Chemická vazba jako základní fenomén v chemii Typy vazeb a jejich vlastnosti

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

2. Chemická vazba Prvky ( kromě vzácných plynů ) se snaží zaplnit valenční sféru => vznik chemické vazby Podstata 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. Při vzniku vazby se uvolníenergie, sloučenina má tedy nižší energii a je stabilnější. Molární vazebná energie = uvolní se při vzniku vazby nebo je třeba na její rozštěpení -         uvádí se na 1 mol vazeb ( asi 100-400 kJ/mol * vazby v jádře jsou asi 105-107 kJ/mol ) -         čím vyšší hodnota, tím pevnější vazba chceme–li skutečnou hodnotu, musíme číslo vydělit Avogadrovou konstantou

3. Dle způsobu vzniku vaz. elektr. páru rozlišujeme vazbu: kovalentní = vazba mezi atomy, jejichž překrývající se orbitaly obsahují jen 1 elektron s     = maximální výskyt vazebných elektronů je na spojnici jader vázaných atomů p     = maximální výskyt vazebných elektronů je mimo spojnici jader koordinačně kovalentní = vazba mezi donorem ( poskytuje oba elektrony ) a akceptorem ( má vakantní čili prázdný orbital ) H2O + H+ => H3O+ NH3 + H+ => NH4+ Jednoduchá vazba = je tvořena 1 elektronovým párem Dvojná ( trojná ) = tvořena dvěma ( třemi ) el. páry ( 1 sigma + 1 ( 2 ) pí ) vaznost = je určena počtem vaz. el. párů, které atom vytváří se sousedními atomy, při excitaci se zvyšuje !!! S rostoucí násobností kovalentní vazby se zvyšuje vazebná energie a zmenšuje se délka. VAZBA KOVOVÁ – speciální typ vazby v kovech

4. Kovalentní nepolární = mezi prvky se stejnou nebo téměř stejnou elektronegativitou Rozdíl elektronegativit< 0.4 -         rozdělení el. hustoty je souměrné -         u dvojatomových molekul plynů, mezi H a C v uhlovodících Kovalentní polární = prvky s rozdílnou elektronegativitou Rozdíl elektronegativit  < 1.7 parciální ( částečný) náboj ( u elekronegativnějšího prvku záporný ) elektr. hustota v okolí jednoho atomu je vyšší, elektr. nesymetričnost Např. u halogenvodíků (HF, HCl, HBr) Iontová Rozdíl elektronegativit> 1,7 úplný kladný a záporný náboj molekula vytvoří dipól, má velký dipólový moment dipólový moment = určuje velikost dipólu, je to vektorová veličina směřující od– pólu k+ pólu

5. Vazba kovalentní nepolární a polární

6. Vazba iontová – mříž chloridu sodného

7. VAZBA IONTOVÁ – příklad chloridu sodného

8. VAZBA IONTOVÁ – příklad chloridu sodného

9. VAZBA IONTOVÁ – hydratace krystalu chloridu sodného

10. VAZBA KOVOVÁ

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

12. Příklad uplatnění H – můstků : DNA

13. Periodický systém prvků – rozdělení na kovy, nekovy a metaloidy

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

15. Vznik sigma vazby Příklad molekuly fluóru a molekuly methanu

16. Vodík - molekula

17. 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):

18. 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:

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

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

21. 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 :

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

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

24. Vznik dvou pí vazeb Pí vazby se tvoří překryvem 2 nehybridizovaných p-orbitalů Podobně jsou–li ze 4 excitovaných orbitalů využity pro hybridizaci pouze 2 z nich, dostáváme pak 2 energeticky identické sporbitaly. Třetí a čtvrtý orbital (oba typu p) zůstávají nehybridizovány a opět se podílejí na vzniku vazeb typu p: H H Typickým příkladem molekuly, ve které atom uhlíku pro vazbu s vodíkem a druhým uhlíkovým atomem využívá své dvě identické hybridizované vazby typu sp, je acetylén C2H2. To jsou vazby jednoduché, které označujeme jako vazby s. Překryv obou zbylých nehybridizovaných p-orbitalů obou uhlíkových atomů pak vytváří dvě vazby typu p. sp-hybridizace vede k lineární molekule:

25. Vznik dvou pí vazeb – příklad acetylénu C2H2

26. ACETYLÉN C2H2 (sumární vzorec) Strukturní vzorec Kalotový model