P ř ednáška 3

1. Chemická vazba jako základní fenomén v chemii Typy vazeb a jejich vlastnosti Přednáška 3

2. Atomy nejsou samotáři V současné době je známo 118 chemických prvků, z nichž je složeno asi 20 000 000 sloučenin. Každý rok je objeveno 300 000 sloučenin nových.

3. S výjimkou atomů vzácných plynů nejsou atomy schopny trvalé existence v nesloučeném stavu, sdružují se do složitějších útvarů – molekul nebo krystalových struktur.

4. Chemická vazba Prvky ( kromě vzácných plynů ) se snaží zaplnit valenční sféru => vznik chemické vazby Podstata a vznik vazby: Atomy jsou v neustálém chaotickém pohybu, dochází ke srážkám a k překrytí orbitalů ( působí přitažlivé a odpudivé síly ). Následně dojde k vytvoření vazby. Každá srážka neznamená vazbu, je nutná určitá energie a rychlost. Mohou se účastnit pouze nepárové valenční elektrony, vznikne vazebný elektronový pár, ve kterém mají elektrony opačný spin.

5. CHEMICKÉ VAZBY Jsou to soudržné síly působící mezi jednotlivý- mi atomy nebo ionty v molekulách, krystalech apod. Chemickou vazbu - tvoří valenční elektrony jednotlivých atomů Vytvoří se vazebný elektronový pár,který leží v  tzv.molekulovém orbitalu Typ vazby závisí na uspořádání valenčních elektronů v atomech.

6. Podmínky vzniku vazby: - atomy musí mít dostatečnou energii - musí se přiblížit dostatečně blízko, aby došlo k překrytí jejich valenčních orbitalů - elektrony musí mít vhodné prostorové uspořádání

7. Stabilní vazba se vytvoří jedině tehdy,dojde- lipři jejím vznikuke snížení energie (stejné množství energie je zapotřebí dodat k opačnému ději – k rozštěpení chem. vazby)

9. Pevnost vazby - hodnotí se podle energie potřebné k jejímu rozštěpení Vazebná energie (disociační energie vazby) - energie potřebná k rozštěpení vazby, - je stejná jako energie uvolněná při vzniku téže vazby, - udává se vazebná energie vztažená na 1 mol vazby, tj. molární vazebná energie v jednotkách kJ / mol-1, - úzce souvisí s délkou vazby = rovna vzdálenosti jader atomů spojených vazbou, - vazebná energie klesá s rostoucí délkou vazby

10. Typy chemické vazby

12. KOVALENTNÍ VAZBA - charakteristickým rysem je sdílení vazebných elektronových párů oběma vázanými atomy • elektronová hustota je největší na spojnici jader • dochází k přitahování jader k místům se zvýšenou elektronovou hustotou

13. ELEKTRONEGATIVITA ATOMŮ(„ X“) • je to schopnost atomu přitahovat vazebný elektro- nový 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.

14. NEPOLÁRNÍ VAZBA Vazebná elektronová dvojice je umístěna souměrně mezi dvěma atomy rozdíl elektronegativit ∆X < 0,4

15. Vodík - molekula

16. POLÁRNÍ VAZBA Vazebná elektronová dvojice je mírně posu-nuta na stranu elektronegativnějšího atomu. V oblasti atomu s  vyšší elektronegativitou vzniká částečný záporný náboj. rozdíl elektronegativit 0,4 ≤ ∆X ≤ 1,7

17. Vazba kovalentní nepolární a polární

18. IONTOVÁ VAZBA Vazebný elektronový pár patří převážně elektronegativnějšímu atomu. Atomy přecházejí na elektricky nabité částice IONTY Opačně nabité částice jsou pak k sobě poutány přitažlivými elektrostatickými silami rozdíl elektronegativit ∆X > 1,7

19. Iontová vazba • sloučeniny s tímto typem vazby se nazývajíiontové - 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-)

20. VZNIK IONTŮ Přijme-li atom značné množství energie, mohou se valenční elektrony dokonce odtrhnout od příslušného atomu. Jiný atom může energii uvolnit přijetím jednoho nebo více elektronů. V obou případech se poruší elektroneutralita atomu neboť počet protonů již není roven počtu elektronů → vytvářejí se tak ionty. IONTY - částice s elektrickým nábojem, vznikají z atomů ztrátou nebo přibráním valenčních elektronů IONIZAČNÍ ENERGIE - energie potřebná k odtržení elektronu(ů)→ vzniká KATION ELEKTRONOVÁ AFINITA - energie uvolněná při vzniku ANIONTŮ

21. Vazba iontová – mříž chloridu sodného

22. VAZBA IONTOVÁ – příklad chloridu sodného

23. Typy chemických vazeb

24. Násobné vazby jsou za stejných podmínek pevnější než vazby jednoduché.

25. Vazba σ - vazba σ je podmíněna obsazením vazebného molekulového orbitalu σ - orbitál σ je charakterizován velkou elektronovou hustotou na spojnici jader, je nepohyblivá (lokalizovaná) lze vyjádřit jako kombinaci orbitalů 1s - vznik této vazby je možné vysvětlit přechodem elektronů z AO do MO - dojde ke snížení energie systému, které je příčinou chemické vazby - takový molekulový orbitál se proto nazývá vazebný, Orbital σ může vzniknout kombinací (překryvem): • dvou orbitalů s • dvou orbitalů p • orbitalu p s orbitalem s

26. Vznik molekulárního orbitalu – sigma vazby antivazebný + vazebný – s vazba

27. Vznik sigma vazby Příklad molekuly fluóru a molekuly methanu

28. Vazba π • překryvem dvou orbitalů p také může vzniknout vazebný molekulový orbital π, jehož obsazením může vzniknout vazba π - pohyblivá (delokalizovaná), • velká elektronová hustota je nad a pod spojnicí jader, na spojnici jader je elektronová hustota nulová - uzlová rovina • může se stát, ževzniknou dva orbitaly π se stejnou energií - degenerované

29. Vznik pí vazby Pí vazba se tvoří překryvem nehybridizovaných p-orbitalů

30. Základní a valenční stav atomů • některé atomy vytváří vazby v základním stavu, jiné atomy teprve ve stavu valenčním. Základní stav - stav o nejnižší energii Valenční stav - atom pohlcuje určité množství energie ve formě tepla, světla apod., čímž dochází k roztržení valenčního elektronového páru a k vypuzení jednoho elektronu do nejbližšího energeticky vyššího orbitalu (možnost většího množství vazeb) U některých dochází k pohlcení další energie, k vypuzení dalších elektronů, tzv. 2 nebo 3 valenční stav. Tyto stavy jsou však nestálé a elektrony se z nich rychle vracejí na nižší hladiny energie, což se projeví jako záření.

31. Koordinační vazba(koordinačně kovalentní) Za zvláštní typ kovalentní vazby se považuje vazba koordinačně kovalentní Oba elektrony zprostředkovávající vazbu poskytuje jeden z vážících se atomů – to je možné pouze u atomů, které mají volný elektronový pár – tj. pár valenčních elektronů dosud se neúčastnící vazby Atom poskytující elektrony na tuto vazbu se nazývá donor (dárce) elektronového páru, druhý vazebný partner, tj, atom, který elektrony přijímá, musí mít volný orbital – je to akceptor (příjemce) elektronového páru Koordinační vazba se někdy nazývá donor-akceptorová (dativní)

32. Výsledná vazba se ani pevností, ani jinými vlastnostmi neliší od běžné kovalentní vazby. Koordinační vazbou se vysvětluje existence koordinačních (kom- plexních) sloučenin přechodných kovů, které pro ni poskytují volné orbitaly d

33. KOVOVÁ VAZBA Atomy kovů v pevném skupenství jsou spojeny v kry- stalové mřížce, každý atom je zpravidla obklopen 8 nebo 12 sousedními atomy, s nimiž je bezprostředně vázán. Přitažlivé síly atom. jader působí na valenční elektrony sousedních atomů tím se tyto elektrony uvolní z pů- vodních atomů. Uvolněné elektrony se pohybují po celém objemu kry- stalové mřížky a způsobují vazbu mezi zbytky atomů.

34. KOVY - 80 % všech známých prvků jsou kovy - v poslední vrstvě elektronového obalu mají malý počet elektronů a nízké hodnoty elektronegativity „Prvek je kovem, jestliže počet elektronů jeho nejvyšší zaplňované vrstvy je menší nebo roven číslu periody, v nichž se nachází.“ Vlastnosti kovů: • kovový lesk • tažnost • kujnost • tepelná vodivost • elektrická vodivost

35. Závislost vlastností chem. látek na typu chemické vazby .

36. CHEMICKÉ LÁTKY S KOVALENTNÍ VAZBOU - nejčastěji v plynném a kapalném skupenství (slabé přitažlivé síly mezi molekulami) - teploty tání a teploty varu zpravidla nízké - ve vodě málo rozpustné, dobře rozpustné v organických rozpouštědlech - elektricky nevodivé (platí i pro jejich roztoky a taveniny) příklady: Cl2, H2O, NH3, CH4, C2H4,

37. CHEMICKÉ LÁTKY S  IONTOVOU VAZBOU - zpravidla pevné látky (značné přitažlivé síly mezi kationty a anionty) - mají většinou vysoké teploty tání a varu - rozpustné ve vodě - taveniny a vodné roztoky jsou elektricky vodivé (ionty jsou v tavenině i vodném roztoku volně pohyblivé) příklady: NaCl, KF, Na2S, K2O,

38. VAZBA IONTOVÁ – hydratace krystalu chloridu sodného

39. CHEMICKÉ LÁTKY S KOVOVOU VAZBOU - tvoří krystaly s atomy vázanými kovovou vazbou - zpravidla v pevném skupenství (značné přitažlivé síly) - výborné vodiče elektrického proudu a tepla - mají vysoký lesk, jsou kujné a tažné - dobře se slévají ve slitiny - mají vysoké teploty varu a tání

40. Vodíková vazba (můstek) Vyskytuje se zejména u sloučenin H s F, O a N. Vysvětluje se silnou polaritou vazeb HF, OH a NH. Vazebný el. pár je do té míry posunut k elektronegativnějšímu atomu, že atom vodíku může vytvořit slabou vazbu s volným el. párem na atomu další molekuly.

41. VAZBA VODÍKOVÝMI MŮSTKY (H – O, H – N, H – F)

42. Vodíkové můstky podmiňují: např. a) stálost prostorového uspořádání bílkovin a nukleových kyselin. b) způsobuje také, že voda je kapalina za podmínek, kdy jí podobné sloučeniny jsou plynné. c) ovlivňuje i vlastnosti karboxylových kyselin, alkoholů a dalších organických sloučenin.

43. Příklad uplatnění H – můstků : DNA

44. van der Waalsovy síly Příklad tzv. slabých interakcí Jejich podstatou je vzájemné působení molekulových dipólů, energie vazeb vyvolaných van der Waalsovými silami je o až 1000 krát slabší než energie vazeb kovalentních nebo iontových

45. Hybridizace orbitalůVznik 4 hybridních sp3 orbitalů kombinací jednohosa tří p – degenerovaných orbitalů Z hlediska sloučenin uhlíku jsou zajímavé jeho vazebné poměry. V základním stavu o elektronové konfuguraci (1s)2 (2s)2 (2px)1 (2py)1 má k dispozici pouze dva nespárované elektrony v orbitalech 2p: To však nevysvětluje obrovské vazebné možnosti tohoto prvku. Aby mohl atom uhlíku vytvořit čtyři kovalentní vazby a dosáhnout tak oktetovou konfiguraci valenční vrstvy, musí být přísunem energie excitován (vybuzen) do vyššího valenčního stavu (2s)1 (2px)1 (2py)1 (2pz)1 se čtyřmi nespárovanými elektrony schopnými účasti na vazbě (všimněme si, že k excitaci dochází v poslední – valenční sféře):

46. Nyní jen záleží, kolik z těchto elektronů uhlíkový atom využije pro tvorbu vazeb a jaké typu.Přitom dochází k energetickému sjednocení s- a p- orbitalů a vzniku nových hybridních sp – orbitalů.Dojde-li po excitaci k následnému vytvoření 4 zcela energeticky identických orbitalů z excitovaných orbitalů (2s)1 (2px)1 (2py)1 (2pz)1 , označujeme je jako sp3 orbitaly a proces vzniku z energeticky odlišných 2s a 2p orbitalů jako sp3 hybridizaci: H H H H Nejčastěji uváděným příkladem molekuly, ve které vystupuje uhlíkový atom v podobě sp3-hybridizované, je methan CH4. Všechny čtyři rovnocenné sp3orbitaly uhlíku vytvoří vazby se čtyřmi atomy vodíku (jejich orbital 1s1 s opačným spinem, než je u uhlíku v orbitalu sp3). Tyto vazby označujeme jako jednoduché čili vazby s a míří do vrcholů čtyřstěnu (tetraedru). Molekula či její fragment obsahující prvek s hybridizovanými orbitaly sp3 je tedy prostorový:

47. Hybridizace orbitalůVysvětlení prostorového uspořádání molekulPříklady : methan CH4 (tetraedr), amoniak NH3 (trojstěn), voda H2O (lomená molekula)

48. METHAN CH4 (sumární vzorec) Strukturní vzorec „Ball-and-Stick“ model Kalotový model

49. Vznik pí vazby Pí vazba se tvoří překryvem nehybridizovaných p-orbitalů Jsou–li ze 4 excitovaných orbitalů využity pouze 3 z nich pro hybridizaci, dostáváme pak 3 energeticky identické sp2 orbitaly. Čtvrtý orbital typu p zůstává nehybridizován a účastní se např. na tvorbě násobných vazeb typu p: H H C Hybridizace typu sp2 se uplatňuje např. v ethylénu C2H4. Tři hybridizované rovnocenné sp2-orbitaly jednoho uhlíkového atomu se podílejí na vazbě se dvěmi vodíky a druhým uhlíkem (vše jednoduché vazby s); překryv nehybridizovaných p-orbitalů obou uhlíků pak vytváří jednu vazbu typu p.. Vazby C-H jsou jednoduché (s), vazba C=C dvojná (s+p). Hybridizace typů sp2 vede k rovinné (planární) molekule :

50. ETHYLÉN C2H4 (sumární vzorec) Strukturní vzorec Kalotový model