Atomy většiny prvků nejsou schopny samostatné existence

1. Chemická vazba(učebnice strana 35)1. Kovalentní vazba2. Základní a vzbuzený stav atomu3. Tvary molekul3. Elektronegativita4. Vliv chemické vazby na vlastnosti látek5. Slabé vazebné interakce

2. Atomy většiny prvků nejsou schopny samostatné existence H H Tvorba Molekul Molekuly sloučenin Molekuly prvků Spojení je realizováno prostřednictví valenčních elektronů a označuje se jako chemická vazba. H Podmínky vzniku ch. vazby: 1s ↑ 1. Překrytí valenčních orbitalů 1s 1s H 1s ↓ 2. Vytvoření vazebných elektronových párů

3. Vznik molekulového orbitalu: Dva s-orbitaly se přibližují: Dojde k překryvu s-orbitalů: Vzniká molekulový orbital:

4. 1. Kovalentní vazba Energie (potenciální) Působení odpudivých sil Délka chemické vazby H H H H Vzdálenost mezi atomy Vzdálenost mezi atomy Působení přitažlivých sil • 458 • kJ/mol Energie chemické vazby (minimum)

5. 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

6. Y Y X X Z Z Překrytí valenčních orbitalů: 1. rámečky 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑ ↑ O O 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↓ ↓ 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑ F F 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↓ 2. Nákres

7. H H H H H H Překryv orbitalů a vznik molekuly H2: H2

8. 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑ F Jednoduchá vazba (vazba sigma) F 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↓ 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑ ↑ O Dvojná vazba (vazba sigma + vazba pí) O 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↓ ↓ Násobná vazba 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑ ↑ ↑ N Trojná vazba (vazba sigma + 2 vazby pí) N 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↓ ↓ ↓

9. Překryv s a p orbitalu. Překryv dvou p orbitalů. Překryv dvou s orbitalů. 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

10. Překryv dvou p orbitalů. 1.2 Vazba pí (π) py AO py AO MO Největší hustota vazebného elektronového páru leží NAD a POD spojnicí atomových jader

11. 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.

12. [10Ne] 3s ↑↓ 12Mg: [10Ne] 3s ↑ 3p ↑ 12Mg*: [10Ne] 3s ↑↓ 3p ↑↓↑↑ 16S: [10Ne] 3s ↑↓ 3p ↑↑↑ 4s ↑ 16S*: [10Ne] 3s ↑ 3p ↑↑↑ 4s ↑ 3d ↑ 16S**: 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.

13. Y Y X X Z Z F F Překryv orbitalů a vznik molekuly F2: 2pY 2s 2px 2pZ F F • Modely molekuly fluoru:

14. O Y H X H H O Z H Překryv orbitalů a vznik molekuly vody - H2O: 2s 2px 2pY 2pZ O H H H2O • Modely molekuly vody:

15. H H N Y X H H N Z H Překryv orbitalů a vznik molekuly amoniaku – NH3: 2s 2px 2pY 2pZ H N 3 x H NH3 • Modely molekuly amoniaku:

16. F2 CO H2 3. Tvary molekul

17. Příklad: CO2 Příklad: BF3 Příklad: CCl4 Příklad: PCl5 Příklad: SF6

18. 2s 2px 2pY 2pZ O H H O H O H H H O ═ C ═ O LINEÁRNÍ MOLEKULA 1. CO2 2. H2O LOMENÁ MOLEKULA

19. 2s 2px 2pY 2pZ N 3 x H 3. NH3 TRIGONÁLNÍ PYRAMIDA

20. TETRAEDR TROJÚHELNÍK LOMENÁ MOLEKULA LOMENÁ MOLEKULA LINEÁRNÍ MOLEKULA TRIGONÁLNÍ BIPYRAMIDA OKTAEDR TRIGONÁLNÍ PYRAMIDA

21. Délka vazby: Délku vazby ovlivňuje: • druh vázaných atomů • povaha chemické vazby

22. 1200 1800 1050 Vazebný úhel: CO2 SO3 H2O

23. 4. Elektronegativita = schopnost vázaného atomu přitahovat elektrony chemické vazby. - Má vliv na vlastnosti atomů a typ chemické vazby. - Zavedl ji Linus Pauling. Čím více prvek přitahuje vazebné elektrony, tím vyšší X. XF = 4,0 I XFr = 0,6 -I Cl H 0,8 2,1 4,0 K Na Ca Mg Al Pb Sn Si H P C S N Cl O F Záporná oxidační čísla Kladná oxidační čísla

24. Cl2 Cl Cl Cl Cl + 1. Kovalentní vazba (ΔX < 0,4 ) Dochází ke sdílení elektronového páru oběma atomy Cl ↑↓ Cl VAZEBNÝ ELEKTRONOVÝ PÁR

25. Cl- 2. Polární vazba (0,4<ΔX < 1,7 ) H Cl δ+ δ- Vytvoření parciálních (částečných) nábojů Cl H Vazebný pár posunut k elektronegativnějšímu atomu H ↑↓ Cl H Cl 3. Iontová vazba (ΔX > 1,7 ) Na+ - + Vznik iontů (kationtu a aniontu) – elektricky nabitých částic Cl Na Valenční elektron je vtažen do valenční vrstvy druhého atomu. Na+Cl-

26. 4. Vazba koordinačně kovalentní (dativní, donor-akceptorová) N 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑ ↑ ↑ H Celý vazebný el. pár poskytuje pouze jeden atom. 1s ↓ NH4+ H 1s ↓ H 1s ↓ H+ 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

27. + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + 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

28. 5. Vliv chemické vazby na vlastnosti látek 1. Kovalentní vazba Nízké Tt a Tv. Nerozpustné ve vodě. Rozpustné v org.rozpouštědlech. Nevodiče. benzen C6H6, CH4, 2. Iontová vazba Vyšší Tt a Tv. Rozpustné ve vodě. Nerozpustné v org.rozpouštědlech. Elektrolyt (roztok či tavenina vede el. proud). NaCl 3. Kovová vazba Vysoké Tt a Tv. Nerozpustné. Vodiče. kovy

29. 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). δ- δ+ δ+ δ- δ- δ- Cl μ δ+ δ+ H μ Polární molekuly (μ≠0) Nepolární molekuly (μ=0) Parciální náboje rozloženy nesymetricky Parciální náboje rozloženy symetricky a) Coulombické síly b) Indukční síly c) Disperzní síly

30. Disperzní síly interakce: mezi nepolárními molekulami Indukční síly: Interakce dipól–indukovaný dipól Coulombické síly: Interakce dipól-dipól Interakce dipól-ion

31. O O O O O O O H H H H H H H H H H H H H H 2. Vodíková vazba Podmínky vzniku vodíkové vazby: 1. Existence volných el. Párů na některém z atomů v molekule 2. Existence atomů vodíku vázaného s velmi elektronegativním atomem (O, F, N) H2S Tv ≈ - 60 °C H2O Tv = 100 °C

32. F F F H H H H H H F F F H H C H H C O H H H H C H H C O H H F H Tv ≈ 20 °C Tv ≈ - 24 °C Tv ≈ 78 °C

33. Poloměr atomu HF CH4 NH3 H2O HCl roste HBr roste HI