Chemické vazbyChemické vazby

a) Podmínky vzniku chemické vazby, vazebná energieb) Typy vazeb

c)Hybridizace a prostorový tvar molekuld) Delokalizace vazby

a) Podmínky vzniku chemické vazby, vazebná energiea) Podmínky vzniku chemické vazby, vazebná energie

Podmínky a podstata Vazebná energie Disociační energie Délka chemické vazby

Podmínky a podstata chemické vazbyPodmínky a podstata chemické vazby

atomy se musí k sobě přiblížit, aby se překryly jejich val. orbitaly atomy musí mít elektrony uspořádány v orbitalech tak, aby mohlo

dojít k formálnímu spárování – vytvoření vazebných párů při přiblížení dochází ke zvýšení elektronové hustoty mezi oběma

jádry, jádra jsou tedy vzájemně přitahována dochází k překryvu valenčních orbitalů, elektrony se následně

rozmístí do nových prostorů : vznikají tzv. molekulové orbitaly – vazebné, nevazebné a

protivazebné orbitaly o různých energiích – nižších i vyšších než výchozí atomové orbitaly. Do nich se potom umisťují elektrony podle stejných pravidel jako do atomových orbitalů

každý el. pár ve vazebném molekulovém orbitalu, který není kompenzován párem v nevazebném orbitalu, se stává vazebným párem.

Vazebná energieVazebná energie

• vazebná energie – je energie, která se uvolní při vzniku dané chemické vazby (pokud je udána v kJ/mol, jde o molární vazebnou energii, uvolněnou při vzniku 1 molu daných vazeb)

Disociační energieDisociační energie

disociační energie – je energie, kterou je třeba dodat na rozštěpení dané chemické vazby (opět – kJ/mol znamená 1 mol vazeb – molární disoc. energie)

Délka chemické vazbyDélka chemické vazby

Je mezijaderná vzdálenost (vzdálenost mezi středy atomů spojených vazbou).

Řádově se jedná o pikometry. Závisí na rozměrech jednotlivých atomů,

řádu vazby (vazba vyššího řádu je kratší), typu hybridizace překrývajících se atomových orbitalů (větší podíl orbitalů s zkracuje délku vazby)

b) Typy vazebb) Typy vazeb

KovalentníKovalentní -vazby pí a sigmaIontováKovováVan der Waalsovy sílyVodíkové můstky

Kovalentní vazbaKovalentní vazba

Kovalentní vazba je vnitromolekulární forma chemické vazby, kterou lze charakterizovat sdílením jednoho nebo více párů elektronů mezi dvěma prvky. Atomy účastnící se vazby si tímto způsobem zaplňují valenční vrstvu elektronového obalu. Energie kovalentní vazby je větší než energie intermolekulárních vodíkových vazeb.

Na základě rozdílu elektronegativit prvků tvořících vazbu rozlišujeme polární a nepolární kovalentní vazbu. Polární vazba je tvořena prvky jejichž rozdíl elektronegativit je větší než 0,4 a menší 1,67. U nepolární vazby musí být hodnota tohoto rozdílu menší než 0,4. Vazby s rozdílem elektronegativit větším než 1,67 nazýváme iontové.

Příklad kovalentní vazby v CPříklad kovalentní vazby v C22HH44

Názorná vazba ethenu (3D)

Na 3D modelu molekuly ethenu vidíme dvojnou vazbu tvořenou 1 vazbou σ a 1 vazbou π (vyznačen překryv p-orbitalů)

Vazby σ a πVazby σ a π

vazba sigma — místo maximálního překryvu orbitalů leží na spojnici jader vazebných atomů – typu H–H — dva atomy vodíku se spojí v molekulu H2 —

dojde k překrytí dvou orbitalů s, do této skupiny patří i překrytí orbitalů s a p

– typu F–F — atomy fluoru — dojde k překrytí dvou orbitalů p, do této skupiny patří i překrytí orbitalů p a d

vazba pí — místo maximálního překryvu orbitalů leží mimo spojnici jader, orbitaly se překrývají ve dvou místech — např. p-p, p-d, d-d,

Pokud je mezi atomy dvojná nebo trojná vazba je vždy jedna vazba σ a ostatní jsou vazby.

IontováIontová

Iontová vazba je typ vazby mezi atomy. Je to extrémní případ polární vazby, kdy rozdíl elektronegativit atomů přesahuje 1,7. V takovém případě dojde k tomu, že jeden atom k sobě přitáhne celý elektronový pár a začne u něj převažovat záporný náboj. Díky tomu drží atomy spolu nejen díky vazbě mezi atomy, ale rozdílu nábojů. Tuto vazbu obsahují například molekuly chloridu sodného

Příklad iontové vazby LiPříklad iontové vazby Li++FF--

Tato vazba je zprostředkována elektrostatickými přitažlivými silami mezi opačně nabitými ionty.

KovováKovová

Kovová vazba je specifický typ chemické vazby , která se ustavuje mezi atomy kovů.

Označení kovová vazba vychází z představy moderní teorie kovů, podle které valenční elektrony atomů tvořící kov jsou volně sdílené mezi všemi atomy, takže kovové ionty jsou obklopeny a prostoupeny jakýmsi „elektronovým plynem“. Přítomnost takových volných elektronů velmi dobře vysvětluje vysokou tepelnou a elektrickou vodivost, kovový lesk, pravidelná krystalická mřížka, nízká elektronegativita, tvorba kationtů, neprůhlednost a další vlastnosti kovů.

KujnostKujnost

Při kování nebo tváření se díky delokalizaci vazebných elektronů jednotlivé vrstvy krystalové mřížky po sobě volně posouvají.

Kujnost je ovlivněna vzdáleností uzlových bodů. Čím jsou uzlové body více u sebe tím je kov tvrdší ale křehčí. Naopak je kov měkčí a snadno se upravuje, jsou-li uzlové body dále od sebe.

Tepelná a elektrická vodivostTepelná a elektrická vodivost

Je ovlivněna elektronovým plynem který se nachází mezi uzlovými body mřížky.

Například u hořčíku je počet valenčních elektronů 3s v tomto případě , dochází k překryvu vrstev 3s a 3p , takže ze všech molekulových orbitalů z valenční vrstvy vzniklého z vrstvy 3s a 3p o dané energii je jich zaplněna jen čtrvrtina.

Elektrony mohou v kovech snadno přecházet do volných molekulových orbitalů ve valenční vrstvě a způsobují tak dobrou elektrickou vodivost. Čím jsou uzlové body blíž u sebe tím elektrony hůře prochází. ( vodivost je tak slabší)

Kovový krystalKovový krystal

Průřez: krystalovou mřížku tvoří jádra s vnitřními elektrony, valenční elektrony jsou znázorněny šedivě, jsou pohyblivé po celém krystalu:

Van der Waalsovy sílyVan der Waalsovy síly

jsou přitažlivé nebo odpudivé interakce (síly) mezi molekulami. Jsou slabší než kovalentní, koordinačně kovalentní síly a vodíkové můstky. Vznikají převážně v nepolárních molekulách, které neobsahují stálé dipóly, jejich vazby nejsou polarizované .

Přitahování na základě dipólů molekul

Tři typy Van der Waalsových silTři typy Van der Waalsových sil

Coulombická síla je způsobená polaritou molekul. Je to čistě elektrostatický jev. Molekuly se k sobě natáčí „vrcholky“ s opačnými náboji.

Indukční síla potřebuje ke svému vzniku trvale polarizovanou molekulu, která polarizuje ostatní (polární i nepolární) molekuly.

Disperzní síla je nejvýznamnější z van der Waalsových sil. Vycházíme z představy, že molekuly oscilují (kmitají) a to dosti chaoticky. V určitých momentech se „vykmitnutím“ poruší neutrální stav molekuly a vznikne dipól.

Vodíkové můstkyVodíkové můstky

Vodíková vazba je speciálním případem interakce dipól - dipól s uplatněním vlnově mechanických sil.

Vazba je řádově slabší než kovalentní vazba, ale přesto ovlivňuje i prostorové uspořádání molekul a fyzikální vlastnosti látek.

PodmínkyPodmínky

Podmínkami vzniku vodíkové vazby jsou přítomnost silně polární vazby mezi atomem vodíku a atomem prvku s malým objemem a s vysokou hodnotou elektronegativity (F, O, N) v molekule a vhodná geometrie této molekuly.

Příklad:Příklad:

Typickými příklady jsou voda nebo kapalný fluorovodík

HF

H2O

c) Hybridizacec) Hybridizace

Teorie hybridizace vysvětluje vznik energeticky rovnocenných vazeb z energeticky rozdílných orbitalů a umožňuje předpovědět prostorové uspořádání atomů v molekule.

Hybridizace se týká pouze vazeb typu , vazby typu nemají (v prvním přiblížení) na proces hybridizace a výsledný tvar molekul vliv.

Prostorový tvar molekulProstorový tvar molekul

Prostorový tvar molekul (a víceatomových iontů) je dán obecně počtem elektronových párů okolo středového atomu v molekule. Obecná teorie používaná pro vysvětlení tvaru molekul říká, že elektronové páry okolo centrálního atomu se uspořádají tak, aby jejich elektrostatické odpuzování bylo minimální (tj. co nejdále od sebe). Při tom platí, že nevazebné elektronové páry odpuzují více než vazebné.

Tato teorie vychází z představ o hybridizaci a nevazebný elektronový pár (nebo i jeden nevazebný elektron) považuje pro stanovení tvaru molekuly za vazbu. Elektrony v vazbách nemají primárně vliv na tvar molekuly a nezahrnují se do následujících úvah.

Typy hybridizace a prostorového uspořádání molekulTypy hybridizace a prostorového uspořádání molekul

d) Delokalizace vazbyd) Delokalizace vazby

U nenasycených uhlovodíků s konjugovanými dvojnými vazbami (-C=C-C=C-) nebo u aromatických uhlovodíků (benzen) spolu sousední vazby interagují za vzniku delokalizované vazby. Tato delokalizace má řadu důsledků:

a) všechny delokalizované vazby jsou (úplně nebo přibližně) stejně dlouhé a odpovídají řádu vazby 1,5

b) všechny atomy účastnící se delokalizované vazby leží v jedné rovině

c) uspořádání atomů kolem vazeb je fixováno (atomy se nemohou kolem ní volně otáčet), vznikají trans a cis formy

vazebný systém benzenu Cvazebný systém benzenu C66HH66

Na všech šesti atomech uhlíku je hybridizace sp2 (dva vrcholy trojúhelníka míří k sousedním atomům uhlíku, jeden k atomu vodíku). Všech dvanáct atomů leží v jedné rovině.