Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Chemická vazba. Atomy většiny prvků nejsou schopny samostatné existence Tvorba Molekul Molekuly prvků Molekuly sloučenin HH Spojení je realizováno prostřednictvím.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Chemická vazba. Atomy většiny prvků nejsou schopny samostatné existence Tvorba Molekul Molekuly prvků Molekuly sloučenin HH Spojení je realizováno prostřednictvím."— Transkript prezentace:

1 Chemická vazba

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

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

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

5 Energie chemické vazby = energie, která se uvolní při vzniku dané vazby. Disociační energie vazby = energie potřebná ke zrušení chemické vazby. E DIS = - E CHV H + H → H-H H-H → H + H E = kJ/molE = kJ/mol HH HH

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

7 HH H2H2 H H H H Překryv orbitalů a vznik molekuly H 2 :

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

9 1.1 Vazba sigma (σ) p z Atomový orbital (AO) p z Atomový orbital (AO) Molekulový orbital (MO) Největší hustota vazebného elektronového páru leží NA spojnici atomových jader Překryv dvou s orbitalů. Překryv s a p orbitalu. Překryv dvou p orbitalů.

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

11 Systém elektronů π je u trojné vazby válcově symetrický. 1x SIGMA 1x PÍ Trojná vazba: 1x sigma, 2x pí Dvojná vazba je:1x sigma, 1x pí; p x orbital je prázdný

12 Přednostně vzniká vazba sigma. A až potom vazba pí!!!

13 Překryv orbitalů a vznik molekuly F 2 : 2s2p x X Y Z 2p Y 2p Z X Y Z F F  Modely molekuly fluoru: FF

14 X Y Z 2s2p x 2p Y 2p Z O HH H2OH2O H H O Překryv orbitalů a vznik molekuly vody - H 2 O:  Modely molekuly vody: O HH

15 NH 3 H H N X Y Z 2s2p x 2p Y 2p Z N 3 x H H Překryv orbitalů a vznik molekuly amoniaku – NH 3 :  Modely molekuly amoniaku: N H H H

16 Sami pomocí rámečků CH 4 Pro chytré hlavičky: CO 2 Nápověda- uhlík se ve sloučeninách vyskytuje v excitovaném stavu

17 Délka vazby: Délku vazby ovlivňuje:druh vázaných atomů MOLEKULA H2H2 F2F2 HFCO VAZEBNÁ DÉLKA 74pm144pm92pm113pm VAZBA jednoduchá C dvojná C trojná C VAZEBNÁ DÉLKA 154pm133pm121pm povaha chemické vazby

18 Základní a vzbuzený (*) stav atomu Základní stav Vzbuzený (excitovaný) stav Umístění elektronů podle pravidel. Stabilní stav – díky nejnižší energii. Řada atomů by v základním stavu nemohla tvořit sloučeniny. Mg, C, S… Dodáním energie, dojde k vypuzení elektronu z páru do nejbližšího energeticky vyššího orbitalu. [ 10 Ne] 3s ↑↓ 12 Mg: [ 10 Ne] 3p ↑ 3s ↑ 12 Mg*:

19 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. X F = 4,0 X Fr = 0,6 Cl H -I I K Na Ca Mg Al Pb Sn Si H P C S N Cl O F 4,02,1 0,8 Kladná oxidační čísla Záporná oxidační čísla

20 1. Kovalentní vazba (ΔX < 0,4 ) Dochází ke sdílení elektronového páru oběma atomy Cl ↑↓ Cl VAZEBNÝ ELEKTRONOVÝ PÁR + Cl 2 Cl

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

22 4. Vazba koordinačně kovalentní (dativní, donor-akceptorová) N 1s ↑↓ 2p ↑ ↑ ↑ 2s ↑↓ H 1s ↓ H H H+H+ 1s NH 4 + Celý vazebný el. pár poskytuje pouze jeden atom. 5. Kovy a kovová vazba Prvek je kovem, jestliže: počet elekt. jeho nejvyšší zaplňované vrstvy ≤ číslu periody, v níž se prvek nachází. Vlastnosti: kovový lesk, tažnost, kujnost, tepelná a elektrická vodivost DraslíkVápníkRtuť Osmium

23 Atomy kovů tvoří krystalové mřížky, ve kterých jsou obklopeny zpravidla 8 či 12 sousedními atomy. 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. Mezi atomy působí KOVOVÁ VAZBA Kujnost

24 Vliv chemické vazby na vlastnosti látek Vyšší T t a T v. Rozpustné ve vodě. Nerozpustné v org.rozpouštědlech. Elektrolyt (roztok či tavenina vede el. proud). Vysoké T t a T v. Nerozpustné. Vodiče. 1. Kovalentní vazba 2. Iontová vazba 3. Kovová vazba Nízké T t a T v. Nerozpustné ve vodě. Rozpustné v org.rozpouštědlech. Nevodiče. kovy NaCl benzen C 6 H 6, CH 4,

25 Slabé vazebné interakce Síly mezimolekulární (energie sil << energie kovalentní vazby) Ovlivňují fyzikální vlastnosti (skupenství) 1. Van der Waalsovy síly a) Coulombické sílyb) Indukční sílyc) Disperzní síly Jsou důsledkem okamžitých nerovnoměrností rozložení elektronů v molekule. Velikost polarity lze vyjádřit pomocí dipólového momentu vazby (μ). Cl H Polární molekuly (μ≠0)Nepolární molekuly (μ=0) δ-δ- δ+δ+ δ-δ- δ+δ+ δ-δ-δ+δ+ δ-δ- δ+δ+ Parciální náboje rozloženy nesymetrickyParciální náboje rozloženy symetricky μ μ

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

27 2. Vodíková vazba O H H 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) O HH O HH O HH O HH O HH O HH H 2 O T v = 100 °C H 2 S T v ≈ - 60 °C

28 H F H F H F H F H F H F H H H CO H H H C FH H H H CO H H H C Tv ≈ 20 °C Tv ≈ - 24 °C Tv ≈ 78 °C

29 H2H2 F2F2 CO Tvary molekul Tvar ovlivňuje-Typ atomů

30 Poloměr atomu HF HCl HBr HI H2OH2O NH 3 CH 4 roste

31 Příklad: CO 2 LINEÁRNÍ MOLEKULA 1 atom je centrální (CA) a ostatní vazebné atomy se snaží rozmístit okolo něj tak, aby byly co nejdále od sebe. 1+2

32 Příklad: BF 3 TROJÚHELNÍK 1+3

33 TETRAEDR Příklad: CCl 4 1+4

34 Příklad: PCl 5 TRIGONÁLNÍ BIPYRAMIDA 1+5

35 Příklad: SF 6 OKTAEDR 1+6

36 POZOR!!! I volný elektronový pár ovlivňuje výsledný tvar molekuly!!! (chová se jako by to byl další vazebný atom) Většina molekul však není ideální…..

37 O ═ C ═ O LINEÁRNÍ MOLEKULA O HH OHH 1. CO 2 2. H 2 O 2s2p x 2p Y 2p Z O HH LOMENÁ MOLEKULA

38 2p Z 2s2p x 2p Y N 3 x H TRIGONÁLNÍ PYRAMIDA 3. NH 3

39 Tvary odvozené od tetraedru Tvary odvozené od trojúhelníku Ostatní tvary CH 4 SO 3 CO 2 H2SH2SSO 2 PCl 5 NH 3 SF 6 LOMENÁ MOLEKULA TETRAEDRTROJÚHELNÍK TRIGONÁLNÍ PYRAMIDA LINEÁRNÍ MOLEKULA TRIGONÁLNÍ BIPYRAMIDA OKTAEDR

40 Vazebný úhel: CO 2 SO 3 H2OH2O


Stáhnout ppt "Chemická vazba. Atomy většiny prvků nejsou schopny samostatné existence Tvorba Molekul Molekuly prvků Molekuly sloučenin HH Spojení je realizováno prostřednictvím."

Podobné prezentace


Reklamy Google