V. CHEMICKÁ VAZBA a mezimolekulární síly

1. V. CHEMICKÁ VAZBA a mezimolekulární síly

2. 1) CHEMICKÁ VAZBA A) VZNIK CHEMICKÉ VAZBY: • Při vzniku vazby : • se uvolní energie • se změní uspořádání valenčních elektronů • každý atom se snaží o nejstabilnější elektron. konfigura- • ci (oktet, duet)

3. prvek počet val.el. symbol elektron. konfigurace O Mg N Na C [Ne] 3s1 Na 1 Mg 2 [Ne] 3s2 či C 4 [Ne] 3s2 3px1 3py1 C či N 5 N [Ne] 3s2 3px1 3py1 3pz1 či Mg či O O 6 [Ne] 3s2 3px2 3py1 3pz1 či Cl 7 Cl [Ne] 3s2 3px2 3py2 3pz1 Cl Pozn.: v této kapitole je výhodné použít zápis atomů s va- lenčními elektrony:

4. Na Cl Cl → + Na + B) TYPY CHEMICKÝCH VAZEB a) IONTOVÁ VAZBA– vzniká obvykle mezi kovy a nekovy. Víme: Na snadno dává elektron, Cl snadno přijímá elektron. Př.: NaCl 1 valenční elektron 7 valenčních elektronů • Co se stalo ? • atomy si předaly elektron • na obou atomech vznikl oktet • vznikl kation a anion, ty jsou spolu drženy elektrosta- • tickou silou • výsledná sloučenina je iontová

5. ALE:Nekovy netvoří iontové sloučeniny, „nechtějí dávat“ elektrony, a přesto jsou miliony sloučenin mezi C, H, O, N, Cl ... (organické sloučeniny). Jak to?? V těchto případech vzniká: b) KOVALENTNÍ VAZBA • Její vznik: • atomy se přiblíží • vnější orbitaly se překryjí • z valenčních elektronů vzniká 1 či více sdílených (vazeb- • ných) elektronových párů • Vazebný pár patří oběma atomům a tvoří kovalentní vazbu.

6. → + + + + + + → + H H H H • Vznikne-li mezi 2 atomy: • 1 sdílený pár, hovoříme o vazbě jednoduché • 2 (3) sdílené páry, jde o vazbu dvojnou (trojnou), • Dvojné a trojné vazbě říkáme vazba násobná. Př.: H2 V H2 je 1 vazebný el. pár, je tam vazba jednoduchá. Na obou atomech vznikl duet. Pozn.: Atom H má 1 proton a 1 elektron. Proto: H+ = kation vodíku = proton

7. → + Cl Cl Cl Cl + → N N N N Př.: Cl2 V Cl2 je vazba jednoduchá. Na obou atomech vznikl oktet. Na každém atomu chloru v molekule Cl2 jsou též 3 volné elektronové páry (neúčastní se vazby). Př.: N2 V N2 je vazba trojná. Na obou atomech vznikl oktet. Dále rozlišujeme: • vazbu  : vazebný pár je na spojnici jader; vzniká např. • překrytím orbitalů s + s či px + px; je např. v Cl2, H2 • vazbu  : vazebný pár je mimo spojnice jader; vzniká • např. překrytím py + py či pz + pz; • v N2 je tedy 1 vazba  a 2 vazby 

8. = = vazba  : s + s : px + px : vazba  : py + py (na obr. červeně), nebo pz + pz (na obr. zeleně) =

9. 1.sk. 2.sk. 13.sk. . . . . . . 17.sk.  = max P S P  = min • Tvoří-li vazbu 2RŮZNÉ ATOMY : • jeden z nich má větší sílu poutat vazebný pár (má větší • elektronegativitu), • na něm je pak částečný záporný náboj, na 2. atomu • částečný kladný náboj a vznikne: c) POLÁRNĚ KOVALENTNÍ VAZBA (zkráceně polární vazba) : Ta je u většiny sloučenin. Elektronegativita atomů  : Je v PSP. Přibližně platí, když je:  > 1.7, vazba je iontová  < 0.4, vazba je kovalentní 1.7 >  > 0.4, vazba je polární kde  rozdíl elektronegativit

10.  → + H Cl Cl H  + Př.: HCl Na H vznikl duet, na Cl oktet.  = (Cl) - (H) = 2,8 – 2,2 = 0,6 > 0,4; vazba je polární; Cl má větší sílu poutat vazebný pár, na Cl vznikl částeč-ný záporný náboj, na H částečný kladný náboj. Vznikla POLÁRNÍ MOLEKULA – DIPÓL. d) VAZBA KOORDINAČNĚ KOVALENTNÍ Vazba mezi atomem s prázdným orbitalema atomemsvolným elektronovým párem. Do vazebného páru přispěje 1 atom 2 elektrony, 2. atom žádným; přesto jsou všechny vazby rovnocenné.

11. H N H volný el. pár volný el. pár prázdný orbital prázdný orbital H N H + H O N H H + H H O H O H H H H Př.: NH4+ NH3 + H+→ NH4+ + H+ → Př.: H3O+ H2O + H+→ H3O+ → + H+ H3O+ říkáme oxoniový kation.

12. H2→ + H H H H O2→ + + HO HO O O + + H2→ 2 HO 2 H VÝJIMKY Z OKTETOVÉHO PRAVIDLA: a) RADIKÁLY(jen pro FBI) = uskupení atomů s lichým poč- tem valenčních elektronů. Jsou vysoce reaktivní. Způsobují řetězové reakce (hoření, exploze). Př.: hoření H2 , probíhá v krocích: vznik 2 radikálů (atom H má 1 el., je to tedy radikál) atom O má 2 „liché“ el., je radikál opět z 1 radikálu vznikají 2 radikály + → 2 H2O radikály reagují spolu a tak zanikají Výsledná reakce (součet kroků) : 2 H2 + O2→ 2 H2O

13. Cl Cl P Cl Cl Cl F F B F Podobně probíhá i hoření uhlovodíků. Radikály způsobují i např. žluknutí tuků, degradaci plastů na slunci, stárnutí. Dál: PRO VŠECHNY: b) Na středovém atomu je VÍCE elektronů než OKTET: Př.: PCl5, příp. SF6... c) Na středovém atomu je MÉNĚ elektronů než OKTET: Př.: BF3

14. C) CHARAKTERISTIKY CHEMICKÝCH VAZEB • délka vazby • polarita vazby • energie vazby = energie, kterou je nutno dodat k rozbití • vazby; čím je menší, tím je sloučenina reaktivnější 2) MEZIMOLEKULÁRNÍ SÍLY Jsou menší než síly mezi atomy v chemické vazbě. Patří k nim: a) Síly meziokamžitými dipóly - jsou mezi všemi molekulami. Vznik těchto dipólů: elektronový obal molekuly víří, proto těžiště + a – nábojů nejsou stejná a stále se přestavují.

15. H2O je vodíková vazba O O O O O O O O O O O O O O O O H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H H b) Síly mezitrvalými dipóly, tj. mezi polárními molekulami; př. mezi molekulami HCl(viz snímek 9 a 10 této kapitoly) c)Vodíková vazba: Vznik: když atom Hleží mezi atomyN, O čiF (atomy s velkou elektronegativitou a s volným elektronovým párem). Je z mezimolekulárních sil největší a výrazněovlivňujevlastnosti dané látky. Např.: je v H2O, NH3, HF