Kovalentno vezivanje

Atome elemenata u prirodi najčešće ne nalazimo kao samostalne čestice. Oni se međusobno povezuju u elementarne tvari građene od istovrsnih atoma ili u mnoštvo najrazličitijih kemijskih spojeva izgrađenih od dviju, triju ili više vrsta atoma. Vrste kemijskih veza i način međusobnog povezivanja atoma različiti su, a o tome kako su povezani ovise svojstva tvari: npr. talište i vrelište, gustoća, vodljivost električne struje, topljivost i sl.

Fenomen ukupnoga međudjelovanja atoma u molekulama elementarne tvari, odnosno atoma ili iona u kemijskome spoju, naziva se kemijskim vezivanjem. Uravnoteženo elektrostatsko međudjelovanje dvaju atoma pri kojemu sustav ima najnižu vrijednost potencijalne energije naziva se kemijska veza.

Atomi vodika građeni su od pozitivno i negativno nabijenih čestica te elektrostatski djeluju jedan na drugog. Sustav dvaju atoma, odnosno električno polje koje atomi vodika stvaraju međudjelovanjem, ima određenu potencijalnu energiju. Proton jednoga atoma vodika privlači se s elektronom drugoga atoma vodika, i obrnuto. Zbog privlačnoga međudjelovanja atomi se vodika približavaju. Potencijalna se energija toga sustava pretvara u kinetičku energiju gibanja atoma. Zbog toga se približavanjem atoma do određene granice potencijalna energija sustava smanjuje.

Udaljenost između jezgara dvaju atoma koji uravnoteženo međudjeluju naziva se duljina kemijske veze. Energija koja se oslobodi pri nastajanju kemijske veze naziva se energija kemijske veze.

Radi praćenja valentnih elektrona prilikom simboličkoga prikazivanja kemijskih reakcija usvojen je simbolički sustav s točkama. Nazvan je Lewisova simbolika po Gilbertu Newtonu Lewisu, svomu predlagatelju. Lewisov simbol čini simbol kemijskoga elementa okružen s onoliko točaka koliko atom toga elementa ima valentnih elektrona.

Atomi se povezuju kemijskim vezama kako bi njihova elektronska konfiguracija u molekuli bila jednaka konfiguraciji atoma najbližega plemenitog plina iz periodnoga sustava elemenata. Tendencija formiranja molekulskih struktura u kojima svaki atom u valentnoj ljusci ima osam elektrona nazvana je pravilo okteta. Njime se ne može objasniti zašto dolazi do kemijskoga vezivanja, ali pomaže u prepoznavanju stabilnih molekulskih struktura u kojima svaki atom popunjava vanjsku ljusku s osam elektrona ili u slučaju vodika s dva elektrona. 

Ipak, pravilo okteta nije sveobuhvatno. Ono se prvenstveno odnosi na raspored elektrona u molekulama koje grade atomi ugljika, C, dušika, N, kisika, O, ili fluora, F. Postoje mnoge stabilne molekule čiji atomi imaju manje ili više od osam elektrona u svojoj valentnoj ljusci.

Kovalentno vezivanje jest model kojim se opisuju elektrostatska međudjelovanja atoma u molekulama i velikim umreženim atomskim strukturama. Temelji se na ideji prema kojoj su atomi u molekulama povezani preko zajedničkih elektronskih parova. Preklapanjem vanjskih ljuski valentni elektroni dvaju atoma mogu formirati jedan ili više elektronskih parova. Budući da tako nastali elektronski par pripada obama atomima, naziva se zajednički ili vezni elektronski par. Model kemijske veze prema kojemu dva atoma dijele zajednički elektronski par naziva se kovalentna veza.

Kovalentnom se vezom povezuju i atomi različitih elemenata u molekule spojeva kao što su metan, amonijak, voda, ugljikov(IV) oksid, klorovodik i dr.

Lewisove su strukture koristan alat za prikazivanje strukture molekula i složenih iona jer olakšavaju razumijevanje građe i svojstava tvari. Stoga je važno pravilno prikazati Lewisove strukture. U stjecanju toga znanja pomoći će vam pravila navedena u nastavku.

VSEPR (valence shell electron pair repulsion) model temelji se na pretpostavci o međusobnome odbijanju elektronskih parova valentne ljuske središnjega atoma u molekuli. Elektronski su parovi istoimenoga naboja, stoga se odbijaju. Odbijanja veznih parova rezultiraju njihovim zauzimanjem međusobno najudaljenijih položaja. Takvi su položaji energijski najpovoljniji jer su odbijanja veznih parova minimalna.

Primjena VSEPR modela temelji se na sljedećim pravilima:

a) Uvijek se promatra raspored elektronskih parova središnjega atoma. Ako središnji atom ima samo vezne elektronske parove, oni zauzimaju međusobno najudaljenije položaje.

b) Radi jednostavnosti primjene VSEPR modela dogovoreno je da se dvostruka i trostruka veza razmatraju kao da su jednostruke.

c) U molekulama čiji središnji atom ima jedan ili više neveznih elektronskih parova najsnažnija su odbijanja neveznih parova, zatim veznih i neveznih, a najslabija su odbijanja veznih elektronskih parova.

Zbog snažnijega odbijanja neveznih odnosno veznih i neveznih elektronskih parova središnjega atoma neke molekule vezni se elektronski parovi (kovalentne veze) približavaju. To je razlog manjemu kutu koji zatvaraju kovalentne veze u molekulama amonijaka i vode u odnosu na kut koji zatvaraju kovalentne veze u molekuli metana.

Molekulski se spojevi mogu imenovati i bez oznake valencije.

Izuzetci od pravila imenovanja primjenom predmetaka iz grčkoga jezika odnose se na spojeve vodika. Za neke od njih, poput vode, H₂O, metana, CH₄, ili fosfina, PH₃, ne rabe se sustavna, već uvriježena tzv. trivijalna imena. U imenima drugih, poput diborana, B₂H₆, ili butana, C₄H₁₀, broj atoma vodika nije naznačen. Umjesto vodikov klorid češće se rabi ime klorovodik.

Elektronegativnost je svojstvo atoma u molekuli koje se odnosi na jakost privlačenja veznoga elektronskog para. Atomi elektronegativnijih elemenata snažnije privlače vezne elektrone od atoma manje elektronegativnih elemenata.

Primjerice, atom je broma elektronegativniji od atoma vodika, stoga atom broma u molekuli bromovodika snažnije privlači vezni elektronski par. Budući da su vezni elektroni bliže atomu broma nego atomu vodika, H – Br veza je polarna.

Elektronegativnost atoma, χ, jednoga elementa mjeri se u odnosu na elektronegativnost atoma drugoga elemenata. To znači da su vrijednosti elektronegativnosti relativne. Danas najčešće koristimo vrijednosti elektronegativnosti atoma elemenata koje je posebnom metodom odredio Linus Pauling.

Razlika u elektronegativnosti atoma dvaju elemenata može poslužiti za prosudbu o polarnosti njihove veze u molekuli. Ako je razlika u elektronegativnosti dvaju atoma koji dijele vezni par manja od 0,4, veza među atomima smatra se nepolarnom. Ako je ta razlika u rasponu od 0,4 do 1,9, veza je među atomima polarna. Međudjelovanja atoma istoga elementa ili atoma elemenata s relativno malom razlikom u elektronegativnosti (0 – 1,9) opisuju se modelom kovalentnoga vezivanja. Ako je razlika u elektronegativnosti veća od 1,9, razmatrani elementi ne tvore molekule, već ionski spoj.