P ODMÍNKY VZNIKU CHEMICKÉ VAZBY Mgr. Jaroslav Najbert.

Prezentace na téma: "P ODMÍNKY VZNIKU CHEMICKÉ VAZBY Mgr. Jaroslav Najbert."— Transkript prezentace:

1 P ODMÍNKY VZNIKU CHEMICKÉ VAZBY Mgr. Jaroslav Najbert

2 Gymnázium a Jazyková škola s právem státní jazykové zkoušky Svitavy Název školy Gymnázium a Jazyková škola s právem státní jazykové zkoušky Svitavy Adresa školy Sokolovská 1638 IČO 620 330 26 Operační program Operační program Vzdělávání pro konkurenceschopnost Registrační číslo CZ.1.07/1.1.28/01.0050 Označení vzdělávacího materiálu K_INOVACE_1.CH.03 Vzdělávací oblast Člověk a příroda Vzdělávací obor Chemie Tematický okruh Chemická vazba Zhotoveno Ročník Vyšší stupeň osmiletého gymnázia a čtyřleté gymnázium (RVP – G) Anotace Materiál je určen jako studijní materiál v předmětu chemie. Je zaměřen na vysvětlení pojmu chemické vazby, podmínky jejího vzniku a vysvětlení pojmu slabé vazebné interakce. Primárně je koncipován pro seminář chemie, lze jej využít i v hodinách chemie.

3 Definice chemické vazby Až na výjimky (kosmický prostor, vzácné plyny, vysoké teploty) jeví atomy snahu se sdružovat nebo původní seskupení měnit. Vznikají tak skupiny atomů prvků se stejným Z (molekuly a krystalové mřížky prvků) nebo skupiny atomů prvků s různým Z (molekuly a krystaly sloučenin). Atomy, které spolu setrvávají v kontaktu na určitou vzdálenost, jsou spojeny chemickou vazbou. Chemická vazba – vzájemné silové působení mezi atomy, zprostředkované valenčními elektrony. Nová chemická vazba vzniká v případě, že energie nově vzniklého systému je nižší než systému původního a atomy zaujmou geometricky specifikované pozice. Původním systémem mohou být izolované atomy nebo atomy v chemické vazbě.

4 Vazebná interakce E p ‹0 E p =0 Ep›0Ep›0 EpEp x

5 Vazebná interakce E p ‹0 E p =0 Ep›0Ep›0 EpEp x D – energie vazby l – délka vazby

6 Charakteristika vazby Délka vazby – l - vzdálenost mezi jádry atomů – určuje rovnovážnou polohu systému. Vztah mezi E v a E d - Energie vazby – D – může být vyjádřena jako: E v – vazebná energie – množství energie, které se uvolní při vzniku vazby – z hlediska systému má zápornou hodnotu. E d – disociační energie - množství energie (práce), kterou musíme dodat, abychom vazbu rozrušili – z hlediska systému má kladnou hodnotu. Energie vazby se udává v elektronvoltech, energie jednoho molu chemických vazeb jednotkou kJ*mol -1.

7 Pevnost vazby – slabá vazba E p ‹0 E p =0 Ep›0Ep›0 EpEp x Vazba je slabá, protože potenciálová jáma je malá, na rozrušení není nutné vykonat velkou práci. Disociační energie má malou hodnotu.

8 Pevnost vazby – silná vazba E p ‹0 E p =0 Ep›0Ep›0 EpEp x Vazba je silná, protože potenciálová jáma je velká, na rozrušení je nutné vykonat velkou práci. Disociační energie má velkou hodnotu.

9 Nevazebná interakce E p ‹0 E p =0 Ep›0Ep›0 EpEp x Vazba nevzniká, systém se nedostává do potenciálové jámy, potenciální energie systému se zvyšuje.

10 Podmínky vzniku vazby Musí dojít ke srážce částic a tím k překrytí valenčních orbitalů. Srážka musí být účinná - počet, energie a prostorové uspořádání orbitalů a v nich umístěných elektronů musí umožnit vznik elektronového páru. Ne každá srážka částic vede ke vzniku vazby. Orbitaly mohou být tvarově odlišné, mají jinou orientaci v ose, případně spin elektronů je souhlasný. 1s 2s 2p 1s 2s 2p 1s 2s 2p

11 Účinná srážka

12

13 Neúčinná srážka

14 Formální znázornění vazby K formálnímu znázornění vazebných poměrů využíváme symboliku: Volný elektron: Vazebný elektronový pár: Nevazebný elektronový pár: tečka okolo atomu čárka okolo atomu čárka mezi atomy Molekula O 2 :

15 Lewisova teorie Atomy vstupují do vazeb na doplnění valenčních orbitalů elektrony – maximální počet sdílených elektronů je 8 – teorie elektronového oktetu. Lewisovy vzorce nevystihují skutečnou strukturu molekuly. Ve skutečnosti je síra jako centrální atom šestivazná, podle Lewisova vzorce z ní však mohou vycházet pouze 4 vazby, tvořené dvěma elektrony = 8 elektronů.

16 Teorie hybridizace Elektrony atomu z různých valenčních orbitalů by měly dát vznik vazbám s odlišnou energií. V řadě případů nebylo potvrzeno – vazby byly energeticky rovnocenné. Původní orbitaly daly vznik novým, energeticky rovnocenným = hybridizovaným. Platí pravidla: Hybridní orbitaly vznikají z energeticky blízkých orbitalů. Orbitaly musí mít vhodnou symetrii. Počet hybridních orbitalů je roven součtu původních atomových orbitalů. Elektrony Π vazby nehybridizují. Označení hybridních orbitalů vychází z původních orbitalů.

17 Hybridizace V molekule methanu se váže uhlík čtyřmi jednoduchými vazbami s využitím všech čtyř valenčních elektronů (nutná excitace). 2s 2p 2s 2p Ve skutečnosti vznikly 4 energeticky rovnocenné (hybridizované) atomové orbitaly sp 3. 4sp 3

18 Hybridní atomové orbitaly Teorie hybridizace má uplatnění při odvozování tvarů molekul (nahrazována teorií VSEPR).

19 Hybridní atomové orbitaly SF 6 3s3p 3s3p3d 6sp 3 d 2

20 Teorie molekulových orbitalů Jestliže se vazba projeví snížením energie systému, musí mít i elektrony, které vazbu vytvořily, menší energii. Nemohou se vyskytovat v původních atomových orbitalech prvků, které vytvořily vazbu, ale vyskytují se v nově vytvořených. Vazbou vzniklé nové orbitaly označujeme jako molekulové. Molekulové orbitaly lze z původních atomových orbitalů odvodit matematicky metodou LCAO – lineární kombinací atomových orbitalů. Z původních atomových orbitalů vždy vznikají vazebné a protivazebné molekulové orbitaly, jejich počet je roven součtu původních atomových orbitalů.

21 Elektronegativita Vazebné elektrony v molekulových orbitalech nemusí být rozmístěny rovnoměrně, ale mohou být přitahovány k jednomu z atomů. H – H H – Cl

22 Elektronegativita Schopnost atomů přitahovat vazebné elektronové páry charakterizujeme veličinou elektronegativita. Je odvozena z hodnot disociačních energií vazeb nebo výpočtem z ionizačních energií a elektronových afinit – mohou se v periodické tabulce lišit. Čím vyšší hodnota elektronegativity, tím více atom přitahuje vazebné elektronové páry. elektronegativita vzrůstá

23 Slabé vazebné interakce Vzájemné silové působení mezi částicemi, které není zprostředkováno vazebnými elektrony. Van der Waalsovy síly Vodíkové můstky Coulombické síly – trvalý náboj, způsobený rozdílem elektronegativit. Indukční síly – okamžitý náboj, způsobený pohybem elektronů v MO. Disperzní síly – interakce jádro – obal. Slabé vazebné interakce ovlivňují fyzikální vlastnosti. Interakce jádro vodíku – elektrony druhé molekuly.

24 Krystalová mřížka Slabé vazebné interakce způsobují shlukování stavebních částic, které pod určitou teplotou vytváří krystalovou mřížku. Krystalová mřížka KovyIontové sloučeninyKovalentní sloučeninyMolekulové látky Tvar molekul (závisí na rozložení elektronové hustoty) nebo vzájemná poloha atomů podmiňuje výslednou strukturu krystalu – krystalografické soustavy. Kovová mřížka – atomy blízko sebe, dochází k překrytí valenčních orbitalů, elektrony delokalizovány, mohou se neusměrněně pohybovat. Vnější elektrické pole může jejich pohyb usměrnit – kovy vedou elektrický proud. FeNaClgrafit (C) CH 4

25 Gymnázium a Jazyková škola s právem státní jazykové zkoušky Svitavy Materiál je určen pro bezplatné používání pro potřeby výuky a vzdělávání na všech typech škol a školských zařízeních. Jakékoliv další využití podléhá autorskému zákonu. Zdroje a použitá literatura 1. ATKINS, P. W. a DE PAULA, Julio. Fyzikální chemie. Vyd. 1. Praha: Vysoká škola chemicko-technologická v Praze, 2013. xxvi, 915 s. ISBN 978-80-7080-830-6. 2. KLIKORKA, Jiří, VOTINSKÝ, Jiří a HÁJEK, Bohumil. Obecná a anorganická chemie: celost. vysokošk. učebnice pro vys. školy chemicko-technologické. 1. vyd. Praha: SNTL, 1985. 591 s. 3. Fotografie a vzorce z vlastní databáze autora. Vytvořeny programy ACD FREE 12, Snagit