Kovalentna veza


Kovalentna veza
U molekulima H2, N2, O2, CO2, NH3, H2O, ...
ili molekulima organskih jedinjenja ne postoje joni.
 To je veza između atoma i ona se bitno razlikuje od jonske
veze a naziva se kovalentnom vezom.

Luis je prvi objasnio ovu vezu.

Teorije koje objašnjavaju kovalentnu vezu:
Luisova oktetna teorija –
elektronska teorija valence
KOVALENTNA VEZA
Kvantno –
mehanička
teorija
- polarna, nepolarna, koordinativna
- jednostruka, dvostruka i trostruka
Teorija valentne veze
Teorija molekulskih
orbitala
 Luisova oktetna teorija
 Po Luisu atomi postižu stabilnu elektronsku konfiguraciju
(plemenitog gasa) stvaranjem jednog ili više zajedničkih
elektronskih parova što čini kovalentnu ili atomsku vezu.
 Ti elektronski parovi su:

- zajednički i povezuju dva jezgra
- mogu biti samo iz spoljašnjih valentnih orbitala
- elektroni koji ne učestvuju u stvaranju veze čine
slobodne elektronske parove
Reakcije se mogu prikazati
- pomoću Luisovih simbola i strukturnih formula
- elektronski parovi se često obilježavaju crticom.
 Jednostruka kovalentna veza:
Cl
ili
P
Cl
Cl
H
ili H
C
H
H
 Dvostruka kovalentna veza:
Trostruka kovalentna veza:

 Izuzeci od oktetnog pravila
1. Jedinjenja u kojima je centralni atom okruţen sa manje
od 8 valentnih elektrona.
Npr. - BeCl2 gde oko Be ima ukupno 4 e- ( 2 elektronska para)
- BF3 gde imamo 6 elektrona (3 elektro. para)
I u ovom slučaju možemo napisati Luisove formule:
- gdje je zadovoljeno pravilo okteta za sve atome
- formalno pozitivno naelektrisanje nalazi na atomu
fluora (najelektronegativniji atom)
- zato su ove strukturne formule malo vjerovatne
 2.Jedinjenja u kojima je centralni atom okružen sa više od 8 e
Npr. :PCl5, SF4, SF6, AsF6, XeF4, ICl4
•
PCl5 - oko atoma P imamo 10 elektrona
- ove elektrone ne mogu primiti
3s i 3p orbitale fosfora
- za vezu se moraju koristiti prazne
3d orbitale P koje su sljedeće po E
 3. Jedinjenja sa neparnim brojem valentnih ePrimjer su:
7N
8O
NO, NO2,
1s22s22p3
1s22s22p4
Cl2O
NO
5 v.e- + 6 v.e- = 11 v.e-
NO2 - 17 v.e- ; Cl2O - 19 v.eOvi molekuli se veoma reaktivni i obično grade dimere
Formalno naelektrisanje (naboj)
Formalno naelektrisanje = N1,e- - N 2, e N1e- - broj e- koji pripadaju atomu iz svakog elektronskog
para u vezi + slobodni elektronski parovi
 N2e- - broj valentnih elektrona
Rezonantne
strukture
HNO3
N (Z = 7; 5 v.e) – 1s22s2p3
O(Z = 8 ; 6 v.e.) -1s22s2p4
=> N - pripada 4 e- iz 4 elektr.para (nedostaje mu 1 e- pa je on pozitivan)
=> O - pripada 7 e- iz 1 elektr.para + 6 slobod. e- (ima 1 eon negativan)
višak pa je
 Ovo naelektrisanje atoma je samo formalno jer je
raspodjela stvarnog nealektrisanja određena razlikama
u elektronegativnostima između atoma
NO3-
NH4+
 Rezonantne strukturne formule
 Kod nekih jedinjenja Luisovim simbolima i formulama ne može
se prikazati kov. veza kao što je to slučaj kod: O3, NO2, NO3- itd.
 Npr. kod ozona struktura molekule može se predstaviti:
Očekivani
ugao 60 o
Stvarni
ugao

O3 se može da prikaže rezonantnim strukturama
- R. S. predstavljaju međustanje između hipotetičkih
graničnih struktura
- ove strukture se povezuju dvosmjernom strelicom
O3
NO3-
 Teorija valentne veze
 Ova teorija za nastajanje hemijske veze koristi
- teoriju talasno-mehaničkog modela elek. strukture atoma
- prva tumačenja dali su Hajtler i London na atomu vodonika:
“kovalentna veza nastaje preklapanjem atomskih
orbitala to jest preklapanjem talasnih funkcija () dva
elektrona sa suprotnim spinom”
 Funkcija  predstavlja orbitalu u kojoj se mogu naći
maksimalno dva elektrona sa suprotnim spinom
 Ako elektroni imaju paralelni spin dolazi do njihovog odbijanja
što onemogućava preklapanje atomskih orbitala (ne stvara se
kovalentne veze među atomima)
 Prostorna usmerenost kovalentne veze odgovara pravcu
u kome su atomske orbitale preklopljene.
 T. V. V. objašnjava nastajanje kovalentne veze porastom
vjerovat. nalaženja e- (2) u djelu prostora između dva atom.
jezgra usled interakcije valent. e- i atoms. jezgara vez. atoma
 Funkcija  predstavlja orbitalu u kojoj se mogu naći
maksimalno dva elektrona sa suprotnim spinom
 = A(1) B(2) + A(2) B(1) + A(1) A(2) + B(1) B(2)
1
2
 - koeficijent < 1
jzegra A

jzegra B
Pri preklapanju atomskih orbitala dolazi do porasta
verovatnoće nalaţenja elektrona (2) u djelu prostora
između jezgara A i B
Vjerovatnoća nalaţenja e- za
preklopljene orbitale
Vjerovatnoća nalaţenja e- za
nepreklopljene orbitale
 Za stvaranja kovalentne veze moraju se preklopiti
«bregovi» talasnih funkcija i njihove «doline».
 Tako nastaje nova talasna funkcija sa većom amplitudom
(veća je vjerovatnoća nalaženja e- između spojenih atoma)
• Kada se preklope «brjeg» i «dolina» tada amplituda
rezultujuće talasne funkcije ima manju vrijednost i ne dolazi do
stvaranja kovalentne veze
Preklapanjem atomskih orbitala mogu nastati dvije vrste
kovalentnih veza:
-veza (primarna) i -veza (sekundarna)
-veza
-veza nastaje preklapanjem
- dviju atomskih orbitala duţ međunuklearne ose
(osa koja prolazi kroz jezgra dva atoma)
- dvije s-orbitale, ili dvije p-orbitale ili s- i p-orbitala
Preklapanje orbitala
- veza u molekuli HCl
- veza u molekuli Cl2
-veza
 - veze nastaje bočnim preklapanjem
- dviju p-orbitala
- p- i d-orbitale ili
- dviju d-orbitala iste simetrije (py sa py ili dyz sa dyz)
 Do stvaranja -veze dolazi tek pošto se uspostavi -veza
između dva atoma.
Usmjerenost kovalentnih veza
 Ugao koje zaklapaju -veza uglavnom je:
- veći od ugla atomskih orbitala od kojih su nastale
(zbog odbijanja «elektronskih oblaka» )
- ista situacija je i sa duţinom veza.
Npr. u molekulu vode O gradi dvije -veze sa H
i H - 1s1
Dvije -veze nastaju preklapanjem po jedne p-orbitale
kiseonika sa po jednom s-orbitalom atoma vdonika
Te dve -veze bi trebalo da stoje pod uglom od 90 jer se
pod tim uglom nalaze p-orbitale u O-atomu
 Ispitivanja su pokazala da je ugao između -veza 105.
H 2O
105 o
92 o
Kod amonijaka - NH3 imamo 3 -veze pod uglom od 107o
 Hibridizacija
 Analizirajući molekul metana (CH4) očekivali bi da ugljenik gradi:
- dvije kovalentne veze nastale preklapanjem s-s orbitale C i H
- dvije kovalentne veze nastale preklapanjem s-p orbitale H i C
- ove veze bi trebalo da budu različite dužine
Strukturnom analizom ovog molekula utvrđeno je:
- da su sve četiri -veze iste
- da su sve veze pod uglom od 109
(što znači da valentne s- i p-orbitale C sadržale isti
nivo energije)
 Neslaganja eksperimentalnih rezultata i T. V. V. u CH4 može
se objasniti hibridizacijom
predstavlja pojavu kombinovanja (mješanja) atomskih
orbitala pri čemu nastaju nove degenerisane – hibridne
orbitale sa istim sadrţajem energije
 Pri tumačenju hibridizacije potrebno je imati na umu:
1.hibridizacija je mješanje najmanje dvije različite AO
2. hibridizirati se mogu samo one orbitale koje se malo
razlikuju u energiji
3. broj nastalih h.o. jednak je broju AO iz kojih su nastale
4. hibridizacija zahtjeva dodatnu energiju koja se vrati nakon
nastajanja veze
5. hibridizacija se nikad ne primjenjuje na izolovani atom,
koristi se samo za objašnjenje postojeće strukture
molekule
 Postojanje h.o. u izolovanom atomu nije dokazano i zato se
pretpost. da one «nastaju» samo u trenutku stvara. molek.

Tipovi hibridizacije:
Tip
hibridizacije
Geometrija
molekula
Prostorni
razmještaj
Valentni
ugao
Broj
energijski
istih veza
Primjeri
sp-
linearna
pravac
180
2
BeH2, CO2, C2H2
sp2-
trigonalna
(trougaona)
trougao
120
3
AlH3, SO3, CO32–,
NO3–, BF3
sp3-
tetraedarska
tetraedar
109,5
4
kvadrat
90 o
4
90 i 120
5
PF5, AsF5, PCl5
90
6
SF6, AsF6–
dsp2-
dsp3-
trigonalnobipiramidalna
d2sp3-
oktaedarska
d4sp3-
dodekaedar
8
SiH4, NH4+, H2O,
HF, NH3, CCl4
sp- hibridizacija
Be
Preklapanje orbitala
sp2- hibridizacija
F
B
120o
F
B
sp2-h.o . B
p-orbit. F
F
sp3- hibridizacija
C
 NH
NH3 3
 HH2O
2O
Zavisnost vrijednosti ugla između σ - veza od broja slobodnih
elektronskih parova u molekuli
Zavisnost vrijednosti ugla između σ - veza od poluprečnika
centralnog atoma
sp3d (dsp3 )- hibridizacija :PCl5 , SF4, BrF3
sp3d2 (d2sp3 )- hibridizacija : SF6 , XeF4, ClF5 ,PF6
 Višestruke veze
DVOSTRUKA
eten - C2H4
TROSTRUKA
etin - C2H2
+
-
 Teorija molekulskih orbitala
 Stanje e- u:
- atomu definisano je talasnom funkcijom A koja predstavlja
atomsku orbitalu
- u molekulu određeno je talasnom funkcijom MO koja
predstavlja molekulsku orbitalu
 Po T.M.O. kovalentna veza je rezultat kombinacije svih a.o. atoma

koji čine odgovarajući molekul, dok prema
 Po T.V.V. kovalentna veza nastaje preklapanjem (kombinovanjem)
samo atomskih orbitala valentnih elektrona.
Linearnom kombinacijom atomskih orbitala (LCAO) nastaju dvije
molekuske orbitale i to vezujuća (MO) i antivezujuća (*MO)
MO = C1A + C2B i *MO = C1A - C2B
- C1 i C2 koeficijent koji određuju udio svake od AO u MO
 Interakcijom između atoma A i B povećava se vjerovatnoća
nalaženja e- (2MO) u MO
2*MO
2MO
2A
2B
Vjerovatnoća nalaženja e- u
vezujućoj MO - MO
2A
2B
Vjerovatnoća nalaženja e- u
antivezujućoj MO - *MO
 Vrste molekulskih orbitala
 Kombinovanjem orbitale dva atoma
1. s - s-orbitalom ,
2. s - p-orbitalom ili
3. p – p- orbitale
duž međunuklearne ose, nastaju jedna -vezna MO i
jedna *-antivezna MO
 Bočnim preklapanjem (kombinov.) p-orbitale jednog ato. sa:
1. p-orbitalom ili
2. d-orbitalom drugog atoma
nastaju jedna -vezna MO i jedna *-antivezna MO
 MO svojim oblikom podsjećaju na atomske orbitale
 Kombinuju se samo AO koje imaju sličan sadržaj energije.
 Ostale AO jednog atoma, koje se ne kombinuju sa AO
drugog atoma, predstavljaju nevezne molekulske orbitale.
Obeleţavaju se simbolima n i n.
a) preklapanje s- orbitala i
nastajanje σ i σ* MO u H2
c) preklapanje p- orbitala i nastajanje
¶ i ¶* MO
b) preklapanje p- orbitala i
nastajanje σ i σ* MO
Oznaka odgovarajuće molekulske orbitale sadrži
- vrstu molekulske orbitale (, *,n, , * ili n),
- vrstu atomskih orbitala (1s, 2s, 2p, itd.) i
- broj elektrona koji se nalazi u datoj MO.
Npr. 2s1 - predstavlja -veznu MO
-koja je nastala kombinovanjem dvije 2s-orbitale
- u njoj se nalazi jedan elektron.
*2py2 (ili y*2p2) predstavlja
- antiveznu *-molekulsku orbitalu
- koja je nastala kombinovanjem dvije 2py-AO
- u njoj se nalaze dva elektrona.
 Za prikazivanje elektronske konfiguracije molekula na
osnovu TMO koriste se energetski dijagrami
- oni pokazuju energetske nivoe MO
- prema energetskom nivou AO čijim kombin. nastaju.
s
Dijagram energetskih nivoa
MO σ 1s i σ*1s koje nastaju
kombinovanjem 1s orbitala
Šematski prikaz MO
σ 1s i σ*1s koje nastaju
kombinovanjem 1s orbitala
U molekulima elemenata druge
p
periode PS sa Z = 5, 6 i 7 (B2, C2 i N2),
zbog odbijanja koje postoji između MO
energija 2pz- MO u tim molekulima
je veća od energije degenerisanih
2px- i 2py-MO.
 Elektroni se u molekulu raspoređuju u odgovarajuće MO
na isti način kao što se raspoređuju u odgovarajuće AO
 Pravila za crtanje dijagrama MO:
1.Broj nastalih MO mora biti jednak broju kombinovanih AO
2. Da bi se AO mogle kombinovati moraju biti bliskih energija
i moraju imati odgovarajuću simetriju
3. Efikasnost kombinovanja AO je proporcionalna njihovom
prekapanju – što je bolje preklapanje vezna MO će imati
nižu energiju a antivezivna MO višu
4. Prvo se popunjava MO sa najnižom energijom
5. Svaka MO može da primi maksimalno dva e- suprotnih spinova
6. Ako su dvije ili više MO degenerisane (imaju iste energije)
popunjavaće se u skladu sa Hundovim pravilom
 Ako je zbir e- u veznim MO (vezni elektroni) veći od
zbira e- u antiveznim MO (antivezni elektroni)
tada dolazi do stvaranja hemijske veze
 Nastajanje veze određuje se preko vrijednosti koji se
naziva RED VEZE:
•
1
red veze : RV =
( N vez.elek. – N antivez.elek. )
2
 Ako je RV :
- jednak - nuli neće doći do stvaranj hem. veze
- jednak - 1/2 veza se uspostavlja sa jednim e- jednak – jedan uspostavlja se jednostruka veza
 Teorija MO daje objašnjenja i za magnetna svojstva molekula,
a koja se mogu i praktično izmjeriti.

Joni, atomi i molekule koji sadrže:
1. nesparene elektrone
-u magnetnom polju, privlače linije sila polja i ponašaju
se kao paramagnetici
2. sve sparene elektrone
- odbijaju linije sila magnetnog polja i ponašaju se kao
dijamagnetici
H2
2H(1s1)  H2[(1s2)] rHo = -435 kJ/mol
- RV = 1
- diamagnetična molekula
H2+
H(1s1) + H+(1s0)  H2+[(1s1)] rHo=-256 kJ/mol
- RV = 1
- paramagnnetična molekula
He2
2He(1s2)  He2 [(1s2) (*1s2)]
RV = 0
He2+
He(1s2) + He+(1s1)  He2+[(1s2) (*1s1)]
- rHo = -242 kJ/mol
- RV = ½
- paramagnetičns molekula
Li2
2Li(1s22s1)

Li2[(1s2) (*1s2) (2s2)]
- rHo = -110 kJ/mol
- RV = 1
- diamagnetična molekula
B2
2 B(1s22s22p1) 
B2[(1s2) (*1s2) (2s2) (*2s2) (2px1) (2py1)]
- rHo = -272 kJ/mol
- RV = 1
- paramagnetična molekula
C2
2 C(1s22s22p2) 
C2[(1s2)(*1s2)(2s2)(*2s2)(2px2)(2py2)]
ili C2[ KK (2s2)(*2s2)(2px2)(2py2)]
- rHo = -593 kJ/mol
- RV = 2
- diamagnetična molekula
N2
2 N(1s22s22p3) 
N2[(1s2) (*1s2) (2s2) (*2s2)(2px2) (2py2)(2pz2)]
ili N2[ KK(2s2) (*2s2)(2px2) (2py2)(2pz2)]
- rHo = -946 kJ/mol
- RV = 3
- diamagnetična molekula
O2
2 O(1s22s22p4) 
O2[(1s2)(*1s2)(2s2)(*2s2)(2pz2)(2px2)(2py2)
(*2px1)(*2py1)]
O2[KK(2s2)(*2s2)(2pz2)(2px2)(2py2)(*2px1)
( *2py1)]
- rHo = -498 kJ/mol
- RV = 2
- paramagnetična molekula
F2
2 F(1s22s22p5) 
F2[(1s2)(*1s2)(2s2)(*2s2)(2pz2)(2px2)(2py2)
(*2px2)(*2py2)]
F2[KK(2s2)(*2s2)(2pz2)(2px2)(2py2)(*2px2)
(*2py2)]
- rHo = -158 kJ/mol
- RV = 1
- diamagnetična molekula
 Heteronuklearni molekuli
 Dijagrami energetskih nivoa MO kada su razlike u
elektronegativnosti između atoma A i B
a) jako male
b) veće i
c) znatne
H (1s1) + F(K2s22p5 ) 
HF [ KK (2pz2) (n2s2) (n2px2) (n2py2)]
- RV = 1
- diamagnetična molekula
NO [ KK (2s2) (*2s2) (2p2) (2px2) (2py2) (*pz1)]
C (K 2s22p2)+O(K2s22p4 )CO[ KK(n12) (22) (px2) (py2) (n32) ]
CO2 [ KKK (ns2) (ns2) (s2) (z2) (px2) (py2) (npx2) (npy2) ]
 Polarnost kovalentne veze
nepolarna
K . V.
polarna
H2, O2, N2, H2O2, N2H4,
CCl4,
H2O, HCl, HBr....
 Nepolarna kovalentna veza moţe se očekIvati
- između atoma istih elemenata (H2, O2, N2) ili
- u slučajevima kada je u MO podjednak udio AO oba
atoma (elektronski par se nalazi na podjednakoj
udaljenosti od oba jezgra (CCl4, N2H4, H2O2)
 Polarna kovalentna veza moţe se očekIvati:
- između atoma koji imaju veliku razliku u elektronegativnosti
- kada jedan od atoma više privlači sebi elektronski par
- polarnost molek. izražava se preko dipolnog momenta - µ
 Dipolni momenat - je vektorska veličina usmjerena od
pozitivnog ka negativnom naelektrisanju
gdje je: Q - naelektrisanje (C)
l - rastojanje između + i – centra naelektrisanja
Npr. - CO2 je linearan molekul, sabiranjem dva vektora istog
intenzitetai pravca, a suprotnog smera, dobije se da je
µ = 0, molekul jenepolaran
- CCl4 (µ = 0, iako je pojedinačno C- Cl veza polarana )
Smanjenje polarsnosti
Ponašanje polarnih molek.
u električnom polju
Vrijednosti dipol. momenta i udjela jonske veze u halogenovodonicima
 Elektronegativnost
Pauling je definisao elektronegativnost :
kao mjeru sposobnosti za privlačenje elektrona od strane
nekog atoma, pri uspostavljanju hemijske veze, naziva se
elektronegativnost (i obeležava sa χ (grčko slovo hi ) ili EN).
 Eksperimentalno je utvrđeno da je :
E pol. K.V. >E nepol. K.V
za
∆ EA-B = k (χB - χA )2
 Miliken je elektronegativnost definisao kao:
∆ EA-B
 Najveću elektronegativnost ima :- fluor,
x=4
 Najmanju elektronegativnost :- alkalni metali, francijum χ = 0,7
● tipični metali od 1 do 2
● metaloidi oko 2
● nemetali veći od 2
Tablica koeficijenata elektronegativnosti po Paulingu

Razlika elektronegativnosti sluţi za procjenu karaktera hemijske veze
1. ako je χB - χA = 0 molekula je nepolarna
2. ako je χB - χA
>1,9 udio jonske veze je veći od 50 %
3. ako je χB - χA
< 1,9 udio kovalentne veze je veći od 50 %
Svojstva kovalentne veze
DUŢINOM
K.V. Se definiše
ENERGIJOM
USMJERENOŠĆU
U PROSTORU
 1. Dužina kovalentne veze je rastojanje između atoma vezanih
K.V. i odgovara zbiru kovalentnih poluprečnika
Kovalentni poluprečnici i duţina kovalentne veze
Duţina jednostruke veze > duţine dvostruke > duţine trostruke.
 2. Energija kovalentne veze
 Energija K.V. je E koja je potrebna da se u 1 molu molekule AB u
gasovitom stanju raskine kovalentna veza i dobije po 1mol A (g) i B (g)

Energija nepolarne K.V.
E A-B = 1/2 E A-A - 1/2 E B-B = k (χB - χA )2

Energija npolarne K.V.
Kod polarnih molekula usljed jačeg privlačenja elektronegativnijih
atoma E je veća od izračunate E za nepolarnu molekulu (E A-B )
∆E A-B = E *A-B
-
E A-B
3. Usmjerenost kovalentne veze
 Kovalentna veza je usmjerena u prostoru (u pravacu
usmjerenja atomskih orbitala ) i vektorska je veličina
 Karakteristike jedinjenja sa kovalentnom vezom
1. Molekule zbog usmjerenosti i krutosti K.V.i maju :
- definisanu strukturu i geometrijski oblik,
- atomi ne mogu ni izaći iz molekula ni promjeniti svoj
položaj u molekulu a da se pri tom ne razori molekula
2. Privlačne sile između molekula sa K.V. su slabe, pa su zbog
toga ta jedinjenja obično
- gasovi (CH4, N2, SF6...),
- tečnosti (CCl4, Br2, benzen.. ) ili
- čvrste supstance (I2, S8, P4..) koje lako sublimišu ili
imaju relativno niske tt i tk
3. Jedinjenja sa kovalentnom vezom najčešće se:
- tope na temperaturi nižoj od 300 C a
- ključaju na temperaturi nižoj od 500 C.
 Izuzeci od ovog pravila javljaju se kod
- jedinjenja koje grade atomsku kristalnu rešetku sa kovalentnom vezom
(kod kvarca i dijamanta )
- ova jedinjenja izgrađena su od velikog broja jedinica a ne molekule
 Kristalna rešetka kod ova dva jedinjeja ima tetraedarsku strukturu što
uslovljava i ponašanje tih jedinjenja
(karakteristika ove strukture je dobra provodljivost toplote, slaba
provodljivost električne struje, hemijska inertnost:
kvarc :
tt = 1 700°C i tk = 2 200°C
dijamant : tt = 3 500°C i tk = 4 200°C
4. Jedinjenja sa K.V. najčešće se slabo rastvaraju u vodi
5. Jedinjenja sa kovalentnom vezom koja se u vodi dobro rastvaraju je
usljed hemijske reakcije sa vodom ( NH3, HCl i dr.)
6. Jedinjenja sa K.V. razlikuju se od jonskih jedinjenja i po tome što
slabo ili nikako ne provode električnu struju u tečnom ili
čvrstom stanju ili u vodenom rastvoru (rastvori neelektrolita).

Download Report