CHE 02: Chemicka vazba

transcript

UL | w

.kch.tul.cz CHEMICKÁ VAZBA

Katedra chemie FP TUL: http://www.kch.tul.cz

Jan Grégr –Martin Slavík

CHE 02

Druhy chemické vazby

Vazba kovalentní

Vazba iontová

Vazba koordinačně kovalentní

Vazba kovová

Vlastnosti sloučenin

Mezimolekulární síly

UL | w

.kch.tul.cz

CHEMICKÁ VAZBA

UL | w

.kch.tul.cz

CHEMICKÁ VAZBA Jedná se o vzájemnou interakci

elektronových obalů atomů

UL | w

.kch.tul.cz

CHEMICKÁ VAZBA Z volných atomů vznikají

molekuly

UL | w

.kch.tul.cz

CHEMICKÁ VAZBA Chemická vazba představuje velké síly působící mezi

Dává nižší energii systému volných atomů (vyšší

stabilitu)

UL | w

.kch.tul.cz

Atomy jsou jen zřídkakdy

schopny samostatně existovat,

ale spojují se navzájem, a to

buď atomy stejného druhu a

nebo různé atomy ve stabilní

složitější útvary - molekuly.

Chemická vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Příčinou soudržnosti atomů

v molekulách jsou značně

veliké valenční síly

chemická vazba

Chemická vazba

UL | w

.kch.tul.cz Vznik chemické vazby vysvětlíme z pohledu

energetických změn takto:

k chemickým změnám dochází v případě,

že výsledkem jsou energeticky stabilnější

produkty, než látky výchozí.

Chemická vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Na chemické vazbě se podílí tzv.

valenční elektrony, t.j. elektrony, které

jsou umístěny ve vnější elektronové

vrstvě – valenční vrstvě.

Chemická vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Pravidlo, vysvětlující vznik chemických

sloučenin je založeno na stabilní

elektronové konfiguraci vzácných plynů

– oktetové pravidlo.

Chemická vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Podle tohoto pravidla mají atomy tendenci se slučovat prostřednictvím předávání nebo sdílení elektronů tak, aby se dostaly na elektronovou konfiguraci nejbližšího vzácného plynu.

Chemická vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Podle toho, jakým způsobem získají atomy

nejstabilnější elektronovou konfiguraci,

rozlišujeme několik typů vazeb:

• vazbu iontovou,

• vazbu kovalentní, (zvláštním případem je vazba koordinační)

• vazbu kovovou.

Chemická vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Chemická vazba

Jak se mění elektronegativita

v periodické tabulce?

UL | w

.kch.tul.cz

Chemická vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Chemická vazba

Elektronegativita je ale pouze modelová vlastnost, každý autor ji počítá z jiných zdrojů

Pauling

Mulliken

Allred - Rochov

Sanderson

disociační energie vazeb

ionizační energie + elektronová afinita

poloměr + efektivní náboj jádra

objem atomu

UL | w

.kch.tul.cz

Chemická vazba

Proto budeme typ vazby posuzovat jen podle toho zda je vazba mezi atomy

Elektronegativita je ale pouze modelová vlastnost, každý autor ji počítá z jiných zdrojů

nekovu

kovu nekovu

nekovu

UL | w

.kch.tul.cz

Chemická vazba

NEKOVY

POLOKOVY

UL | w

.kch.tul.cz

Chemická vazba

malý rozdíl

elektronegativit

atomů nekovů

Kovalentní vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Chemická vazba

Kovalentní vazba

společné elektronové páry

nenabité molekuly

UL | w

.kch.tul.cz

Chemická vazba

velký rozdíl

elektronegativit

atomů kovů a

nekovů

Iontová vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Chemická vazba

Iontová vazba přesun elektronů

vznik iontů

UL | w

.kch.tul.cz

Chemická vazba

UL | w

.kch.tul.cz je založena na předávání elektronů a následném

působení elektrostatických sil.

Uplatňuje se v případech, kdy se spojují atomy kovu a atomy nekovu např.:

Na – 1 e– Na+

konfigurace Ne z 1s2 2s2 2p6 3s1 odštěpením elektronu 3s1

F + 1 e– F–

konfigurace Ne dosáhneme přidáním elektronu do orbitu 2p

Na+ + F– NaF

Iontová vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Iontová vazba

UL | w

.kch.tul.cz

o jednotlivých molekulách

– dvojicích iontů,

které k sobě jednoznačně patří,

můžeme hovořit pouze tam,

kde jsou molekuly daleko od sebe,

tedy v plynné fázi

Iontová vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Každý ion je obklopen určitým počtem

opačně nabitých iontů a vytváří tak

iontový krystal,

který můžeme považovat za

makromolekulu.

Iontová vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Při rozpouštění ve vodě nebo

v tavenině se ionty uvolňují

a mohou se volně pohybovat.

Výsledný roztok nebo

tavenina vede díky volnému

pohybu iontů elektrický

proud.

Iontová vazba

UL | w

.kch.tul.cz elektrostatické síly mezi ionty jsou veliké

iontové krystalické látky jsou poměrně

tvrdé, mají vysoké body tání a body varu

a jsou poměrně křehké.

Iontová vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Teploty tání iontových látek?

látka Ttání °C

NaCl 801

CaF2 1360

CaO 2580

Fe2O3 1565

UL | w

.kch.tul.cz

iontové sloučeniny jsou jen

nepatrně rozpustné

v organických rozpouštědlech,

ale většinou se

dobře rozpouští ve vodě a

dalších polárních

rozpouštědlech

Iontová vazba

Rozpustnost NaCl ve vodě je cca 36 g na 100 g vody

UL | w

.kch.tul.cz

Iontová vazba

Příklady látek:

kuchyňská sůl – chlorid sodný – NaCl

chlorid draselný,

chlorid stříbrný,

fluorid litný,

oxid vápenatý,

oxid hlinitý

UL | w

.kch.tul.cz

Iontová vazba

KUCHYŇSKÁ SŮL – HALIT – CHLORID SODNÝ

UL | w

.kch.tul.cz

Iontová vazba

FLUORID VÁPENATÝ – KAZIVEC – FLUORIT

UL | w

.kch.tul.cz

Iontová vazba

UHLIČITAN VÁPENATÝ – KALCIT – VÁPENEC

UL | w

.kch.tul.cz Kovalentní vazba je založena na sdílení

elektronového páru, na jehož vzniku se podílí

každý atom jedním elektronem.

Uplatňuje se mezi atomy nekovových

prvků,

nejjednodušší je příklad molekuly vodíku:

H2 H:H H-H,

další jednoduché příklady: Cl2, HCl, NH3 ...

Kovalentní vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Kovalentní vazba

• Sdílením dvou případně tří elektronových párů vzniká mezi atomy vazba dvojná nebo trojná: O=O, O=C=O, NN, každý atom má díky společnému sdílení elektronů konfiguraci vzácného plynu.

• Počtem vazebných dvojic je určena t.zv. vaznost atomu, což je důležitá charakteristika každého atomu prvku.

UL | w

.kch.tul.cz

Sdílené elektrony

Volné nepárové elektrony Sdílený elektronový pár

Kovalentní vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Vlastnosti látek s kovalentní vazbou

• výsledkem kovalence jsou pravé molekuly, nikdy částice s nábojem – ionty

UL | w

.kch.tul.cz nevedou

elektrický proud ani

v roztaveném stavu

UL | w

.kch.tul.cz

mezimolekulární

síly jsou slabé, takže obecně mají tyto sloučeniny relativně nízké body tání a varu

UL | w

.kch.tul.cz nízkomolekulární

látky s kovalentní vazbou se dobře rozpouštějí

v nepolárních organických rozpouštědlech

UL | w

.kch.tul.cz

Příklady látek:

halogeny, kyslík, dusík, jejich vzájemné sloučeniny většina organických látek – cukry, tuky, oleje, bílkoviny…

UL | w

.kch.tul.cz

zcela rozdílné vlastnosti mají sloučeniny

polymerního charakteru s kovalentní vazbou,

např. diamant, je modifikací uhlíku

s kovalentními vazbami, ale má nejvyšší

tvrdost ze všech materiálů a velmi vysoký

bod tání cca 3650ºC, což je způsobeno

síťováním - tedy vytvořením polymerní

prostorové mřížky, celý krystal má potom

charakter obrovské molekuly

podobně se chová i elementární bór, karbid

bóru, karbid křemíku, oxid křemičitý …

UL | w

.kch.tul.cz

DIAMANT

UL | w

.kch.tul.cz

KŘEMEN – SiO2

UL | w

.kch.tul.cz • makromolekuly s vrstevnatou strukturou

např. grafit sice nemají vysokou tvrdost, ale vyznačují se též vysokým bodem tání),

GRAFIT

UL | w

.kch.tul.cz • makromolekuly lineární jsou základem

chemických vláken

UL | w

.kch.tul.cz

Koordinačně kovalentní vazba

• Zvláštním případem kovalentní vazby je

taková, v níž oba elektrony sdíleného

páru dodává pouze jeden atom.

• Nazývá se koordinačně kovalentní

vazba, koordinační vazba, dativní vazba

nebo donor-akceptorová vazba.

UL | w

.kch.tul.cz • Atom, který poskytuje oba elektrony je

donor (dárce),

• atom, který elektronový pár přijímá je

akceptor (příjemce).

• Př.: NH3 + H+ NH4+, K3[Fe(CN)6],

[Ag(NH3)2]+, H[AuCl4], [Au(CN)4]

• Mohou se tak vytvořit sloučeniny, které by

jinak nevznikly (rozpouštění zlata,

ustalování fotografií, likvidace kyanidů …

UL | w

.kch.tul.cz

• Jakmile se koordinačně kovalentní

vazba vytvoří, není ji možné podle

vlastností sloučenin odlišit

od ostatních vazeb.

• Vazby tohoto typu se vyskytují

v komplexních – koordinačních

sloučeninách.

K3[Fe(CN)6]

UL | w

.kch.tul.cz

Vznik amonné soli NH4Cl

nevazebný

elektronový

prázdný

elektronový

vazebný elektronový

UL | w

.kch.tul.cz

modely

BF3–NH3

UL | w

.kch.tul.cz

UL | w

.kch.tul.cz

Polární kovalentní vazba

• Pokud jsou kovalentní vazbou

spojeny dva stejné atomy H2, Cl2,

O2, N2, přitahují oba atomy

sdílené elektrony stejnou měrou,

rozložení elektrických nábojů je

rovnoměrné, vazba je nepolární.

UL | w

.kch.tul.cz

• Pokud jsou kovalentní vazbou

spojeny dva různé atomy, sdílení

elektronů není rovnoměrné,

protože žádné dva prvky nemají

stejnou tendenci přitahovat

elektrony – stejnou

elektronegativitu.

UL | w

.kch.tul.cz • Důsledkem nerovnoměrného rozložení

elektronů je polární charakter vazby,

molekula se chová jako permanentní (stálý)

dipól. Atom s vyšší elektronegativitou

získává parciální (částečný) záporný náboj,

a naopak atom s nižší elektronegativitou

získává parciální kladný náboj.

• Př.: H F Hd+–Fd-

HOH Hd+–Od-–Hd+

UL | w

.kch.tul.cz

• Polární kovalentní vazbu můžeme považovat

za přechodný typ, tedy částečně kovalentní,

částečně iontový charakter.

• Stupeň polarity se číselně vyjadřuje

dipólovým momentem, který je dán

součinem parciálního náboje a délky vazby

pro dvouatomové molekuly, u víceatomových

molekul je výsledný dipólový moment dán

vektorovým součtem dipólových momentů

jednotlivých vazeb.

m=Q∙ l

UL | w

.kch.tul.cz

dipól

CF4 je nepolární CHF3 je polární

HCl je polární

UL | w

.kch.tul.cz Nepolární molekuly Polární molekuly

UL | w

.kch.tul.cz

Chemické vazby

Nepolární kovalentní vazba Polární kovalentní vazba

Iontová vazba

Rozložení elektronové hustoty podle druhu vazby

UL | w

.kch.tul.cz

Kovová vazba

• 80 % známých prvků jsou kovy.

• Vazebné síly vyplývají ze vzájemného

působení tzv. delokalizovaných

elektronů a kovových kationtů.

UL | w

.kch.tul.cz • V krystalické mřížce kovu jsou

umístěny jednotlivé kationty, které

jsou obklopeny volně pohyblivým t.zv.

elektronovým plynem - mrakem.

Kovová vazba

UL | w

.kch.tul.cz modely

elektronů

Kovová vazba

UL | w

.kch.tul.cz Nejdůležitější vlastnosti

kovů:

• vysoká elektrická a tepelná vodivost, která je umožněna volně pohyblivými elektrony

Kovová vazba

Rezistivita (Ω·mm2/m): Ag = 0,016 Al = 0,0263 Fe = 0,165 Cu = 0,0172 Zn = 0,059 Au = 0,022 Sn = 0,114 W = 0,049

UL | w

.kch.tul.cz

Nejdůležitější

vlastnosti kovů:

• kujnost a tažnost

Kovová vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Nejdůležitější vlastnosti kovů:

• vysoký lesk – volně pohyblivé elektrony nejsou fixovány na specifických energetických hladinách a jsou schopné pohlcovat a emitovat světlo všech vlnových délek.

Kovová vazba

UL | w

.kch.tul.cz model elektronového plynu – volně

pohyblivé elektrony působí jako tmel mezi kationty v mřížkových pozicích, se zvyšující se teplotou roste vibrační pohyb skeletu a tok elektronů je stále výrazněji brzděn.

Elektrická vodivost kovů proto s rostoucí teplotou klesá

Kovová vazba

UL | w

.kch.tul.cz

pásový model – vyplývá z teorie

Molekulárních orbitů (MO) – atomové

orbitaly vázaných atomů se kombinují

a rozštěpí se jejich energetické hladiny.

U kovů v těsném uspořádání dojde touto

kombinací orbitalů všech atomů

k vytvoření pásů z nerozlišitelných hladin.

Kovová vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Pásový model

Kovová vazba

UL | w

.kch.tul.cz

OCEL LITINA

(kujné železo) pod 2 % C nad 2 % C

tvárné, kujné křehké

UL | w

.kch.tul.cz

Moderní obecné teorie chemické vazby

teorie hybridizace

vysvětlí prostorové uspořádání molekul

teorie molekulárních orbitů

vysvětlí energetické

poměry molekul

UL | w

.kch.tul.cz Philippus Aureolus Theophrastus Bombastus

von Hohenheim – Paracelsus (*1493 Einsiedeln - 1541 Salzburg)

síra rtuť

Každá látka má v sobě něco z principů síry, rtuti a soli

Vlastnosti látek v závislosti na vazbě

UL | w

.kch.tul.cz

UL | w

.kch.tul.cz

UL | w

.kch.tul.cz

Vazebné parametry

délka vazby

energie vazby

prostorové uspořádání

• stovky pm

• stovky kJ/mol

• pravidelné využití prostoru

UL | w

.kch.tul.cz

Délka vazby závisí

• na velikosti atomů

• na rozdílu jejich elektronegativit

• násobné vazby jsou kratší

H – H 74 pm H – F 92 pm C – N 147 pm

Cl – Cl 199 pm H – O 96 pm C = N 138 pm

I – I 267 pm H – N 101 pm C N 116 pm

H – H Cl – Cl I – I

UL | w

.kch.tul.cz

Energie vazby závisí

• na velikosti atomů

• na rozdílu elektronegativit atomů

• násobné vazby mají vyšší energii

• čím kratší vazba, tím vyšší energie

H – H 432 H – F 565 C – N 305

Cl – Cl 240 H – O 460 C = N 615

I – I 149 H – N 390 C N 890

kJ/mol

UL | w

.kch.tul.cz Pravidelné rozdělení prostoru okolo atomu

pro vazebné i nevazebné elektrony

Základní prostorové tvary molekul

lineární

lomená

plošná

tetraedr

trojboká bipyramida

oktaedr

Prostorové uspořádání vazeb

UL | w

.kch.tul.cz

UL | w

.kch.tul.cz

UL | w

.kch.tul.cz

Prostorové uspořádání vazeb

lineární – CO2, HCN

lomená – H2O, NO2

plošná – uhličitan, dusičnan

trojboká pyramida – NH3

tetraedr – CH4, SiF4

trojboká bipyramida – PCl5

oktaedr – SF6

UL | w

.kch.tul.cz Nevazebné interakce jsou síly

působící mezi molekulami.

V některých případech mohou

působit i uvnitř molekul.

Jsou mnohem slabší než chemické

vazby, jejich velikost určuje, zda je

látka při určité teplotě v plynném,

kapalném či pevném stavu.

Mezimolekulární síly – nevazebné interakce

UL | w

.kch.tul.cz

Rozlišujeme dva základní typy

nevazebných interakcí:

vodíkové vazby

a van der Waalsovy síly

Mezimolekulární síly – nevazebné interakce

UL | w

.kch.tul.cz vodíková vazba se vyskytuje

v případech, kdy je vodíkový atom

kovalentně vázán

s elektronegativním atomem:

H2O, HF, HCl ...

Vodíkové vazby ovlivňují některé

fyzikální vlastnosti – zvyšují body tání,

body varu...

Vodíková vazba

UL | w

.kch.tul.cz

Vodíková vazba

Nevazebné elektronové páry

UL | w

.kch.tul.cz

0 1 2 3 4

Vodíková vazba

bod varu °C

HCl HBr

HI NH3

AsH3 SbH3

vliv vodíkové vazby na body varu

UL | w

.kch.tul.cz

Vodíková

vazba mezi

molekulami

led voda pára

vodíková

Vodíková vazba se projevuje nejvíce v tuhém stavu,

méně v kapalném a mizí v plynném stavu

Její síla závisí na vzdálenosti molekul

Vodíková vazba

UL | w

.kch.tul.cz

• van der Waalsovy síly jsou síly

elektrostatické povahy, které se uplatňují

mezi polárními molekulami:

dipól-dipólová interakce,

indukční efekt mezi polární a nepolární

molekulou,

dispersní efekt molekul bez trvalého dipólu

daný vzájemným odpuzováním a

přitahováním elektronových obalů a jader

atomů při pohybu elektronů

Van der Waalsovy síly

UL | w

.kch.tul.cz

• jsou asi 10x slabší než vodíkové vazby,

uplatňují se jen v kapalném a tuhém stavu,

když je minimální vzdálenost molekul.

Na jejich základě lze vysvětlit vzájemnou

mísitelnost či rozpustnost látek a jevy

na rozhraní fází - povrchové napětí.

• Dispersní síly mezi molekulami jsou tím

větší, čím jsou těžší molekuly, mezi nimiž

působí.

• Jejich energie je v rozmezí 0,1 – 5 kJ/mol.

UL | w

.kch.tul.cz

• Polární síly závisí na velikosti dipólového

momentu a existují v rozsahu 5–20 kJ/mol.

• Vodíková vazba závisí na rozdílu

elektronegativit atomů vůči vodíku a také

na možnosti vzájemného přiblížení

molekul, rozsah hodnot 5–50 kJ/mol.

UL | w

.kch.tul.cz

Nevazebné interakce

UL | w

.kch.tul.cz

Nevazebné interakce

pentan 2,2-dimethylpropan

interakce přes větší povrch

vyšší nevazebné síly

vyšší bod varu

36,4 °C

interakce přes menší povrch

nižší bod varu

9,7 °C

stejná

hmotnost

molekuly

UL | w

.kch.tul.cz

Body varu a

body tání látek

Rozpustnost

látek Povrchové

napětí látek

Význam nevazebných interakcí

UL | w

.kch.tul.cz

Děkuji za pozornost

Příští přenáška:

Chemické názvosloví

Chemické výpočty

CHE 02: Chemicka vazba

Education