V. CHEMICKÁ VAZBA a mezimolekulární síly

Prezentace na téma: "V. CHEMICKÁ VAZBA a mezimolekulární síly"— Transkript prezentace:

1 V. CHEMICKÁ VAZBA a mezimolekulární síly

2 1) CHEMICKÁ VAZBA A) VZNIK CHEMICKÉ VAZBY: Při vzniku vazby :
se uvolní energie se změní uspořádání valenčních elektronů každý atom se snaží o nejstabilnější elektron. konfigura- ci (oktet, duet)

3 Pozn.: v této kapitole je výhodné použít zápis atomů s va-
lenčními elektrony: prvek počet val.el. symbol elektron. konfigurace Na Na [Ne] 3s1 Mg Mg či [Ne] 3s2 C C či [Ne] 3s2 3px1 3py1 N N či [Ne] 3s2 3px1 3py1 3pz1 O O či [Ne] 3s2 3px2 3py1 3pz1 Cl Cl či [Ne] 3s2 3px2 3py2 3pz1

4 B) TYPY CHEMICKÝCH VAZEB
a) IONTOVÁ VAZBA – vzniká obvykle mezi kovy a nekovy. Víme: Na snadno dává elektron, Cl snadno přijímá elektron. Na + → Cl Na + Př.: NaCl 1 valenční elektron 7 valenčních elektronů Co se stalo ? atomy si předaly elektron na obou atomech vznikl oktet vznikl kation a anion, ty jsou spolu drženy elektrosta- tickou silou výsledná sloučenina je iontová

5 ALE: Nekovy netvoří iontové sloučeniny, „nechtějí dávat“ elektrony, a přesto jsou miliony sloučenin mezi C, H, O, N, Cl ... (organické sloučeniny). Jak to?? V těchto případech vzniká: b) KOVALENTNÍ VAZBA Její vznik: atomy se přiblíží vnější orbitaly se překryjí z valenčních elektronů vzniká 1 či více sdílených (vazeb- ných) elektronových párů Vazebný pár patří oběma atomům a tvoří kovalentní vazbu.

6 Vznikne-li mezi 2 atomy: 1 sdílený pár, hovoříme o vazbě jednoduché
2 (3) sdílené páry, jde o vazbu dvojnou (trojnou), Dvojné a trojné vazbě říkáme vazba násobná. Př.: H2 + → H + → V H2 je 1 vazebný el. pár, je tam vazba jednoduchá. Na obou atomech vznikl duet. Pozn.: Atom H má 1 proton a 1 elektron. Proto: H+ = kation vodíku = proton +

7 Př.: Cl2 Cl + → V Cl2 je vazba jednoduchá. Na obou atomech vznikl oktet. Na každém atomu chloru v molekule Cl2 jsou též 3 volné elektronové páry (neúčastní se vazby). Př.: N2 + → N V N2 je vazba trojná. Na obou atomech vznikl oktet. Dále rozlišujeme: vazbu  : vazebný pár je na spojnici jader; vzniká např. překrytím orbitalů s + s či px + px; je např. v Cl2, H2 vazbu  : vazebný pár je mimo spojnice jader; vzniká např. překrytím py + py či pz + pz; v N2 je tedy 1 vazba  a 2 vazby 

8 = = = vazba  : s + s : px + px :
vazba  : py + py (na obr. červeně), nebo pz + pz (na obr. zeleně) = 8

9 Tvoří-li vazbu 2 RŮZNÉ ATOMY :
jeden z nich má větší sílu poutat vazebný pár (má větší elektronegativitu), na něm je pak částečný záporný náboj, na 2. atomu částečný kladný náboj a vznikne: c) POLÁRNĚ KOVALENTNÍ VAZBA (zkráceně polární vazba) : Ta je u většiny sloučenin. Elektronegativita atomů  : Je v PSP. Přibližně platí, když je: 1.sk. 2.sk. 13.sk sk.  = min  = max P S P  > 1.7, vazba je iontová  < 0.4, vazba je kovalentní 1.7 >  > 0.4, vazba je polární kde  rozdíl elektronegativit

10 → H + Cl  +  Př.: HCl Na H vznikl duet, na Cl oktet.
 = (Cl) - (H) = 2,8 – 2,2 = 0,6 > 0,4; vazba je polární; Cl má větší sílu poutat vazebný pár, na Cl vznikl částeč-ný záporný náboj, na H částečný kladný náboj. Vznikla POLÁRNÍ MOLEKULA – DIPÓL. d) VAZBA KOORDINAČNĚ KOVALENTNÍ Vazba mezi atomem s prázdným orbitalem a atomem s volným elektronovým párem. Do vazebného páru přispěje 1 atom 2 elektrony, 2. atom žádným; přesto jsou všechny vazby rovnocenné.

11 Př.: NH4+ NH H → NH4+ volný el. pár prázdný orbital N H + N N H + H+ → H Př.: H3O + H2O H → H3O+ volný el. pár prázdný orbital O O H + H O H + H+ → H3O+ říkáme oxoniový kation.

12 VÝJIMKY Z OKTETOVÉHO PRAVIDLA:
a) RADIKÁLY (jen pro FBI) = uskupení atomů s lichým poč- tem valenčních elektronů. Jsou vysoce reaktivní. Způsobují řetězové reakce (hoření, exploze). Př.: hoření H2 , probíhá v krocích: H2 → H + vznik 2 radikálů (atom H má 1 el., je to tedy radikál) H HO + O2 → O atom O má 2 „liché“ el., je radikál + H2 → O HO H opět z 1 radikálu vznikají 2 radikály 2 HO + 2 H → 2 H2O radikály reagují spolu a tak zanikají Výsledná reakce (součet kroků) : H2 + O2 → 2 H2O

13 Podobně probíhá i hoření uhlovodíků.
Radikály způsobují i např. žluknutí tuků, degradaci plastů na slunci, stárnutí. Dál: PRO VŠECHNY: b) Na středovém atomu je VÍCE elektronů než OKTET: Př.: PCl5, příp. SF6 ... P Cl c) Na středovém atomu je MÉNĚ elektronů než OKTET: Př.: BF3 B F

14 2) MEZIMOLEKULÁRNÍ SÍLY
C) CHARAKTERISTIKY CHEMICKÝCH VAZEB délka vazby polarita vazby energie vazby = energie, kterou je nutno dodat k rozbití vazby; čím je menší, tím je sloučenina reaktivnější 2) MEZIMOLEKULÁRNÍ SÍLY Jsou menší než síly mezi atomy v chemické vazbě. Patří k nim: a) Síly mezi okamžitými dipóly - jsou mezi všemi molekulami. Vznik těchto dipólů: elektronový obal molekuly víří, proto těžiště + a – nábojů nejsou stejná a stále se přestavují.

15 H2O b) Síly mezi trvalými dipóly, tj. mezi polárními molekulami;
př. mezi molekulami HCl (viz snímek 9 a 10 této kapitoly) c) Vodíková vazba: Vznik: když atom H leží mezi atomy N, O či F (atomy s velkou elektronegativitou a s volným elektronovým párem). Je z mezimolekulárních sil největší a výrazně ovlivňuje vlastnosti dané látky. Např.: je v H2O, NH3, HF H2O H O je vodíková vazba