Chemická vazba

1. Chemická vazba = soudržnost sloučených atomů v molekule http://chemvazba.moxo.cz/index.html

2. Chemická vazba valence valenční poslední vazba = .................., účastní se jí jen ................ elektrony (tj. elektrony v ................, ................ vrstvě) • disociační energie= energie potřebná k ........................................... • vazebná energie= energie, která se uvolní při ........................ • v tabulkách • kJ/mol valenční rozštěpení chemické vazby vzniku vazby

3. Tabulka disociačních energií jednoduchých vazeb [kJ/mol]

4. Disociační energie násobných vazeb [kJ/mol]

5. Disociační energie C-H vazby v závislosti na struktuře uhlovodíkového zbytku [kJ/mol]

6. Vznik vazby

7. Vznik vazby 1. přibližování atomů – průnik obalů 2. přitažlivé síly jádra a míst s vyšší e- hustotou 4. odpudivé síly mezi jádry 3. vyrovnání přitažlivých a odpudivých sil  ustálení atomů v určité vzdálenosti, odpovídající nejnižší energii tato vzdálenost = délka vazby

8. Délka vazby • mezijaderná vzdálenost • vzdálenost mezi středy atomů spojených vazbou • řádově 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) (10-12 m)

9. Druhy chemické vazby • kovalentní • nepolární • polární • iontová • koordinační • kovová • slabé vazebné interakce

10. Kovalentní vazba • „překryv“ orbitalů • každý partner poskytuje 1 elektron • atomy sdílí společně vazebný elektronový pár

11. Vazba σ (sigma) • maximální překryv orbitalů (maximální elektronová hustota) leží na spojnici jader vazebných atomů s-s s-pz pz-pz

12. Vazba  (pí) • elektronová hustota je největší mimo spojnici jader (nad a pod ní) • vzniká překryvem dvou orbitalů px anebo py px- px py- py

13. Jednoduchá vazba jeden sdílený pár 1 σ Dvojná vazba1 σ + 1  Trojná vazba1 σ + 2

14. Na 3D modelu molekuly ethylenu vidíme dvojnou vazbu tvořenou 1 vazbou σ a 1 vazbou  (vyznačen překryv p-orbitalů)

15. Elektronegativita – X = schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony uvedena v periodické soustavě prvků

16. Polarita kovalentní vazby Nepolární vazba – rozdíl elektronegativit atomů je menší než 0,4 elektrony jsou rozloženy rovnoměrně Polární vazba – rozdíl elektronegativit atomů je v rozmezí od 0,4 do 1,7 atom s větší elektronegativitou si přitáhne vazebné elektrony blíž k sobě → dochází ke vzniku částečných (parciálních) nábojů – elektrostatický dipól

17. Polární kovalentní vazba Elektrostatický dipól

18. Vlastnosti látek s kovalentní vazbou • výsledkem kovalence jsou pravé molekuly • nevedou elektrický proud ani v roztaveném stavu • mezimolekulární síly jsou slabé, tyto sloučeniny mají relativně nízké body tání a varu • nízkomolekulární látky s kovalentní vazbou se dobře rozpouštějí v nepolárních organických rozpouštědlech. • halogeny, kyslík, dusík, většina organických látek - cukry, tuky…

19. Vlastnosti látek s kovalentní vazbou • 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, 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 • makromolekuly s vrstevnatou strukturou např. grafit sice nemají vysokou tvrdost, ale vyznačují se též vysokým bodem tání).

20. Iontová vazba = extrémně polární • rozdíl elektronegativit atomů je větší než 1,7 • elektronegativnější atom si přitáhne elektrony na svou stranu a zařadí je do své elektronové konfigurace • vznikají ionty Např. chlorid sodný Na+Cl-

22. Iontová vazba

23. Vlastnosti látek s iontovou vazbou elektrostatické síly mezi ionty jsou velké iontové krystalické látky jsou • tvrdé, křehké, • mají vysoké body tání • špatně rozpustné v nepolárních (organických) rozpouštědlech, ale většinou se dobře rozpouští ve voděa dalších polárních rozpouštědlech • v roztoku nebo v tavenině se ionty mohou volně pohybovat → vedení el. proudu

24. Koordinačně kovalentní vazba • také koordinační, donor-akceptorní vazba • vlastnosti stejné jako kovalentní • jeden z reaktantů má volný celý elektronový pár a ten poskytne do vazby (donor, dárce) • druhý reaktant nemá ve valenční sféře žádný elektron, tedy má volný orbital (akceptor, příjemce) • amonné soli, koordinační sloučeniny

25. Vznik amonné soli NH4Cl

26. nevazebný elektronový pár prázdný elektronový orbital vazebný elektronový pár

27. Kovová vazba • kationty kovů (jádra a nevalenční elektrony) tvoří pravidelnou krystalovou mřížku • volné valenční elektrony tvoří tzv. elektronový mrak • všechny volně pohyblivé elektrony patří všem atomům, jsou delokalizovány

29. Vlastnosti látek s kovovou vazbou • vysoká elektrická a tepelná vodivost • kujnost a tažnost díky možnosti posunu vrstev mřížky • vysoký lesk – volně pohyblivé elektrony nejsou fixovány na specifických energetických hladinách a jsou schopné pohlcovat a emitovat světlo všech vlnových délek.

30. Slabé vazebné interakce= mezimolekulové interakce • van der Waalsovy síly • coulombické síly • indukční síly • disperzní síly • hydrofobní interakce • vodíkové můstky • mezimolekulové interakce jsou velmi slabé, řádově desetkrát menší než je průměrná energie kovalentní vazby

31. Druhy mezimolekulových interakcí 1) Coulombické síly • uspořádání molekul s trvalým dipólem • elektrostatické přitahování opačně nabitých pólů molekul nebo dipólů a iontů • proti orientaci dipólů působí tepelný pohyb molekul

32. Druhy mezimolekulových interakcí 2) Indukční síly • polární molekula indukuje (vytvoří) dipól v nepolární molekule • uspořádání, přitahování opačně nabitých pólů molekul • http://chemvazba.moxo.cz/Lekce/lekce9.html#Waals

33. Druhy mezimolekulových interakcí 3) Disperzní síly • pohyb elektronu → náboje → kmitání dipólu • uspořádání molekul díky sjednocení kmitání při přiblížení takovýchto molekul 4) Hydrofobní interakce • seskupování molekul nepolárních látek • zmenšení plochy kontaktu s polární látkou (voda)

34. Vodíková vazba (vodíkový můstek) • interakce mezi: atomem vodíku vázaném na silně elektronegativním prvku (fluor, kyslík, dusík) elektronegativním prvkem

35. ovlivňuje výrazně řadu chemických a fyzikálních vlastností sloučenin (tt, tv aj.)

37. Vodíková vazba Intermolekulární – mezi dvěma molekulami Intramolekulární – vodík je vázán ke dvěma atomům téže molekuly (k jednomu vazbou kovalentní, k druhému vazbou vodíkovou) o-nitrofenol