2 2.1. Ionska veza 2.2. Kovalentna veza 2.3. Krutine 2.4. Polarnost molekula 2.5. Vodikova veza
KEMIJSKE VEZE
2. Kemijske veze Sve oko nas izgrađeno je od najmanjih građevnih jedinki – atoma. Atomi mogu postojati samostalno ili se mogu vezati s atomima istog ili drugog kemijskog elementa. Kad se međusobno vezuju atomi različitih kemijskih elemenata, kaže se da je nastao kemijski spoj. U ovom ćemo poglavlju doznati što čini kemijsku vezu, zašto se atomi međusobno povezuju i kakvim vrstama kemijskih veza, te ćemo doznati zašto kemijski spojevi imaju stalan kemijski sastav.
Prije otkrića elektrona i građe atoma nije bilo moguće razumjeti prirodu kemijske veze. Tek su je 1916. godine uspjeli objasniti američki kemičar G. N. Lewis (1875. – 1946.) (slika ( slika 2.1.) i njemački kemičar W. Kossel (1888. – 1956.). Njihovi su se zaključci temeljili na elektronskoj konfiguraciji i svojstvima plemenitih plinova. Ako se plemeniti plinovi ne spajaju s drugim elementima, očito je da njihove elektronske konfiguracije određuju takva svojstva. Zato su Lewis i Kossel pretpostavili da atomi pri međusobnom spajanju nastoje ostvariti stabilne elektronske konfiguracije plemenitih plinova. plinova. Teorija razvijena na temelju tog modela poznata je kao Lewisova teorija kemijske veze. Sve teorije kemijske veze koje su kasnije razvijene u sebi sadrže temelje Lewisove teorije. Prema suvremenim shvaćanjima kemijska je veza električne prirode. Međusobno vezivanje atoma može se ostvariti na više načina. – Atomi mogu otpustiti ili ili primiti elektrone, pri čemu prelaze u pozitivne pozitivne ili negativno nabijene ione koji se međusobno vežu ionskim vezama. – Atomi se mogu spajajati kovalentnim vezama tako da stvaraju zajedničke elektronske parove. – Atomi se u metalima metalima spajaju posebnom posebnom vrstom kemijske kemijske veze koju nazivamo metalnom vezom. Slika 2.1. G. N. Lewis
(1875. - 1946.)
30
Kemijske veze
Konfiguracija atoma helija s parom elektrona u prvoj ljusci i konfiguracije s četiri para, odnosno osam elektrona u posljednjoj ljusci kakve imaju ostali plemeniti plinovi, neobično su stabilne. Zbog takve elektronske konfiguracije plemeniti plinovi, osim ksenona, ne čine kemijske spojeve. U kemijskim spojevima atomi međusobno dijele elektrone kako bi ostvarili stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog plina.
2.1.
Ionska veza
Ionska veza je elektrostatska privlačna sila između iona suprotna električnog naboja, kationa i aniona. Privlačne elektrostatske sile u ionskim spojevima održavaju ione zajedno. Pri nastanku ionske veze elektroni s atoma metala prelaze na atome nemetala. Pritom svaki atom ostvaruje elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog plina. Metal, primjerice litij, ima jedan valentni elektron u 2. ljusci koji otpušta pri stvaranju ionske veze. Tako postiže elektronsku konfiguraciju plemenitog plina helija s dva elektrona u 1. ljusci.
Ionskom vezom povezuju se atomi metala s atomima nemetala.
atom metala
Nemetal, primjerice fluor, ima sedam valentnih elektrona u 2. ljusci. Primanjem jednog elektrona postiže elektronsku konfiguraciju od 8 elektrona u 2. ljusci, a to je elektronska konfiguracija plemenitog plina
kation
neona.
Općenito, pri stvaranju ionske kemijske veze atomi metala otpuštaju elektrone, dok ih atomi nemetala primaju. Pritom atomi prelaze u ione s elektronskom konfiguracijom najbližeg plemenitog plina. Atom koji je otpustio elektrone postaje pozitivno nabijeni ion ili kation. Atom koji je primio elektrone postaje negativno nabijeni ion ili anion (slika 2.2.).
atom nemetala
anion
Slika 2.2. Shematski prikaz nastajanja
kationa i aniona.
PRIMJER 2.1.
Uzmimo kao primjer reakciju između natrija i klora pri čemu nastaje natrijev klorid. Natrijev atom ima popunjenu prvu ljusku s 2, i drugu s 8 elektrona, dok treća ljuska sadržava samo jedan tzv. valentni elektron. Da bi postigao elektronsku konfiguraciju neona s 2 elektrona u prvoj i 8 elektrona u drugoj ljusci, natrijev atom otpušta jedini valentni elektron.
Atom klora u trećoj ljusci ima 7 valentnih elektrona. Njemu manjka samo jedan elektron do stabilne elektronske konfiguracije argona s 8 elektrona u trećoj ljusci. Zato atom klora prima jedan elektron koji je natrijev atom otpustio.
Što će se dogoditi između natrija i klora ovisi o energiji koja će se utrošiti ili osloboditi pri stvaranju kemijske veze. Za „otkidanje“ jednog valentnog elektrona od atoma natrija potrebno je utrošiti određenu energiju. Kad atom klora „primi“ jedan elektron, energija se oslobađa. Istina je da se pri otkidanju jednog elektrona od atoma natrija utroši više energije nego što se oslobodi kad atom klora primi taj elektron. Stvar spašavaju elektrostatske privlačne sile. Ioni Na+ i Cl– snažno se privlače tako da nastanu kristali natrijeva klorida. Pritom se oslobodi daljnja količina energije (topline) pa je reakcija između natrija i klora egzotermna (grč. exo – vani + thermos – topao). Pri egzotermnim kemijskim reakcijama toplina (ili neki drugi oblik energije) prelazi iz promatranog sustava 31
u okolinu (slika 2.3.). Ako se tijekom reakcije energija troši, tj. prelazi iz okoline u promatrani sustav, kaže se da je ta reakcija endotermna (grč. endo – u + thermos
– topao). Fotosinteza je tipičan primjer endotermne kemijske reakcije. Energija Sunčeva zračenja pohranjuje se u kemijskim spojevima bogatim energijom, kao što su glukoza, škrob, celuloza i dr. Proces „otpuštanja” elektrona nazivamo oksidacijom. U ovom slučaju natrij je otpustio jedan elektron pa kažemo da se oksidirao. To možemo prikazati jednadžbom reakcije. Na
OKSIDACIJA
Na+ + e–
Proces „primanja” elektrona nazivamo redukcijom. U ovom slučaju klor je „primio” elektron pa kažemo da se reducirao. Cl + e–
Slika 2.3. Kad se rupičasta
epruveta s rastaljenim natrijem uroni u tikvicu ispunjenu klorom, natrij i klor međusobno reagiraju uz oslobađanje topline i žute svjetlosti svojstvene natrijevim atomima i ionima.
REDUKCIJA
Cl–
Oksidacija i redukcija nerazdvojni su procesi koji se događaju istodobno. Dok jedan atom „otpušta” elektrone, drugi ih „prima”. Ukupan broj otpuštenih elektrona jednak je ukupnom broju primljenih elektrona. Te procese možemo zorno prikazati Lewisovim simbolima (slika 2.4.). Lewisovi simboli sastoje se od simbola elemenata i onoliko točkica koliko elektrona taj element ima u valentnoj ljusci. 18
1 H
2
Li
Be
Na Mg K
Ca
3
4
5
6
7
8
9 10 11 12
13 14 15 16
17 He
B
C
N
O
F
Al
Si
P
S
Cl Ar
Ne
Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr
In
Sn Sb Te
Cs Ba
Ti
Pb
Bi
I
Xe
Po At Rn
Fr Ra Slika 2.4. Lewisovi simboli najvažnijih elemenata. Elementi iste skupine imaju jednak
broj elektrona u valentnoj ili posljednjoj ljusci pa su im Lewisovi simboli jednaki.
Natrij ima samo jedan valentni elektron pa Lewisov simbol za natrij pišemo Na ovako: Klor ima sedam valentnih elektrona pa Lewisov simbol za klor pišemo ovako:
32
Kemijske veze
redukcija –
e
natrijev ion
oksidacija
kloridni ion
Slika 2.5. Shematski prikaz nastajanja natrijeva klorida pomoću Lewisovih
simbola. Oba iona, Na+ i Cl– , ostvaruju stabilnu elektronsku konfiguraciju s četiri para elektrona (ili oktet elektrona) u posljednjoj ljusci.
Reakcija između natrija i klora obično se prikazuje jednadžbom: 2 Na(s) + Cl2(g)
2 NaCl(s)
Pri pisanju jednadžbi uobičajeno je navesti i agregacijska stanja reaktanata i produkata. Oznaka (s) kazuje da je dotični reaktant krutina (s od lat. solidus – krut). Oznakom (g) označavaju se plinovi (g od gas – riječi koju je u 17. stoljeću skovao belgijski liječnik van Helmont). Oznakom (l) označavaju se tekućine (l od lat. liquidus – tekući).
PRIMJER 2.2.
Gorenjem kalcija na zraku ili u struji kisika nastaje kalcijev oksid. 2 Ca(s) + O2(g)
2 CaO(s)
Kalcij u valentnoj ljusci ima dva elektrona i otpuštanjem tih dvaju elektrona postiže stabilnu elektronsku konfiguraciju argona. Kisik ima šest valentnih elektrona. Da bi postigao stabilnu oktetnu konfiguraciju najbližeg plemenitog plina, neona, kisik treba primiti dva elektrona.
kalcijev ion
kisikov ion
Slika 2.6. Shematski prikaz nastajanja kalcijevog oksida pomoću Lewisovih
simbola. Oba iona, Ca2+ i O2–, ostvaruju stabilnu elektronsku konfiguraciju s četiri para elektrona (ili oktetom elektrona) u posljednjoj ljusci.
Slika 2.7. Kalcij užaren u plamenu plinskog plamenika gori ciglastocrvenim plamenom.
33
Predviđanje formule ionskog spoja Formulu ionskog spoja lako je predvidjeti. Ionski spojevi uvijek nastaju između atoma metala i atoma nemetala. Alkalijski metali imaju jedan elektron u valentnoj ljusci. U ionskom spoju oni taj elektron predaju atomu nemetala i tako postaju pozitivno nabijeni ioni. Halogeni elementi imaju jedan elektron manje od elektronske konfiguracije plemenitog plina. Primanjem jednog elektrona oni postaju negativno nabijeni ioni. Kako kemijski spoj uvijek mora biti električki neutralan, uvijek će u spojevima na jedan ion alkalijskog metala doći jedan ion halogenog elementa. Kemijske formule tih spojeva bit će sljedeće:
Slika 2.8. Razmještaj iona Na+ i Cl− u
kristalnoj strukturi natrijeva klorida.
LiF
LiCl
LiBr
LiI
NaF
NaCl
NaBr
NaI
KF
KCl
KBr
KI
Zemnoalkalijski metali imaju dva elektrona u valentnoj ljusci koje u ionskim spojevima predaju atomima halogenih elemenata, pa će formule njihovih spojeva biti:
Slika 2.9. Razmještaj iona Ca2+
i F− u kristalnoj strukturi CaF2.
MgF2
MgCl2
MgBr2
MgI2
CaF2
CaCl2
CaBr2
CaI2
SrF2
SrCl2
itd.
Atomima halkogenih elemenata nedostaju dva elektrona do elektronske
konfiguracije plemenitog plina. Zato će oni u ionskim spojevima postati ioni s dva negativna naboja. U ionskim spojevima uvijek na jedan atom halkogenog elementa dolaze dva atoma alkalijskih metala, ali samo jedan atom zemnoalkalijskog metala. Elementi borove skupine imaju tri elektrona u valentnoj ljusci. Zato će u spojevima na dva atoma elemenata borove skupine doći tri atoma halkogenih elemenata. Primjerice, oksidi elemenata prve, druge i treće skupine imaju sljedeće formule:
+
Slika 2.10. Razmještaj iona Na
i O2− u kristalnoj strukturi Na2O.
34
Kemijske veze
Li2O
BeO
B2O3
Na2O
MgO
Al2O3
K 2O
CaO
Ga2O3
Važno je upamtiti da pri pisanju formula ionskih spojeva zbroj naboja kationa i aniona mora biti jednak nuli. Svojstvo nekog elementa da se spaja s točno određenim brojem atoma nekog drugog elementa nazivamo valencijom (lat. valentia – moć ili kapacitet). Valencija nekog elementa u ionskom spoju jednaka je broju elektrona koje je atom toga kemijskog elementa primio ili otpustio. Tako su natrij i klor u ionskom spoju natrijevog klorida (NaCl), jednovalentni jer je atom natrija otpustio jedan elektron, a atom klora primio jedan elektron. Atomi su kisika i kalcija u kalcijevom oksidu (CaO), dvovalentni jer je atom kalcija otpustio dva elektrona koje je atom kisika primio. Primjere ionskih spojeva s različitim omjerima aniona i kationa te valencijom pojedinog elementa možemo vidjeti u tablici 2.1. Tablica 2.1. Valencije kemijskih elemenata u nekim ionskim spojevima Naziv ionskog spoja
Formula spoja
Kation
Anion
Natrijev klorid
NaCl
Na+
Cl–
Kalcijev oksid
CaO
Ca2+
O2–
Litijev oksid
Li2O
Li+
O2–
Magnezijev fluorid
MgF2
Mg2+
F–
Aluminijev oksid
Al2O3
Al3+
O2–
Aluminijev klorid
AlCl3
Al3+
Cl–
Valencija elementa Na - jednovalentan Cl - jednovalentan Ca - dvovalentan O - dvovalentan
Li - jednovalentan O - dvovalentan
Mg - dvovalentan F - jednovalentan Al - trovalentan O - dvovalentan Al - trovalentan Cl - jednovalentan
35
2.2.
Kovalentna veza
Prirodu kemijske veze u molekulama kao što su H2, F2, Cl2, O2, N2, CH4 i dr., objasnio je 1916. g. američki kemičar Gilbert Lewis. On je identificirao temeljno obilježje kovalentne veze, veze kojom se atomi spajaju u molekule. Kovalentna je veza par elektrona podijeljen između dvaju atoma u molekuli. U većini slučajeva svaki atom pridonosi jedan elektron u zajednički elektronski par. Takav je elektronski par podijeljen između dva atoma pa se često naziva i podijeljenim elektronskim parom. Općenito, kovalentne veze stvaraju atomi elemenata 13., 14., 15., 16. i 17. skupine. Iznimku čine vodik i berilij koji mogu stvarati kovalentne i ionske spojeve.
PRIMJER 2.3.
Atomi koji se povezuju kovalentnom vezom, kao i atomi koji se povezuju ionskom vezom, moraju postići stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog plina. Uzmimo kao primjer molekulu vodika (H2). Da bi vodik poprimio elektronsku konfiguraciju helija s dva elektrona, u prvoj ljusci treba primiti jedan elektron. U molekuli vodika dva atoma vodika sparuju svoje nesparene elektrone. Svaki atom vodika daje jedan elektron u zajednički elektronski par koji je ravnomjerno raspoređen između tih dvaju atoma. Tako oba atoma vodika postižu stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina helija. Zajednički elektronski par nazivamo podijeljenim jer istodobno pripada oboma atomima. jednostruka kovalentna veza
Model molekule vodika prikazan pomoću štapića i kuglica.
zajednički ili podijeljeni elektronski par Slika 2.11. Shematski prikaz jednostruke kovalentne veze u molekuli
H2
pomoću Lewisovih simbola.
Pri pisanju strukturnih formula s kovalentnim vezama zajednički se elektronski par redovito zamjenjuje valentnom crticom. Jedna crtica između dvaju vezanih atoma označava jednostruku kovalentnu vezu.
36
Kemijske veze
PRIMJER 2.4.
Klor čini dvoatomne molekule Cl 2. Atom klora ima 7 elektrona u valentnoj ljusci pa mu do elektronske konfiguracije plemenitog plina nedostaje jedan elektron. U molekuli Cl2 svaki atom klora u zajednički elektronski par daje jedan valentni elektron. Tako svaki klorov atom ostvaruje elektronsku konfiguraciju s četiri elektronska para (oktet elektrona). Zajednički elektronski par nazivamo podijeljenim, dok su ostala tri nepodijeljena i ne sudjeluju u stvaranju kovalentne veze.
nepodijeljeni elektronski par
podijeljeni ili zajednički elektronski par Slika 2.12. Shematski prikaz jednostruke kovalentne veze u molekuli Cl2 pomoću
Model molekule klora prikazan pomoću štapića i kuglica.
Lewisovih simbola.
PRIMJER 2.5.
Vodik se najčešće dobiva reakcijom sumporne kiseline s cinkom u Kippovu aparatu. Ako se na Kippov aparat priključi staklena cjevčica sužena pri vrhu i ako se vodik zapali, on će mirno izgarati pri čemu nastaje samo voda. Ako se plamen vodika unese u posudu ispunjenu klorom, vodik će i dalje gorjeti plavičastim plamenom. Pritom nastaje klorovodik (slika 2.13.).
Klor u posljednjoj ljusci ima sedam elektrona od kojih je jedan nesparen. Kloru nedostaje jedan elektron do elektronske konfiguracije argona. Zato se atomi klora međusobno vežu jednostrukom kovalentnom vezom u molekule Cl 2, što smo već opisali. Atomi vodika se također međusobno vežu jednostrukom kovalentnom vezom.
Da bi došlo do kemijske reakcije između vodika i klora, molekule se moraju međusobno sudariti. Međusobni sudari „teških“ molekula klora uzrokuju nastajanje zasebnih atoma klora. Nastali atomi klora sudaraju se s molekulama vodika i pritom nastaje molekula klorovodika i jedan atom vodika. Taj atom vodika u sudaru s
molekulom klora stvara molekulu klorovodika, pri čemu se oslobodi jedan atom klora. Proces se dalje nastavlja eksplozivnom brzinom. Upamtite, smjese vodika i klora su eksplozivne, a redovito eksplodiraju ako ih se obasja sunčevom svjetlošću. Slika 2.14. shematski prikazuje nastajanje molekule HCl iz atoma H i Cl.
Slika 2.13. Vodik gori u kloru i
pri tom nastaje klorovodik.
37
nepodijeljeni elektronski par 180˚ Model molekule klorovodika prikazan pomoću štapića i kuglica.
podijeljeni ili zajednički elektronski par Slika 2.14. Shematski prikaz jednostruke kovalentne veze u molekuli klorovodika.
PRIMJER 2.6.
Model molekule vode prikazan pomoću štapića i kuglica.
Kisik u valentnoj ljusci ima šest elektrona. Za elektronsku konfiguraciju plemenitog plina neona s osam elektrona u zadnjoj ljusci, kisiku nedostaju dva elektrona. Atomu vodika nedostaje jedan elektron da bi postigao elektronsku konfiguraciju helija. Stoga se dva atoma vodika vežu s jednim atomom kisika. Tako kisik tvori dva zajednička elektronska para s atomima vodika. podijeljeni ili zajednički elektronski par
107˚
Slika 2.15. Shematski prikaz jednostrukih kovalentnih veza u molekuli vode.
Model molekule amonijaka prikazan pomoću štapića i kuglica.
Građu dvoatomnih molekula lako je razumjeti: dvije točke, odnosno dva atoma, možemo povezati pravcem. Postavlja se pitanje zašto molekula vode ima oblik slova V. Jednostavnu teoriju koja objašnjava građu malih molekula postavili su 1940. g. N. V. Sidgwisk i H. M. Powell. Oni su zaključili da razmještaj elektronskih parova oko središnjeg atoma ovisi o njihovu broju. Elektroni se u elektronskom paru privlače. Elektronski par možemo zamisliti kao oblak negativnog električnog naboja. Međutim, istoimeni se električni naboji odbijaju pa se četiri elektronska para nastoje razmjestiti što dalje jedan od drugoga. Zamislimo li atom kao kuglu, onda su četiri međusobno najudaljenije točke vrhovi upisanog tetraedra. Očekivalo bi se stoga da veze O – H međusobno zatvaraju kut od 109,5°. Međutim, odbijanje nepodijeljeni par – nepodijeljeni par jače je od odbijanja nepodijeljeni par – podijeljeni par. Zato se valentni kut smanjuje pa u molekuli vode on iznosi 104,5°. U molekuli amonijaka (NH3) dušikov je atom jednostrukim kovalentnim vezama povezan s tri atoma vodika. Stvaranjem zajedničkih elektronskih parova s atomima vodika, dušik i vodik ostvaruju stabilne elektronske konfiguracije. Jednako vrijedi i za ugljik. Atom ugljika ima 4 valentna elektrona. U molekuli
104,5˚
109,5˚ Model molekule metana prikazan pomoću štapića i kuglica.
38
Kemijske veze
metana (CH4) ugljik čini četiri jednostruke kovalentne veze s atomima vodika. Slika 2.16. prikazuje prostorni razmještaj atoma, kovalentnih veza (podijeljenih elektronskih parova) i nepodijeljenih elektronskih parova u molekulama H 2O, NH3 i CH4.
Slika 2.16. Prostorni razmještaj atoma, kovalentnih veza i
nepodijeljenih elektronskih parova u molekulama H2O , NH3 i CH4.
Višestruke kovalentne veze Stabilnu elektronsku konfiguraciju od osam elektrona u posljednjoj ljusci atomi mogu ostvariti stvaranjem dvostrukih i trostrukih kovalentnih veza. Kad dva atoma dijele dva zajednička elektronska para, kažemo da su vezani dvostrukom vezom, a tri zajednička elektronska para čine trostruku kovalentnu vezu.
PRIMJER 2.7.
Molekula ugljikova dioksida (CO 2), građena je poput ravna štapića. U molekuli CO 2 svaki atom kisika sudjeluje s dva elektrona u stvaranju kovalentne veze. Istodobno kisiku nedostaju dva elektrona do stabilne elektronske konfiguracije. Priroda je problem riješila tako da atom ugljika dijeli po dva zajednička elektronska para s atomima kisika, kao što je shematski prikazano na slici 2.17. Vrste kemijskih veza kao u ugljikovu dioksidu nazivamo dvostrukim kovalentnim vezama. Dvostruka je veza jača od jednostruke kovalentne veze. Dvostruke veze prikazujemo dvjema paralelnim valentnim crticama. dva zajednička elektronska para čine dvostruku vezu
dvostruka kovalentna veza
Modeli molekula HCl , H2O , NH3 i CH4 prikazani pomoću kalotnih modela.
Model molekule ugljikovog dioksida prikazan pomoću štapića i kuglica.
Slika 2.17. Shematski prikaz dvostrukih kovalentnih veza u molekuli ugljikova dioksida.
39
DOBIVANJE UGLJIKOVA DIOKSIDA
POKUS 2.1.
Pribor i kemikalije: Erlenmeyerova tikvica, 15 cm tanke bakrene žice, rođendanska svjećica, žigice, žlica, soda bikarbona (NaHCO3), ocat (CH3COOH). Opis pokusa: Učvrsite rođendansku svjećicu tankom bakrenom žicom. U čašu stavite dvije male žlice sode bikarbone te nalijte oko 2 mL octa. Nakon završetka reakcije zapalite svjećicu i unesite je u Erlenmeyerovu tikvicu. Opažanje: Dodatkom octa stvara se plin koji ne podržava gorenje pa se svjećica gasi. Objašnjenje: Uzajamnim djelovanjem octa i sode bikarbone razvija se ugljikov dioksid. NaHCO3 + CH3COOH Reakcija sode bikarbone i octa.
→
CH3COONa + H2O + CO2
Ugljikov dioksid ne podržava gorenje pa se svjećica gasi. Zato se aparati za gašenje požara pune ugljikovim
Nastali ugljikov dioksid ne podržava gorenje.
dioksidom.
DOKAZ DA IZDIŠEMO CO2
POKUS 2.2.
Pribor i kemikalije: tikvica, epruveta, staklena cjevčica, lijevak, filtrirni papir, žlica, čep, gašeno vapno (Ca(OH) 2), voda. Opis pokusa: Stavite u tikvicu dvije žličice gašenog vapna, nalijte oko 50 mL vode, čepom zatvorite tikvicu i dobro protresite. Dobivena tekućina izgleda poput mlijeka pa se zove vapneno mlijeko. Vapneno mlijeko profiltrirajte. Bistra se otopina naziva vapnena voda. Kroz cjevčicu izdišite zrak u vapnenu vodu.
Opažanje: Nakon kratkog vremena voda se zamuti. Objašnjenje: Međusobnim djelovanjem ugljikovog dioksida (koji se izdiše kroz cjevčicu) i vapnene vode nastaje bijeli talog. Taj je talog kalcijev karbonat, netopljiv u vodi. Ca2+ + 2 OH– + CO2
40
Kemijske veze
→
CaCO3 + H2O
Reakcijom ugljikovog dioksida i vapnene vode nastaje netopljiv kalcijev karbonat.
PRIMJER 2.8.
U molekuli dušika (N2) atomi su međusobno vezani trostrukom kovalentnom vezom, što znači da međusobno dijele tri zajednička elektronska para. Trostruku kovalentnu vezu prikazujemo trima valentnim crticama. Trostruka je veza jača od jednostruke i dvostruke. Molekula dušika odlikuje se posebno jakom trostrukom vezom tako da dušik pri uobičajenim uvjetima ne reagira s drugim tvarima. Primjerice, dušik se spaja s vodikom u amonijak tek pri tlaku od 300 bara i temperaturi od 500 °C uz prisustvo katalizatora. trostruka kovalentna veza
tri zajednička elektronska para čine trostruku vezu Slika 2.18. Shematski prikaz trostruke veze u molekuli dušika.
Model molekule dušika prikazan pomoću štapića i kuglica.
Valencija u spojevima s kovalentnim vezama U ionskim spojevima atomi metala predaju elektrone atomima nemetala. Kao što smo već rekli, valencija nekog elementa u ionskom spoju jednaka je broju elektrona koje je atom tog elementa primio ili otpustio. Atomi koji se povezuju kovalentnim vezama tvore zajedničke elektronske parove.
Valencija kemijskog elementa u kovalentnom spoju jednaka je broju elektrona koje je atom tog kemijskog elementa dao za stvaranje zajedničkih elektronskih parova. U molekuli vode (H2O) atomi vodika su jednovalentni jer daju svaki po jedan elektron u zajednički elektronski par s kisikom. Kisik je dvovalentan jer daje dva elektrona za stvaranje dva zajednička elektronska para, svaki s jednim atomom vodika.
U molekuli amonijaka (NH3) vodik je jednovalentan jer svaki atom vodika daje po jedan elektron za zajednički elektronski par s dušikom. Dušik je trovalentan jer za veze s tri atoma vodika daje tri elektrona. Atom dušika tvori ukupno tri zajednička elektronska para, svaki s jednim atomom vodika. U molekuli ugljikovog dioksida (CO2) ugljik je četverovalentan jer daje četiri elektrona u zajedničke elektronske parove. Kisik je dvovalentan jer daje dva elektrona za stvaranje dva zajednička elektronska para s atomom ugljika. Prebrojimo li elektrone oko svakog atoma u nabrojanim molekulama, lako ćemo uočiti da svi atomi imaju stabilnu elektronsku konfiguraciju najbližeg plemenitog plina. 41
2.3. Krutine Suvremeni se kemičari, fizičari i tehnolozi intenzivno bave pronalaženjem i razvojem novih materijala, posebice krutina. Elektronika se temelji na svojstvima kontrolirano onečišćenih kristala silicija. Svjetlovodi su izrađeni od posebne vrste stakla. Bez njih se ne mogu zamisliti suvremene komunikacije. Od posebne vrste keramike izrađuju se umjetni kukovi, drukčijom vrstom keramike obloženi su vanjski dijelovi svemirskog broda itd. Svi su spomenuti materijali krutine. Krutine možemo podijeliti u dvije velike skupine, kristalizirane i amorfne. Kristalizirane se krutine, promatrano na mikroskopskoj razini, odlikuju strogo uređenim međusobnim razmještajem atoma, iona ili molekula. Kuhinjska sol, šećer, soda bikarbona, kvarc, željezni čavli i dijamanti samo su neki primjeri kristaliziranih krutina. Amorfne krutine odlikuju se gotovo potpuno neuređenim razmještajem čestica. Staklo je primjer amorfne krutine. Za staklo još kažemo da je pothlađena tekućina jer mu je struktura slična strukturi tekućina. Slika 2.19. a) Kristali natrijevog klorida ( NaCl ) imaju
oblik i simetriju kocke. Načinite kocku od papira i nastojte na njoj uočiti što više elemenata simetrije: ravnine, osi i centar simetrije te odredite njihov broj.
U prirodi se mogu naći lijepo razvijeni kristali. Kristali natrijevog klorida imaju oblik i simetriju kocke (slika 2.19. a). Kristali kalcita (CaCO 3) imaju oblik romboedra, kristali kvarca (SiO2) imaju oblik šesterostrane prizme s krovom u obliku šesterostrane piramide, kristali pirita (FeS2) imaju oblik kocke s karakterističnim prugama po plohama itd. (slika 2.19. b).
Slika 2.19. b) Kristali pirita ( FeS2 ) imaju oblik kocke, ali nemaju sve elemente simetrije kao kocka. Načinite kocku od papira i na njene nasuprotne plohe ucrtajte paralelne pruge tako da pruge na različitim plohama budu okomite jedna na druge. Koje i koliko elemenata simetrije sada uočavate?
42
Kemijske veze
Lijepo razvijeni kristali rijetki su i najčešće ih možemo vidjeti u mineraloškim zbirkama ili muzejima. Pažljivim promatranjem može se uočiti da su to pravilna geometrijska tijela omeđena ravnim plohama koje se sijeku u bridovima. Bridovi se sijeku u uglovima. Uglovi među plohama iste vrste kristala uvijek su jednaki. Na mnogim lijepo razvijenim kristalima mogu se uočiti elementi simetrije, kao što su ravnine, osi i centar simetrije. Ravnina simetrije dijeli kristal na dva zrcalno jednaka dijela. Ona je uvijek paralelna s nekom od opaženih ili mogućih ploha na kristalu. Kristal ima os simetrije kad se zakretanjem oko zamišljene osi za 180°, 120°, 90° ili 60° pojave istovrsne plohe, bridovi i uglovi. Kristal ima centar simetrije kada svakoj plohi kristala odgovara paralelna ploha na suprotnoj strani kristala.
Oblik, simetrija, bridovi i kutovi u kojima se sijeku ravne plohe i stalni kutovi među plohama kristala proizlaze iz njihove pravilne unutarnje građe. Na različitim vrpcama i trakama mogli ste primijetiti da se isti motiv periodički ponavlja uzduž vrpce ili jedne osi. Na podovima obloženim keramičkim pločicama mogli ste primijetiti da se isti motiv periodički ponavlja u dva smjera, odnosno uzduž dvije osi. Kristali su trodimenzionalne tvorevine pa se u njima isti razmještaj atoma, iona ili molekula periodički ponavlja u tri smjera u prostoru. Zakonitost tog ponavljanja opisuje se kristalnom rešetkom. Kristalna rešetka opisuje zakonitost periodičkog ponavljanja čestica (atoma, molekula ili iona) u prostoru. U svijetu minerala ima samo 230 različitih načina periodičnog ponavljanja razmještaja čestica u prostoru. Najmanji dio kristalne rešetke koji se periodički ponavlja u prostoru zove se jedinična ćelija kristalne rešetke. Kristalizirane krutine možemo razvrstati na temelju vrste sila koje djeluju među njihovim građevnim jedinkama, atomima, ionima ili molekulama.
Slika 2.20. Razmještaj iona Na+ i Cl– u
kristalnoj strukturi natrijeva klorida. Na slici je prikazana jedna jedinična ćelija. Takav se razmještaj iona periodički ponavlja u sva tri smjera u prostoru. U kristalima natrijevog klorida, kao i u drugim ionskim spojevima, nema izoliranih molekula. Zato formule ionskih spojeva pokazuju najmanji omjer broja kationa i aniona u spoju, primjerice: NaCl , MgO , MgCl2 , Al2O3 itd.
2.3.1. Ionski kristali Ionski su kristali izgrađeni od iona suprotna električnog naboja, kationa i aniona, koji jedan na drugoga djeluju jakim privlačnim silama. Kao što smo već rekli, kristali natrijevog klorida imaju oblik kocke. Krajem 19. stoljeća znanstvenici su pretpostavljali da unutrašnja građa kristala natrijevog klorida također mora imati simetriju kocke. Na temelju takva razmišljanja zaključili su da su u kristalima natrijevog klorida ioni Na + i Cl– razmješteni kao na slici 2.20. Da je kristalna struktura natrijeva klorida baš takva, potvrđeno je 1914. g difrakcijom rendgenskih zraka. U kristalima natrijevog klorida svaki je natrijev ion okružen sa šest iona klora, i obratno, svaki je ion klora okružen sa šest iona natrija. Klorovi ioni čine oktaedar u čijem je središtu natrijev ion. Obrnuto, natrijevi ioni čine oktaedar u čijem je središtu klorov ion. Geometrijsko tijelo koje čine ioni koji okružuju (koordiniraju) centralni ion zove se koordinacijski poliedar (slika 2.21.).
Slika 2.21. Koordinacijski poliedar. Kloridni
ioni čine oktaedar u čijem je središtu natrijev ion.
43
Veličina, tj. radijus iona utječe na način njihova slaganja u kristalnu strukturu. Tako je u kristalu cezijevog klorida svaki ion Cs+ okružen s osam iona Cl –. Možemo zamisliti kocku koja na vrhovima ima ione Cl–, a središtu ion Cs+. Različit način pakiranja iona u NaCl i CsCl posljedica je većeg radijusa iona Cs +.
a)
Visoka tališta i vrelišta ionskih spojeva ukazuju na jake ionske veze. Natrijev se klorid tali pri 801 °C, magnezijev oksid pri 2 800 °C, a aluminijev oksid pri 2 072 °C. Kristali ionske građe ne provode električnu struju. Oni su izolatori. To je posljedica jakih privlačnih sila između suprotno nabijenih iona koji zbog toga ne mogu napustiti svoje mjesto u kristalnoj rešetki. Naprotiv, taline ionskih spojeva provode struju. U talini se ioni mogu neovisno gibati pod utjecajem električnog polja. Zato taline natrijevog klorida i drugih ionskih spojeva provode električnu struju.
Ionski spojevi pokazuju svojstvo kalavosti. Djelovanjem vanjske mehaničke sile slojevi se u kristalnoj rešetki pomiču. Ioni istoimenog naboja se približavaju pa odbojne sile postaju jače od privlačnih. Pri tomu dolazi do kalanja kristala (slika 2.23.).
b) Slika 2.22. a) Periodičko ponavljanje
istih strukturnih elemenata u kristalima muskovita. Jedinična ćelija obilježena je sjenčanjem. b) Zbog slojevite strukture kristali muskovita lako se kalaju. Kalavost je odraz unutrašnje strukture kristala. U kristalima muskovita kemijske veze unutar sloja Si4O104– vrlo su čvrste, a između slojeva slabe. Kationi koji se nalaze između slojeva neutraliziraju negativni naboj sloja.
sila
sila
Slika 2.23. Shematski prikaz kalanja kristala ionske građe
44
Kemijske veze
ZA ONE KOJI ŽELE ZNATI VIŠE Natrijev klorid (NaCl), industrijski se dobiva na dva načina. Prvi je iskapanjem prirodnih nalazišta kamene soli, najčešće na mjestima gdje je nekada bilo more koje se povuklo. Takva sol je vrlo čista i sadržava malo magnezija. Drugi je način isparavanje morske vode u solanama. Isparavanjem vode kristalizira se morska sol. Sastav kuhinjske morske soli prikazan je na slici 1.7 . Ovaj se postupak obavlja u ljetnim mjesecima kada su temperature visoke, a zrak suh. Kod nas su najpoznatije solane u Stonu i Pagu. Kuhinjskoj se soli dodaje kalijev jodid. Nedostatak joda u hrani može uzrokovati gušavost (povećana štitnjača) i mentalnu zaostalost.
Iako se čini da se natrijev klorid najviše koristi u domaćinstvu, on ima puno veću primjenu u tehnologiji, od proizvodnje papira do industrije sapuna i deterdženata. Godišnje se potroši više od 150 milijuna tona ove soli u industriji, a samo 11,2 milijuna tona (7 %) u kućanstvima. Elektrolizom rastaljena natrijevog klorida dobivaju se elementarni natrij i klor. Elementarni se natrij upotrebljava za sinteze organskih spojeva, primjerice lijekova, boja i dr. Elementarni klor rabi se pri dobivanju polimera, primjerice poli–vinilklorida (PVC), različitih insekticida i pesticida, ali i za dezinfekciju vode. Elektrolizom vodene otopine natrijevog klorida dobiva se natrijev hidroksid koji se najviše upotrebljava u proizvodnji deterdženata i sapuna. Zimi se natrijevim kloridom posipaju ceste kako bi se snizilo ledište vode na – 20 ˚C i tako spriječilo stvaranje leda. Magnezijev klorid (MgCl2) upotrebljava se u proizvodnji specijalnih vrsta cementa. Svjetska proizvodnja magnezijevog klorida iznosi oko milijun tona. Kalcijev fluorid (CaF2) rabi se u metalurgiji za stvaranje lakotaljive drozge koja štiti rastaljene metale od oksidacije kisikom. Magnezijev oksid (MgO) tali se pri 2 800 ˚C pa se rabi za oblaganje metalurških peći. Aluminijev oksid (Al2O3) polazna je sirovina za dobivanje aluminija i nekih vrsta cementa, oblaganje metalurških peći, keramiku osobitih svojstava te za materijale za brušenje i poliranje. Čisti aluminijev oksid kontrolirano onečišćen dodatkom nekih elemenata rabi se za lasere, dobivanje umjetnih rubina i dr. Muskovit i njemu srodni minerali ne provode električnu struju pa se rabe za izolaciju užarenih električnih vodova u nekim vrstama električnih grijalica (kalorifera), sušila za kosu, pržilica za kruh i dr.
2.3.2. Kristalne strukture s kovalentnim vezama Kristalne strukture u kojima osim kovalentnih nema drugih veza relativno su rijetke. Elementi 14. skupine, ugljik, silicij i germanij, čine kristalne strukture u kojima je svaki atom okružen s četiri istovrsna atoma i u kojima osim kovalentnih nema drugih veza. Strukture dijamanta, silicija i germanija mogu se promatrati kao gigantske molekule s onoliko atoma koliko ih sadržava sam kristal.
45
Atomi ugljika u dijamantu (slika 2.24.) čine četiri jednake, vrlo jake jednostruke kovalentne veze. Svaki je atom ugljika vezan s četiri druga atoma ugljika (slika 2.25.). Kovalentne su veze usmjerene prema vrhovima tetraedra u čijem je središtu atom ugljika. Budući da su svi valentni elektroni vezani kovalentnim vezama, u dijamantu nema slobodnih valentnih elektrona pa je dijamant savršen izolator. Čisti su dijamanti prozirni. Zbog velikog indeksa loma svjetlosti rabe se za izradu nakita. Dijamant je metastabilna alotropska modifikacija ugljika i polako prelazi u grafit, ali na sreću vlasnika nakita, taj proces traje milijunima godina. Slika 2.24. Dijamant.
Alotropi su dva ili više oblika istoga kemijskog elementa koji se razlikuju po načinu međusobna vezanja atoma. Ugljikovi su atomi u dijamantu i grafitu međusobno povezani drukčijom vrstom kovalentnih veza. Zato se kaže da su dijamant i grafit alotropske modifikacije istoga kemijskog elementa. Kod kemijskih spojeva ista se pojava naziva polimorfijom. Dijamant je najtvrđi prirodni mineral tališta oko 3 350 °C. Uz prisustvo kisika dijamant pri toj temperaturi izgara u ugljikov dioksid. Zbog velike tvrdoće i visokog tališta dijamanti se rabe za brušenje, rezanje stakla, izradu različitih reznih ploča i svrdla s primjenom od precizne mehanike do geoloških istraživanja. Najveća su nalazišta dijamanata u Južnoafričkoj Republici i Australiji.
Slika 2.25. U kristalnoj strukturi
dijamanta, silicija i germanija kovalentne veze međusobno zatvaraju kut od 109,5°. Zamislimo li da se atom ugljika nalazi u središtu tetraedra, onda su kovalentne veze usmjerene prema njegovim vrhovima. Sustav vrlo jakih kovalentnih veza proteže se od atoma do atoma kroz čitavu kristalnu strukturu. To kristalima dijamanta, ali i silicija i germanija daje osobitu tvrdoću.
Grafit je druga alotropska modifikacija ugljika. Za razliku od dijamanta, mekan je i masna opipa ( slika 2.26.). Ta svojstva proizlaze iz njegove slojevite strukture koja se sastoji od sljubljenih šesteročlanih prstenova atoma ugljika. Svaki je atom ugljika povezan s tri druga atoma ugljika u ravnom sloju. Veze među atomima zatvaraju kut od 120° (slika 2.27. a). U stvaranju veza sudjeluju sva četiri ugljikova valentna elektrona, ali drukčije nego u kristalima dijamanta. Tri elektrona
tvore tri zajednička elektronska para s atomima u sloju dok se za četvrti elektron kaže da je delokaliziran, što znači da istodobno pripada svim atomima u sloju. Deloka-
lizirani se elektroni mogu kretati kroz kristal i zato
grafit provodi električnu struju, ali slabije nego metali. Zato se od grafita izrađuju elektro46
Kemijske veze
Slika 2.26. Grafit.
de za proizvodnju aluminija, četkice elektromotora s kolektorima, a u najširoj uporabi štapić od grafita nalazi se u svakoj standardnoj bateriji i olovci ( slika 2.27. b).
335 pm razmak među slojevima
slabe privlačne sile među slojevima jaka C – C veza 142 pm
a)
b)
Slika 2.27. a) U grafitu je svaki atom ugljika povezan s tri druga atoma ugljika u ravnom sloju.
Među slojevima u grafitu djeluju slabe sile i zato slojevi mogu klizati jedan po drugome. To grafitu daje mastan opip. Grafit s e dodaje nekim mastima za podmazivanje strojeva. b) Kad pišemo olovkom, na papiru ostaju tanki pločasti kristalići grafita.
2.3.3. Kristalne strukture metala Osnovna sila koja održava atome metala u kristalnoj strukturi jest
uzajamno privlačenje metalnih iona i zajedničkog elektronskog oblaka kojim su opkoljeni (slika 2.28.). Možemo zamisliti beskonačnu, geometrijski strogo uređenu slagalinu iona nastalih tako da su atomi metala odbacili jedan ili više elektrona iz valentne ljuske. Ti elektroni pripadaju svim atomima u kristalu. Kaže se da su delokalizirani po cijeloj kristalnoj rešetki. Zato metalna veza nije usmjerena pa većina metala kristalizira prema modelu najgušće slagaline kuglica jednake veličine ( slika
Slika 2.28. Shematski prikaz metalne veze. Ioni
metala u moru delokaliziranih elektrona.
2.29.).
47
a)
b)
c)
Slika 2.29. a) Kubična najgušća slagalina. Prema tom modelu kristalne rešetke kristalizira većina metala: zlato, bakar, srebro i dr., ali i atomi plemenitih plinova. b) Heksagonska najgušća slagalina. Prema tom modelu kristalne rešetke kristaliziraju, primjerice, magnezij i cink. c) Prostorno centrirana kocka. Prema tom modelu
kristaliziraju: litij, natrij, kalij, rubidij, cezij, barij, vanadij, krom, molibden, volfram i željezo.
ZA ONE KOJI ŽELE ZNATI VIŠE
Slika 2.30. Dio procesora za računala
Silicij i germanij također imaju relativno visoka tališta. Silicij se tali pri 1 410 °C, a germanij pri 937 °C. Silicij i germanij slabo provode električnu struju pa ih nazivamo poluvodičima. Od monokristala vrlo čistog silicija proizvode se procesori za računala ( slika 2.30.), mobitele i druge suvremene elektroničke uređaje. Istu strukturu kakvu imaju dijamant, silicij i germanij, imaju spojevi između elemenata 13. i 15. skupine periodnog sustava elemenata, AlP, GaAs, InP i drugi. I oni su poluvodiči pa se naveliko rabe u elektroničkoj industriji.
Kositar ima dvije alotropske modifikacije. Pri sobnoj temperaturi kositar je tipični metal, može se kovati te dobro provodi električnu struju. Pri niskoj temperaturi kositar poprima strukturu dijamanta, odnosno silicija i germanija kao što je prikazano na slici 2.25. Tijekom vrlo hladne zime 1868./69. godine u jednom vojnom skladištu u Sankt Petersburgu kositrena su se dugmad za vojne uniforme pretvorila u sivi prah. Što je još čudnije, pojava se poput zaraze širila s „oboljele” na „zdravu” kositrenu dugmad pa je nazvana kositrena kuga. Da se radi o polimorfiji kositra, dokazao je ruski kemičar Fritshe 1872. godine. viđen elektronskim mikroskopom.
Mnogo je muzejskih primjeraka kositrenog posuđa propalo zato što se stari dvorci ili muzeji najčešće zimi ne griju.
48
Kemijske veze
2.3.4. Molekulski kristali Molekulski kristali izgrađeni su od molekula. Molekule u kristalnim strukturama održavaju različite vrste sila, počevši od slabih Londonovih privlačnih sila između malih nepolarnih molekula, pa sve do vrlo jakih dipol–dipol privlačnih sila između velikih polarnih molekula. Zato se javlja mnogo vrsta molekulskih kristala. Privlačne sile između molekula u molekulskim kristalima znatno su slabije od kovalentnih i ionskih veza. Zbog toga molekulski kristali lako sublimiraju i imaju niska tališta i vrelišta. Većina molekulskih kristala ima talište ispod 100 °C. Taline i vodene otopine molekulskih kristala ne provode električnu struju. Molekulski kristali dobro su topljivi u nepolarnim otapalima kao što su ugljikov disulfid CS 2 i tetraklorugljik CCl4.
Molekulske kristale čine fosfor, sumpor, sumporov dioksid, saharoza (običan šećer) i mnogobrojni organski spojevi. Kristali bijeloga fosfora sastoje se od P4 molekula, sumpor od S8 molekula, sumporov dioksid od SO2 molekula itd. Između molekula unutar molekulskih kristala djeluju slabe privlačne sile elektrostatske prirode. Te se sile z ajedničkim imenom nazivaju van der Waalsovim silama. One nastoje složiti molekule u kristalnu strukturu na najgušći mogući način. O jakosti međumolekulskih sila ovise neka osnovna svojstva tvari kao što su talište, vrelište i topljivost. Primjerice, međumolekulske veze u naftalenu (naftalinu) (slika 2.31.) vrlo su slabe pa naftalen sublimira. Nekad se rabio kao popularno sredstvo zaštite tkanina od moljaca, pa se miris naftalena širio iz svakog ormara.
Slika 2.31. Međusobni razmještaj molekula u
kristalima naftalena (naftalina) C10H8.
2.4. Polarnost molekula Atomi nemetala povezuju se kovalentnim vezama. Prava kovalentna veza moguća je samo između istovrsnih atoma jer tada oba atoma istom snagom privlače elektrone iz zajedničkog elektronskog para. Ako su, primjerice, u dvoatomnoj molekuli povezani raznovrsni atomi kao u molekuli klorovodika, zajednički elektronski par neće biti simetrično raspodijeljen između ta dva atoma. Klor jače privlači zajednički elektronski par nego vodik. Zbog toga se na atomu klora stvara mali negativni, a na atomu vodika mali pozitivni naboj. Kaže se da je klor elektronegativniji od vodika. Veza između klora i vodika jest polarna, a molekula klorovodika ima električni dipolni moment. Na jednoj strani molekule veća je koncentracija negativnog, a na drugoj strani pozitivnog električnog naboja. Zbog toga veza vodik – klor nije čista kovalentna veza, već sadržava i mali udio ionske veze. Zato je udaljenost među atomima klora i vodika manja, a veza jača od očekivane.
Raspodjela naboja u molekuli klorovodika. Molekula ima električni dipolni moment.
49
Na temelju razlika očekivanih i izmjerenih energija veze L. Pauling je 1932. godine izračunao relativne elektronegativnosti elemenata kao mjeru jakosti kojom pojedini atom u molekuli privlači elektrone iz zajedničkog elektronskog para. Suvremena tablica elektronegativnosti elemenata prikazana je na slici 2.32. Najveću elektronegativnost imaju atomi nemetala u gornjem desnom dijelu periodnog sustava elemenata, a najmanju atomi metala u donjem lijevom dijelu. H 2,3
Li
0,70 - 1,49 1,50 - 1,99 2,00 - 2,99 3,00 - 4,00
Be
0,91 1,58
Na
Mg
0,87 1,29
K
Ca
Sc
0,73 1,03
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
B Al
1,6
1,7
1,8
1,9
1,8
1,6
Y
Zr
Nb
Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
0,71 0,96
1,0
1,1
1,3
1,4
1,5
1,7
1,8
1,9
2,0
1,5
Cs
La
Fr
0,7
Ra
P
S
Ga
1,5
Ba
Si
1,76 1,99 2,21 2,42
1,4
0,66 0,88
O
Zn
1,3
Sr
N
1,61 1,92 2,25 2,59
1,3
Rb
C
2,05 2,54 3,07 3,61
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
1,3
1,5
1,7
1,9
2,2
2,2
2,2
2,4
1,99
In
Ge Sn
As Sb
Se
F 4,0
Cl 3,0
Br 2,8
Te
1,66 1,82 1,98 2,16
I 2,5
Ti Pb
Bi
Po
At
1,9
1,9
2,0
2,2
1,9
Ac
0,9
Slika 2.32. Periodni sustav s elektronegativnostima glavnih elemenata.
razlika elektronegativnosti
3,3 pretežito ionske veze
Razlika elektronegativnosti atoma vezanih u molekulu ne mora nužno uzrokovati električni dipolni moment molekule. To ovisi o simetriji molekule. Uzmimo kao primjer tetraklormetan (CCl 4). U tetraklormetanu ugljikov atom čini četiri kovalentne veze s četiri atoma klora. Razlika elektronegativnosti ugljika i klora je 0,5 pa je veza polarna. Zajednički elektronski parovi više pripadaju atomu klora nego ugljiku. Međutim, molekula tetraklormetana ima simetriju tetraedra pa težišta pozitivnog i negativnog naboja padaju na isto mjesto (slika 2.34.)
polarne kovalentne veze
Slika 2.34. Raspodjela
pretežito kovalentne veze
0
Slika 2.33. Utjecaj razlika
elektronegativnosti na vrstu kemijske veze.
50
Kemijske veze
naboja u molekuli tetraklormetana. Težišta negativnog i pozitivnog naboja padaju na isto mjesto pa je molekula CCl4 nepolarna.
100
2.5. Vodikova veza Iz tablice elektronegativnosti lako je uočiti veliku razliku elektronegativnosti vodika i elemenata desne strane periodnog sustava. Zato će fluor, kisik, klor i dušik s vodikom tvoriti polarne molekule. Najveća je razlika elektronegativnosti u ovom nizu elemenata između vodika i fluora, a najmanja između vodika i dušika. Zato su molekule fluorovodika izrazite polarne građe dok su molekule amonijaka manje polarne. Odavno je poznato da su tališta i vrelišta fluorovodika, vode i amonijaka relativno visoka u odnosu na vrelišta drugih hidrida. Molekule vode (H 2O), sumporovodika (H2S) i selenovidika (H2Se) analogno su građene, ali su vrelišta tih hidrida 100 °C (H 2O), –61 °C (H2S) i –41 °C (H 2Se) (slika 2.35.). Razlike vrelišta fluorovodika, vode i amonijaka u odnosu na vrelišta drugih hidrida analogne građe objašnjavaju se vodikovom vezom. Vodikova veza nastaje između vodikova atoma vezanog za atom A u jednoj molekuli i atoma B u drugoj molekuli, što se označava ovako: A — H ··· B To je veza između dviju molekula ili dijelova iste molekule, preko vodikova atoma. Vodikov atom premošćuje dva atoma pa se vodikova veza često naziva i vodikovim mostom (slika 2.36.). Vodikova veza nije posebna vrsta kemijske veze već ishod privlačenja električnih dipola molekula HF, H 2O i NH3. Zbog nesimetrične podjele zajedničkog elektronskog para u ovim se molekulama uvijek javlja mali pozitivni naboj na atomu vodika i mali negativni naboj na atomu fluora, kisika ili dušika. Molekule se vodikovim vezama povezuju tako da se vodik iz jedne molekule usmjeri prema onom dijelu druge molekule u kojem je koncentriran mali negativni naboj.
C ° / a t š i l a t a r u t 0 a r e p m e T
– 100
H2O H2 Te HI Rn SbH HBr 3
H2Se
NH3
H2S HCl AsH3 Xe PH3 GeH 4 SnH4 CH4 SiH4 HF
Kr
– 200
Ar Ne
– 273
He Molekulska masa
100 C ° / a t š i l e r v a r 0 u t a r e p m e T
H2O
HF H2 Te SbH3 HI SnH4
NH3
H2Se H2S AsH3 Rn HCl HBr PH3 GeH4 Xe SiH4
CH4
Kr
– 100
Ar
– 200 Ne – 273
He Molekulska masa
Slika 2.35. Usporedba tališta i
Slika 2.36. Shematski prikaz vodikovih veza među molekulama
fluorovodika.
vrelišta hidrida elemenata 14., 15., 16. i 17. skupine. Visoka tališta i vrelišta elemenata 16. skupine posljedica su jakih vodikovih veza među njihovim molekulama.
51
Posebno su zanimljive i neobično važne vodikove veze u vodi. Svojstva vode znatno odstupaju od očekivanih. Anomalna svojstva vode (grč. anomalos – odstupanje od pravila) omogućila su razvoj i održavanje života na Zemlji. Zato se u istraživanjima drugih planeta uvijek traži voda jer samo voda omogućuje razvoj života kakav poznajemo. Strukturu leda određuju jake vodikove veze. Molekule vode u kristalu leda orijentirane su tako da se vodikov atom iz jedne molekule vode naslanja na kisikov atom druge molekule ( slika 2.37.). Tako je u ledu svaki atom kisika okružen
s četiri atoma vodika, dva na manjoj udaljenosti i dva na većoj udaljenosti. Na manjoj se udaljenosti nalaze oni atomi koji s kisikom čine molekulu vode, a na većoj se udaljenosti nalaze atomi vodika iz druge dvije molekule vode, kao što prikazuje slika 2.37.
a)
b)
c)
Slika 2.37. a) Kristalna struktura leda. b) Vodikova veza u ledu. c) Snježna pahuljica.
U kristalima leda molekule vode nisu pakirane na najgušći mogući način. Zbog usmjerenih vodikovih veza u kristalu leda mogu se uočiti kanali praznog prostora. Zbog toga led ima manju gustoću nego tekuća voda pa pliva na vodi. Kad se led rastali, kristalna se struktura urušava. Međutim, u vodi između molekula i dalje djeluju vodikove veze koje na kratkoj udaljenosti održavaju molekule vode u istom razmještaju kao u ledu. Povišenjem temperature smanjuje se volumen uređenih područja pa se molekule gušće pakiraju. Zato gustoća vode raste sve do 4 °C. Iznad 4 °C gustoća se vode smanjuje kao i kod svih drugih tvari. Visoko vrelište vode posljedica je jakih vodikovih veza. Vodikove veze među molekulama vode postoje i pri vrelištu vode. Prelaskom vode u vodenu paru gube se i vodikove veze između molekula. 52
Kemijske veze
PONOVIMO BITNO
metalna veza svojstvena je metalima, a Metalna veza svojstvena je metalima, a Metalna veza svojstvena jeprivlačenju metalima, a temelji temelji se na uzajamnom metalnih temelji se na uzajamnom privlačenju metalnih se na iuzajamnom privlačenju metalnih iona i iona delokaliziranih elektrona iona i delokaliziranih elektrona. delokaliziranih elektrona.
Ionska veza nastaje kad atom metala svoje valentne elektrone preda atomima nemetala. Pozitivno nabijeni ioni nazivaju se kationi, a negativno nabijeni anioni.
Kovalentnom vezom spajaju se atomi nemetala, a pritom nastaju molekule.
53
2.11. Odredite valencije pojedinih elemenata u sljedećim spojevima: K 2O, CaCl2, Al2S3, BaI2, Na2S.
RAZMISLI I ODGOVORI 2.1.
Što atomi pri međusobnom spajanju nastoje ostvariti?
2. 2. Od čega se sastoje Lewisovi simboli? 2. 3. Što su kationi, a što anioni i kako nastaju? 2. 4. Zašto ionski spojevi u čvrstom stanju ne provode električnu struju, dok su njihove taline dobri vodiči električne struje? 2. 5. Što predstavlja zajednički elektronski par? 2. 6. O čemu ovisi koliki će biti kut između kovalentnih veza?
2.13. Element X s atomskim brojem 9 reagira s elementom Y s atomskim brojem 20. Odredite koji su to elementi, kojom se vrstom veze povezuju i napišite formulu spoja. 2.14. Strukturnim formulama prikažite građu sljedećih molekula: a) joda (I2)
b) bromovodika (HBr)
c) sumporovodika (H2S)
d) fosfina (PH3).
2.15. Odredite koji su od nabrojanih spojeva ionski, a koji kovalentni spojevi. U kojim je spojevima prisutna i ionska i kovalentna veza? NO, MgF2, AgBr, Cl2, K 2O, C2H4, PH3, PbO, CaCO3, KNO3.
2.16. Lewisovim oznakama prikažite nastajanje kemijske veze između:
2. 7. O čemu ovisi polarnost neke molekule?
a) vodika i sumpora,
b) magnezija i dušika,
2. 8. Je li vodikova veza kemijska veza?
c) vodika i fosfora,
d) aluminija i fluora.
2. 9. Zašto je dijamant izolator, a grafit vodič električne struje?
Označite kojom su vrstom veze atomi vezani u tim spojevima.
2.10. Lewisovim oznakama prikažite nastajanje: a) magnezijevog bromida b) kalijevog sulfida c) kalcijevog nitrida.
54
2.12. Jednadžbama prikažite nastajanje iona: Li+, Al3+, Ca2+, N3–, i F–.
Kemijske veze
2.17. Na temelju razlika elektronegativnosti obrazložite prirodu kemijske veze u: a) molekulama fluora b) molekulama fluorovodika c) kalcijevom fluoridu.
