Vrlo je rijetko da se kemijske tvari sastoje od pojedinačnih, nepovezanih atoma kemijskih elemenata. U normalnim uvjetima, samo mali broj plinova koji se nazivaju plemeniti plinovi imaju ovu strukturu: helij, neon, argon, kripton, ksenon i radon. Najčešće se kemijske tvari ne sastoje od izoliranih atoma, već od njihovih kombinacija u različite skupine. Takve asocijacije atoma mogu brojati nekoliko, stotine, tisuće ili čak više atoma. Sila koja te atome drži u takvim skupinama naziva se kemijska veza.

Drugim riječima, možemo reći da je kemijska veza interakcija koja osigurava povezivanje pojedinih atoma u složenije strukture (molekule, ione, radikale, kristale itd.).

Razlog nastanka kemijske veze je taj što je energija složenijih struktura manja od ukupne energije pojedinačnih atoma koji je tvore.

Dakle, konkretno, ako interakcija atoma X i Y proizvodi molekulu XY, to znači da je unutarnja energija molekula te tvari manja od unutarnje energije pojedinačnih atoma od kojih je nastala:

E(XY)< E(X) + E(Y)

Iz tog razloga, kada se kemijske veze formiraju između pojedinih atoma, oslobađa se energija.

Elektroni vanjskog sloja elektrona s najmanjom energijom vezanja s jezgrom, tzv valencija. Na primjer, u boru su to elektroni 2. energetske razine - 2 elektrona po 2 s- orbitale i 1 sa 2 str-orbitale:

Kada se stvori kemijska veza, svaki atom nastoji dobiti elektronsku konfiguraciju atoma plemenitog plina, tj. tako da se u njegovom vanjskom elektronskom sloju nalazi 8 elektrona (2 za elemente prve periode). Taj se fenomen naziva pravilom okteta.

Moguće je da atomi postignu elektronsku konfiguraciju plemenitog plina ako u početku pojedinačni atomi dijele dio svojih valentnih elektrona s drugim atomima. U tom slučaju nastaju zajednički elektronski parovi.

Ovisno o stupnju podjele elektrona, razlikuju se kovalentne, ionske i metalne veze.

Kovalentna veza

Kovalentne veze najčešće se javljaju između atoma nemetalnih elemenata. Ako atomi nemetala koji tvore kovalentnu vezu pripadaju različitim kemijskim elementima, takva se veza naziva polarnom kovalentnom vezom. Razlog za ovaj naziv leži u činjenici da atomi različitih elemenata također imaju različite sposobnosti privlačenja zajedničkog elektronskog para. Očito, to dovodi do pomaka zajedničkog elektronskog para prema jednom od atoma, uslijed čega se na njemu stvara djelomični negativni naboj. S druge strane, djelomični pozitivni naboj nastaje na drugom atomu. Na primjer, u molekuli klorovodika elektronski par je pomaknut s atoma vodika na atom klora:

Primjeri tvari s polarnom kovalentnom vezom:

CCl 4, H 2 S, CO 2, NH 3, SiO 2 itd.

Kovalentna nepolarna veza nastaje između atoma nemetala istog kemijskog elementa. Budući da su atomi identični, njihova sposobnost privlačenja zajedničkih elektrona također je ista. S tim u vezi, ne opaža se pomak elektronskog para:

Gornji mehanizam za stvaranje kovalentne veze, kada oba atoma daju elektrone za stvaranje zajedničkih elektronskih parova, naziva se izmjena.

Postoji i mehanizam donor-akceptor.

Kada se kovalentna veza formira donor-akceptorskim mehanizmom, nastaje zajednički elektronski par zbog ispunjene orbitale jednog atoma (s dva elektrona) i prazne orbitale drugog atoma. Atom koji daje usamljeni par elektrona naziva se donor, a atom s praznom orbitalom naziva se akceptor. Atomi koji imaju sparene elektrone, na primjer N, O, P, S, djeluju kao donori elektronskih parova.

Na primjer, prema donor-akceptorskom mehanizmu, četvrta kovalentna N-H veza nastaje u amonijevom kationu NH 4 +:

Osim polarnosti, kovalentne veze karakterizira i energija. Energija veze je minimalna energija potrebna za prekid veze između atoma.

Energija vezanja opada s povećanjem polumjera vezanih atoma. Budući da znamo da atomski polumjeri rastu niz podskupine, možemo, na primjer, zaključiti da se snaga veze halogen-vodik povećava u nizu:

BOK< HBr < HCl < HF

Također, energija veze ovisi o njenoj višestrukosti – što je veća višestrukost veze, veća je i njena energija. Višestrukost veze odnosi se na broj zajedničkih elektronskih parova između dva atoma.

Ionska veza

Ionska veza može se smatrati ekstremnim slučajem polarne kovalentne veze. Ako je u kovalentno-polarnoj vezi zajednički elektronski par djelomično pomaknut na jedan od para atoma, tada je u ionskoj vezi gotovo potpuno "dan" jednom od atoma. Atom koji donira elektron(e) dobiva pozitivan naboj i postaje kation, a atom koji mu je uzeo elektrone dobiva negativan naboj i postaje anion.

Dakle, ionska veza je veza nastala elektrostatskim privlačenjem kationa prema anionima.

Stvaranje ove vrste veze tipično je tijekom međudjelovanja atoma tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Na primjer, kalijev fluorid. Kation kalija nastaje uklanjanjem jednog elektrona s neutralnog atoma, a ion fluora nastaje dodavanjem jednog elektrona na atom fluora:

Između nastalih iona javlja se elektrostatska privlačna sila, što rezultira stvaranjem ionskog spoja.

Pri stvaranju kemijske veze elektroni s atoma natrija prelaze na atom klora i nastaju suprotno nabijeni ioni koji imaju završenu vanjsku energetsku razinu.

Utvrđeno je da se elektroni s atoma metala ne odvajaju potpuno, već samo pomiču prema atomu klora, kao kod kovalentne veze.

Većina binarnih spojeva koji sadrže metalne atome su ionski. Na primjer, oksidi, halogenidi, sulfidi, nitridi.

Ionska veza također se javlja između jednostavnih kationa i jednostavnih aniona (F −, Cl −, S 2-), kao i između jednostavnih kationa i složenih aniona (NO 3 −, SO 4 2-, PO 4 3-, OH −). Stoga u ionske spojeve spadaju soli i baze (Na 2 SO 4, Cu(NO 3) 2, (NH 4) 2 SO 4), Ca(OH) 2, NaOH).

Metalni spoj

Ova vrsta veze nastaje u metalima.

Atomi svih metala imaju elektrone u svom vanjskom sloju elektrona koji imaju nisku energiju vezanja s jezgrom atoma. Za većinu metala, proces gubljenja vanjskih elektrona je energetski povoljan.

Zbog tako slabe interakcije s jezgrom ti su elektroni u metalima vrlo pokretni i u svakom metalnom kristalu kontinuirano se odvija sljedeći proces:

M 0 - ne - = M n + , gdje je M 0 atom neutralnog metala, a M n + je kation istog metala. Donja slika prikazuje procese koji se odvijaju.

To jest, elektroni "jure" preko metalnog kristala, odvajaju se od jednog metalnog atoma, stvarajući od njega kation, pridružujući se drugom kationu, tvoreći neutralni atom. Ovaj fenomen nazvan je "elektronski vjetar", a skupljanje slobodnih elektrona u kristalu atoma nemetala nazvano je "elektronski plin". Ova vrsta interakcije između metalnih atoma naziva se metalna veza.

Vodikova veza

Ako je atom vodika u tvari vezan na element s visokom elektronegativnošću (dušik, kisik ili fluor), tu tvar karakterizira pojava koja se naziva vodikova veza.

Budući da je atom vodika vezan na elektronegativni atom, na atomu vodika nastaje djelomični pozitivni naboj, a na atomu elektronegativnog elementa nastaje djelomični negativni naboj. U tom smislu, elektrostatsko privlačenje postaje moguće između djelomično pozitivno nabijenog atoma vodika jedne molekule i elektronegativnog atoma druge. Na primjer, vodikova veza opažena je za molekule vode:

Vodikova veza objašnjava abnormalno visoko talište vode. Osim u vodi, jake vodikove veze stvaraju se i u tvarima kao što su fluorovodik, amonijak, kiseline koje sadrže kisik, fenoli, alkoholi i amini.

Svi trenutno poznati kemijski elementi koji se nalaze u periodnom sustavu podijeljeni su u dvije velike skupine: metali i nemetali. Da bi postali ne samo elementi, već spojevi, kemijske tvari, te mogli međusobno djelovati, moraju postojati u obliku jednostavnih i složenih tvari.

Zbog toga neki elektroni pokušavaju prihvatiti, dok drugi pokušavaju odati. Nadopunjavajući se na ovaj način, elementi tvore različite kemijske molekule. Ali što ih drži zajedno? Zašto postoje tvari takve snage da se čak ni najozbiljniji instrumenti ne mogu uništiti? Drugi su, naprotiv, uništeni najmanjim udarcem. Sve se to objašnjava stvaranjem različitih vrsta kemijskih veza između atoma u molekulama, stvaranjem kristalne rešetke određene strukture.

Vrste kemijskih veza u spojevima

Ukupno postoje 4 glavne vrste kemijskih veza.

1. Kovalentni nepolarni. Nastaje između dva identična nemetala zbog dijeljenja elektrona, stvaranja zajedničkih elektronskih parova. U njegovom nastanku sudjeluju valentne nesparene čestice. Primjeri: halogeni, kisik, vodik, dušik, sumpor, fosfor.
2. Kovalentna polarna. Nastaje između dva različita nemetala ili između metala s vrlo slabim svojstvima i nemetala sa slabom elektronegativnošću. Također se temelji na zajedničkim elektronskim parovima i njihovom povlačenju prema sebi od strane atoma čiji je afinitet prema elektronima veći. Primjeri: NH 3, SiC, P 2 O 5 i drugi.
3. Vodikova veza. Najnestabilniji i najslabiji, nastaje između visoko elektronegativnog atoma jedne molekule i pozitivnog atoma druge. Najčešće se to događa kada se tvari otope u vodi (alkohol, amonijak itd.). Zahvaljujući ovoj vezi mogu postojati makromolekule proteina, nukleinskih kiselina, složenih ugljikohidrata i tako dalje.
4. Ionska veza. Nastaje zbog sila elektrostatskog privlačenja različito nabijenih iona metala i nemetala. Što je veća razlika u ovom pokazatelju, to je jasnije izražena ionska priroda interakcije. Primjeri spojeva: binarne soli, kompleksni spojevi - baze, soli.
5. Metalna veza, čiji će se mehanizam formiranja, kao i njegova svojstva, dalje raspravljati. Nastaje u metalima i njihovim legurama raznih vrsta.

Postoji nešto poput jedinstva kemijske veze. To samo govori da je nemoguće svaku kemijsku vezu smatrati standardom. Sve su to samo konvencionalno označene jedinice. Uostalom, sve interakcije temelje se na jednom principu - elektron-statičkoj interakciji. Stoga ionske, metalne, kovalentne i vodikove veze imaju istu kemijsku prirodu i samo su granični slučajevi jedna druge.

Metali i njihova fizikalna svojstva

Metali se nalaze u velikoj većini svih kemijskih elemenata. To je zbog njihovih posebnih svojstava. Značajan dio njih čovjek je dobio nuklearnim reakcijama u laboratorijskim uvjetima, radioaktivni su s kratkim vremenom poluraspada.

Ipak, većina su prirodni elementi koji tvore čitave stijene i rude te su dio najvažnijih spojeva. Od njih su ljudi naučili lijevati legure i napraviti puno lijepih i važnih proizvoda. To su bakar, željezo, aluminij, srebro, zlato, krom, mangan, nikal, cink, olovo i mnogi drugi.

Za sve metale mogu se identificirati zajednička fizikalna svojstva koja se objašnjavaju stvaranjem metalne veze. Koja su to svojstva?

1. Savitljivost i duktilnost. Poznato je da se mnogi metali mogu valjati čak do stanja folije (zlato, aluminij). Drugi proizvode žicu, fleksibilne metalne ploče i proizvode koji se mogu deformirati tijekom fizičkog udara, ali odmah vraćaju svoj oblik nakon što prestane. Upravo se te kvalitete metala nazivaju kovkost i duktilnost. Razlog za ovu značajku je metalna vrsta veze. Ioni i elektroni u kristalu klize jedni u odnosu na druge bez pucanja, što omogućuje očuvanje cjelovitosti cijele strukture.
2. Metalni sjaj. Također objašnjava metalnu vezu, mehanizam stvaranja, njezine karakteristike i značajke. Dakle, nisu sve čestice u stanju apsorbirati ili reflektirati svjetlosne valove iste valne duljine. Atomi većine metala reflektiraju kratkovalne zrake i dobivaju gotovo istu boju srebrne, bijele i blijedoplavkaste nijanse. Izuzetak su bakar i zlato, njihove boje su crveno-crvena i žuta, redom. Sposobni su reflektirati zračenje veće valne duljine.
3. Toplinska i električna vodljivost. Ta se svojstva također objašnjavaju strukturom kristalne rešetke i činjenicom da se u njenom nastanku ostvaruje metalni tip veze. Zbog “elektronskog plina” koji se kreće unutar kristala, električna struja i toplina trenutno se ravnomjerno raspoređuju između svih atoma i iona te se provode kroz metal.
4. Čvrsto agregatno stanje u normalnim uvjetima. Jedina iznimka ovdje je živa. Svi ostali metali nužno su čvrsti, čvrsti spojevi, kao i njihove legure. To je također rezultat metalne veze koja je prisutna u metalima. Mehanizam nastanka ove vrste vezivanja čestica u potpunosti potvrđuje svojstva.

To su glavne fizičke karakteristike metala, koje se objašnjavaju i određuju upravo shemom nastanka metalne veze. Ova metoda povezivanja atoma relevantna je posebno za metalne elemente i njihove legure. Odnosno za njih u krutom i tekućem stanju.

Kemijska veza metalnog tipa

Koja je njegova posebnost? Stvar je u tome što takva veza ne nastaje zbog različito nabijenih iona i njihovog elektrostatskog privlačenja, a ne zbog razlike u elektronegativnosti i prisutnosti slobodnih elektronskih parova. To jest, ionske, metalne, kovalentne veze imaju malo različite prirode i razlikovna obilježja čestica koje se vežu.

Svi metali imaju sljedeće karakteristike:

• mali broj elektrona po (osim nekih izuzetaka, koji mogu imati 6,7 i 8);
• veliki atomski radijus;
• niska energija ionizacije.

Sve to doprinosi lakom odvajanju vanjskih nesparenih elektrona od jezgre. U isto vrijeme, atom ima mnogo slobodnih orbitala. Dijagram nastanka metalne veze precizno će prikazati međusobno preklapanje brojnih orbitalnih stanica različitih atoma, koje kao rezultat tvore zajednički intrakristalni prostor. Iz svakog atoma u njega se unose elektroni koji počinju slobodno lutati različitim dijelovima rešetke. Povremeno se svaki od njih veže za ion na mjestu u kristalu i pretvara ga u atom, a zatim se ponovno odvaja i formira ion.

Dakle, metalna veza je veza između atoma, iona i slobodnih elektrona u zajedničkom metalnom kristalu. Elektronski oblak koji se slobodno kreće unutar strukture naziva se "elektronski plin". To je ono što objašnjava većinu metala i njihovih legura.

Kako se točno ostvaruje metalna kemijska veza? Mogu se navesti različiti primjeri. Pokušajmo to pogledati na komadu litija. Čak i ako ga uzmete veličine graška, bit će tisuće atoma. Dakle, zamislimo da svaki od tih tisuća atoma predaje svoj pojedinačni valentni elektron zajedničkom kristalnom prostoru. Istodobno, znajući elektronsku strukturu određenog elementa, možete vidjeti broj praznih orbitala. Litij će ih imati 3 (p-orbitale druge energetske razine). Tri za svaki atom od desetaka tisuća - to je zajednički prostor unutar kristala u kojem se "elektronski plin" slobodno kreće.

Tvar s metalnom vezom uvijek je jaka. Uostalom, elektronski plin ne dopušta da se kristal uruši, već samo pomiče slojeve i odmah ih obnavlja. Sjaji, ima određenu gustoću (najčešće visoku), topljivost, savitljivost i plastičnost.

Gdje se još prodaje metalno lijepljenje? Primjeri tvari:

• metali u obliku jednostavnih struktura;
• sve metalne legure jedna s drugom;
• svi metali i njihove legure u tekućem i čvrstom stanju.

Postoji jednostavno nevjerojatan broj konkretnih primjera, budući da postoji više od 80 metala u periodnom sustavu!

Metalna veza: mehanizam nastanka

Ako ga razmotrimo općenito, već smo gore naveli glavne točke. Prisutnost slobodnih elektrona i elektrona koji se lako odvajaju od jezgre zbog niske energije ionizacije glavni su uvjeti za nastanak ove vrste veze. Dakle, ispada da se realizira između sljedećih čestica:

• atomi na mjestima kristalne rešetke;
• slobodni elektroni koji su bili valentni elektroni u metalu;
• iona na mjestima kristalne rešetke.

Rezultat je metalna veza. Mehanizam nastanka općenito se izražava sljedećom oznakom: Me 0 - e - ↔ Me n+. Iz dijagrama je vidljivo koje su čestice prisutne u metalnom kristalu.

Sami kristali mogu imati različite oblike. Ovisi o konkretnoj tvari s kojom imamo posla.

Vrste metalnih kristala

Ovu strukturu metala ili njegove legure karakterizira vrlo gusto pakiranje čestica. Osiguravaju ga ioni u kristalnim čvorovima. Same rešetke mogu imati različite geometrijske oblike u prostoru.

1. Tjelesnocentrična kubična rešetka – alkalijski metali.
2. Heksagonalna kompaktna struktura - sve alkalne zemlje osim barija.
3. Kubik u središtu lica - aluminij, bakar, cink, mnogi prijelazni metali.
4. Merkur ima romboedarsku strukturu.
5. Tetragonalni - indij.

Što je sve niže u periodnom sustavu, to je njegovo pakiranje i prostorna organizacija kristala složenija. U ovom slučaju metalna kemijska veza, čiji se primjeri mogu dati za svaki postojeći metal, odlučujuća je u izgradnji kristala. Legure imaju vrlo raznoliku organizaciju u prostoru, od kojih neke još nisu u potpunosti proučene.

Komunikacijske karakteristike: neusmjerenost

Kovalentna i metalna veza imaju jednu vrlo izraženu distinktivnu osobinu. Za razliku od prve, metalna veza nije usmjerena. Što to znači? Odnosno, elektronski oblak unutar kristala potpuno se slobodno kreće unutar svojih granica u različitim smjerovima, svaki elektron je sposoban vezati se za apsolutno bilo koji ion u čvorovima strukture. Odnosno, interakcija se odvija u različitim smjerovima. Stoga kažu da je metalna veza neusmjerena.

Mehanizam kovalentne veze uključuje stvaranje zajedničkih elektronskih parova, odnosno oblaka preklapajućih atoma. Štoviše, događa se strogo duž određene linije koja povezuje njihova središta. Stoga govore o smjeru takve veze.

Zasićenost

Ova karakteristika odražava sposobnost atoma da imaju ograničenu ili neograničenu interakciju s drugima. Dakle, kovalentna i metalna veza su opet suprotne prema ovom pokazatelju.

Prvi je saturabilan. Atomi koji sudjeluju u njegovom stvaranju imaju strogo definiran broj valentnih vanjskih elektrona, koji izravno sudjeluju u stvaranju spoja. Neće imati više elektrona nego što ima. Stoga je broj stvorenih veza ograničen valencijom. Otuda i zasićenost veze. Zbog ove karakteristike većina spojeva ima konstantan kemijski sastav.

Metalne i vodikove veze su, naprotiv, nezasićene. To je zbog prisutnosti brojnih slobodnih elektrona i orbitala unutar kristala. Ioni također igraju ulogu na mjestima kristalne rešetke, od kojih svaki može postati atom i ponovno ion u bilo kojem trenutku.

Druga karakteristika metalnog vezivanja je delokalizacija unutarnjeg elektronskog oblaka. Očituje se u sposobnosti malog broja zajedničkih elektrona da zajedno vežu mnoge atomske jezgre metala. To jest, gustoća je, takoreći, delokalizirana, ravnomjerno raspoređena između svih dijelova kristala.

Primjeri stvaranja veze u metalima

Pogledajmo nekoliko specifičnih opcija koje ilustriraju kako nastaje metalna veza. Primjeri tvari su:

• cinkov;
• aluminij;
• kalij;
• krom.

Stvaranje metalne veze između atoma cinka: Zn 0 - 2e - ↔ Zn 2+. Atom cinka ima četiri energetske razine. Na temelju elektronske strukture ima 15 slobodnih orbitala - 3 u p-orbitalama, 5 u 4d i 7 u 4f. Elektronska struktura je sljedeća: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 0 4d 0 4f 0, ukupno 30 elektrona u atomu. To jest, dvije slobodne valentne negativne čestice mogu se kretati unutar 15 prostranih i nenaseljenih orbitala. I tako je za svaki atom. Rezultat je ogroman zajednički prostor koji se sastoji od praznih orbitala i malog broja elektrona koji povezuju cijelu strukturu.

Metalna veza između atoma aluminija: AL 0 - e - ↔ AL 3+. Trinaest elektrona atoma aluminija nalazi se na tri energetske razine, kojih očito ima u izobilju. Elektronička struktura: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Slobodne orbitale - 7 komada. Očito je da će elektronski oblak biti malen u usporedbi s ukupnim unutarnjim slobodnim prostorom u kristalu.

Kromirana metalna veza. Ovaj element je poseban po svojoj elektronskoj strukturi. Doista, da bi stabilizirao sustav, elektron pada s 4s na 3d orbitalu: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 4p 0 4d 0 4f 0 . Ukupno ima 24 elektrona, od kojih je šest valentnih elektrona. Oni su ti koji ulaze u zajednički elektronički prostor kako bi stvorili kemijsku vezu. Postoji 15 slobodnih orbitala, što je još uvijek mnogo više od potrebnog za popunjavanje. Stoga je krom također tipičan primjer metala s odgovarajućom vezom u molekuli.

Jedan od najaktivnijih metala koji čak i s običnom vodom reagira s vatrom je kalij. Što objašnjava ta svojstva? Opet, na mnogo načina - metalnom vrstom veze. Ovaj element ima samo 19 elektrona, no oni se nalaze na 4 energetske razine. Odnosno, u 30 orbitala različitih podrazina. Elektronička struktura: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 0 4p 0 4d 0 4f 0 . Samo dva s vrlo niskom energijom ionizacije. Slobodno se odvajaju i odlaze u zajednički elektronski prostor. Po atomu postoje 22 orbitale za kretanje, odnosno vrlo veliki slobodni prostor za “elektronski plin”.

Sličnosti i razlike s drugim vrstama veza

Općenito, ovo je pitanje već razmatrano gore. Može se samo generalizirati i izvući zaključak. Glavne značajke metalnih kristala koje ih razlikuju od svih ostalih vrsta veza su:

• više vrsta čestica koje sudjeluju u procesu vezivanja (atomi, ioni ili atom-ioni, elektroni);
• različite prostorne geometrijske strukture kristala.

Metalne veze s vodikovim i ionskim vezama imaju zajedničku nezasićenost i neusmjerenost. S kovalentnim polarnim - jaka elektrostatska privlačnost između čestica. Odvojeno od ionskih - vrsta čestica na čvorovima kristalne rešetke (ioni). S kovalentnim nepolarnim - atomima u čvorovima kristala.

Vrste veza u metalima različitih agregatnih stanja

Kao što smo gore napomenuli, metalna kemijska veza, čiji su primjeri navedeni u članku, nastaje u dva stanja agregacije metala i njihovih legura: čvrsto i tekuće.

Postavlja se pitanje: kakva je veza u metalnim parama? Odgovor: kovalentni polarni i nepolarni. Kao i kod svih spojeva koji su u obliku plina. Odnosno, kada se metal dugo zagrijava i prelazi iz krutog u tekuće stanje, veze ne pucaju i kristalna struktura je očuvana. Međutim, kada dođe do prelaska tekućine u parovito stanje, kristal se razara i metalna veza se pretvara u kovalentnu.

Ionska veza

(korišteni su materijali sa stranice http://www.hemi.nsu.ru/ucheb138.htm)

Ionska veza nastaje elektrostatskim privlačenjem između suprotno nabijenih iona. Ti ioni nastaju kao rezultat prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi. Ionska veza nastaje između atoma koji imaju velike razlike u elektronegativnosti (obično veće od 1,7 na Paulingovoj ljestvici), na primjer, između atoma alkalijskog metala i halogena.

Razmotrimo pojavu ionske veze na primjeru nastanka NaCl.

Iz elektroničkih formula atoma

Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 i

Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Može se vidjeti da je za završetak vanjske razine atomu natrija lakše prepustiti jedan elektron nego dobiti sedam, a atomu klora je lakše dobiti jedan elektron nego dobiti sedam. U kemijskim reakcijama atom natrija predaje jedan elektron, a atom klora ga preuzima. Kao rezultat toga, elektronske ljuske atoma natrija i klora transformiraju se u stabilne elektronske ljuske plemenitih plinova (elektronička konfiguracija natrijevog kationa

Na + 1s 2 2s 2 2p 6,

a elektronska konfiguracija aniona klora je

Cl – - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6).

Elektrostatska interakcija iona dovodi do stvaranja molekule NaCl.

Priroda kemijske veze često se odražava na stanje agregacije i fizikalna svojstva tvari. Ionski spojevi kao što je natrijev klorid NaCl tvrdi su i vatrostalni jer postoje snažne sile elektrostatskog privlačenja između naboja njihovih "+" i "–" iona.

Negativno nabijeni ion klora privlači ne samo "svoj" ion Na+, već i druge ione natrija oko sebe. To dovodi do činjenice da u blizini bilo kojeg od iona nema jednog iona sa suprotnim znakom, već nekoliko.

Struktura kristala natrijeva klorida NaCl.

U stvari, postoji 6 iona natrija oko svakog iona klora i 6 iona klora oko svakog iona natrija. Ovo uređeno pakiranje iona naziva se ionski kristal. Ako je u kristalu izoliran jedan atom klora, tada među atomima natrija koji ga okružuju više nije moguće pronaći onaj s kojim je klor reagirao.

Privučeni jedni drugima elektrostatskim silama, ioni vrlo nevoljko mijenjaju svoje mjesto pod utjecajem vanjske sile ili porasta temperature. Ali ako se natrijev klorid rastali i nastavi zagrijavati u vakuumu, on isparava, stvarajući dvoatomne molekule NaCl. Ovo sugerira da sile kovalentne veze nikada nisu potpuno isključene.

Osnovne karakteristike ionskih veza i svojstva ionskih spojeva

1. Ionska veza je jaka kemijska veza. Energija ove veze je reda veličine 300 – 700 kJ/mol.

2. Za razliku od kovalentne veze, ionska je veza neusmjerena jer ion može na sebe privući ione suprotnog predznaka u bilo kojem smjeru.

3. Za razliku od kovalentne veze, ionska je veza nezasićena, jer međudjelovanje iona suprotnog predznaka ne dovodi do potpune međusobne kompenzacije njihovih polja sila.

4. Pri nastanku molekula s ionskom vezom ne dolazi do potpunog prijenosa elektrona, dakle, stopostotne ionske veze ne postoje u prirodi. U molekuli NaCl kemijska veza je samo 80% ionska.

5. Spojevi s ionskim vezama su kristalne krutine koje imaju visoka tališta i vrelišta.

6. Većina ionskih spojeva topljiva je u vodi. Otopine i taline ionskih spojeva provode električnu struju.

Metalni spoj

Metalni kristali imaju različitu strukturu. Ako pregledate komad metalnog natrija, vidjet ćete da se njegov izgled vrlo razlikuje od kuhinjske soli. Natrij je mekan metal, lako se reže nožem, ravna čekićem, lako se topi u šalici na alkoholnoj lampi (talište 97,8 o C). U kristalu natrija, svaki atom je okružen s osam drugih sličnih atoma.

Kristalna struktura metalnog Na.

Slika pokazuje da atom Na u središtu kocke ima 8 najbližih susjeda. Ali isto se može reći za bilo koji drugi atom u kristalu, budući da su svi isti. Kristal se sastoji od "beskonačno" ponavljajućih fragmenata prikazanih na ovoj slici.

Atomi metala na vanjskoj energetskoj razini sadrže mali broj valentnih elektrona. Budući da je energija ionizacije metalnih atoma niska, valentni elektroni se slabo zadržavaju u tim atomima. Zbog toga se u kristalnoj rešetki metala pojavljuju pozitivno nabijeni ioni i slobodni elektroni. U ovom slučaju, metalni kationi nalaze se u čvorovima kristalne rešetke, a elektroni se slobodno kreću u polju pozitivnih centara, tvoreći takozvani "elektronski plin".

Prisutnost negativno nabijenog elektrona između dva kationa uzrokuje interakciju svakog kationa s ovim elektronom.

Tako, Metalna veza je veza između pozitivnih iona u metalnim kristalima koja nastaje privlačenjem elektrona koji se slobodno kreću kroz kristal.

Budući da su valentni elektroni u metalu ravnomjerno raspoređeni po kristalu, metalna je veza, poput ionske veze, neusmjerena veza. Za razliku od kovalentne veze, metalna veza je nezasićena veza. Metalna veza se od kovalentne veze razlikuje i po čvrstoći. Energija metalne veze je otprilike tri do četiri puta manja od energije kovalentne veze.

Zbog velike mobilnosti elektronskog plina, metali se odlikuju visokom električnom i toplinskom vodljivošću.

Metalni kristal izgleda prilično jednostavno, ali zapravo je njegova elektronička struktura složenija od strukture ionskih kristala soli. Nema dovoljno elektrona u vanjskoj elektronskoj ljusci metalnih elemenata za stvaranje punopravne "oktetne" kovalentne ili ionske veze. Stoga se u plinovitom stanju većina metala sastoji od monoatomskih molekula (tj. pojedinačnih atoma koji nisu međusobno povezani). Tipičan primjer su živine pare. Dakle, metalna veza između atoma metala javlja se samo u tekućem i čvrstom agregatnom stanju.

Metalna veza može se opisati na sljedeći način: neki od metalnih atoma u rezultirajućem kristalu predaju svoje valentne elektrone u prostor između atoma (za natrij je to...3s1), pretvarajući se u ione. Budući da su svi metalni atomi u kristalu isti, svaki ima jednaku šansu da izgubi valentni elektron.

Drugim riječima, prijenos elektrona između neutralnih i ioniziranih metalnih atoma odvija se bez potrošnje energije. U tom slučaju dio elektrona uvijek završi u prostoru između atoma u obliku “elektronskog plina”.

Ti slobodni elektroni, prvo, drže atome metala na određenoj ravnotežnoj udaljenosti jedan od drugog.

Drugo, daju metalima karakterističan "metalni sjaj" (slobodni elektroni mogu djelovati u interakciji s kvantima svjetlosti).

Treće, slobodni elektroni daju metalima dobru električnu vodljivost. Visoka toplinska vodljivost metala također se objašnjava prisutnošću slobodnih elektrona u međuatomskom prostoru - oni lako "odgovaraju" na promjene energije i doprinose njenom brzom prijenosu u kristalu.

Pojednostavljeni model elektroničke strukture metalnog kristala.

******** Koristeći metal natrij kao primjer, razmotrimo prirodu metalne veze sa stajališta ideja o atomskim orbitalama. Atom natrija, kao i mnogi drugi metali, ima nedostatak valentnih elektrona, ali postoje slobodne valentne orbitale. Jedini 3s elektron natrija može se kretati u bilo koju slobodnu i energetski blisku susjednu orbitalu. Kako se atomi u kristalu približavaju, vanjske orbitale susjednih atoma se preklapaju, dopuštajući odbačenim elektronima da se slobodno kreću po kristalu.

Međutim, "elektronski plin" nije tako neuredan kako bi se moglo činiti. Slobodni elektroni u metalnom kristalu nalaze se u orbitalama koje se preklapaju i do neke su mjere zajednički, tvoreći nešto poput kovalentnih veza. Natrij, kalij, rubidij i drugi metalni s-elementi jednostavno imaju malo zajedničkih elektrona, pa su njihovi kristali krhki i topljivi. Kako se broj valentnih elektrona povećava, čvrstoća metala općenito raste.

Dakle, metalne veze nastoje formirati elementi čiji atomi imaju malo valentnih elektrona u svojim vanjskim ljuskama. Ovi valentni elektroni, koji provode metalnu vezu, toliko su podijeljeni da se mogu kretati po metalnom kristalu i osigurati visoku električnu vodljivost metala.

Kristal NaCl ne provodi struju jer u prostoru između iona nema slobodnih elektrona. Svi elektroni koje doniraju atomi natrija čvrsto drže ioni klora. Ovo je jedna od značajnih razlika između ionskih kristala i metalnih.

Ono što sada znate o metalnom vezivanju pomaže objasniti visoku savitljivost (duktilnost) većine metala. Metal se može spljoštiti u tanki lim i izvući u žicu. Činjenica je da pojedini slojevi atoma u metalnom kristalu mogu relativno lako kliziti jedan po drugom: pokretni "elektronski plin" stalno ublažava kretanje pojedinačnih pozitivnih iona, štiteći ih jedne od drugih.

Naravno, ništa slično se ne može učiniti s kuhinjskom soli, iako je sol također kristalna tvar. U ionskim kristalima, valentni elektroni su čvrsto vezani za jezgru atoma. Pomicanje jednog sloja iona u odnosu na drugi približava ione istog naboja i uzrokuje njihovo snažno odbijanje, što rezultira razaranjem kristala (NaCl je krhka tvar).

Pomicanje slojeva ionskog kristala uzrokuje pojavu velikih odbojnih sila između sličnih iona i razaranje kristala.

Navigacija

• Rješavanje kombiniranih zadataka na temelju kvantitativnih svojstava tvari
• Rješavanje problema. Zakon stalnosti sastava tvari. Izračuni koji koriste koncepte "molarne mase" i "kemijske količine" tvari

Atomi većine elemenata ne postoje odvojeno, jer mogu međusobno djelovati. Ova interakcija proizvodi složenije čestice.

Priroda kemijske veze je djelovanje elektrostatskih sila, koje su sile međudjelovanja između električnih naboja. Takve naboje imaju elektroni i atomske jezgre.

Elektroni koji se nalaze na vanjskim elektroničkim razinama (valentni elektroni), budući da su najudaljeniji od jezgre, najslabije su u interakciji s njom i stoga se mogu odvojiti od jezgre. Oni su odgovorni za međusobno povezivanje atoma.

Vrste interakcija u kemiji

Vrste kemijskih veza mogu se prikazati u sljedećoj tablici:

Karakteristike ionske veze

Kemijska reakcija koja nastaje zbog ionska privlačnost koji ima različite naboje naziva se ionskim. To se događa ako atomi koji se vežu imaju značajnu razliku u elektronegativnosti (to jest, sposobnost privlačenja elektrona) i elektronski par ide elektronegativnijem elementu. Rezultat tog prijenosa elektrona s jednog atoma na drugi je stvaranje nabijenih čestica – iona. Između njih se javlja privlačnost.

Imaju najniže indekse elektronegativnosti tipični metali, a najveći su tipični nemetali. Ioni tako nastaju interakcijom između tipičnih metala i tipičnih nemetala.

Atomi metala postaju pozitivno nabijeni ioni (kationi), donirajući elektrone svojim vanjskim razinama elektrona, a nemetali prihvaćaju elektrone, pretvarajući se tako u negativno nabijen ioni (anioni).

Atomi prelaze u stabilnije energetsko stanje, dovršavajući svoje elektroničke konfiguracije.

Ionska veza je neusmjerena i nezasićena, budući da se elektrostatska interakcija odvija u svim smjerovima; prema tome, ion može privući ione suprotnog predznaka u svim smjerovima.

Raspored iona je takav da se oko svakog nalazi određeni broj suprotno nabijenih iona. Pojam "molekule" za ionske spojeve nema smisla.

Primjeri obrazovanja

Stvaranje veze u natrijevom kloridu (nacl) nastaje zbog prijenosa elektrona s atoma Na na atom Cl kako bi se formirali odgovarajući ioni:

Na 0 - 1 e = Na + (kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (anion)

U natrijevom kloridu postoji šest kloridnih aniona oko natrijevih kationa i šest natrijevih iona oko svakog kloridnog iona.

Kada se među atomima u barijevom sulfidu stvori interakcija, događaju se sljedeći procesi:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba donira svoja dva elektrona sumporu, što rezultira stvaranjem sumpornih aniona S 2- i barijevih kationa Ba 2+.

Metalna kemijska veza

Broj elektrona u vanjskim energetskim razinama metala je mali, oni se lako odvajaju od jezgre. Kao rezultat ovog odvajanja nastaju metalni ioni i slobodni elektroni. Ti se elektroni nazivaju "elektronski plin". Elektroni se slobodno kreću po volumenu metala i stalno su vezani i odvojeni od atoma.

Struktura metalne tvari je sljedeća: kristalna rešetka je kostur tvari, a između njezinih čvorova elektroni se mogu slobodno kretati.

Mogu se navesti sljedeći primjeri:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalentni: polarni i nepolarni

Najčešći tip kemijske interakcije je kovalentna veza. Vrijednosti elektronegativnosti elemenata koji međusobno djeluju ne razlikuju se oštro, stoga se događa samo pomak zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom.

Kovalentne interakcije mogu nastati mehanizmom izmjene ili mehanizmom donor-akceptor.

Mehanizam izmjene se ostvaruje ako svaki od atoma ima nesparene elektrone na vanjskim elektronskim razinama i preklapanje atomskih orbitala dovodi do pojave para elektrona koji već pripada oba atoma. Kada jedan od atoma ima par elektrona na vanjskoj elektronskoj razini, a drugi ima slobodnu orbitalu, tada kada se atomske orbitale preklapaju, elektronski par se dijeli i međusobno djeluje prema mehanizmu donor-akceptor.

Kovalentne se po višestrukosti dijele na:

• jednostavan ili pojedinačni;
• dvostruko;
• trostruke.

Dvostruki osiguravaju dijeljenje dva para elektrona odjednom, a trostruki - tri.

Prema rasporedu elektronske gustoće (polariteta) između vezanih atoma, kovalentna veza se dijeli na:

• nepolaran;
• polarni.

Nepolarnu vezu tvore identični atomi, a polarnu različita elektronegativnost.

Interakcija atoma slične elektronegativnosti naziva se nepolarna veza. Zajednički par elektrona u takvoj molekuli ne privlači niti jedan atom, već jednako pripada obama.

Međudjelovanje elemenata različite elektronegativnosti dovodi do stvaranja polarnih veza. U ovoj vrsti interakcije, zajednički elektronski parovi privlače se elektronegativnijem elementu, ali se ne prenose u potpunosti na njega (to jest, ne dolazi do stvaranja iona). Kao rezultat tog pomaka u gustoći elektrona, na atomima se pojavljuju parcijalni naboji: elektronegativniji ima negativan, a manje elektronegativan pozitivan naboj.

Svojstva i karakteristike kovalencije

Glavne karakteristike kovalentne veze:

• Duljina je određena razmakom između jezgri atoma koji međusobno djeluju.
• Polaritet je određen pomakom elektronskog oblaka prema jednom od atoma.
• Usmjerenost je svojstvo stvaranja veza orijentiranih u prostoru i, sukladno tome, molekula koje imaju određene geometrijske oblike.
• Zasićenost je određena sposobnošću stvaranja ograničenog broja veza.
• Polarizabilnost je određena sposobnošću promjene polariteta pod utjecajem vanjskog električnog polja.
• Energija potrebna za prekid veze određuje njezinu snagu.

Primjer kovalentne nepolarne interakcije mogu biti molekule vodika (H2), klora (Cl2), kisika (O2), dušika (N2) i mnoge druge.

Molekula H· + ·H → H-H ima jednostruku nepolarnu vezu,

O: + :O → O=O molekula ima dvostruku nepolarnu,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N molekula je trostruko nepolarna.

Primjeri kovalentnih veza kemijskih elemenata uključuju molekule ugljikovog dioksida (CO2) i ugljikovog monoksida (CO), sumporovodika (H2S), klorovodične kiseline (HCL), vode (H2O), metana (CH4), sumpornog oksida (SO2) i mnogi drugi.

U molekuli CO2, odnos između atoma ugljika i kisika je kovalentno polaran, budući da elektronegativniji vodik privlači gustoću elektrona. Kisik ima dva nesparena elektrona u svojoj vanjskoj ljusci, dok ugljik može osigurati četiri valentna elektrona za stvaranje interakcije. Kao rezultat toga nastaju dvostruke veze i molekula izgleda ovako: O=C=O.

Da bi se odredila vrsta veze u određenoj molekuli, dovoljno je razmotriti njezine sastavne atome. Jednostavne metalne tvari tvore metalnu vezu, metali s nemetalima tvore ionsku vezu, jednostavne nemetalne tvari tvore kovalentnu nepolarnu vezu, a molekule koje se sastoje od različitih nemetala tvore polarnu kovalentnu vezu.

Između atoma metala nastaje metalna veza. Karakteristična značajka atoma metala je mali broj elektrona na vanjskoj energetskoj razini, slabo držan jezgrom, i veliki broj slobodnih atomskih orbitala sličnih energija, pa je metalna veza nezasićena.

Valentni elektroni sudjeluju u stvaranju veza s 8 ili 12 atoma odjednom (u skladu s koordinacijskim brojem atoma metala). Pod tim uvjetima, valentni elektroni s niskom energijom ionizacije kreću se kroz dostupne orbitale svih susjednih atoma, osiguravajući komunikaciju među njima.

Metalni spoj karakterizira slaba interakcija zajedničkih elektrona s jezgrama povezanih atoma i potpuna delokalizacija tih elektrona između svih atoma u kristalu, što osigurava stabilnost ove veze.

Shema stvaranja metalne veze (M – metal):

M 0 – ne M n +

Metali imaju posebnu kristalnu rešetku u čijim se čvorovima nalaze i neutralni i pozitivno nabijeni atomi metala, između kojih se slobodno (unutar kristala) kreću socijalizirani elektroni („elektronski plin“). Kretanje zajedničkih elektrona u metalima odvija se kroz niz molekularnih orbitala, koje nastaju spajanjem velikog broja slobodnih orbitala atoma koji su povezani i pokrivaju mnoge atomske jezgre. U slučaju metalne veze, nemoguće je govoriti o njenoj usmjerenosti, budući da su zajednički elektroni jednoliko delokalizirani po cijelom kristalu.

Strukturne značajke metala određuju njihova karakteristična fizikalna svojstva: tvrdoću, savitljivost, visoku električnu i toplinsku vodljivost, kao i poseban metalni sjaj.

Metalna veza karakteristična je za metale ne samo u čvrstom, već iu tekućem stanju, odnosno svojstvo je agregata atoma koji se nalaze u neposrednoj blizini jedan drugome. U plinovitom stanju atomi metala međusobno su povezani jednom ili više kovalentnih veza u molekule, npr. Li 2 (Li–Li), Be 2 (Be=Be), Al 4 - svaki atom aluminija povezan je s tri druga da se formira tetraedarska struktura:

4. Vodikova veza

Vodikova veza je posebna vrsta veze koja je jedinstvena za atome vodika. Javlja se u slučajevima kada je atom vodika vezan za atom najelektronegativnijih elemenata, prvenstveno fluora, kisika i dušika. Razmotrimo stvaranje vodikove veze na primjeru vodikovog fluorida. Elektronegativni atom vodika ima samo jedan elektron, zahvaljujući kojem može stvoriti kovalentnu vezu s atomom fluora. U tom slučaju pojavljuje se molekula fluorovodika H-F, u kojoj je zajednički elektronski par pomaknut na atom fluora.

Kao rezultat ove raspodjele elektronske gustoće, molekula fluorovodika predstavlja dipol, čiji je pozitivni pol atom vodika. Zbog činjenice da je vezni elektronski par pomaknut prema atomu fluora, on se djelomično oslobađa 1 s-orbitala atoma vodika i njegove jezgre je djelomično izložena. U svakom drugom atomu, pozitivni naboj jezgre nakon uklanjanja valentnih elektrona zaštićen je unutarnjim elektronskim ljuskama, koje osiguravaju odbijanje elektronskih ljuski drugih atoma. Atom vodika nema takve ljuske; njegova jezgra je vrlo mala (subatomska) pozitivno nabijena čestica - proton (promjer protona je otprilike 10 5 puta manji od promjera atoma, te zbog nedostatka elektrona , privlači ga elektronska ljuska drugih električki neutralnih ili negativno nabijenih atoma).

Jačina električnog polja u blizini djelomično "golog" atoma vodika je toliko jaka da može aktivno privući negativni pol susjedne molekule. Budući da je ovaj pol atom fluora, koji ima tri nevezujuća elektronska para, i s- Ako je orbitala atoma vodika djelomično prazna, tada dolazi do interakcije donor-akceptor između pozitivno polariziranog atoma vodika jedne molekule i negativno polariziranog atoma fluora susjedne molekule.

Dakle, kao rezultat zajedničkih elektrostatskih i donor-akceptorskih interakcija, nastaje dodatna druga veza uz sudjelovanje atoma vodika. To je ono što je vodikova veza, …H–F H–F…

Od kovalentnog se razlikuje po energiji i duljini. Vodikova veza je duža i manje jaka od kovalentne veze. Energija vodikove veze iznosi 8–40 kJ/mol, a kovalentne veze 80–400 kJ/mol. U čvrstom vodikovom fluoridu duljina H–F kovalentne veze je 95 pm, a duljina FH vodikove veze je 156 pm. Zahvaljujući vodikovoj vezi između HF molekula, kristali krutog fluorovodika sastoje se od beskrajnih ravnih cik-cak lanaca, budući da je sustav od tri atoma koji nastaje zbog vodikove veze u pravilu linearan.

Vodikove veze između molekula HF djelomično su očuvane u tekućem, pa čak i plinovitom fluorovodiku.

Vodikova veza se uobičajeno piše kao tri točke i prikazuje se na sljedeći način:

gdje su X, Y atomi F, O, N, Cl, S.

Energija i duljina vodikove veze određene su dipolnim momentom H–X veze i veličinom atoma Y. Duljina vodikove veze se smanjuje, a njezina energija raste s povećanjem razlike u elektronegativnosti X i Y atoma (i, sukladno tome, dipolni moment H–X veze) i sa smanjenjem veličine Y atoma.

Vodikove veze nastaju i između molekula koje sadrže O–H veze (npr. voda H 2 O, perklorna kiselina HClO 4, dušična kiselina HNO 3, karboksilne kiseline RCOOH, fenol C 6 H 5 OH, alkoholi ROH) i N–H (npr. amonijak NH 3 , tiocijanska kiselina HNCS, organski amidi RCONH 2 i amini RNH 2 i R 2 NH).

Tvari čije su molekule povezane vodikovom vezom razlikuju se po svojim svojstvima od tvari slične strukture molekula, ali ne tvore vodikovu vezu. Talište i vrelište hidrida elemenata skupine IVA, u kojima nema vodikovih veza, postupno se smanjuju s smanjenjem broja perioda (slika 15.) Za hidride elemenata skupina VA-VIIA opaža se kršenje ove ovisnosti. Tri tvari čije su molekule povezane vodikovom vezom (amonijak NH 3, voda H 2 O i fluorovodik HF) imaju znatno viša tališta i vrelišta od svojih analoga (slika 15). Osim toga, ove tvari imaju šire temperaturne raspone postojanja u tekućem stanju, veće topline taljenja i isparavanja.

Vodikova veza ima važnu ulogu u procesima otapanja i kristalizacije tvari, kao i u stvaranju kristalnih hidrata.

Vodikove veze mogu nastati ne samo između molekula (intermolekulska vodikova veza, IBC) , kao što je slučaj u gore razmotrenim primjerima, ali i između atoma iste molekule (intramolekulska vodikova veza, HB) . Na primjer, zbog intramolekularnih vodikovih veza između atoma vodika amino skupina i atoma kisika karbonilnih skupina, polipeptidni lanci koji tvore proteinske molekule imaju spiralni oblik.

crtanje??????????????

Vodikove veze imaju veliku ulogu u procesima reduplikacije i biosinteze proteina. Dva lanca dvostruke spirale DNK (dezoksiribonukleinske kiseline) drže zajedno vodikove veze. Tijekom procesa reduplikacije te se veze prekidaju. Tijekom transkripcije dolazi i do sinteze RNA (ribonukleinske kiseline) pomoću DNA kao kalupa zbog stvaranja vodikovih veza. Oba su procesa moguća jer se vodikove veze lako stvaraju i lako prekidaju.

Riža. 15. Tališta ( A) i kipuće ( b) hidridi elemenata skupina IVA-VIIA.