Transcript Chemická vazba (učebnice strana XY) 1. Kovalentní vazba 2

Chemická vazba
(učebnice strana 35)
1. Kovalentní vazba
2. Základní a vzbuzený stav atomu
3. Tvary molekul
3. Elektronegativita
4. Vliv chemické vazby na vlastnosti
látek
5. Slabé vazebné interakce
Atomy většiny prvků nejsou schopny samostatné existence
H
H
Tvorba Molekul
Molekuly prvků
Molekuly sloučenin
Spojení je realizováno prostřednictví valenčních elektronů a
označuje se jako chemická vazba.
H
H
1s ↑
Podmínky vzniku ch. vazby:
1. Překrytí valenčních orbitalů
1s ↓
2. Vytvoření vazebných
elektronových párů
1s
1s
Vznik molekulového orbitalu:
Dva s-orbitaly se přibližují:
Dojde k překryvu s-orbitalů:
Vzniká molekulový orbital:
1. Kovalentní vazba
Energie (potenciální)
Působení odpudivých sil
Délka chemické vazby
H HH
Vzdálenost mezi atomy
- 458
kJ/mol
H
Působení přitažlivých sil
Energie chemické vazby (minimum)
Vzdálenost
mezi atomy
Energie chemické vazby = energie, která se uvolní při vzniku dané vazby.
Disociační energie vazby = energie potřebná ke zrušení chemické vazby.
H + H → H-H
H-H → H + H
E = - 458 kJ/mol
E = + 458 kJ/mol
H
H H
H
EDIS = - ECHV
Překrytí valenčních orbitalů:
1. rámečky
2. Nákres
O
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑↓ ↑ ↑
O
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑↓ ↓ ↓
F
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑↓ ↑↓ ↑
F
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑↓ ↑↓ ↓
Y
Y
X
X
Z
Z
Překryv orbitalů a vznik molekuly H2:
H
H2
H
H
H
H
H
F
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑↓ ↑↓ ↑
F
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑↓ ↑↓ ↓
O
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑↓ ↑ ↑
O
1s ↑↓ 2s ↑↓
N
1s ↑↓ 2s ↑↓
N
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑↓ ↓ ↓
Jednoduchá vazba
(vazba sigma)
Dvojná vazba
(vazba sigma
+ vazba pí)
Násobná
vazba
2p ↑ ↑ ↑
2p ↓ ↓ ↓
Trojná vazba
(vazba sigma
+ 2 vazby pí)
1.1 Vazba sigma (σ)
pz
Atomový orbital (AO)
pz
Atomový orbital (AO)
Molekulový orbital (MO)
Největší hustota vazebného elektronového páru leží NA spojnici atomových jader
Překryv dvou p orbitalů.
Překryv s a p orbitalu.
Překryv dvou s orbitalů.
1.2 Vazba pí (π)
py
AO
py
AO
MO
Největší hustota vazebného elektronového páru leží NAD a POD spojnicí
atomových jader
Překryv dvou p orbitalů.
Dvojná vazba je:1x sigma, 1x pí;
1x SIGMA
1x PÍ
Trojná vazba: 1x sigma, 2x pí
Systém elektronů π je u trojné vazby válcově symetrický.
2. Základní a vzbuzený stav atomu
Základní stav
Umístění elektronů podle pravidel.
Stabilní stav – díky nejnižší energii.
Řada atomů by však v základním stavu nemohla tvořit sloučeniny.
Mg, C, S…
Vzbuzený (excitovaný) stav
Dodáním energie, dojde k vypuzení elektronu z páru do nejbližšího energeticky
vyššího orbitalu.
12Mg:
[10Ne] 3s ↑↓
12Mg*:
[10Ne] 3s ↑
3p ↑
16S:
[10Ne] 3s ↑↓
3p ↑↓ ↑ ↑
16S*:
[10Ne] 3s ↑↓
3p ↑ ↑ ↑
4s ↑
16S**:
[10Ne] 3s ↑
3p ↑ ↑ ↑
4s ↑ 3d ↑
Překryv orbitalů a vznik molekuly F2:
Y
Y
X
2px 2pY 2pZ
2s
F
X
F
Z
Z
Modely molekuly fluoru:
F
F
Překryv orbitalů a vznik molekuly vody - H2O:
2s
Y
2px 2pY 2pZ
O
X
H
H
Z
OH2O
H
Modely molekuly vody:
H
O
H
H
Překryv orbitalů a vznik molekuly amoniaku – NH3:
2s
Y
H
X
2px 2pY 2pZ
N
3xH
Z
NH3
N
Modely molekuly amoniaku:
H
H
H
N
H
H
3. Tvary molekul
H2
F2
CO
LINEÁRNÍ MOLEKULA
Příklad: CO2
TETRAEDR
Příklad: CCl4
TROJÚHELNÍK
Příklad: BF3
TRIGONÁLNÍ BIPYRAMIDA
Příklad: PCl5
OKTAEDR
Příklad: SF6
1. CO2
LINEÁRNÍ
O═C═O
MOLEKULA
2. H2O
2s
2px 2p 2pZ
Y
O
O
H
H
H
O
H
H
H O H
H
H
LOMENÁ MOLEKULA
H
3. NH3
2s
N
3xH
TRIGONÁLNÍ PYRAMIDA
2px 2pY 2pZ
Tvary odvozené od tetraedru
CH4
TETRAEDR
H2S
LOMENÁ MOLEKULA
NH3
TRIGONÁLNÍ PYRAMIDA
Tvary odvozené od
trojúhelníku
Ostatní tvary
SO3
CO2
TROJÚHELNÍK
LINEÁRNÍ MOLEKULA
SO2
PCl5
LOMENÁ MOLEKULA
TRIGONÁLNÍ BIPYRAMIDA
SF6
OKTAEDR
Délka vazby:
Délku vazby ovlivňuje:
•druh vázaných atomů
MOLEKULA
H2
F2
HF
CO
VAZEBNÁ
DÉLKA
74pm
144pm
92pm
113pm
•povaha chemické vazby
VAZBA
jednoduchá
C C
dvojná
C C
trojná
C C
VAZEBNÁ
DÉLKA
154pm
133pm
121pm
Vazebný úhel:
CO2
SO3
1200
1800
H2O
1050
4. Elektronegativita
= schopnost vázaného atomu přitahovat elektrony chemické vazby.
- Má vliv na vlastnosti atomů a typ chemické vazby.
- Zavedl ji Linus Pauling.
XF = 4,0
Čím více prvek
přitahuje vazebné
elektrony, tím
vyšší X.
XFr = 0,6
I
H
0,8
2,1
Cl
4,0
K Na Ca Mg Al Pb Sn Si H P C S N Cl O F
Kladná oxidační čísla
Záporná oxidační čísla
-I
1. Kovalentní vazba (ΔX < 0,4 )
Cl
Dochází ke sdílení elektronového páru
oběma atomy
Cl
Cl ↑↓ Cl
Cl
Cl
Cl2
+
VAZEBNÝ ELEKTRONOVÝ PÁR
2. Polární vazba (0,4 < ΔX < 1,7 )
δ+
δ-
H
H
Cl
Vytvoření parciálních (částečných) nábojů
Vazebný pár posunut k elektronegativnějšímu
atomu
Cl
H ↑↓ Cl
3. Iontová vazba (ΔX > 1,7 )
-
+
Na
Cl
Na+
H
Cl
Cl-
Vznik iontů (kationtu a aniontu) – elektricky
nabitých částic
Valenční elektron je vtažen do valenční
vrstvy druhého atomu.
Na+
Cl-
4. Vazba koordinačně kovalentní (dativní, donor-akceptorová)
NH4+
N
H
H
H
1s ↑↓ 2s ↑↓
H+
2p ↑ ↑ ↑
1s ↓
1s ↓
1s ↓
Celý
vazebný
el. pár
poskytuje
pouze
jeden
atom.
1s
5. Kovy a kovová vazba
Prvek je kovem, jestliže:
počet elekt. jeho nejvyšší zaplňované vrstvy ≤ číslu periody, v níž se prvek nachází.
Osmium
Draslík
Vápník
Rtuť
Vlastnosti: kovový lesk, tažnost, kujnost, tepelná a elektrická vodivost
Atomy kovů tvoří krystalové mřížky, ve
kterých jsou obklopeny zpravidla 8 či 12
sousedními atomy.
+ + +
+ + +
+ + +
Mezi atomy působí KOVOVÁ VAZBA.
+
+
+
Kationty kovu jsou rozmístěny do
uzlových bodů krystalové mřížky.
+
+
+
+
+
+
+
Elektrony se mezi nimi volně pohybují =
elektronový plyn.
+
+
Všechny valenční elektrony jsou
společné všem členům mřížky.
+
+
+
+
Kujnost
+
+
5. Vliv chemické vazby na vlastnosti látek
1. Kovalentní vazba
benzen C6H6, CH4,
Nízké Tt a Tv.
Nerozpustné ve vodě.
Rozpustné v org.rozpouštědlech.
Nevodiče.
2. Iontová vazba
NaCl
Vyšší Tt a Tv.
Rozpustné ve vodě.
Nerozpustné v org.rozpouštědlech.
Elektrolyt (roztok či tavenina vede el. proud).
3. Kovová vazba
kovy
Vysoké Tt a Tv.
Nerozpustné.
Vodiče.
6. Slabé vazebné interakce
Síly mezimolekulární (energie sil << energie kovalentní vazby)
Ovlivňují fyzikální vlastnosti (skupenství)
1. Van der Waalsovy síly
Jsou důsledkem okamžitých nerovnoměrností rozložení elektronů v molekule.
Velikost polarity lze vyjádřit pomocí dipólového momentu vazby (μ).
δδ+
μ
δ+
δ+
μ
δ-
H Cl
Polární molekuly (μ≠0)
Parciální náboje rozloženy nesymetricky
a) Coulombické síly
b) Indukční síly
δ-
δ+
δ-
Nepolární molekuly (μ=0)
Parciální náboje rozloženy
symetricky
c) Disperzní síly
Disperzní síly
interakce: mezi nepolárními molekulami
Indukční síly:
Interakce dipól–indukovaný dipól
Coulombické síly: Interakce dipól-dipól
Interakce dipól-ion
2. Vodíková vazba
Podmínky vzniku vodíkové vazby:
1. Existence volných el. Párů na
některém z atomů v molekule
O
2. Existence atomů vodíku
vázaného s velmi
elektronegativním atomem (O, F, N)
H
O
H
H
O
H
H
O
O
H
H
H
H
O
O
H
H2O Tv = 100 °C
H
H
H
H2S Tv ≈ - 60 °C
H
F
F
H
F
H
H
F
H
C
O
H
H
H
F
H
H
H H
C C
H H
C
H
H
Tv ≈ - 24 °C
O
F
H
Tv ≈ 78 °C
H
Tv ≈ 20 °C
H
F
H
Poloměr atomu
CH4
NH3
roste
HF
H2O
HCl
HBr
roste
HI