2.6. Kvantnomehanički opis molekula

Kad atom natrija otpusti elektron, on ostaje bez vanjske, valentne ljuske, pa je polumjer iona Na⁺ manji od polumjera atoma Na.

U ionskom je spoju valencija iona jednaka nabojnom broju iona tog elementa. Nabojni broj iona navodi se u gornjem desnom indeksu simbola elementa i prvo se piše broj, a zatim predznak naboja. Ako je ion jednostruko nabijen, broj 1 se izostavlja.

Primjerice, u aluminijevom jodidu, aluminijev ion ima nabojni broj 3+, pa se piše Al³⁺, a jodidni ion 1–, pa se piše I^–. Valencija iona aluminija u tom spoju je III, a jodidnog iona I.

U tom prikazu, simbol kemijskog elementa označava jezgru i unutarnje elektrone atoma tog elementa. Točkice, raspoređene oko simbola kemijskog elementa, predstavljaju valentne elektrone. Analogno možemo prikazati i Lewisove simbole svih elemenata glavnih skupina:

Na ovom mjestu uočavamo i jednu od slabosti Lewisove simbolike: prijelazni metali, lantanoidi i aktinoidi njome nisu obuhvaćeni, jer d- i f-elektroni, presudni za bogatstvo njihove koordinacijske kemije nisu u valentnoj ljusci, a i bilo bi nepregledno pisati simbole s tolikim brojem točkica.

Kada se vodikovi atomi dovoljno približe, obje jezgre istovremeno privlače njihove elektrone. Stoga je najveća vjerojatnost da će se oba elektrona naći između jezgara. Može se zamisliti da te elektrone podjednako privlače jezgre obaju atoma. S obzirom da taj par elektrona povezuje atome u molekuli, nazivamo ga vezni par. On simbolizira kemijsku vezu. Vezni se par Lewisovim oznakama prikazuje dvjema točkicama, a u strukturnim se formulama prikazuje crticom:

Zamišljeni model kemijske veze prema kojemu atomi dijele vezni elektronski par, nazvan je kovalentnom vezom. Ako atomi dijele jedan elektronski par, kovalentna veza je jednostruka.

Povezivanjem nesparenih elektrona dvaju atoma klora, 2Cl, nastaje molekula klora, Cl₂. S obzirom da atomi klora dijele samo jedan elektronski par, vezu među njima nazivamo jednostrukom kovalentnom vezom.

U strukturnoj formuli molekule klora vezni par prikazuje se crticom, a nevezni parovi točkicama:

S obzirom na to da atomi kisika imaju dva nesparena elektrona, u molekuli kisika je dvostruka kovalentna veza:

Zbog tri nesparena elektrona atoma dušika, u molekuli dušika je trostruka kovalentna veza:

Razmotrimo sad nastajanje nekoliko heteronuklearnih molekula (molekula s različitim atomima) s kovalentnom vezom.

Atomi vodika i klora imaju po jedan nespareni elektron, prema tome veza u molekuli klorovodika je jednostruka kovalentna veza:

S obzirom na to da atom ugljika ima četiri nesparena elektrona u valentnoj ljusci, a atom kisika samo dva, njihovim će povezivanjem nastati dvije dvostruke kovalentne veze između atoma ugljika i kisika:

Atomi ugljika u molekuli etena međusobno su povezani dvostrukom kovalentnom vezom, dok između ugljikovih i vodikovih atoma nastaje jednostruka veza:

Konačno, u molekuli etina, među atomima ugljika nastaje trostruka, a između ugljika i vodika jednostruka kovalentna veza:

Razmještaj elektronskih parova oko središnjeg atoma ovisi o broju njegovih veznih i neveznih elektronskih parova. Poznato je da se istoimeni električni naboji međusobno odbijaju.

Prostorna građa molekula ovisi o odbojnim silama između veznih i neveznih elektronskih parova. Jakost odbojnih sila između veznih elektronskih parova je najslabija, a između neveznih parova je najjača.

Pogledajte sad trodimenzionalne prikaze molekula vode, amonijaka i metana:

Gustoća elektronskog oblaka u dvoatomnoj molekuli je najveća između jezgara atoma, pa se elektronski oblaci vezanih atoma djelomično preklapaju. Zato je udaljenost između jezgara povezanih atoma uvijek manja od zbroja polumjera pojedinačnih atoma.

Udaljenost između jezgara atoma povezanih kovalentnom vezom naziva se duljinom kovalentne veze.

Ako su kovalentnom vezom povezani istovrsni atomi, onda je polovina udaljenosti između njihovih jezgara kovalentni polumjer:

Energija veze jest ona energija koja je potrebna da se kemijska veza između atoma tvari u plinovitom stanju raskine. Svaka je kemijska veza određena duljinom i energijom veze. Veza je jača što je duljina veze manja, a energija veze veća.

Pri nastajanju veze između raznovrsnih atoma jedan od njih jače privlači elektrone, pa je gustoća zajedničkog elektronskog oblaka uz njega veća.

Elektronegativnost, χ, je sposobnost atoma u molekuli da privuče vezni elektronski par.

Jednu od definicija elektronegativnosti je predložio Mulliken. Prema njegovoj definiciji, elektronegativnost nekog atoma je srednja vrijednost elektronskog afiniteta i energije ionizacije.

Problemom elektronegativnosti se bavio i Linus Pauling, koji je 1932. godine elektronegativnost svake pojedine vrste atoma brojčano izrazio tzv. koeficijentom elektronegativnosti.

Otprilike 80 % svih do danas poznatih elemenata čine metali. Metali bez obzira na položaj u periodnom sustavu elemenata imaju neka slična svojstva. Od fizikalnih svojstava, metalima su svojstveni:

• agregacijsko stanje – svi su metali pri sobnoj temperaturi čvrste kristalne tvari osim žive koja je tekućina.
• boja – većina je metala sive boje, srebrnog sjaja, osim bakra koji je crvenkastosmeđe i zlata koje je žute boje. Sjajna površina metala odlično reflektira svjetlost.

• kovkost – mogu se kovati i izvlačiti u žice i tanke folije.
• vodljivost – odlični su vodiči struje i topline.
• gustoća – Jedno od svojstava po kojima se metali mogu jako razlikovati je gustoća. Od svih metala litij ima najmanju gustoću, samo 0,534 g/cm³, a osmij najveću, i to 22,59 g/cm³.

Različita svojstva metala (metalni sjaj, električna i toplinska vodljivost) u odnosu na svojstva ionskih i kovalentnih spojeva, posljedica su razlika u njihovoj strukturi. Interakcije atoma u strukturi metala nazivamo metalnim vezivanjem.

Jedna od prvih teorija kojom se pokušalo objasniti nastajanje metalne veze bila je elektronska teorija na samom početku XX. stoljeća.

Ako je udaljenost između atoma metala dovoljno mala, atomi će se pravilno razvrstati, tako da svi valentni elektroni čine zajednički elektronski oblak. Prema tome atome metala možemo zamisliti kao pozitivne metalne ione u elektronskom oblaku valentnih elektrona:

Osim što se polarne molekule orijentiraju u vanjskom električnom polju, one se i međusobno orijentiraju tako da negativno nabijeni kraj jedne molekule dođe u neposrednu blizinu pozitivno nabijenog kraja druge molekule. Suprotno nabijeni krajevi dipolnih molekula se privlače, pa tu interakciju elektrostatske prirode zovemo dipol-dipolnom interakcijom. One su jedna od više različitih van der Waalsovih privlačnih sila.

Za tu interakciju je karakteristična njena usmjerenost, za razliku od neusmjerenih van der Waalsovih interakcija, koje su potpuno elektrostatske prirode. Do toga dolazi zato što se vodikova veza uspostavlja s molekulskim orbitalama, koje nose slobodni elektronski par elektronegativnog atoma. Dobar primjer tvari čije molekule uspostavljaju vodikovu vezu je voda. Molekulske orbitale smještene na kisikovom atomu nose dva slobodna elektronska para i one su strogo usmjerene u prostoru.

Vodikovi atomi u molekulama vode nose djelomično pozitivan naboj, pa sa slobodnim elektronskim parovima kisikovih atoma susjednih molekula vode uspostavljaju vodikove veze.

Voda je tvar čija su jedinstvena svojstva gotovo u potpunosti određena mrežom vodikovih veza. Tekuća voda je zapravo gusta mreža stalno premještajućih vodikovih veza.

Led je kristal u kojem je slaganje molekula vode određeno usmjerenim vodikovim vezama. Međutim, u ledu se stvaraju šesterokutne šupljine, koje ga čine rjeđim od tekuće vode. Voda je zapravo jedina poznata tvar čije je tekuće stanje gušće od čvrstog stanja.

No, osim vode, vodikova veza je zaslužna za stvaranje mnogih prekrasnih supramolekulskih struktura i molekulskih kristala. Zbog njih, recimo, i šećer stvara lijepe kristale, koji su nam dobro poznati iz svakodnevnog života.

Vodikove veze su djelomično zaslužne za određivanje prostornog uređenja molekula proteina, što je ključno za njihovu funkciju. Zaslužne su i za stvaranje dvostruke uzvojnice DNA, uspostavljanjem mostova među nukleobazama.