Chemická vazba

1. Chemická vazba • Atomy se sdružují do útvarů = MOLEKULY valenčními elektrony • Spojení = chemická vazba • pzn: • soudržné síly (silové interakce) poutající navzájem sloučené atomy v molekulách a krystalech VAZBA = VALENCE

2. Chemická vazba • Podmínka vzniku: • dostatečné přiblížení atomů • s dostatečně vysokou energií • správná prostorová orientace

3. Molekuly • Složené ze dvou a více atomů vázaných chemickou vazbou • Molekula: • Prvku = stejné atomy (stejné Z – protonové číslo) (O2) • Sloučeniny = různé atomy (jiné Z – protonové číslo) (CO2)

4. Veličiny • Vazebná energie(TVORBA chemické vazby) • energie, která se uvolní při vzniku dané chemické vazby • Disociační energie(ŠTĚPENÍ chemické vazby) • energie, kterou je potřeba dodat k rozštěpení dané chemické vazby Stejné až na znaménko (kJ/mol)

5. Veličiny • Elektronegativita (X) • schopnost atomů přitahovat vazebné elektrony (sdílené s jinými atomy). Podle její hodnoty se chemické vazby třídí do skupin. • v rozmezí od 0,70 do 4,00 (v PSP) Největší (X) má F, nejméně (X) alkalické kovy.

6. Veličiny • Elektropozitivita (Y) - opakem elektronegativity - schopnost atomu uvolňovat vazebné elektrony Největší (Y) mají alkalické kovy.

7. PSP IONIZACE = proces, dodáním energie se odtrhne elektron (či více) - Z elektroneutrálního atomu vznikne KATION IONIZAČNÍ ENERGIE = Nutná k odtržení elektronu, dodaná. Elektron se po odtržení spojí s neutrální částicí = ANION ELEKTRONOVÁ AFINITA = Energie uvolněná

8. Typy chemických vazeb Základní typy chemických vazeb: - Kovalentní - Polární - Iontové - Kovové - Koordinačně kovalentní • Dále existují ještě slabé vazebné interakce (mezimolekulové síly): - van der Waalsovy síly - Vodíkové můstky

9. Kovalentní vazba Ep = potenciální energie systému Atom B se přibližuje l = délka ch.vazby: vzdálenost jader atomů vázaných v molekule Pzn: Přitažlivé síly, klesá Ep (energie potenciální) do okamžiku energetického minima, kdy je systém NEJSTABILNĚJŠÍ .

10. Kovalentní vazba Ep = potenciální energie systému Atom B se přibližuje Nevzniká chemická vazba Další přiblížení B = uplatnění odpudivých sil.

11. Kovalentní vazba Překryvem AO (atomového orbitalu) vzniká MO (molekulový orbital) je tvořena min 2 elektrony (typy vazeb:) • Vazba sigma  - vazba na spojnici jader

12. Kovalentní vazba Překryvem AO (atomového orbitalu) vzniká MO (molekulový orbital) 2) Vazba typu  – vazba mimo spojnici jader (boční překryv)

13. Rozdílnost vazeb:

14. Násobnost kovalentní vazby: • JEDNODUCHÁ 1elektronový pár,  vazba, slabší +

15. Násobnost kovalentní vazby: • DVOJNÁ 2 elektronové páry, 1  a 1  , pevnější +

16. Násobnost kovalentní vazby: 3)TROJNÁ 3 elektronové páry, 1  a 2  , nejpevnější +

17. Kovalentní vazba Kovalentní vazba = spoluvlastnictví elektronového páru

18. Polarita kovalentní vazby Vznik parciálních nábojů + - ELEKTRONEGATIVITA: zavedl Pauling

19. Polarita kovalentní vazby

20. Typy vazeb podle rozdílných hodnot elektronegativity • nepolární vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 0 do 0,40 (H2,O2,Cl2 nebo methan CH4 )

21. Typy vazeb podle rozdílných hodnot elektronegativity 2) polární vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 0,40 do 1,70 (HCl,H2O)

22. Typy vazeb podle rozdílných hodnot elektronegativity 3) iontová vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 1,70 (NaCl,NaF)

23. Typy vazeb podle rozdílných hodnot elektronegativity • nepolární vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 0 do 0,40 (H2,O2,Cl2 nebo methan CH4 ) • 2) polární vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 0,40do 1,70 (HCl,H2O) • 3) iontová vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 1,70 (NaCl,NaF)

24. Iontová vazba = předání el. páru • k přesunu celého vazeb. páru = vznik iontů – samostatných nabitých částic • elektrostatické sily • mezi alkalickými kovy a halogeny

25. Iontová vazba = předání el. páru

26. Koordinačně kovalentní vazba • Stejná jako kovalentní • Liší se vznikem : • 1.partner (atom) poskytuje celý el.pár (DÁRCE = DONOR) (ligandy) • 2.partner má volný orbital, přijímá el. pár (PŘÍJEMCE = AKCEPTOR) (centrální atom) • př = komplexní sloučeniny, amoniak, voda

27. Koordinačně kovalentní vazba Volný elektronový pár + H+

28. Koordinačně kovalentní vazba + H+

29. Kovová vazba • mezi atomy (v kovech): • elektronegativity poměrně nízké • vzájemně se neliší • Kovy = látky s pravidelným uspořádáním-krystalickým. • Kovová mřížka = část struktury kovu(nejčastěji krychle) • Levá část PSP • Pevné až na Hg

30. Kovy = levá část PSP Pevné až na Hg (kapalina) Kovová vazba KOVY

31. Kovová vazba • KOV = počet elektronů jeho nejvyšší zaplňované vrstvy je menší nebo roven číslu periody, v němž se nachází • Př. Al třetí perioda, poslední vrstva 3e- (kov) • Př. P třetí perioda, poslední vrstva 5e- (nekov) • Kujnost, tažnost, vodivost

32. Kovová vazba Valenční elektrony se volně pohybují = elektronový plyn Elektrony společné všem členům mřížky Pohyblivost e- = elektrická vodivost

33. Slabé vazebné interakce • = MEZIMOLEKULOVÉ SÍLY: • Mezi molekulami téže látky • Mezi molekulami látek různých Molekuly se mohou navzájem spojovat. Slabé, ale ovlivňují vlastnosti.

34. Slabé vazebné interakce • 1) Van der Waalsovy síly Elektrostatické přitahování dipólů Síly: • coulombické, b) indukční, c) disperzní E vazby menší než E kovalentní Dipól: Nesymetrické rozložení náboje

35. Slabé vazebné interakce Dipólový moment  Součin délky vazby l a parciálního náboje Směr od – k + , Velikost určitá Polarita molekul :  =0 Př. HCl = je zde dipól  =0 :polární CO2 = 0 : nepolární (lineární) H2O  = 0 : polární (lomený) Záleží na tvaru molekuly

36. Slabé vazebné interakce • A) coulombické síly Orientace molekul při přitahování dipólů • uspořádání molekuly • Pokles E , tím růst stability

37. Slabé vazebné interakce • b) indukční síly Vznik dipólů působením jiného dipólu. Z nepolární látky může být polární

38. Slabé vazebné interakce • c) disperzní síly Synchronizace kmitání dipólů (el. obal osciluje, kmitá) U všech látek Nejvýznamnější pro van der Waalsovy síly

39. Slabé vazebné interakce • 2) vazba vodíkovým můstkem - Speciální interakce dipól-dipól - Uplatnění mechanických sil Ovlivňuje: • prostorové uspořádání molekul • fyzikální vlastnosti látek způsoben: • Existence volného el. páru • H s atomem, který má vysokou elektronegativitu (F, O, N)

40. Slabé vazebné interakce • 2) vazba vodíkovým můstkem Mezi různými molekulami = intermolekulární

41. Slabé vazebné interakce • uvnitř látky: intramolekulární

42. Vyšší T varu než ostatní podobné molekuly V. , VI. a VII. skupiny Malý rozdíl elektronegativit mezi C a H, není volný el,pár. = není H můstek

43. Slabé vazebné interakce • Vodíkové můstky v kapalné vodě:

44. Energie vazeb srovnání energií různých typů mezimolekulových sil rozdíly velmi významné: vodíková vazba19 kJ mol-1 (H2O) van der Waalsova síla8 kJ mol-1 (CO2) van der Waalsova síla0,01 kJ mol-1 (He, jen disperzní síly) pro srovnání: průměrná kovalentní vazba (jednoduchá) 350 kJ mol-1

45. Vaznost Počet kovalentních vazeb, vycházejících z atomu prvku ve sloučenině . 2. a 3. perioda = OKTETOVÉ PRAVIDLO Vázané atomy sdílením elektronů nabývají stálé konfigurace vzácných plynů Neplatí pro molekuly s lichým počtem a BF3

46. STRUKTURA KRYSTALŮ Pevné látky mají stálé a pravidelné uspořádání atomů. Poly = velký počet krystalů Mono = jednotlivé krystaly 7 krystalových struktur Realita = poruchy

47. STRUKTURA KRYSTALŮ ALOTROPIE = prvek se vyskytuje ve více krystalových modifikacích Existence látek v několika různých krystalových formách nebo-li modifikacích lišících se strukturou Př: uhlík: a) diamant b) grafit

48. STRUKTURA KRYSTALŮ • Atomové (kovalentní) krystaly • Zesíťované molekuly, atomy vázány kovalentními vazbami, • - vysoká T tání, • - velká tvrdost • - pevnost (diamant)

49. STRUKTURA KRYSTALŮ 2) Molekulové krystaly plyny tvořeny molekulami, které drží pohromadě van der Walsovými interakcemi (molekula jodu, krystaly vz.ácných plynů)

50. STRUKTURA KRYSTALŮ 3) Iontové krystaly Pravidelně uspořádány ionty V pevném stavu nevedou elektrický proud, ale v roztoku či tavenině ano Jsou křehké a rozpustné v polárním rozpouštědle (voda) Př. NaCl