MAŠINSKI MATERIJALI

Predavanje

3. HEMIJSKE VEZE 2

2.1. Vrste hemijskih veza 2 2.2. Primarne veze (jake veze, međuatomske veze) 4

2.2.1. Kovalentna veza 4 2.2.2. Jonska veza 6 2.2.3. Metalna veza 9

2.3. Sekundarne veze (slabe veze, međumolekularne veze) 10 2.3.1. Van der Valsove veze 11 2.3.2. Vodonična veza 11 2.3.3. Mešovite veze 12 2.3.4. Energija vezivanja i razmak između atoma 13 2.3.5. Uticaj veličine energije veze na svojstva materijala 15

3. HEMIJSKE VEZE

Gradivne čestice materije (atomi, joni, molekuli) održavaju se u odredjenim položajima delovanjem električnih privlačnih i odbojnih sila koje su najjače kad je materija u čvrstom stanju, slabije u tečnom i zanemarljive u gasovitom stanju.

Hemijske veze formiraju se kretanjem elektrona u elektronskim ljuskama koje su najbliže

površini atoma. Svaki atom teži da svoju ljusku najbližu površini popuni maksimalnim brojem elektrona koju ona može da primi. Osam je maksimalni broj elektrona koje atomi mogu da drže u svojim ljuskama najbližim površini. Da bi to učinili, atomi ili primaju elektrone od drugih atoma da bi do osam popunili elektrone u svojim ljuskama najbližim površini, ili ako imaju manje elektrona u svojim spoljašnjim ljuskama oni ih daju drugom atomu. Težnja atoma da razmenjuju elektrone čini osnovnu pokretačku silu hemijskih veza koje oni međusobno formiraju. Ta pokretačka sila, to jest, težnja atoma da povećaju broj elektrona u svojim spoljašnjim ljuskama do maksimuma, čini da atom formira vezu sa drugim atomima.

2.1. Vrste hemijskih veza

Hemijske veze izmedju atoma i molekula dele se na: • primarne (jake) i • sekundarne (slabe). Jake veze mogu biti: • kovalentne, • jonske i • metalne,

a slabe veze nastaju izmedju molekula koji imaju stalne ili promenljive dipole. Koja će od navedenih vrsta veza nastati između spojenih atoma, zavisi od elektronske

konfiguracije slobodnih atoma, tj. od energetskog stanja njihovih valentnih elektrona koji se ogleda u elektronskom afinitetu atoma.

Elektroni u atomu se dele na: • valentne elektrone koji služe za vezivanje atoma. • unutrašnje elektrone koji ne učestvuju u hemijskoj vezi, tj. koji zadržavaju svoju

konfiguraciju u svim spojevima dotičnog elementa. Kada se međusobno spajaju dva atoma ili više, oni to čine pomoću elektrona u svojim

spoljašnjim ljuskama. Spoljašnju ljusku nazivamo i valentnom ljuskom, a elektrone u valentnoj ljusci valentni elektroni. U sledećoj tablici pokazana je valentnost za neke elemente.

Atomi se međusobno spajaju zato što spojeni čine energijski stabilniji sistem. Da bi nastao

energijski stabilniji sistem, atomi prelaze u takve elektronske konfiguracije koje omogućuju da se snizi energija sistema. Atomi nastoje međusobnim spajanjem postići stabilniju elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog gasa, odnosno oktet.

Hemijske veze

Veze između atoma (primarne ili jake)

Veze između atoma i molekula (sekundarne ili slabe)

• Jonska veza • Kovalentna veza • Metalna veza

• Van der Valsova veza • Vodonična veza

2.2. Primarne veze (jake veze, međuatomske veze)

2.2.1. Kovalentna veza

Kovalentna (atomna) veza nastaje izmedju dva atoma jednog te istog elementa tako što oni odaju valentne elektrone, koji postaju zajednički za oba atoma.

Kovalentna veza nastaje iz nastojanja atoma da međusobno povezani postignu stabilniju elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog gasa, odnosno oktet. Kovalentna veza nastaje deobom elektrona između atoma. Zbog toga kod kovalentne veze, za razliku od jonske veze, atom ne predaje elektron drugom atomu, već svaki od njih daje po jedan elektron i stvaraju zajednički elektronski par ili više parova. Ti zajednički elektronski parovi, koji pripadaju i jednom i drugom atomu, povezuju oba atoma, tj. čine između njih kovalentnu vezu. Kovalentna veza nastaje spajanjem atoma nemetala.

Izmedju dvaju atoma istog elementa može postojati više zajedničkih parova elektrona; to definiše Hajgensovo pravilo 8-N, gde je N- grupa kojoj element pripada u periodnom sistemu elemenata.

Tako će • hlor (grupa 7) imati jednu dvostruku vezu, • kiseonik ili sumpor (grupa 6) dve, • azot ili fosfor (grupa 5) tri, itd.:

Kako nastaje najjednostavniji molekul vodonika, H2?

Svaki atom vodonika ima po jedan elektron koji daje u zajednički elektronski par pri čemu nastaje jednostruka kovalentna veza. Podelom zajedničkog elektronskog para oba su atoma postigla stabilnu elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa helijuma (He).

Kako se povezuju dva atoma hlora (Cl)?

Hlor ne postoji u prirodi kao samostalan atom. Svaki atom hlora ima po sedam elektrona u spoljašnjoj (valentnoj) ljusci. Povežu li se dva atoma hlora zajedničkim elektronskim parom nastaje jednostruka kovalentna veza prema ovoj shemi:

Svaki atom hlora poprima elektronsku konfiguraciju plemenitog gasa argona (oktet-osam

elektrona u spoljašnjoj ljusci).

Kako se povezuju dva atoma kiseonika (O)?

Kako atomi kiseonika (O) u valentnoj ljusci imaju šest elektrona, oktetnu elektronsku konfiguraciju (osam elektrona u spoljašnjoj ljusci) može postići povezivanjem s dva zajednička elektronska para, pri čemu nastaje dvostruka kovalentna veza.

Kako se povezuju dva atoma azota (N)?

U spoljašnjoj (valentnoj) ljusci azota ima pet elektrona. Da bi postigao energijski stabilnu konfiguraciju u molekulu azota će se dva atoma azota povezati trostrukom kovalentnom vezom, jer nastaju tri zajednička para.

Prema tome, atomi se mogu spajati međusobnim delovanjem svojih valentnih elektrona.

Kako kovalentnu vezu karakteriše stvaranje zajedničkog elektronskog para izmenjivanjem elektrona, očito je moguće da se elektroni prilikom izmenjivanja mogu naći više u sferi jednog od spojenih atoma i to onog koji ima veći afinitet za elektrone, tj. veću elektronegativnost.

Mnogi polimeri i keramički materijali su potpuno ili delimično vezani kovalentnim vezama. Materijali sa ovom vrstom veze mogu da budu veoma tvrdi (npr. dijamant koji ima najveću tvrdoću od svih poznatih materijala - snažna kovalentna veza uzrokuje da su ugljenikovi atomi vrlo kompaktno vezani i time određuju njegovu visoku tvrdoću), ali to nije opšte pravilo, a po pravilu su veoma loši provodnici toplote i elektriciteta (npr. polimeri, staklo, …).

Kovalentne veze su vrlo jake. Kovalentna veza - primeri Primer CH4

Primer SiO2 Tetraedarska struktura silikata (Si02), sa kovalentnom vezom između atoma silicijuma i

kiseonika

Osnovne karakteristike kovalentne veze

• spajaju se atomi nemetala • međusobnim vezivanjem atomi postižu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina, odnosno

oktet • svaki atom daje po jedan elektron i stvaraju zajednički elektronski par (kovalenciju) ili više • zajednički elektronski parovi pripadaju i jednom i drugom atoms, povezuju oba atoma • usmerena je u prostoru (molekuli imaju definisan oblik) • nespareni elektroni nisu “ slobodni” - ne provode električnu struju • Kovalentne veze su vrlo jake

2.2.2. Jonska veza

Jonska veza nastaje spajanjem atoma metala s atomima nemetala. Da bi nastala jonska veza između atoma, mora preći jedan od atoma u pozitivno naelektrisan jon-katjon (+)

gubitkom određenog broja elektrona, a drugi atom mora primiti te elektrone i preći u negativno naelektrisan jion-anjon (-). Broj datih i primljenih elektrona zavisi u prvom redu od broja valentnih elektrona u spoljašnjoj (valentnoj) ljusci atoma koji se povezuju.

Pošto atom metala ostaje bez elektrona, on postaje pozitivno naelektrisan jon. Istovremeno, atom nemetala koji je te elektrone primio postaje negativno naelektrisan jon.

Atomi koji se kombinuju ovom vezom razmenjuju elektrone i tako popunjvaju broj elektrona

u svojim spoljašnjim ljuskama do broja osam. Atomi koji imaju do četiri elektrona u svojim spoljaštnjim ljuskama daju te elektrone atomu

sa kojim će se kombinovati, to jest, sa kojim će se vezati. Atomi koji imaju više od četiri elektrona u svojim spoljašnjim ljuskama primaju elektrone od

atoma sa kojim će formirati vezu. Poznati molekuli kuhinjske soli (NaCl) su među supstancama koje su formirane ovom

vezom. Primer jonske veze je veza između atoma natrijuma (metal) i atoma hlora (nemetal).

Natrijum u valentnoj ljusci ima jedan elektron, prema tome Na može dati (uz dovođenje energije jonizacije) jedan elektron iz valentne ljuske i preći u pozitivno naelektrisan jon (katjon: Na+). Taj elektron može primiti (uz oslobađanje energije) atom hlora u nepopunjenu valentnu ljusku i tako preći u negativno naelektrisan hlorov jon (anjon: Cl-).

Zbog suprotnih naelektrisanja, joni Na+ i Cl- drže se zajedno, tj. povezuju se jonskom vezom, što možemo prikazati formulom Na+Cl- .

Primer jonske veze između atoma natrijuma (metal) i atoma hlora (nemetal)

Atom metala predaje svoj spoljašnji (valentni) elektron atomu nemetala. Atom metala postaje pozitivno naelektrisani katjon (elektronska konfiguracija je kao kod plemenitog gasa – stabilana, oktet) dok atom nemetala postaje negativno naelektrisani anjon (takođe s elektronskom konfiguracijom plemenitog gasa)

Na otpušta elektron Cl prima elektron

Poluprečnik pozitivnog jona (katjona) uvek je manji od poluprečnika njegovog atoma, jer je broj elektronskih ljuski manji, a i broj protona je veći od broja elektrona pa jezgro jače privlači elektrone.

Poluprečnik negativnog jona (anjona) nešto je veći od poluprečnika njegovog atoma, jer jezgro slabije privlači veći broj elektrona.

Shematski prikaz kristalne građe NaCl, kuhinjske soli

Jonska veza je uglavnom karakteristična za keramičke materijale, a uspostavlja se između atoma metala koji teži da odaje svoje elektrone i atoma nemetala koji teži da primi elektrone.

Sile privlačenja koje se javljaju između pozitivno i negativno naelektrisanih jona su odgovorne za jačinu jonske veze, odnosno veliku čvrstoću. Međutim, materijali sa jonskom vezom su krti, odnosno nisu duktilni kao metali. Materijali, kod kojih postoji jonska veza, imaju u čvrstom stanju veoma malu električnu provodljivost zato što njihovi elektroni u poslednjoj ljusci ne mogu slobodno da se kreću kao elektronski gas.

• Javlja se između “+” i “-“ jona. • Zahteva prelazak elektrona • vezuju se atomi metala i nemetala • jake atomske veze (Coulombove sile) - jačina opada s udaljenošću jona • nisu usmerene, • prema spoljašnosti mora biti očuvana njihova neutralnost • katjon ima mnogo manji prečnik od anjona • u suvom (bezvodnom) stanju ne provode električnu struju • Potrebna je velika razlika u elektronegativnosti.

2.2.3. Metalna veza

Metalna veza se ostvaruje pomoću slobodnih (valentnih) elektrona koji su slabo vezani za pozitivne jone, te se lako kreću kroz kristal i u obliku elektronskog oblaka zauzimaju veći deo prostora. Slobodni elektroni zajednički su za sve atome i povezuju ih kao lepak u čvrstu celinu. Poznato je da metalni elementi poseduju mali broj valentnih elektrona (< 2, Al-3, Pb-4) pa ne mogu obrazovati zajedničke elektronske parove, već tzv. elektronski oblak. Stabilnost metala, tj. sistema joni-elektroni, odredjena je električnom privlačnošću izmedju pozitivnih jona i zajedničkih elektrona. Ova interakcija izmedju jonskog skeleta i oblaka elektrona zove se metalna veza.

Shematski prikaz metalne veze

U običnim uslovima, kretanje valentnih elektrona je slučajno i ograničeno, a u električnom naponskom polju postaje usmereno. Zahvaljujući tome metali spadaju u električne provodnike prve vrste i velike provodnike toplote.

Uređenost atoma metala i postojanje elektronskog oblaka kao posledicu ima specifične osobine karakteristične za metale. Električna provodljivost npr. ne predstavlja ništa drugo nego usmereno kretanje tog elektronskog oblaka kada se na krajevima komada metala uspostavi potencijalna razlika. Duktilnost metala ili njihova sposobnost da se deformišu bez razaranja je posledica njihove gustine pakovanja i mogućnosti pomeranja atomskih ravni klizanjem jedne u odnosu na drugu bez međusobnog prekida veze pod dejstvom spoljašnjeg opterećenja. Metalna veza je veoma jaka, što znači da se metalni materijali odlikuju velikom čvrstoćom.

Elementi (metali) koji imaju metalnu vezu predstavljaju dobre provodnike električne struje i

toplote – primer zlata

• vežu se atomi metala • elektroni oko iona metala su “slobodni”- provode električnu struju i toplotu • nije usmerena • gusto pakovane strukture - guste slagaline

2.3. Sekundarne veze (slabe veze, međumolekularne veze)

Medjumolekularne veze (sekundarne veze) obrazuju se kod lako isparljivih materija kao što su vosak, voda, led (vodonična veza), kao i kod kristala joda, sumpora, selena, telura i medju lancima polimera (sami atomi lanaca su povezani kovalentno). Sile ove veze, nazvane van der Valsove (van der Waals), rezultat su asimetričnog rasporeda naelektrisanja u molekulima ili atomima, odnosno privlačenja dipola.

Posebna vrsta veze izmedju molekula je vodonična veza stvorena izmedju kovalentno povezanih atoma vodonika i usamljenog elektronskog para drugog atoma.

2.3.1. Van der Valsove veze

Van der Valsova veza se javlja između molekula usled nesimetrije naelektrisanja, pri čemu pozitivno naelektrisani kraj jednog molekula privlači negativno naelektrisani kraj drugog molekula. Ova vrsta veze je znatno slabija od prethodnih, međuatomskih veza, pa se smatra sekundarnom vezom. Ovom vezom se objašnjava mala čvrstoća i velika deformabilnost nekih polimera, kod kojih su molekulski lanci međusobno povezani upravo van der Valsovom vezom.

PVC je sastavljen od velikog broja lančanih molekula. Van der Valsove veze mogu dramatično da promene svojstva materijala. Najbolji primer je polivinilhlorid (PVC). Polimerni lanci imaju kovalentne veze, dok su lanci vezani jedni za druge sa van der Valsovim vezama. Polivinilhlorid se može deformisati sa razbijanjem van der Vaalsovih veza, dozvoljavajući lancima da klize, prolazeći jedan pored drugog.

a) b) Shematski prikaz međumolekulskih veza kod polivinilhlorida (PVC) a) veze između pojedinih lanaca su slabe van der Valsove veze koje se ostvaruju preko

negativno naelektrisanog hlora i pozitivno naelektrisanog vodonika, b) pod dejstvom sila dolazi do kidanja van der Valsovih veza i do međusobnog klizanja

između lanaca. • dipolne privlačne sile nazivamo uopšteno i van der Valsove sile • veze koje nastaju nazivamo van der Valsovim vezama • molekul ima dipolni moment samo kada se središte pozitivnog i negativnog naelektrisanja

molekula ne poklapa • veza je jače polarnog karaktera ako je veća razlika u relativnoj elektronegativnosti atoma • negativno naelektrisan deo molekula privlači elektrostatičkim silama pozitivno naelektrisan

deo molekula

2.3.2. Vodonična veza

Električno naelektrisanje vode je nula, to jest, voda je neutralna. Ipak, usled veličine atoma kiseonika i vodonika, kiseonik u molekulu vode ima blago negativno naelektrisanje, a vodonik blago pozitivno.

Kada više od jednog molekula vode dospe blizu jedan drugom, pozitivna i negativna naelektrisanja se međusobno privlače i tako formiraju veoma posebnu vezu poznatu kao "vodonična veza".

Vodonična veza je veoma slaba veza i izuzetno kratkoga veka. Trajanje vodonične veze iznosi približno milijarditi deo sekunde. Međutim, čim se veza prekine, druga se formira. Tako molekuli vode ostaju povezani, dok istovremeno zadržavaju svoj tečan oblik, jer su kombinovani slabom vezom.

Voda, mnogi plastični i keramički materijali su jako polarizovani. U molekulu vode po dva elektrona istovremeno pripadaju i vodoniku i kiseoniku, ostvarujući kovalentnu vezu. Jedan deo molekula ima pozitivno naelektrisanje, dok drugi

deo ima negativno naelektrisanje. Elektrostatička privlačnost između pozitivnog dela jednog molekula i negativnog dela drugog molekula "labavo" veže ova dva molekula zajedno.

Vodonična veza javlja se između molekula u kojima su vodonikovi (H) atomi povezani s

najjače elektronegativnim atomima, tj. atomima fluora (F), kiseonika (O) i azota (N). Vodonična veza je jača od van der Waalsove veze, a slabija od jonske i kovalentne veze. Primer je povezivanje molekula NH3. Područje atoma azota ima centar negativnog naelektrisanja jer je fluor elektronegativniji, a područje atoma vodonika ima centar pozitivnog naelektrisanja. U vodonikovoj vezi negativno naelektrisani deo molekula privlači elektrostatičkim silama pozitivno naelektrisani deo molekula.

Primer povezivanja molekula NH3

2.3.3. Mešovite veze

Kod većine materijala vezivanje atoma se ostvaruje kombinovanjem dve ili više vrsta veza. Na primer, atomi gvožđa se spajaju kombinacijom metalne i kovalentne veze, što je razlog da se atomi ne "pakuju" tako efikasno kako se očekuje. Smese, koje nastaju mešanjem dvaju ili više metala vezuju se jednom mešavinom između metalnih i jonskih veza, naročito kad su velike razlike u elektronegativnosti između elemenata. Legura AlLi kombinuje metalnu i jonsku vezu. Mnogi keramički i poluprovodnički materijali, koji su smese metalnih i nemetalnih elemenata, imaju mešovitu kovalentnu i jonsku vezu. Većom razlikom između elektronegativnosti atoma njihove veze postaju više jonske.

Vrste veza u tehničkim materijalima

Vrsta materijala Način vezivanja Primeri

Metali Metalna veza Fe, Cu, Al, Au,.. Keramike i stakla Jonska / kovalentna SiO2 (kristalan i amorfan) Polimeri Kovalentna i sekundarne veze Polietilen, PE Poluprovodnici Kovalentna ili jonska / kovalentna Si, CdS

Karakter veze različitih inženjerskih materijala

2.3.4. Energija vezivanja i razmak između atoma

Potencijalna energija privlačenja zavisi od položaja dva atoma. Kada atomske ljuske dva atoma počnu da se preklapaju nastaje odbijanje atoma. Kada sile odbijanja i privlačenja postanu jednake, centri atoma su tada na ravnotežnom rastojanju r0, a ukupna potencijalna energija ima minimalnu vrednost

Zavisnost odbojne i privlačne potencijalne energije u funkciji međuatomskog rastojanja dva

izolovana atoma

Delovanje privlačne i odbojne sile prikazano je na gornjem dijagramu. Na kratkim razmacima dominiraju odbojne sile, dok na većim razmacima su snažnije privlačne sile. Međuatomske sile su u ravnoteži kad je razmak između atoma r0. Međuatomski razmak u čvrstim metalima jednak je atomskom prečniku r. Dok je kod jonske veze međuatomski razmak jednak zbiru dva različita jonska radijusa.

Poređenje energije veze

Minimalna energija je energija vezivanja ili energija potrebna da bi se kreirala ili razbila veza. Materijali koji imaju veliku energiju vezivanja imaju veliku čvrstoću i veliku temperaturu topljenja. Jonski vezani materijali imaju naročito veliku energiju vezivanja, razlog je velika razlika u elektronegativnosti između jona.

Energija veze ne zavisi samo od prirode veze već i od temperature topljenja čiste supstance

Tip veze Substanca Energija veze, kJ/mol Temperatura topljenja,

°C

NaCl 640 601 Jonska MgO 1000 2800 Si 450 1410 Kovalentna D (dijamant) 713 >3550 Hg 68 -39 Al 324 660 Fe 406 1538 Metalna

W 849 3410 Ar 7.7 -180 Van der Waals-ova Cl2 31 -101

NH3 35 -78 Vodonična H2O 51 0

2.3.5. Uticaj veličine energije veze na svojstva materijala

Tm – Temperatura topljenja

E – Modul elastičnosti

α - Koeficijent termičkog širenja