Hemijsko vezivanje: Hemijske reakcije i valentnost

Osnovna premise hemijskih jedinjenja jeste da atomi u kojima su omotači ili podomotači popunjeni ili potpuno prazni su stabilni I nereaktivni, priroda preferira situacije maksimalne stabilnosti. Otuda, inertni elementi su nereaktivni jer oni imaju potpuno popunjene kvante omotače. Atomi koji imaju delimično popunjene podomotače, su hemijski reaktivni. Osim toga, atomi mogu postati stabilni ili nereaktivni gubeći elektrone kako bi ispraznili njihove podomotače, ili dobili elektrone da bi ih popunili. Na primer, Natrijum (Na) ima konfiguraciju elektrona 1s2 2s2 2p6 3s1 (2.8.1). Treća kvantni omotač sadrži samo jedan electron (na njenoj trećoj orbiti) I, gubeći ovaj electron, dobila bi se stabilna konfiguracija kompletno popunjene prve I druge ljuske.
11Na -1e- 11 Na+
1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2
(2.8.1) (2.8 = Ne)
Imajte na umu da dobijene vrste Na+ I dalje imaju atomski broj 11 koji prestavlja nuklearno punjenje i koji nije jos postao Ne. Međutim, gubeći jedan negativno napunjen electron on prisvaja jedno pozitivno naelektrisanje koje definišemo kao Na+. Ove vrste vise nisu neutralni atomi, ali su postali pozivno naelektrisani joni koji su nazvani katjoni, I imaju drugačije karakteristike od neutralnih atoma. Sada ćemo razmotriti Fluor u grupi VII, koji ima elektronsku kofiguraciju od 1 s2 2s2 2p5. Ako Flor može da dobije jedan electron u njegovom poslednjem omotaču, omotač će postati potpuno popunjen I dobiće inertnu kofiguraciju od Ne.
9F+ + 1e- 9F-
1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 (2.8=Ne)
U ovom slučaju, atom je dobio jedan negativno naelektrisan electron I postao je negativno naelektrisan jon koji ima naziv anjon. Ako mi uzmemo Natrijum koji lako može da izgubi elektron u prisustvu flora, koji će spremnije prihvatiti novi I zameniti mesta.
Činjenica da će zamena biti vise entuzijastička nego agresivna, tada nastaje eksplozivna reakcija :
Na + F Na+ +F
Otada pozivno privlači negativno naelektrisanje, ta 2 će se vezati elektrostatički u tvrdo stanje da bi produkovali kristalnu masu Natrijum Florid (NaF).Kada proizvodnja jona nastaje gubitkom I porastom eletrona od elemenata koji su uključeni, ova vrsta hemijskog vezivanje se zove jonska. Fluor zahteva da dobije samo jedan electron da bi popunio spoljašnju lusku, ono ima visoku elektronsku sklonost I možemo ga nazvati elektronegativnim.
Obrnuto, natrijum zahteva da izgubi samo jedan electron. On ima ,malu elektronsku sklonost za kojeg možemo reći da je elektropozitivan. Tako da, elektro-negativnost je mera sposobnosti elektronskog privlačenja atoma I ono varira dužinom cele periodične table. Pravilo je, da elektronegativni elementi hemijski reaguju sa elementima elektropozitivnih tokom kojih se zamena elektrona dešava. Da bi počeli sa tim, mi znamo da bilo koji element u grupi 1 će reagovati I kombinovati sa bilo kojim elementom grupe 7. To ne znači nista u ovom stadijumu da jedinjenje formirano između dva različita elementa uglavnom nema svojstva od nijednog od njih I uobicajeno, joni formirani gubitkom odnosno dobitkom elektrona iz atoma će imati drugačija svojstva od neutralnih atoma.
Na primer, Natrijum je veoma reaktivan metal. U kontaktu sa vodom, proizvodi hidrogenski gas . Mi konzumiramo Natrijum u obliku soli koja se nalazi u našoj hrani.
Hlor je težak, zeleni, i jako opasni i toksični gas. Zbog slične elektronske konfiguracije, natrijum I hlor reaguju agresivno ako nastane kontakt, stvarajući NatrijumHlorid (NaCl)

Natrijum-Hlorid je naziv za kuhinjsku so koja je jestiva. U dodiru sa vodom, Natrijumovi i Hlorovi joni su prisutni kao bezopasni entiteti.
Jonska jediinjenja u čvrstom stanju se drže zajedno elektrostatičkim silama. Oni često formiraju dobro grupisane kristalne rešetke. Slika 3.9 pokazuje nam kako se joni formiraju u rešetci. ( Jonska rešetka aranžirana za kristalne materijale i razdaljina koja odvaja njihove entitete su izučene, izmerene i izračunate koristeći granu nauke nazvanu rendgenska kristalografija X-ray crystallography)
Slika 3.9

Elementi iz Grupe 2 imaju po 2 elektrona u njihovim krajnjim podomotačima i mogu da dobiju elektronsku konfiguraciju inertnog gasa kada izgube oba. Gubljenjem oba elekrona Be2+ dobija konfiguraciju He, Mg2+ od Ne, Ca2+ od Ar i tako dalje. Uostalom, mnogo vise energije je potrebno da bi se uklonila dva elektrona iz atoma nego samo jedan. Ovo se dešava jer uklanjanje prvog elektrona renderuje se da je atom pozitivno naelektrisan i privlačenje preostalih elektrona je povećano. Prateći ovo pravilo, još je teže da bi se uklonili svi preostali elektroni iz Grupe 3 koji sadrže 3 elektrona, oni moraju da budu uklonjeni da bi dobili željenu konfiguraciju inertnog gasa. Elementi iz Grupe III mogu formirati jone sa tri pozitivna punjenja. Na primer, Al dobija trovalentni jon Al3+.
Reaktivnost elemenata se umanjuje kako se pomeramo s leve na desnu stranu grupe. Elementi iz Grupe I su više reaktivni nego elementi iz Grupe II, elementi iz Grupe III su čak još manje. Reaktivnost ovih elemenata se smanjuje uspešno sve dok je Grupa IV dostignuta. Energija potrebna za gubljenje četiri elektrona je toliko velika, da Grupe IV ima alternativni mehanizam.
Primećeno je ranije da elementi iz Grupe VII, pripadaju halogenoj porodici, koja je jako elektro negativna, nastoji tome da dobije jedan elektron da bi popunio njihov poslednji omotač i dobije strukturu inertnog gasa. Iz ovog proizilazi da joni imaju jedno elektronsko punjenje. Na primer, da bi elementi iz Grupe VI postigli gasnu strukturu, moraju da dobiju 2 elektrona. Na primer Kiseonik:
O+2e- O2-
1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p6 (=Ne)
Kada punjenja odbijaju jedno drugo, mnogo je teže za neutralni atom da prilagodi uvođenje dva elektrona i, zbog toga elementi iz Grupe VI su manje reaktivni nego halogeni u Grupi VII. Ipak, kiseonik je dovoljno reaktivan da oksidira sve elemente iz prirode, osim zlata, uglavnom, kiseonik je odgovoran za oksidaciju svih elemenata u prirodi. Elementi u Grupi V, azotna grupa, treba da dobije tri zajednička odbijajuća elektrona da bi dobila strukturu inertnog gasa, i kao takva, mnogo je manje reaktivna nego elementi iz Grupe IV, ugljena grupa, treba da dobije četiri elektrona i moramo razmotriti mehanizam deljenja pre nego dobijanje elektrona.
Opcija deljenja elektrona je nazvana – kovalenca. Taj mehanizam je od krucijalne važnosti, ne samo zbog primene u ugljenoj grupi. Ugljenik je element visoko korišćen u organskoj hemiji. U praksi, je poznato da elementi iz III i V Grupe dosta teško vrše zamenu tri elektrona.
Mi sada imamo dovoljno znanje o shvatanju kako se elementi kombinuju hemijski da bi formirali jedinjenja, i dalje, kako hemijske reakcije funkcionišu.
Valentnost
U zaključku, elementi u Grupama I-IV pokušavaju da izgube elektrone, a oni u Grupama VII-IV pokušavaju da dobiju elektrone. Štaviše, elementi organizovani prema njihovim elektronskim konfiguracijama izlaze iz te periodičnosti zbog koje nastoje da se grupišu. Možemo pretpostaviti da elementi iz Grupa I-III reaguu sa onima u Grupama V-VII. Budući da znamo koliko elektrona je uključeno u transfer, možemo pretpostaviti u kojim razmerama oni reaguju. Ove razmere su nazvane valenca elementa.

Broj zamenjenih elektrona kada se dva ili vise elemenata kombinuju, predstavljaju kombinujuću moć ili valencu elementa. Na primer, Natrijum reaguje sa Hlorom menjajući jedan electron. Valenca Hlora i Natrijuma pre toga zahtevaju jedan, kao i svi elementi u Grupama I i VII. Možemo predvideti da Francijum će reagovati sa Astatine dobijajući Francijum-Astatid.
Fr – 1e- Fr+
At + 1e- At-
Fr+At FrAt
Razmer kombinacija je 1:1
Vodonik može i izgubiti i dobiti jedan elektron, koji rezultuje kao prazna ili popunjena ljuska, koji popunjavaju kriterijum inertnog gasa. Da bi se prebrodila dilema, uglavnom je postavljen odvojeno od ostatka predstavljajućih blok elemenata. Ionako i dalje ima valencu 1. Smatrajući na primer, formiranje Vodonik-Hlorida (HCI):
H – 1e- H+
Cl + 1e- Cl-
H+Cl HCl
Sada posmatrajući Grupu VI, Kiseonik može da dobije dva elektrona. U kombinaciji sa Natrijumom, svaki Natrijumov atom može dati jedan electron i posle toga, 2 natrijumova toma su dovoljna da zadovolje elektronske zahteve kiseonikovog atoma.
O+ 2e- O2- Na- 1e- Na+
2Na + O Na+ Na2O Na+ Slično:
2Na + S Na2S Natrijum Sulfid
2Cs+Te Cs2Te Cezijum Telurid
Atomi elemenata u Grupi VI su sposobne da asociraju sa dva atoma u Grupi I (u kojoj elementi Imaju valencu jedan) Elementi iz grupe VI imaju valencu dva, dok oni iz grupe V imaju valencu 3. Ovako možemo predvideti da Natrijum reaguje sa Fosforom koji produkuje TrisodijumFosforid
3Na+ P Na3P
Primenjujući ove argumente na Grupu II i III, koji zahtevaju da izgube dva ili tri elektrona, rezultuje da joni imaju duplo ili troduplo pozitivno naelektrisanje.
Mg – 2e- Mg++ (valenca =2)
Ak – 3e- Al+++ (valenca =3)
Valenca elemenata u Grupi IV je 4. Uopšte, valence predstavljaju blok elemenata koji mogu biti sumirani kao:
Grupa I II III IV V VI VII 0
Valenca 1 2 3 4 3 2 1 0
Sada možemo da predvidimo razmere u kojima se elementi kombinuju. Imajući na umu da većina gasova osim inertnog stanja uglavnom postoji u prirodi kao molekuli gradjeni od dva atoma, npr O2, N2,Cl2 i F2
Li+ + Cl- LiCl (2Li+Cl2=2LiCl litijum hlorid)
2Li+ + O2- Li2O (4Li+O2 = 2Li2O litijum oksid)
3Li+ +N3- Li3N (6Li + N2 = 2Li3N litijum nitrid)
Mg2+ +2Cl MgCl2 (Mg+Cl2=MgCl2 magnezijum hlorid)
Mg2+ +O2- MgO (2Mg+O2=2MgO magnezijum oksid)
3Mg2+ + 2N3- Mg3N2 (3Mg + N2 = Mg3N2 magnezijum nitrid)
Al3+ +3Cl- AlCl3 (2Al +3Cl2 =2AlCl3 aluminijum hlorid)
2Al3+ +3O2- Al2O3 (4Al+3O2 = 2Al2O3 aluminijum oksid)
Al3+ + N3- AlN (Al+N=AlN aluminijum nitrid)

Konačno, vodonik može da formira pozitivne ili negativne jone:
2H+ +O2- H2O (2H2 + O2 =2H2O voda)
H- + Li+ LiH (2Li+H2=2LiH litijum hlorid)
Hemijske jednačine u zagradama su balansirane u uslovima kvantiteta materijala potrebnih da bi potpunili hemijsku reakciju. Pomešane količine u datim proporcijama dovele bi do potpune reakcije.
Tako da, shvatajući način kojim su elektroni konfigurisani u atomu, sposobni smo da pretpostavimo da li će elementi reagovati jedan s drugim. Trebalo bi zapamtiti da, valence elemenata koje obuhvataju tako rečene-serije prelaznih elemenata, mogu biti izvedene od njihove elektronske konfiguracije. Ovo je sada diktirano elektronskim popunjavanjem d orbitale za d-blok elemente i f orbiatale za f-blok elemente. U ovim elementima vise orbitala su dostupne u zadnjim orbitama.
U svim ovim prelazima elementi imaju povišeni broj orbitala koji povećavaju mogućnost promenjivih valenci (ili višestruko oksidirano stanje). Na primer, gvožđe uglavnom može imati valence +2 ili +3 pobuđujući do FeO,Fe2O3,FeCl2, FeCl3 i tako dalje.
Verovatnoća različitih oksidacionih stanja pobuđuje do velikog broja mogućih hemijskijh jedinjenja. Ono takođe rezultuje kao uobičajen par svojstava, što znači, teški metali sa visokim ključajućim tačkama, formacija obojenih jedinjenja i jona ( na primer, bakar sulfat je plav). Iako izvestni tranzicioni elementi i njihova jedinjenja predstavljaju deo u štampanju, detaljnija studija je iza granica ove knjige.

Tipovi hemijskih reakcija
Balansirana hemijska jednačina govira nam o relativnim proporcijama hemijskih reaktanata i produkta koji oni formiraju. U hemijskoj jednačini, (g) predstavlja gas (I) prestavlja tečnost, (s) predstavlja čvrsta stanja i (aq) predstavlja vodena. Na primer
2H2(g) + O2(g) = 2H2Oi
Štaviše, dok atomske mase elemenata koje znamo, njihove proporcije mogu biti izražena u uslovima relativnih atomskih masa za same elemente i molekularne mase za molekule. Ovo kasnije je dobijeno sumiranjem ustanovljenjem atomskih masa za molekul.
Koristeci relativne atomske mase H=1.0 i za O=16, kvantiteti korišćeni za gornje jednačine su:
H2= 2 x H =2x1.0 =2.0
O2 = 2x O =2x16 =32
H2O= 2xH+O =2.0 + 16 =18
Pa je
2H2g + O2g =2H2Oi
(4.0)+(32) =36
Uzmite u obzir da materija nije izgubljena niti dobijena, i da je balansirana jednačina kvanitetima na obe strane ima isti znak jednakosti na obe strane. Brojevi atoma i molekula korišćenih u hemijskim reakcijama mogu biti reprezentovani sa njihovom dotičnom atomskom ili molekulskom masom i ovo može biti izraženo u gramima. Tako da ako 4g vodonika je spaljeno sa 32g kiseonika, 36g vode će nastati.
Atomska ili molekularna masa izražena u gramima je nazvana mol. Broj atoma ili molekula u 1mol od substiucije je 6,023 x 10^23. Ovo je Avagadrova konstanta. Tako da kada koristimo mole uvek znamo broj atomskih vrsta korišćenih u hemijskoj reakciji. Važno je znati da jedinjenja