишу. Атом може потпуно предати или примити један или више електрона (јонска веза), алтернативно, два атома могу делити електроне (ковалентна веза).

Гилберт Њутн Луис је предложио приказ настајања хемијске везе симболом атома и тачкама које представљају спољашње или валентне електроне. Луис је претпоставио да сваки атом тежи октетној електронској конфигурацији, по узору на племените гасове, осим хелијума који има дублетну конфигурацију. Таква конфигурација истовремено има најмању енергију. Habuš, Tomašić, Liber: Opća kemija 1, 1. izd., Profil. .

Ковалентна веза између истоврсних атома десно|600п|Хлор се повезује ковалентном везом десно|600п|Ковалентна веза кисеоника десно|600п|Ковалентна веза азота мини|лево|250п|Густина електрона молекула -{H}-2

Ковалентна веза повезује атоме неметала. Атоми неметала имају велику енергију јонизације и имају велик електронски афинитет, тешко губе електрон, зато се такви атоми повезују преко заједничких електронских парова. Пример је настанак молекула хлора, -{Cl}-2:

Сваки атом хлора има по седам електрона, а један од електрона атом даје у везни и заједнички електронски пар. Поделом заједничког електронског пара оба су атома постигла стабилну електронску конфигурацију племенитог гаса аргона, дељењем електрона сваки атом их има по осам.

Приближавањем два атома хлора њихове атомске орбитале се преклапају и настаје процесом хибридизације заједничка молекулска орбитала која садржи везни електронски пар, тако је настала једнострука ковалентна веза. У молекулу хлора сваки атом има такође по три невезана електронска пара (цртеж).

Кисеоник је постигао октетну конфигурацију са два везана електронска пара и настала је двострука ковалентна веза. Азот постиже октетну конфигурацију с три везана електронска пара и настала је трострука ковалентна веза. Ковалентне хемијске везе између истоврсних атома још се називају хомонуклеарне и оне су такође неполарне.

Атоми имају електронску конфигурацију спољашње валентне љуске која се може прочитати у Периодном систему елемената. Приближавањем атома њихове спољашње љуске се почну преклапати. Заједнички електронски пар ковалентне везе настане у заједничкој молекулској орбитали, која је настала од појединачних атомских орбитала. Експериментална потврда да су парови подељени најјасније проистиче из дифракције рендгенских зрака. Слика уз текст приказује распоред густине електрона око два језгра атома водоника у молекулу водоника. Криве повезују подручја исте густине електрона. Највећа густина је око самих језгара, а посебно је густина електрона велика између два атомска језгра. Електронски пар се налази између два позитивно набијена језгра, он привлачи оба језгра и делује као нека врста „електростатичког лепка”. То је основни разлог јачине ковалентних веза и стабилности молекула. P. W. Atkins, M. J. Clugston: Načela fizikalne kemije, Školska knjiga.

Ковалентна веза између разноврсних атома мини|550п|Ковалентне везе -{HCl, H2O, NH3, CH4}-

Погледајмо како настају једињења хлора, кисеоника, азота и угљеника са водоником. Сви халогени елементи с водоником формирају халогеноводике, молекуле у којима је увек везан један атом халогеног елемента са атомом водоника једноструком везом. Атом хлора у овом примеру удружује један електрон, атом водоника такође удружује један електрон у заједнички везни пар. Атом кисеоника из 16. групе елемената периодног система има у валентној љусци шест електрона, зато мора да са два атомима водоника формира два везна електронска пара, и тако настају две једноструке везе. Тиме је атом кисеоника остварио октет, атоми водоника су остварили дублет, а заједно три атома имају најнижу могућу енергију. Атом азота има у валентној љусци пет електрона и зато мора с три атома водоника да формира три везна електронска пара, и стога настају три једноструке везе. Тиме је атом азота остварио октет, атоми водоника су остварили дублет, а заједно четири атома имају најнижу могућу енергију. Атом угљеника има у валентној љусци четири електрона и зато мора с четири атома водоника да формира четири везна електронска пара, и тако настају четири једноструке везе. Тиме је атом угљеника остварио октет, атоми водоника су остварили дублет, а заједно пет атома имају најнижу могућу енергију.

Ковалентне хемијске везе између разноврсних атома још се називају хетеронуклеарне. Оне су исто тако поларне.

Усмереност ковалентне везе у простору мини|500п|Усмереност ковалентних веза

Средишњи атом неког молекула најчешће је окружен са укупно четири електронска пара чиме тај атом постиже октетну конфигурацију. Угљеник у молекулу метана везан је са четири атомима водоника са четири везна електронска пара. Азот у молекулу амонијака је везан са три везна пара, а има и један електронски пар који не учествује у стварању хемијске везе. Кисеоник је у молекулу воде везан са два везна електронска пара, а има и два електронска пара који не учествују у хемијској вези.

Од броја атома у молекулу, као и од броја везних и невезних електронских парова око средишњег атома, зависе и међусобни положаји атома у простору и углови између ковалентних веза.

У молекулу метана сва су четири електронска пара подељена. Због истоврсног набоја они се настоје међусобно што више удаљити. На тај начин чине највећи могући угао у простору, који је једнак између све четири ковалентне веза и износи 109,5°. Тај угао је тетраедарски па и молекул метана има облик тетраедра. У молекулу амонијака угао је нешто мањи, износи 107° јер се невезни електронски парови јаче одбијају од везних. Молекул амонијака има облик ниске тростране пирамиде. У молекулу воде угао је још мањи из истог разлога, а молекул има -{V}--облик. Ковалентна веза је дакле усмерена у простору.

Карактеристике ковалентне везе мини|десно|250п|Молекул воде

Значајне особине ковалентне везе су: Ковалентна веза повезује атоме неметала Веза настаје формирањем заједничких електронских парова између два атома Повезивањем атома настају нове сложене честице молекула Веза може бити једнострука, двострука и трострука Ковалентна веза је просторно усмерена Снага ковалентне везе лежи у електростатичкој сили привлачења између заједничких парова (-) и оба језгара (+) у вези.

Одступања од правила октета мини|600п|Одступања од правила октета

Ако број парова електрона око средишњег атома одступа од броја четири (осам електрона) говори се о одступању од правила октета.

Берилијум хлорид (-{BeCl}-2) је ковалентан молекул иако је берилијум метал. Око берилијума се налазе се два везна електронска пара која се одбијају и атоми у молекулу су максимално удаљени, угао између ковалентних веза је 180°. Молекул је линеаран.

Бор хлорид (-{BCl}-3) има три ковалентне везе. Три електронска пара су највише удаљена ако су углови 120° међу ковалентним везама. Молекул бор хлорида је планаран.

Фосфор хлорид (-{PCl}-5) има пет ковалентних веза. Пет електронских парова садржано је у пет ковалентних веза које затварају углове од 90° и 120°, а молекул има облик тригоналне бипирамиде.

Сумпор флуорид (-{SF}-6) има шест ковалентних веза. Шест ковалентних веза са шест електронских парова затварају углове 90°и 180° и везе су усмерене према врховима октаедра.

Више од четири парова електрона могу имати само средишњи атоми који могу попуњавати -{d}--орбитале.

Луисов приказ хемијске везе је један од теоријских модела који не може да објасни грађу сложенијих молекула. То тумаче новије теорије као што је -{VESPR}- - (одбијање електронских парова валентне љуске).

Ковалентна веза

Źródło i licencja