Ne postoji jedinstvena teorija hemijskih veza, hemijske veze se konvencionalno dele na kovalentne (univerzalni tip veze), jonske (poseban slučaj kovalentne veze), metalne i vodikove.
Kovalentna veza
Formiranje kovalentne veze moguće je pomoću tri mehanizma: razmjenski, donor-akceptor i dativ (Lewis).
Prema metabolički mehanizam Do stvaranja kovalentne veze dolazi zbog dijeljenja zajedničkih elektronskih parova. U ovom slučaju, svaki atom teži da dobije ljusku od inertnog gasa, tj. dobiti završeni nivo eksterne energije. Formiranje hemijske veze po tipu razmene prikazano je korišćenjem Lewisovih formula, u kojima je svaki valentni elektron atoma predstavljen tačkama (slika 1).
Rice. 1 Formiranje kovalentne veze u molekulu HCl mehanizmom izmjene
Sa razvojem teorije atomske strukture i kvantne mehanike, formiranje kovalentne veze je predstavljeno kao preklapanje elektronskih orbitala (slika 2).
Rice. 2. Formiranje kovalentne veze zbog preklapanja elektronskih oblaka
Što je veće preklapanje atomskih orbitala, to je veza jača, dužina veze je kraća i energija veze je veća. Kovalentna veza se može formirati preklapanjem različitih orbitala. Kao rezultat preklapanja s-s, s-p orbitala, kao i d-d, p-p, d-p orbitala sa bočnim režnjevima, dolazi do stvaranja veza. Veza se formira okomito na liniju koja povezuje jezgra 2 atoma. Jedna i jedna veza su sposobne da formiraju višestruku (dvostruku) kovalentnu vezu, karakterističnu za organske supstance klase alkena, alkadiena itd. Jedna i dve veze čine višestruku (trostruku) kovalentnu vezu, karakterističnu za organske supstance klase alkina (acetilena).
Formiranje kovalentne veze putem mehanizam donor-akceptor Pogledajmo primjer amonijum kationa:
NH 3 + H + = NH 4 +
7 N 1s 2 2s 2 2p 3
Atom dušika ima slobodan usamljeni par elektrona (elektroni koji nisu uključeni u formiranje hemijskih veza unutar molekula), a kation vodika ima slobodnu orbitalu, tako da su oni donor i akceptor elektrona.
Razmotrimo dativni mehanizam stvaranja kovalentne veze na primjeru molekula hlora.
17 Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
Atom hlora ima i slobodni usamljeni par elektrona i prazne orbitale, stoga može pokazati svojstva i donora i akceptora. Stoga, kada se formira molekul hlora, jedan atom hlora djeluje kao donor, a drugi kao akceptor.
Main karakteristike kovalentne veze su: zasićenje (zasićene veze nastaju kada atom veže onoliko elektrona za sebe koliko mu valentne sposobnosti dozvoljavaju; nezasićene veze nastaju kada je broj vezanih elektrona manji od valentnih sposobnosti atoma); usmjerenost (ova vrijednost je povezana s geometrijom molekula i konceptom "veznog ugla" - ugla između veza).
Jonska veza
Ne postoje spojevi s čistom ionskom vezom, iako se to podrazumijeva kao kemijski vezano stanje atoma u kojem se stvara stabilno elektronsko okruženje atoma kada se ukupna gustoća elektrona u potpunosti prenese na atom elektronegativnijeg elementa. Jonska veza je moguća samo između atoma elektronegativnih i elektropozitivnih elemenata koji su u stanju suprotno nabijenih jona – katjona i anjona.
DEFINICIJA
Ion su električno nabijene čestice nastale uklanjanjem ili dodavanjem elektrona atomu.
Kada prenose elektron, atomi metala i nemetala teže da formiraju stabilnu konfiguraciju elektronske ljuske oko svog jezgra. Atom nemetala stvara omotač od naknadnog inertnog gasa oko svog jezgra, a atom metala stvara omotač prethodnog inertnog gasa (slika 3).
Rice. 3. Formiranje ionske veze na primjeru molekule natrijum hlorida
Molekule u kojima postoje jonske veze u svom čistom obliku nalaze se u stanju pare supstance. Jonska veza je vrlo jaka, te stoga tvari s ovom vezom imaju visoku tačku topljenja. Za razliku od kovalentnih veza, ionske veze ne karakteriziraju usmjerenost i zasićenost, budući da električno polje koje stvaraju joni djeluje jednako na sve ione zbog sferne simetrije.
Metalni priključak
Metalna veza se ostvaruje samo u metalima - to je interakcija koja drži atome metala u jednoj rešetki. U formiranju veze učestvuju samo valentni elektroni atoma metala koji pripadaju čitavom njegovom volumenu. U metalima se elektroni neprestano odvajaju od atoma i kreću se po cijeloj masi metala. Atomi metala, lišeni elektrona, pretvaraju se u pozitivno nabijene ione, koji teže da prihvate pokretne elektrone. Ovaj kontinuirani proces formira takozvani „elektronski gas“ unutar metala, koji čvrsto povezuje sve atome metala zajedno (slika 4).
Metalna veza je jaka, pa se metali odlikuju visokom tačkom topljenja, a prisustvo "elektronskog gasa" daje metalima savitljivost i duktilnost.
Vodikova veza
Vodikova veza je specifična intermolekularna interakcija, jer njegova pojava i jačina zavise od hemijske prirode supstance. Nastaje između molekula u kojima je atom vodika vezan za atom visoke elektronegativnosti (O, N, S). Pojava vodikove veze zavisi od dva razloga: prvo, atom vodika povezan sa elektronegativnim atomom nema elektrone i lako se može ugraditi u elektronske oblake drugih atoma, i drugo, ima valencijsku s-orbitalu, atom vodonika je u stanju da prihvati usamljeni par elektrona elektronegativnog atoma i formira vezu s njim putem mehanizma donor-akceptor.
Zadatak br. 1
Sa ponuđene liste izaberite dva jedinjenja koja sadrže ionsku hemijsku vezu.
- 1. Ca(ClO 2) 2
- 2. HClO 3
- 3.NH4Cl
- 4. HClO 4
- 5.Cl2O7
Odgovor: 13
U velikoj većini slučajeva, prisutnost ionskog tipa veze u spoju može se odrediti činjenicom da njegove strukturne jedinice istovremeno uključuju atome tipičnog metala i atome nemetala.
Na osnovu ove osobine utvrđujemo da postoji jonska veza u jedinjenju broj 1 - Ca(ClO 2) 2, jer u njegovoj formuli možete vidjeti atome tipičnog metala kalcija i atome nemetala - kisika i hlora.
Međutim, na ovoj listi više nema spojeva koji sadrže i metalne i nemetalne atome.
Među spojevima naznačenim u zadatku je amonijum hlorid, u kojem se ostvaruje jonska veza između amonijum kationa NH 4 + i hloridnog jona Cl − .
Zadatak br. 2
Sa ponuđene liste izaberite dva jedinjenja u kojima je vrsta hemijske veze ista kao u molekulu fluora.
1) kiseonik
2) dušikov oksid (II)
3) bromovodonik
4) natrijum jodid
Zapišite brojeve odabranih veza u polje za odgovor.
Odgovor: 15
Molekul fluora (F2) se sastoji od dva atoma jednog nemetalnog hemijskog elementa, stoga je hemijska veza u ovom molekulu kovalentna, nepolarna.
Kovalentna nepolarna veza može se ostvariti samo između atoma istog nemetalnog hemijskog elementa.
Od predloženih opcija, samo kisik i dijamant imaju kovalentnu nepolarnu vezu. Molekula kiseonika je dvoatomska i sastoji se od atoma jednog nemetalnog hemijskog elementa. Dijamant ima atomsku strukturu i u svojoj strukturi, svaki atom ugljika, koji je nemetal, vezan je za 4 druga ugljikova atoma.
Dušikov oksid (II) je supstanca koja se sastoji od molekula formiranih od atoma dva različita nemetala. Budući da je elektronegativnost različitih atoma uvijek različita, zajednički elektronski par u molekuli je pristrasan prema elektronegativnijem elementu, u ovom slučaju kisiku. Dakle, veza u molekulu NO je polarna kovalentna.
Bromovodik se također sastoji od dvoatomskih molekula koje se sastoje od atoma vodika i broma. Zajednički elektronski par koji formira H-Br vezu je pomjeren prema elektronegativnijem atomu broma. Hemijska veza u molekulu HBr je također polarna kovalentna.
Natrijum jodid je supstanca jonske strukture formirana od metalnog kationa i jodidnog anjona. Veza u molekuli NaI nastaje zbog prijenosa elektrona iz 3 s-orbitale atoma natrijuma (atom natrijuma se pretvara u kation) u nedovoljno popunjene 5 str-orbitala atoma joda (atom joda se pretvara u anjon). Ova hemijska veza se zove jonska.
Zadatak br. 3
Sa ponuđene liste odaberite dvije tvari čiji molekuli formiraju vodikove veze.
- 1. C 2 H 6
- 2. C 2 H 5 OH
- 3.H2O
- 4. CH 3 OCH 3
- 5. CH 3 COCH 3
Zapišite brojeve odabranih veza u polje za odgovor.
Odgovor: 23
Objašnjenje:
Vodikove veze se javljaju u tvarima molekularne strukture koje sadrže kovalentne veze H-O, H-N, H-F. One. kovalentne veze atoma vodika sa atomima tri hemijska elementa sa najvećom elektronegativnošću.
Dakle, očigledno, postoje vodikove veze između molekula:
2) alkoholi
3) fenola
4) karboksilne kiseline
5) amonijak
6) primarni i sekundarni amini
7) fluorovodonična kiselina
Zadatak br. 4
Sa ponuđene liste izaberite dva jedinjenja sa ionskim hemijskim vezama.
- 1.PCl 3
- 2.CO2
- 3. NaCl
- 4.H2S
- 5. MgO
Zapišite brojeve odabranih veza u polje za odgovor.
Odgovor: 35
Objašnjenje:
U velikoj većini slučajeva zaključak o prisutnosti ionskog tipa veze u spoju može se izvući iz činjenice da strukturne jedinice tvari istovremeno uključuju atome tipičnog metala i atome nemetala.
Na osnovu ove osobine utvrđujemo da postoji jonska veza u spojevima pod brojem 3 (NaCl) i 5 (MgO).
Napomena*
Pored gore navedene karakteristike, prisustvo jonske veze u jedinjenju može se reći ako njegova strukturna jedinica sadrži amonijum kation (NH 4 +) ili njegove organske analoge - alkilamonijum katione RNH 3 +, dialkilamonijum R 2 NH 2 +, trialkilamonijum kationi R 3 NH + ili tetraalkilamonijum R 4 N +, gde je R neki ugljovodonični radikal. Na primjer, jonski tip veze javlja se u spoju (CH 3) 4 NCl između kationa (CH 3) 4 + i hloridnog jona Cl −.
Zadatak br. 5
Sa ponuđene liste odaberite dvije supstance iste vrste strukture.
4) kuhinjska so
Zapišite brojeve odabranih veza u polje za odgovor.
Odgovor: 23
Zadatak br. 8
Sa predložene liste odaberite dvije supstance nemolekularne strukture.
2) kiseonik
3) bijeli fosfor
5) silicijum
Zapišite brojeve odabranih veza u polje za odgovor.
Odgovor: 45
Zadatak br. 11
Sa predložene liste odaberite dvije tvari čije molekule sadrže dvostruku vezu između atoma ugljika i kisika.
3) formaldehid
4) sirćetna kiselina
5) glicerin
Zapišite brojeve odabranih veza u polje za odgovor.
Odgovor: 34
Zadatak br. 14
Sa ponuđene liste izaberite dve supstance sa jonskim vezama.
1) kiseonik
3) ugljen monoksid (IV)
4) natrijum hlorid
5) kalcijum oksid
Zapišite brojeve odabranih veza u polje za odgovor.
Odgovor: 45
Zadatak br. 15
Sa predložene liste odaberite dvije supstance sa istom vrstom kristalne rešetke kao dijamant.
1) silicijum SiO 2
2) natrijum oksid Na 2 O
3) ugljen monoksid CO
4) bijeli fosfor P 4
5) silicijum Si
Zapišite brojeve odabranih veza u polje za odgovor.
Odgovor: 15
Zadatak br. 20
Sa ponuđene liste odaberite dvije supstance čiji molekuli imaju jednu trostruku vezu.
- 1. HCOOH
- 2.HCOH
- 3. C 2 H 4
- 4. N 2
- 5. C 2 H 2
Zapišite brojeve odabranih veza u polje za odgovor.
Odgovor: 45
Objašnjenje:
Da bismo pronašli tačan odgovor, nacrtajmo strukturne formule jedinjenja sa prikazane liste:
Dakle, vidimo da postoji trostruka veza u molekulima dušika i acetilena. One. tačni odgovori 45
Zadatak br. 21
Sa predložene liste odaberite dvije supstance čiji molekuli sadrže kovalentnu nepolarnu vezu.
1. Zemnoalkalni metali su5) na s-elemente
6) na p-elemente
7) na d-elemente
8) do f - elementi
2. Koliko elektrona sadrže atomi zemnoalkalnih metala na vanjskom energetskom nivou?
1) Jedan 2) dva 3) tri 4) četiri
3. U hemijskim reakcijama se pojavljuju atomi aluminijuma
3) Oksidirajuća svojstva 2) kisela svojstva
4) 3) restorativna svojstva 4) osnovna svojstva
4. Interakcija kalcijuma sa hlorom je reakcija
1) Dekompozicija 2) veza 3) supstitucija 4) razmena
5. Molekularna težina natrijum bikarbonata je:
1) 84 2) 87 3) 85 4) 86
3. Koji je atom teži - gvožđe ili silicijum - i za koliko?4. Odrediti relativne molekulske mase jednostavnih supstanci: vodonik, kiseonik, hlor, bakar, dijamant (ugljenik). Zapamtite koji se od njih sastoje od dvoatomskih molekula, a koji od atoma.
5.izračunati relativne molekulske mase sljedećih jedinjenja: ugljični dioksid CO2 sumporna kiselina H2SO4 šećer C12H22O11 etil alkohol C2H6O mramor CaCPO3
6. U vodikovom peroksidu, postoji jedan atom vodika za svaki atom kisika. Odredite formulu vodonik preoksida ako je poznato da je njegova relativna molekulska masa 34. Koliki je maseni omjer vodonika i kisika u ovom spoju?
7. Koliko puta je molekul ugljičnog dioksida teži od molekula kisika?
Molim vas pomozite mi, zadatak za 8. razred.
“Hemijska veza” je energija razaranja rešetke u jone _Ekul = Uresh. Osnovni principi MO metode. Vrste preklapanja atomskih AO. vezujući i antivezujući MO sa kombinacijom atomskih orbitala s i s pz i pz px i px. H?C? C?H. ? - Koeficijent odbijanja. Qeff =. Ao. Osnovne teorije hemijskog vezivanja.
“Vrste hemijskih veza” - Supstance sa jonskim vezama formiraju ionsku kristalnu rešetku. Atomi. Elektronegativnost. Opštinska obrazovna ustanova Licej br. 18 nastavnik hemije Kalinina L.A. Joni. Na primjer: Na1+ i Cl1-, Li1+ i F1- Na1+ + Cl1- = Na(:Cl:) . Ako se doda e -, ion postaje negativno nabijen. Atomski okvir ima veliku čvrstoću.
“Život Mendeljejeva” - 18. jula D.I. Mendeljejev je diplomirao u gimnaziji u Tobolsku. 9. avgusta 1850. - 20. juna 1855. dok je studirao na Glavnom pedagoškom zavodu. “Ako ne znate imena, onda će znanje o stvarima umrijeti” K. Liney. Život i rad D.I.Mendeljejeva. Ivan Pavlovič Mendeljejev (1783 - 1847), otac naučnika. Otkriće periodičnog zakona.
“Vrste hemijskih veza” - H3N. Al2O3. Struktura materije." H2S. MgO. H2. Cu. Mg S.CS2. I. Zapišite formule supstanci: 1.c.N.S. 2.s K.P.S. 3. sa I.S. K.N.S. NaF. C.K.P.S. Odredite vrstu hemijske veze. Koji od molekula odgovara shemi: A A?
"Mendeljejev" - Dobereinerove trijade elemenata. Gasovi. Posao. Život i naučni podvig. Periodični sistem elemenata (dugi oblik). Newlandsov "Zakon oktava" Naučna djelatnost. Rješenja. Nova faza života. Druga verzija Mendeljejevljevog sistema elemenata. Dio L. Meyerove tablice elemenata. Otkriće periodičnog zakona (1869).
"Život i rad Mendeljejeva" - Ivan Pavlovič Mendeljejev (1783 - 1847), otac naučnika. 1834, 27. januara (6. februara) - D.I. Mendeljejev je rođen u gradu Tobolsku, u Sibiru. 1907, 20. januara (2. februara) D.I. Mendeljejev je umro od paralize srca. DI. Menedelejev (regija Južni Kazahstan, grad Šimkent). Industrija. 18. jula 1849. D.I. Mendeljejev je završio gimnaziju u Tobolsku.
Najvažnije karakteristike veze uključuju: dužinu, polaritet, dipolni moment, zasićenost, usmjerenost, snagu i višestrukost veze.
Dužina veze– je udaljenost između jezgara atoma u molekulu. Dužina veze je određena veličinom jezgara i stepenom preklapanja elektronskih oblaka.
Dužina veze u HF je 0,92∙10 -10, u HCl – 1,28∙10 -10 m Što je kraća, to je hemijska veza jača.
Ugao veze (vezni ugao) nazovite ugao između zamišljenih linija koje prolaze kroz jezgra hemijski vezanih atoma. ∟HOH=104 0,5; ∟H 2 S=92,2 0; ∟H 2 S e =91 0 .0.
Najvažnija karakteristika hemijske veze je energije, definišući ga snagu.
Snaga veze kvantitativno je okarakterisana energijom utrošenom na njen prekid, a mjeri se u kJ po 1 molu supstance.
Stoga je snaga veze kvantitativno okarakterisana energijom sublimacije E subl. tvari i energija disocijacije molekula na atome E diss. . Energija sublimacije se odnosi na energiju koja se troši za prelazak tvari iz čvrstog u plinovito stanje. Za dvoatomske molekule energija vezivanja jednaka je energiji disocijacije molekula na dva atoma.
Na primjer, E diss. (a samim tim i E St.) u molekulu H 2 je 435 kJ/mol. U molekulu F 2 = 159 kJ/mol, u molekulu N 2 = 940 kJ/mol.
Za ne dvoatomske, već poliatomske molekule tipa AB n, prosječna energija vezivanja
prema AB n =A+nB.
Na primjer, energija apsorbirana tokom procesa
jednako 924 kJ/mol.
Energija komunikacije
E OH = = = = 462 kJ/mol.
Zaključci o strukturi molekula i strukturi supstance donose se na osnovu rezultata dobijenih različitim metodama. U ovom slučaju, dobivene informacije se koriste ne samo o dužinama i energijama veza, uglovima veze, već i drugim svojstvima tvari, kao što su magnetska, optička, električna, toplinska i druga.
Skup eksperimentalno dobijenih podataka o strukturi materije dopunjuje i generalizuje rezultate kvantno hemijskih metoda proračuna koje koriste koncept kvantnomehaničke teorije hemijskog vezivanja. Vjeruje se da je kemijska veza prvenstveno posredovana valentnim elektronima. Za s- i p-elemente, valentni elektroni su elektroni orbitala vanjskog sloja, a za d-elemente, elektroni su s-orbitale vanjskog sloja i d-orbitale pred-spoljnog sloja .
Priroda hemijske veze.
Hemijska veza nastaje samo ako, kako se atomi približavaju jedan drugom, ukupna energija sistema (E kin. + E pot.) opada.
Razmotrimo prirodu kemijske veze na primjeru molekularnog vodikovog jona H 2 +. (Dobija se zračenjem molekula vodonika sa H 2 elektronima; u plinskom pražnjenju). Za tako jednostavan molekularni sistem, Schrödingerova jednačina je najpreciznije riješena.
U vodonikovom jonu H 2 + jedan elektron se kreće u polju dva jezgra - protona. Udaljenost između jezgara je 0,106 nm, energija vezivanja (disocijacija na H atome i H+ jon) je 255,7 kJ/mol. To jest, čestica je jaka.
U molekularnom jonu H 2 + postoje dvije vrste elektrostatičkih sila - sila privlačenja elektrona za oba jezgra i sila odbijanja između jezgara. Odbojna sila se manifestuje između pozitivno nabijenih jezgara H A + i H A +, što se može predstaviti u obliku sljedeće slike. 3. Odbojna sila teži da gurne jezgra jedno od drugog.
Rice. 3. Sila odbijanja (a) i privlačenja (b) između dva jezgra, koja nastaje kada se međusobno približavaju na udaljenostima veličine atoma.
Privlačne sile djeluju između negativno nabijenog elektrona e - i pozitivno nabijenih jezgri H + i H +. Molekul nastaje ako je rezultanta sila privlačenja i odbijanja nula, odnosno uzajamno odbijanje jezgara mora biti nadoknađeno privlačenjem elektrona prema jezgri. Takva kompenzacija zavisi od položaja elektrona e - u odnosu na jezgra (sl. 3 b i c). Ovdje se ne misli na položaj elektrona u prostoru (koji se ne može odrediti), već na vjerovatnoću pronalaženja elektrona u prostoru. Položaj elektronske gustine u prostoru, što odgovara sl. 3.b) podstiče konvergenciju jezgara, a odgovarajuća Sl. 3.c) – odbijanje jezgara, jer su u ovom slučaju privlačne sile usmjerene u jednom smjeru i odbijanje jezgara nije kompenzirano. Dakle, postoji vezna regija, kada je gustina elektrona raspoređena između jezgara, i antivezujuća ili antivezujuća regija, kada je gustina elektrona raspoređena iza jezgara.
Ako elektron uđe u područje veze, formira se hemijska veza. Ako elektron padne u područje protiv vezivanja, onda se hemijska veza ne formira.
U zavisnosti od prirode distribucije elektronske gustine u oblasti vezivanja, razlikuju se tri glavna tipa hemijskih veza: kovalentne, jonske i metalne. Ove veze se ne javljaju u svom čistom obliku, i obično je kombinacija ovih vrsta veza prisutna u spojevima.
Vrste veza.
U hemiji se razlikuju sljedeće vrste veza: kovalentna, jonska, metalna, vodikova veza, van der Waalsova veza, donor-akceptorska veza, dativna veza.
Kovalentna veza
Kada se formira kovalentna veza, atomi dijele elektrone jedni s drugima. Primjer kovalentne veze je hemijska veza u molekulu Cl2. Lewis (1916) prvi je predložio da u takvoj vezi svaki od dva atoma hlora dijeli jedan od svojih vanjskih elektrona s drugim atomom klora. Da bi se atomske orbitale preklopile, dva atoma moraju doći što bliže jedan drugome. Zajednički par elektrona formira kovalentnu vezu. Ovi elektroni zauzimaju istu orbitalu, a njihovi spinovi su usmjereni u suprotnim smjerovima.
Dakle, kovalentna veza se ostvaruje dijeljenjem elektrona iz različitih atoma kao rezultat uparivanja elektrona sa suprotnim spinovima.
Kovalentno vezivanje je uobičajena vrsta vezivanja. Kovalentne veze mogu se pojaviti ne samo u molekulima, već iu kristalima. Javlja se između identičnih atoma (u molekulima H 2, Cl 2, dijamanta) i između različitih atoma (u molekulima H 2 O, NH 3 ...)
Mehanizam stvaranja kovalentne veze
Razmotrimo mehanizam na primjeru formiranja H 2 molekula.
H+H=H 2, ∆H=-436 kJ/mol
Jezgro slobodnog atoma vodika okruženo je sferno simetričnim elektronskim oblakom formiranim od 1s elektrona. Kada se atomi približe određenoj udaljenosti, njihovi elektronski oblaci (orbitale) se delimično preklapaju (slika 4).
Rice. 4. Mehanizam stvaranja veze u molekulu vodonika.
Ako atomi vodika koji se približavaju prije dodira imaju razmak između jezgara od 0,106 nm, onda nakon što se oblaci elektrona preklapaju, ova udaljenost iznosi 0,074 nm.
Kao rezultat, između centara jezgara pojavljuje se molekularni oblak od dva elektrona, koji ima maksimalnu gustoću elektrona u prostoru između jezgara. Povećanje gustoće negativnog naboja između jezgara pogoduje snažnom povećanju sila privlačenja između jezgara, što dovodi do oslobađanja energije. Što je jače preklapanje elektronskih orbitala, to je jača hemijska veza. Kao rezultat formiranja kemijske veze između dva atoma vodika, svaki od njih dostiže elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog plina - helija.
Postoje dvije metode koje s kvantnomehaničke točke gledišta objašnjavaju formiranje područja preklapanja elektronskih oblaka, odnosno formiranje kovalentne veze. Jedna od njih se zove metoda BC (valentne veze), a druga MO (molekularne orbitale).
Metoda valentne veze razmatra preklapanje atomskih orbitala odabranog para atoma. U MO metodi, molekul se posmatra kao cjelina i raspodjela elektronske gustine (od jednog elektrona) je raspoređena po cijelom molekulu. Sa položaja MO 2H u H 2 su povezani zbog privlačenja jezgara na elektronski oblak koji se nalazi između ovih jezgara.
Ilustracija kovalentne veze
Veze su prikazane na različite načine:
1). Korištenje elektrona kao tačaka
U ovom slučaju, formiranje molekule vodika prikazano je dijagramom
N∙ + N∙ → N: N
2). Korištenje kvadratnih ćelija (orbitala), kao što je stavljanje dva elektrona sa suprotnim spinovima u jednu molekularnu kvantnu ćeliju
Ovaj dijagram pokazuje da je nivo molekularne energije niži od originalnih atomskih nivoa, što znači da je molekularno stanje supstance stabilnije od atomskog.
3). Kovalentna veza je predstavljena linijom
Na primjer, H – N. Ova linija simbolizira par elektrona.
Ako se jedna kovalentna veza (jedan zajednički elektronski par) javlja između atoma, onda se to zove single, ako više, onda višestruko duplo(dva zajednička elektronska para), trostruko(tri zajednička elektronska para). Jednostruka veza je predstavljena jednom linijom, dvostruka sa dve linije, a trostruka sa tri linije.
Crtica između atoma pokazuje da oni imaju generalizirani par elektrona.
Klasifikacija kovalentnih veza
U zavisnosti od smera preklapanja elektronskih oblaka, razlikuju se σ-, π-, δ-veze. σ veza nastaje kada se oblaci elektrona preklapaju duž ose koja povezuje jezgra atoma u interakciji.
Primjeri σ-veza:
Rice. 5. Formiranje σ veze između s-, p-, d- elektrona.
Primjer formiranja σ veze kada se s-s oblaci preklapaju uočen je u molekuli vodika.
π veza nastaje kada se oblaci elektrona sa obe strane ose preklapaju, povezujući jezgra atoma.
Rice. 6. Formiranje π veze između p-, d- elektrona.
δ-spoj nastaje kada se dva oblaka d-elektrona koji se nalaze u paralelnim ravnima preklapaju. δ veza je manje jaka od π veze, a π veza je manje jaka od σ veze.
Svojstva kovalentnih veza
A). Polaritet.
Postoje dvije vrste kovalentnih veza: nepolarne i polarne.
U slučaju nepolarne kovalentne veze, elektronski oblak formiran od zajedničkog para elektrona je raspoređen u prostoru simetrično u odnosu na atomska jezgra. Primjer su dvoatomne molekule koje se sastoje od atoma jednog elementa: H 2, Cl 2, O 2, N 2, F 2. Njihov elektronski par pripada podjednako oba atoma.
U slučaju polarne veze, elektronski oblak koji formira vezu je pomjeren prema atomu s većom relativnom elektronegativnošću.
Primjeri su sljedeće molekule: HCl, H 2 O, H 2 S, N 2 S, NH 3, itd. Razmotrimo formiranje molekule HCl, što se može predstaviti sljedećim dijagramom
Elektronski par se pomera na atom hlora, jer relativna elektronegativnost atoma hlora (2.83) veća je od elektronegativnosti atoma vodonika (2.1).
b). Zasićenost.
Sposobnost atoma da učestvuju u formiranju ograničenog broja kovalentnih veza naziva se zasićenje kovalentne veze. Zasićenje kovalentnih veza je zbog činjenice da u hemijskim interakcijama učestvuju samo elektroni sa spoljašnjih energetskih nivoa, odnosno ograničen broj elektrona.
V) . Focus i hibridizacija kovalentne veze.
Kovalentnu vezu karakterizira usmjerenost u prostoru. To se objašnjava činjenicom da oblaci elektrona imaju određeni oblik i njihovo maksimalno preklapanje je moguće pri određenoj prostornoj orijentaciji.
Smjer kovalentne veze određuje geometrijsku strukturu molekula.
Na primjer, za vodu ima trokutasti oblik.
Rice. 7. Prostorna struktura molekula vode.
Eksperimentalno je utvrđeno da je u molekuli vode H 2 O udaljenost između jezgara vodika i kisika 0,096 nm (96 pm). Ugao između linija koje prolaze kroz jezgra je 104,5 0. Dakle, molekula vode ima ugaoni oblik i njena struktura se može izraziti u obliku prikazane figure.
Hibridizacija
Kako pokazuju eksperimentalne i teorijske studije (Slater, Pauling), tokom formiranja nekih jedinjenja, kao što su BeCl 2, BeF 2, BeBr 2, stanje valentnih elektrona atoma u molekuli ne opisuje se čistim s-, p-, d-valne funkcije, ali po njihovim linearnim kombinacijama. Takve mješovite strukture nazivaju se hibridne orbitale, a proces miješanja naziva se hibridizacija.
Kao što pokazuju kvantno-hemijske kalkulacije, miješanje s- i p-orbitala atoma je proces povoljan za formiranje molekula. U ovom slučaju se oslobađa više energije nego pri formiranju veza koje uključuju čiste s- i p-orbitale. Dakle, hibridizacija elektronskih orbitala atoma dovodi do velikog smanjenja energije sistema i, shodno tome, povećanja stabilnosti molekula. Hibridizovana orbitala je više izdužena na jednoj strani jezgra nego na drugoj. Stoga će gustina elektrona u području preklapanja hibridnog oblaka biti veća od elektronske gustine u području preklapanja s- i p-orbitala odvojeno, zbog čega će veza koju formiraju elektroni hibrida orbitala karakterizira veća snaga.
Postoji nekoliko tipova hibridnih stanja. Kada se s- i p-orbitale hibridiziraju (naziva se sp-hibridizacija), nastaju dvije hibridne orbitale, smještene pod uglom od 180 0 jedna u odnosu na drugu. U ovom slučaju se formira linearna struktura. Ova konfiguracija (struktura) je poznata za većinu halogenida zemnoalkalnih metala (na primjer, BeX 2, gdje je X = Cl, F, Br), tj. Ugao veze je 180 0 C.
Rice. 8. sp hibridizacija
Druga vrsta hibridizacije, nazvana sp 2 hibridizacija (formirana od jedne s i dvije p orbitale), dovodi do formiranja tri hibridne orbitale, koje se nalaze pod uglom od 120 0 jedna prema drugoj. U tom slučaju u prostoru se formira trigonalna struktura molekula (ili pravilan trokut). Takve strukture su poznate za jedinjenja BX 3 (X=Cl, F, Br).
Rice. 9. sp 2 -hibridizacija.
Ništa manje uobičajena je sp 3 hibridizacija, koja se formira od jedne s- i tri p-orbitale. U ovom slučaju formiraju se četiri hibridne orbitale, orijentisane u prostoru simetrično na četiri vrha tetraedra, odnosno nalaze se pod uglom od 109 0 28". Ovaj prostorni položaj naziva se tetraedar. Ova struktura je poznata po molekulima NH 3, H 2 O i općenito za elemente II perioda Šematski se može prikazati na sljedećoj slici
Rice. 10. Prostorni raspored veza u molekuli amonijaka,
projektovane na ravan.
Formiranje tetraedarskih veza usled sp 3 hibridizacije može se predstaviti na sledeći način (slika 11):
Rice. 11. Formiranje tetraedarskih veza tokom sp 3 hibridizacije.
Formiranje tetraedarskih veza tokom sp 3 hibridizacije na primjeru molekula CCl 4 prikazano je na Sl. 12.
Slika 12. Formiranje tetraedarskih veza tokom sp 3 - hibridizacije u CCl 4 molekule
Hibridizacija se ne odnosi samo na s- i p-orbitale. Da bi se objasnili stereohemijski elementi III i narednih perioda, postoji potreba da se konstruišu hibridne orbitale istovremeno uključujući s-, p-, d- orbitale.
Supstance sa kovalentnim vezama uključuju:
1. organska jedinjenja;
2. čvrste i tečne supstance u kojima se formiraju veze između parova atoma halogena, kao i između parova atoma vodonika, azota i kiseonika, na primer, H2;
3. elementi grupe VI (npr. spiralni lanci telura), elementi grupe V (npr. arsen), elementi grupe IV (dijamant, silicijum, germanijum);
4. jedinjenja koja poštuju 8-N pravilo (kao što su InSb, CdS, GaAs, CdTe), kada su njihovi sastavni elementi locirani u II-VI, III-V grupama u periodnom sistemu.
U čvrstim materijama sa kovalentnim vezama mogu se formirati različite kristalne strukture za istu supstancu, čija je energija vezivanja skoro ista. Na primjer, struktura ZnS može biti kubična (cinkblenda) ili heksagonalna (vurcit). Raspored najbližih susjeda kod cink blende i wurtzita je isti, a jedina i mala razlika u energijama ove dvije strukture određena je rasporedom atoma pored najbližih. Ova sposobnost nekih supstanci naziva se alotropija ili polimorfizam. Drugi primjer alotropije je silicijum karbid, koji ima niz politipova različitih struktura od čisto kubnih do heksagonalnih. Ove brojne kristalne modifikacije ZnS, SiC postoje na sobnoj temperaturi.
Jonska veza
Jonska veza je elektrostatička sila privlačenja između jona sa naelektrisanjem suprotnog predznaka (tj. + i -).
Ideja o jonskom vezivanju nastala je na osnovu ideja V. Kossela. On je predložio (1916) da kada dva atoma interaguju, jedan odustaje, a drugi prihvata elektrone. Dakle, ionska veza nastaje prijenosom jednog ili više elektrona s jednog atoma na drugi. Na primjer, u natrijevom kloridu, ionska veza nastaje prijenosom elektrona s atoma natrija na atom klora. Kao rezultat ovog prijenosa formiraju se natrijev ion sa nabojem od +1 i ion hlora sa nabojem od -1. Oni se međusobno privlače elektrostatičkim silama, formirajući stabilnu molekulu. Model prijenosa elektrona koji je predložio Kossel omogućava objašnjenje stvaranja takvih spojeva kao što su litijum fluorid, kalcijum oksid i litijum oksid.
Najtipičnija jonska jedinjenja sastoje se od katjona metala koji pripadaju grupama I i II periodnog sistema i anjona nemetalnih elemenata koji pripadaju grupama VI i VII.
Lakoća stvaranja jonskog spoja ovisi o lakoći formiranja kationa i aniona koji su u njemu sastavni. Lakoća formiranja je veća, što je niža energija ionizacije atoma koji donira elektrone (donator elektrona), a atom koji dodaje elektrone (akceptor elektrona) ima veći afinitet prema elektronu. Elektronski afinitet je mjera sposobnosti atoma da dobije elektron. Ona se kvantificira kao promjena energije koja se javlja kada se jedan mol jednostruko nabijenih anjona formira iz jednog mola atoma. Ovo je takozvani koncept “prvog afiniteta prema elektronu”. Drugi afinitet prema elektronu je promjena energije koja se događa kada se jedan mol dvostruko nabijenih anjona formira iz jednog mola jednostruko nabijenih aniona. Ovi koncepti, odnosno energija jonizacije i afinitet elektrona, odnose se na gasovite supstance i karakteristike su atoma i jona u gasovitom stanju. Ali treba imati na umu da je većina jonskih spojeva najstabilnija u čvrstom stanju. Ova okolnost se objašnjava postojanjem kristalne rešetke u njima u čvrstom stanju. Postavlja se pitanje. Zašto su, uostalom, jonska jedinjenja stabilnija u obliku kristalnih rešetki, a ne u gasovitom stanju? Odgovor na ovo pitanje je proračun energije kristalne rešetke na osnovu elektrostatičkog modela. Pored ovoga, ovaj proračun je i test teorije jonske veze.
Za izračunavanje energije kristalne rešetke potrebno je odrediti rad koji je potrebno utrošiti na uništavanje kristalne rešetke sa stvaranjem plinovitih iona. Za izvođenje proračuna koristi se ideja o silama privlačenja i odbijanja. Izraz za potencijalnu energiju interakcije jednostruko nabijenih jona dobija se zbrajanjem energije privlačenja i energije odbijanja
E = E ulaz + E izlaz (1).
Energija Kulonova privlačenja iona suprotnih predznaka uzima se kao Eat, na primjer, Na + i Cl - za jedinjenje NaCl
E dolazni = -e 2 /4πε 0 r (2),
budući da je raspodjela elektronskog naboja u ispunjenoj elektronskoj ljusci sferno simetrična. Zbog odbijanja do kojeg dolazi zbog Paulijevog principa kada se ispunjene ljuske anjona i kationa preklapaju, udaljenost do koje se ioni mogu približiti je ograničena. Energija odbijanja se brzo mijenja s međunuklearnom udaljenosti i može se napisati kao sljedeća dva približna izraza:
E ott = A/r n (n≈12) (3)
E ott = B∙exp(-r/ρ) (4),
gdje su A i B konstante, r je udaljenost između jona, ρ je parametar (karakteristična dužina).
Treba napomenuti da nijedan od ovih izraza ne odgovara složenom kvantnomehaničkom procesu koji dovodi do odbijanja.
Unatoč približnoj prirodi ovih formula, one omogućavaju prilično precizno izračunavanje i u skladu s tim opisivanje kemijske veze u molekulima takvih ionskih spojeva kao što su NaCl, KCl, CaO.
Budući da električno polje jona ima sfernu simetriju (slika 13), jonska veza, za razliku od kovalentne, nema usmjerenost. Interakcija dvaju suprotno nabijenih jona kompenzira se odbojnim silama samo u smjeru spajanja centara jonskih jezgara u drugim smjerovima, kompenzacija električnih polja jona ne dolazi. Zbog toga su u stanju da komuniciraju sa drugim jonima. Dakle, jonska veza nije zasićena.
Rice. 13. Sferna simetrija elektrostatičkog polja
suprotno naelektrisane naboje.
Zbog neusmjerenosti i nezasićenosti jonskih veza, energetski je najpovoljnije kada je svaki ion okružen maksimalnim brojem jona suprotnog predznaka. Zbog toga je najpoželjniji oblik postojanja jonskog jedinjenja kristal. Na primjer, u kristalu NaCl, svaki kation ima šest anjona kao najbližih susjeda.
Samo pri visokim temperaturama u gasovitom stanju postoje jonska jedinjenja u obliku nepovezanih molekula.
U jonskim jedinjenjima, koordinacijski broj ne zavisi od specifične elektronske strukture atoma, kao u kovalentnim jedinjenjima, već je određen omjerom veličina jona. Sa odnosom jonskih radijusa u rasponu od 0,41 - 0,73, uočava se oktaedarska koordinacija jona, sa omjerom od 0,73-1,37 - kubična koordinacija itd.
Dakle, u normalnim uslovima, jonska jedinjenja su kristalne supstance. Koncept dvoionskih molekula, na primjer, NaCL, CsCl, ne vrijedi za njih. Svaki kristal se sastoji od velikog broja jona.
Jonska veza se može predstaviti kao ograničavajuća polarna veza, za koju je efektivni naboj atoma blizu jedinice. Za čisto kovalentnu nepolarnu vezu, efektivni naboj atoma je nula. U stvarnim supstancama, čisto jonske i čisto kovalentne veze su rijetke. Većina spojeva ima karakter veze između nepolarnog kovalentnog i polarnog jonskog. To jest, u ovim jedinjenjima kovalentna veza je djelomično jonske prirode. Priroda jonskih i kovalentnih veza u stvarnim supstancama prikazana je na slici 14.
Rice. 14. Jonska i kovalentna priroda veze.
Proporcija jonskog karaktera veze naziva se stepenom jonskog karaktera. Karakteriziraju ga efektivni naboji atoma u molekulu. Stepen jonizma raste sa povećanjem razlike u elektronegativnosti atoma koji ga formiraju.
Metalni priključak
U atomima metala, vanjski valentni elektroni se drže mnogo slabije nego u atomima nemetala. To uzrokuje gubitak veze između elektrona i pojedinačnih atoma na dovoljno dug vremenski period i njihovu socijalizaciju. Formira se socijalizirani ansambl vanjskih elektrona. Postojanje takvog elektronskog sistema dovodi do pojave sila koje drže pozitivne ione metala u bliskom stanju, uprkos njihovom istoimenom naboju. Ova veza se naziva metalna. Takva veza je karakteristična samo za metal i postoji u čvrstom i tekućem stanju supstance. Metalna veza je vrsta hemijske veze. Zasnovan je na socijalizaciji vanjskih elektrona, koji gube vezu s atomom i stoga se nazivaju slobodnim elektronima (slika 15).
Rice. 15. Metalni priključak.
Postojanje metalne veze potvrđuju sljedeće činjenice. Svi metali imaju visoku toplotnu provodljivost i visoku električnu provodljivost, što je obezbeđeno prisustvom slobodnih elektrona. Osim toga, ista okolnost određuje i dobru refleksivnost metala na svjetlosno zračenje, njihov sjaj i neprozirnost, visoku duktilnost i pozitivan temperaturni koeficijent električnog otpora.
Stabilnost kristalne rešetke metala ne može se objasniti takvim vrstama veza kao što su ionske i kovalentne. Jonska veza između atoma metala koji se nalaze na mjestima kristalne rešetke je nemoguća, jer imaju isti naboj. Kovalentna veza između atoma metala je također malo vjerojatna, budući da svaki atom ima 8 do 12 najbližih susjeda, a formiranje kovalentnih veza sa toliko zajedničkih elektronskih parova nije poznato.
Metalne strukture karakterizira činjenica da imaju prilično rijedak raspored atoma (međunuklearne udaljenosti su velike) i veliki broj najbližih susjeda za svaki atom u kristalnoj rešetki. U tabeli 1 prikazane su tri tipične metalne strukture.
Tabela 1
Karakteristike struktura tri najčešća metala
Vidimo da svaki atom sudjeluje u formiranju velikog broja veza (na primjer, sa 8 atoma). Tako veliki broj veza (sa 8 ili 12 atoma) ne može se istovremeno lokalizirati u prostoru. Veza mora biti izvedena zbog rezonancije vibracijskog kretanja vanjskih elektrona svakog atoma, zbog čega dolazi do kolektivizacije svih vanjskih elektrona kristala s formiranjem elektronskog plina. U mnogim metalima, za formiranje metalne veze, dovoljno je uzeti jedan elektron iz svakog atoma. To je upravo ono što je uočeno za litijum, koji ima samo jedan elektron u svojoj vanjskoj ljusci. Kristal litijuma je rešetka Li + jona (sfere poluprečnika 0,068 nm) okružena elektronskim gasom.
Rice. 16. Različite vrste kristalnog pakovanja: a-heksagonalno zatvoreno pakovanje; b - čelno-centrirano kubično pakovanje; c-body-centred kubično pakovanje.
Postoje sličnosti između metalnih i kovalentnih veza. Leži u činjenici da su obje vrste veza zasnovane na dijeljenju valentnih elektrona. Međutim, kovalentna veza povezuje samo dva susjedna atoma, a zajednički elektroni su u neposrednoj blizini vezanih atoma. U metalnoj vezi nekoliko atoma učestvuje u dijeljenju valentnih elektrona.
Dakle, koncept metalne veze je neraskidivo povezan sa idejom metala kao skupa pozitivno nabijenih jonskih jezgara s velikim prazninama između jona ispunjenih elektronskim plinom, dok na makroskopskom nivou sistem ostaje električno neutralan.
Pored tipova hemijskih veza o kojima smo gore govorili, postoje i drugi tipovi veza koje su intermolekularne: vodonična veza, van der Waalsova interakcija, interakcija donor-akceptor.
Donorsko-akceptorska interakcija molekula
Mehanizam stvaranja kovalentne veze zbog oblaka od dva elektrona jednog atoma i slobodne orbitale drugog naziva se donor-akceptor. Atom ili čestica koja daje oblak od dva elektrona za komunikaciju naziva se donor. Atom ili čestica sa slobodnom orbitalom koja prihvata ovaj elektronski par naziva se akceptor.
Glavne vrste međumolekulskih interakcija. Vodikova veza
Između valentno zasićenih molekula, na udaljenostima većim od veličine čestica, mogu se pojaviti elektrostatičke sile međumolekularne privlačnosti. Zovu se van der Waalsove sile. Van der Waalsova interakcija uvijek postoji između blisko raspoređenih atoma, ali igra važnu ulogu samo u odsustvu jačih mehanizama vezivanja. Ova slaba interakcija s karakterističnom energijom od 0,2 eV/atomu javlja se između neutralnih atoma i između molekula. Naziv interakcije povezan je s imenom van der Waalsa, jer je on prvi predložio da jednačina stanja, uzimajući u obzir slabu interakciju između molekula plina, mnogo bolje opisuje svojstva stvarnih plinova od jednačine stanje idealnog gasa. Međutim, prirodu ove privlačne sile objasnio je tek 1930. godine London. Trenutno su sljedeća tri tipa interakcija klasifikovana kao van der Waalsova privlačnost: orijentacijska, induktivna i disperzivna (londonski efekat). Energija van der Waalsovog privlačenja određena je zbirom orijentacijskih, induktivnih i disperzijskih interakcija.
E dolazni = E ili + E ind + E disp (5).
Orijentacijska interakcija (ili dipol-dipol interakcija) nastaje između polarnih molekula, koji se pri približavanju okreću (orijentišu) jedni prema drugima sa suprotnim polovima tako da potencijalna energija sistema molekula postaje minimalna. Što je veći dipolni moment molekula μ i što je manja udaljenost l između njih, to je značajnija energija orijentacijske interakcije:
E ili = -(μ 1 μ 2) 2 / (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (6),
gdje je ε 0 električna konstanta.
Induktivna interakcija je povezana s procesima polarizacije molekula okolnim dipolima. Što je veća polarizabilnost α nepolarnog molekula i što je veći dipolni moment μ polarnog molekula, to je on značajniji.
E ind = -(αμ 2)/ (8π 2 ∙ε 0 ∙l 6) (7).
Polarizabilnost α nepolarne molekule naziva se deformaciona, jer je povezana sa deformacijom čestice, dok μ karakteriše pomeranje elektronskog oblaka i jezgara u odnosu na njihove prethodne pozicije.
Interakcija disperzije (londonski efekat) se javlja u bilo kojoj molekuli, bez obzira na njihovu strukturu i polaritet. Zbog trenutnog nepodudaranja centara gravitacije naelektrisanja elektronskog oblaka i jezgara, nastaje trenutni dipol, koji indukuje trenutne dipole u drugim česticama. Kretanje trenutnih dipola postaje konzistentno. Kao rezultat toga, susjedne čestice doživljavaju međusobnu privlačnost. Energija interakcije disperzije zavisi od energije jonizacije E I i polarizabilnosti molekula α
E disp = - (E I 1 ∙E I 2)∙ α 1 α 2 /(E I 1 +E I 2) l 6 (8).
Vodikova veza je posredna između valentnih i međumolekulskih interakcija. Energija vodonične veze je niska, 8-80 kJ/mol, ali viša od energije van der Waalsove interakcije. Vodikova veza je karakteristična za tekućine kao što su voda, alkoholi i kiseline i uzrokovana je pozitivno polariziranim atomom vodika. Male veličine i odsustvo unutrašnjih elektrona omogućavaju atomu vodika koji je prisutan u tekućini u bilo kojem spoju da uđe u dodatnu interakciju s negativno polariziranim atomom drugog ili istog molekula koji nije kovalentno vezan za njega.
A δ- - H δ+…. A δ- - H δ+.
To jest, dolazi do povezivanja molekula. Povezivanje molekula dovodi do smanjenja hlapljivosti, povećanja točke ključanja i topline isparavanja, te povećanja viskoziteta i dielektrične konstante tekućina.
Voda je posebno pogodna tvar za vodoničnu vezu jer njena molekula ima dva atoma vodika i dva usamljena para na atomu kisika. Ovo određuje visoki dipolni moment molekule (μ D = 1,86 D) i sposobnost formiranja četiri vodikove veze: dvije kao donor protona i dvije kao akceptor protona
(H 2 O….N – O…H 2 O) 2 puta.
Iz eksperimenata je poznato da se s promjenom molekularne težine u nizu vodikovih spojeva elemenata trećeg i narednih perioda povećava točka ključanja. Ako se ovaj obrazac primeni na vodu, tada njena tačka ključanja ne bi trebalo da bude 100 0 C, već 280 0 C. Ova kontradikcija potvrđuje postojanje vodonične veze u vodi.
Eksperimenti su pokazali da se molekularni saradnici formiraju u tečnoj, a posebno u čvrstoj vodi. Led ima tetraedarsku kristalnu rešetku. U središtu tetraedra nalazi se atom kisika jedne molekule vode na četiri vrha nalaze se atomi kisika susjednih molekula, koji su povezani vodikovim vezama sa svojim najbližim susjedima. U tekućoj vodi vodonične veze su djelimično uništene, a u njenoj strukturi postoji dinamička ravnoteža između molekularnih saradnika i slobodnih molekula.
Metoda valentne veze
Teorija valentnih veza ili lokaliziranih elektronskih parova pretpostavlja da svaki par atoma u molekulu drži zajedno jedan ili više zajedničkih elektronskih parova. U teoriji valentne veze, kemijska veza je lokalizirana između dva atoma, odnosno dvocentrična je i dvoelektronska.
Metoda valentne veze zasniva se na sljedećim osnovnim principima:
Svaki par atoma u molekulu drži zajedno jedan ili više zajedničkih elektronskih parova;
Jednu kovalentnu vezu formiraju dva elektrona sa antiparalelnim spinovima koji se nalaze na valentnim orbitalama veznih atoma;
Kada se formira veza, talasne funkcije elektrona se preklapaju, što dovodi do povećanja elektronske gustine između atoma i smanjenja ukupne energije sistema;