Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

1. CH6 - Chemická vazbaMgr. Aleš Chupáč, RNDr. YvonaPufferováGymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o. Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. • Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“

2. Chemická vazba • Atomy většiny prvků nejsou schopny samostatné existence, ale spojují se ve stabilní složitější útvary – molekuly, krystaly tvorba molekul molekuly sloučenin molekuly prvků

3. Chemická vazba • chemická vazba = soudržná síla mezi atomy v molekulách nebo krystalech • chemická vazba = spojení atomů je prostřednictvím valenčních elektronů

4. Chemická vazba • valenční elektrony – jsou umístěny ve vnější elektronové vrstvě = valenční vrstvě • vznik chemických sloučenin je založen na stabilní elektronové konfiguraci vzácných plynů • oktetové pravidlo: atomy se slučují prostřednictvím předávání nebo sdílení elektronů tak, aby dosáhly stabilní elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu

5. ÚKOL ÚKOL č. 1 Napiš značky vzácných plynů a uveď, proč se skládají z nesloučených atomů.

6. Princip vzniku chemické vazby • Ke vzniku chemické vazby dochází jen v případě, že vznikají energeticky stabilnější produkty, než byly látky výchozí.

7. Podmínky vzniku chemické vazby • atomy musí mít dostatečnou energii • atomy se musí přiblížit tak, aby se překryly valenční orbitaly (uplatňují se zde přitažlivé síly, které vedou ke snížení energie; dalším přibližováním by došlo k odpuzování atomů nevznikne vazba) • elektrony v orbitalech musí být uspořádány tak, aby došlo ke vzniku elektronového páru • stabilní vazba se vytvoří jedině tehdy, dojde-li při jejím vzniku ke snížení energie obr. č.1 Překrytí orbitalů obr. č.2 Přiblížení orbitalů ANO NE obr.č.3 Vznik vazby

8. Charakteristiky chemické vazby • Délka vazby- vzdálenost středů atomových jader v řádech pm tj. 10-9 m • Energie vazby • Pevnost vazby - hodnotí se podle energie nutné k jejímu rozštěpení • Prostorové uspořádání - vazebný úhel

9. Délka vazby I – I závisí: • na velikosti atomů • na rozdílu jejich elektronegativit • na násobnosti vazby Cl – Cl H – H obr. č.4 Délka vazby

10. Energie • Vazebná energie (Ev)- energie, která se uvolní při vzniku vazby; čím více energie se uvolní, tím stabilnější vazba vznikne, vazebná energie klesá s rostoucí délkou vazby • Disociační energie (Ed ) - energie, která se musí dodatk rozštěpení vazby, liší se od Ev znaménkem H + H→ H-H H-H → H + H H H H H H H H H - EV= ED E = + 458 kJ/mol E = - 458 kJ/mol obr.č.5 Energie vazby

11. Energie vazby obr. č.6 Graf energie vazby

12. Energie závisí: • na velikosti atomů • na rozdílu elektronegativit atomů • násobné vazby mají vyšší energii • čím kratší vazba, tím vyšší energie kJ/mol

13. Prostorové uspořádání vazeb = pravidelné rozdělení prostoru okolo atomu pro vazebné i nevazebné elektrony Základní prostorové tvary molekul lineární lomená tetraedr plošná trojboká bipyramida oktaedr obr. č.7 Tvary molekul

14. Vyjadřování vzniku chemické vazby • překrytím orbitalů • elektronové strukturní vzorce vazba = valenční čárka – znázorňuje vazebný elektronový pár (popř. nevazebný pár atomu) • pomocí spojnice rámečků spojnice znázorňuje překrytí orbitalů obr. č. 8 Překryv orbitalů obr. č. 9 Vazebný elektronový pár O H H obr. č.10 Nevazebný elektronový pár 1H 1H obr. č.11 Spojnice rámečků

15. Typy vazeb • Kovalentní (polární, nepolární) • Iontová • Koordinačně – kovalentní (Donor – akceptorová) • Kovová • Slabé vazebné interakce (Vodíkové můstky, van der Waalsovy síly)

16. Kovalentní vazba • dochází ke sdílení elektronového páru oběma atomy H ↑↓H obr. č.12 Sdíleníelektronů Elektrony chemické vazby

17. Kovalentní vazba Rozdělení • podle výskytu hustoty vazebného elektronového páru • podle násobnosti vazeb • podle polarity

18. Překryv s a p orbitalu. Překryv dvou p orbitalů. Překryv dvou s orbitalů. Překryv dvou p orbitalů. Podle výskytu hustoty vazebného elektronového páru • Vazba σ-největší hustota vaz. el. páru se nachází na spojnici jader obou vázaných atomů obr. č.13 Vazba sigma • Vazba π-největší hustota vaz. el. páru je symetricky rozložena mimo spojnici jader (nad a pod spojnicí) obr. č.14 Vazba pí

19. Podle výskytu hustoty vazebného elektronového páru obr. č.15 Vazba sigma a pí

20. Podle násobnosti vazeb • jednoduchá 1 vazebný elektronový pár σ delší a slabší než dvojná a trojná • dvojná 2 vaz. el. páry σ + π kratší a pevnější něž vazba jednoduchá • trojná 3 vaz. el. páry σ + 2 π nejkratší a nejpevnější • vaznost = číslo udávající, kolik kovalentních vazeb (vazebných elektronových párů) daný atom vytváří s jinými atomy

21. 1s ↑↓ 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2s ↑↓ 2p↑↓ ↑↓ 2p↑↓ ↑↓ ↑ F Jednoduchá vazba (vazba sigma) F ↓ 1s ↑↓ 1s ↑↓ 1s ↑↓ 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2s ↑↓ 2s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓↑ ↑ O Dvojná vazba (vazba sigma + vazba pí) O 2p ↑↓ ↓ ↓ Násobná vazba 2p ↑ ↑ ↑ N Trojná vazba (vazba sigma + 2 vazby pí) N 2p ↓ ↓ ↓ obr. č.16 Vazba podle násobnosti

22. ÚKOL Stabilita vazeb ÚKOL č. 2 • Která vazba (σ nebo π) je stabilnější a proč? Vazba σ . Velké hodnoty  disociačních energií. • Která vazba bude vznikat nejdříve? Ta stabilnější - vazba σ • Která vazba se bude při chemických reakcích přednostně štěpit? Ta méně stabilní – vazba π , je potřeba dodat méně energie.

23. Podle polarity Elektronegativita (X) - LinusPauling = schopnost atomu přitahovat vazebný elektronový pár • schopnost přitahovat vazebný elektronový pár je u atomů rozdílná, vyjadřuje se číselně, lze ji najít v tabulkách • čím je hodnota větší, tím má atom větší schopnost přitahovat vazebné elektrony • elektronegativnější atom (s vyšší X, tvoří anionty) ve vazbě poutá el.pár silněji než druhý elektropozitivnější ( s nižší X. tvoří kationty)

24. ÚKOL Stabilita vazeb ÚKOL č. 3 • Vyhledej v periodické tabulce prvek s největší a nejmenší hodnotou elektronegativity. • Šipkou na vazbě označ, který atom více přitahuje vazebné elektrony: Na – Cl Ag – Br H – O – H Ca – O K – O – H

25. ÚKOL ÚKOL č.4 S využitím webové stránky http://cs.wikipedia.org/wiki/Elektronegativita http://cs.wikipedia.org/wiki/Linus_Pauling http://www.chem-web.info/cz/doplnky/zivotopisy-chemiku/linus-carl-pauling připravte základní informace o významu a úspěchu na vědeckém poli LinusePaulinga

26. Podle polarity • Nepolární vazba • Polární vazba • Iontová vazba Nepolární kovalentní vazba Polární kovalentní vazba obr. č.17 Vazba podle polarity Iontová vazba

27. Cl Cl Určení polarity z rozdílu ∆X • Nepolární vazba - vzniká mezi dvěma stejnými atomy (např.Cl2) - vzniká mezi dvěma různými atomy s podobnou X - rovnoměrné rozdělení elektronové hustoty (ΔX < 0,4) obr. č.18 Nepolární vazba

28. Určení polarity z rozdílu ∆X H Cl δ+ δ- • Polární vazba • vzniká mezi dvěma různými atomy • vazebný pár posunut k elektronegativnějšímu atomu ( má vyšší hodnotu X) • vytvoření parciálních (částečných) nábojů - molekula tvoří tzv. dipól Cl H ∆X = 0,4 – 1,7 obr. č.20 Polární vazba – parciální náboje H Cl obr. č.19 Polární vazba

29. Určení polarity z rozdílu ∆X Cl- • Iontová vazba: - vzniká mezi dvěma různými atomy - extrémně polární vazba • sdílené elektrony jsou vtaženy do val.vrstvy atomu s vyšší X, vznikají tak ionty • atomy jsou k sobě vázány elektrostatickými silami ∆X > 1,7 Na+Cl- Na+ - + Cl Na obr. č.22 Vznik iontů obr. č.21 Iontová vazba

30. ÚKOL ÚKOL č.5 Výpočtem urči druh vazby v molekulách: • Kyslíku (O2) • Oxidu dusičitého (NO2) • Amoniaku (NH3) • Chloridu draselného (KCl) • Vody (H2O) • Fluoridu vápenatého (CaF2) • Bromovodíku (HBr)

31. Iontová vazba • sloučeniny s tímto typem vazby se nazývají iontové • kationty snadno vznikají z atomů s malou ionizační energií a malým počtem valenčních elektronů (K+, Ca2+, Al3+) • anionty snadno vznikají z atomů s velkou elektronovou afinitou a velkým počtem valenčních elektronů (Cl-, O2-)

32. Iontová vazba IONIZAČNÍ ENERGIE - energie potřebná k odtržení 1 molu elektronů z 1 molu atomů → vzniká KATION Na – 1 e–® Na+ ELEKTRONOVÁ AFINITA - energie uvolněná při vzniku aniontů F + 1 e–® F–

33. Iontová vazba • Každý ion je obklopen určitým počtem opačně nabitých iontů a vytváří tak iontový krystal, který můžeme považovat za makromolekulu. • Při rozpouštění nebo v tavenině se ionty uvolňují a mohou se volně pohybovat. Výsledný roztok nebo tavenina vede díky volnému pohybu iontů elektrický proud. obr. č.23 Pohyb iontů

34. Koordinačně – kovalentní(Donor – akceptorová, dativní) • celý vazebný elektronový pár poskytuje pouze jeden atom. • atom, který poskytuje celý elektronový pár je donor (dárce), • atom, který elektronový pár přijímá je akceptor (příjemce), má prázdný = vakantní orbital vazebný elektronový pár vakantní elektronový orbital nevazebný elektronový pár obr. č.24 Koordinačně – kovalentní vazba

35. Koordinačně – kovalentní(Donor – akceptorová, dativní) • rozdíl mezi kovalentní a donor akceptorovou je jen ve způsobu vzniku, vlastnosti mají stejné • typická pro komplexní sloučeniny přechodných kovů, které pro ni poskytují volné orbitaly d • Př.: NH3 + H+® NH4+ K3[Fe (CN)6], [Ag(NH3)2]+, H[AuCl4], [Au(CN)4]–

36. Vznik amonného kationtu N 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p↑ ↑ ↑ H 1s↓ NH4+ H 1s↓ H 1s↓ H+ 1s obr. č.25 Vznik amonného kationtu

37. Kovová vazba • prvek je kovem, jestliže počet elektronů jeho nejvyšší zaplňované vrstvy je menší nebo roven číslu periody, v níž se nachází • kovy v pevném stavu = krystalická mřížka, atomy kovů jsou obklopeny zpravidla 8 či 12 sousedními atomy Krystalová mřížka mědi - Cu. Jednotlivé atomy nejsou v kovu rozmístěny nahodile, ale tvoří pravidelné geometrické útvary. obr. č.26 Krystalová mřížka mědi

38. Kovová vazba • kationty kovu tvoří uzlové body krystalové mřížky • valenční elektrony se zde pohybují v podobě elektronového plynu (jsou delokalizované) • všechny valenční elektrony jsou společné všem členům mřížky • v atomech se vytvářejí energetické pásy, kde jsou lokalizované společné elektrony obr. č.27 Pohyb elektronového plynu

39. Kovová vazba • překrýváním energeticky stejných valenčních elektronových orbitalů v krystalu kovu vznikají společné energetické pásy • zde se mohou elektrony volně pohybovat a dodávat tak látce specifické vlastnosti kovů - lesk, velkou elektrickou a tepelnou vodivost, kujnost a tažnost i jejich chemické vlastnosti. obr. č.28 Energetické pásy v kovech

40. Kovová vazba • Tepelná a elektrická vodivost: je způsobena pohyblivostí elektronů. Čím jsou uzlové body blíž u sebe, tím elektrony hůře prochází (vodivost je tak slabší). • Kování nebo tváření: je způsobeno delokalizací elektronů, jednotlivé vrstvy krystalové mřížky po sobě volně posouvají. • Kujnost: je ovlivněna vzdáleností uzlových bodů. Čím jsou uzlové body blíže u sebe, tím je kov tvrdší ale křehčí. Naopak je kov měkčí a snadno se upravuje. obr. č.29 Pohyb elektronů

41. ÚKOL ÚKOL č.6 S využitím webových stránek zjisti informace o jevu s názvem supravodivost a zpracuj jako krátký referát.

42. Vlastnosti látek v závislosti na chemické vazbě LÁTKY S KOVALENTNÍ VAZBOU • nízké teploty tání a varu • nerozpustné v H2O • rozpustné v organických sloučeninách • nevodiče Př.: Cl2, H2O, NH3, CH4, křemen, benzen (C6H6),

43. Vlastnosti látek v závislosti na chemické vazbě LÁTKY S IONTOVOU VAZBOU • vysoké teploty tání a varu • rozpustné v polárních rozpouštědlech (H2O) • nerozpustné v organických rozpouštědlech • tvrdé, křehké • elektrolyt (tavenina nebo roztok) vedou elektrický proud • Př.: roztok NaCl, KF, Na2S, K2O, obr. č.30 Iontová vazba v NaCl

44. Vlastnosti látek v závislosti na chemické vazbě LÁTKY S KOVOVOU VAZBOU • vysoké teploty tání a varu • nerozpustné • dobře vedou elektrický proud a teplo • tažné, kujné, kovový lesk, neprůsvitné • tvorba slitin Př.: kovy obr. č.31 Zlato

45. Vlastnosti látek v závislosti na chemické vazbě LÁTKY SE SLABÝMI VAZBAMI • nízké teploty tání a varu • rozpouštějí se v nepolárních rozpouštědlech (benzin, toluen,...) • jsou těkavé • Př.: plyny, voda

46. [10Ne] 3s ↑↓ 3p ↑↓↑↑ 16S: [10Ne] 3s ↑↓ 3p ↑↑↑ 4s ↑ 16S*: [10Ne] 3s ↑ 3p↑↑↑ 4s↑ 3d↑ 16S**: Základní a excitovaný stav • základní stav - umístění elektronů podle pravidel Stabilní stav – díky nejnižší energii, řada atomů by však v základním stavu nemohla tvořit sloučeniny • excitovaný stav - dodáním energie, dojde k vypuzení elektronu z páru do nejbližšího energeticky vyššího orbitalu. obr. č.32 Základní a excitovaný stav síry

47. 1200 1800 Prostorový tvar molekul molekula tvar vazebné úhly přímka = lineární tvar spojnice svírají úhel 180° BeCl2 BF3 rovnostranný trojúhelník spojnice svírají úhel 120° CH4 tetraedr (čtyřstěn) spojnice svírají úhel 109,28° obr. č.33 Tvary a vazebné úhly

48. Prostorový tvar molekul molekula tvar vazebné úhly PCl5 trigonálníbipyramida(3 × 120°, 2 × 90°) (trojboký dvojjehlan) SF6 oktaedr (osmistěn) úhel 90° (čtyřboký dvojjehlan) obr. č.33 Tvary a vazebné úhly

49. Prostorový tvar molekul Pro určení skutečného tvaru má dále vliv: • přítomnost volného elektronového páru na centrálním atomu • přítomnost násobné vazby na centrálním atomu

50. TETRAEDR TROJÚHELNÍK LOMENÁ MOLEKULA LOMENÁ MOLEKULA LINEÁRNÍ MOLEKULA TRIGONÁLNÍ BIPYRAMIDA TRIGONÁLNÍ PYRAMIDA OKTAEDR obr. č.33 Tvary a vazebné úhly