Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA"— Transkript prezentace:

1 Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA
CH6 - Chemická vazba Mgr. Aleš Chupáč, RNDr. Yvona Pufferová Gymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o. Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/ s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“ Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

2 Chemická vazba Atomy většiny prvků nejsou schopny samostatné existence, ale spojují se ve stabilní složitější útvary – molekuly, krystaly tvorba molekul molekuly prvků molekuly sloučenin

3 Chemická vazba chemická vazba = soudržná síla mezi atomy v molekulách nebo krystalech chemická vazba = spojení atomů je prostřednictvím valenčních elektronů

4 Chemická vazba valenční elektrony – jsou umístěny ve vnější elektronové vrstvě = valenční vrstvě vznik chemických sloučenin je založen na stabilní elektronové konfiguraci vzácných plynů oktetové pravidlo: atomy se slučují prostřednictvím předávání nebo sdílení elektronů tak, aby dosáhly stabilní elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu

5 ÚKOL ÚKOL č. 1 Napiš značky vzácných plynů a uveď, proč se skládají z nesloučených atomů.

6 Princip vzniku chemické vazby
Ke vzniku chemické vazby dochází jen v případě, že vznikají energeticky stabilnější produkty, než byly látky výchozí.

7 Podmínky vzniku chemické vazby
atomy musí mít dostatečnou energii atomy se musí přiblížit tak, aby se překryly valenční orbitaly (uplatňují se zde přitažlivé síly, které vedou ke snížení energie; dalším přibližováním by došlo k odpuzování atomů nevznikne vazba) elektrony v orbitalech musí být uspořádány tak, aby došlo ke vzniku elektronového páru stabilní vazba se vytvoří jedině tehdy, dojde-li při jejím vzniku ke snížení energie obr. č.1 Překrytí orbitalů obr. č.2 Přiblížení orbitalů ANO NE obr.č.3 Vznik vazby

8 Charakteristiky chemické vazby
Délka vazby- vzdálenost středů atomových jader v řádech pm tj m Energie vazby Pevnost vazby - hodnotí se podle energie nutné k jejímu rozštěpení Prostorové uspořádání - vazebný úhel

9 Délka vazby závisí: I – I na velikosti atomů
na rozdílu jejich elektronegativit na násobnosti vazby Cl – Cl H – H 74 pm H – F 92 pm C – N 147 pm Cl – Cl 199 pm H – O 96 pm C = N 138 pm I – I 267 pm H – N 101 pm C N 116 pm H – H obr. č.4 Délka vazby

10 Energie H H + H → H-H H-H → H + H - EV= ED
Vazebná energie (Ev)- energie, která se uvolní při vzniku vazby; čím více energie se uvolní, tím stabilnější vazba vznikne, vazebná energie klesá s rostoucí délkou vazby Disociační energie (Ed ) - energie, která se musí dodat k rozštěpení vazby, liší se od Ev znaménkem H-H → H + H E = kJ/mol - EV= ED H + H → H-H E = kJ/mol H obr.č.5 Energie vazby

11 Energie vazby obr. č.6 Graf energie vazby

12 Energie závisí: kJ/mol na velikosti atomů
na rozdílu elektronegativit atomů násobné vazby mají vyšší energii čím kratší vazba, tím vyšší energie kJ/mol H – H 432 H – F 565 C – N 305 Cl – Cl 240 H – O 460 C = N 615 I – I 149 H – N 390 C  N 890

13 Prostorové uspořádání vazeb
= pravidelné rozdělení prostoru okolo atomu pro vazebné i nevazebné elektrony Základní prostorové tvary molekul lineární lomená tetraedr plošná trojboká bipyramida oktaedr obr. č.7 Tvary molekul

14 Vyjadřování vzniku chemické vazby
překrytím orbitalů elektronové strukturní vzorce vazba = valenční čárka – znázorňuje vazebný elektronový pár (popř. nevazebný pár atomu) pomocí spojnice rámečků spojnice znázorňuje překrytí orbitalů obr. č. 8 Překryv orbitalů obr. č. 9 Vazebný elektronový pár O H obr. č.10 Nevazebný elektronový pár 1H obr. č.11 Spojnice rámečků

15 Typy vazeb Kovalentní (polární, nepolární) Iontová
Koordinačně – kovalentní (Donor – akceptorová) Kovová Slabé vazebné interakce (Vodíkové můstky, van der Waalsovy síly)

16 Kovalentní vazba dochází ke sdílení elektronového páru oběma atomy H ↑↓ H obr. č.12 Sdílení elektronů Elektrony chemické vazby

17 Kovalentní vazba Rozdělení
podle výskytu hustoty vazebného elektronového páru podle násobnosti vazeb podle polarity

18 Podle výskytu hustoty vazebného elektronového páru
Vazba σ - největší hustota vaz. el. páru se nachází na spojnici jader obou vázaných atomů Překryv dvou s orbitalů. Překryv s a p orbitalu. Překryv dvou p orbitalů. obr. č.13 Vazba sigma Vazba π - největší hustota vaz. el. páru je symetricky rozložena mimo spojnici jader (nad a pod spojnicí) Překryv dvou p orbitalů. obr. č.14 Vazba pí

19 Podle výskytu hustoty vazebného elektronového páru
obr. č.15 Vazba sigma a pí

20 Podle násobnosti vazeb
jednoduchá vazebný elektronový pár σ delší a slabší než dvojná a trojná dvojná vaz. el. páry σ + π kratší a pevnější něž vazba jednoduchá trojná vaz. el. páry σ + 2 π nejkratší a nejpevnější vaznost = číslo udávající, kolik kovalentních vazeb (vazebných elektronových párů) daný atom vytváří s jinými atomy

21 F O N 1s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↓ Jednoduchá vazba (vazba sigma)
Dvojná vazba (vazba sigma + vazba pí) Násobná vazba 2p N 1s ↑↓ 2s ↑↓ ↑ ↑ ↑ Trojná vazba (vazba sigma + 2 vazby pí) obr. č.16 Vazba podle násobnosti

22 Ta stabilnější - vazba σ
ÚKOL Stabilita vazeb ÚKOL č. 2 Která vazba (σ nebo π) je stabilnější a proč? Vazba σ . Velké hodnoty  disociačních energií. Která vazba bude vznikat nejdříve? Ta stabilnější - vazba σ Která vazba se bude při chemických reakcích přednostně štěpit? Ta méně stabilní – vazba π , je potřeba dodat méně energie.

23 Podle polarity Elektronegativita (X) - Linus Pauling
= schopnost atomu přitahovat vazebný elektronový pár schopnost přitahovat vazebný elektronový pár je u atomů rozdílná, vyjadřuje se číselně, lze ji najít v tabulkách čím je hodnota větší, tím má atom větší schopnost přitahovat vazebné elektrony elektronegativnější atom (s vyšší X, tvoří anionty) ve vazbě poutá el.pár silněji než druhý elektropozitivnější ( s nižší X. tvoří kationty)

24 ÚKOL Stabilita vazeb ÚKOL č. 3
Vyhledej v periodické tabulce prvek s největší a nejmenší hodnotou elektronegativity. Šipkou na vazbě označ, který atom více přitahuje vazebné elektrony: Na – Cl Ag – Br H – O – H Ca – O K – O – H

25 ÚKOL ÚKOL č.4 S využitím webové stránky připravte základní informace o významu a úspěchu na vědeckém poli Linuse Paulinga

26 Podle polarity Nepolární vazba Polární vazba Iontová vazba
Nepolární kovalentní vazba Polární kovalentní vazba Iontová vazba obr. č.17 Vazba podle polarity

27 Určení polarity z rozdílu ∆X
Nepolární vazba - vzniká mezi dvěma stejnými atomy (např.Cl2) - vzniká mezi dvěma různými atomy s podobnou X - rovnoměrné rozdělení elektronové hustoty (ΔX < 0,4) Cl obr. č.18 Nepolární vazba

28 Určení polarity z rozdílu ∆X
Polární vazba vzniká mezi dvěma různými atomy vazebný pár posunut k elektronegativnějšímu atomu ( má vyšší hodnotu X) vytvoření parciálních (částečných) nábojů - molekula tvoří tzv. dipól ∆X = 0,4 – 1,7 Cl H δ- δ+ H Cl Cl H obr. č.20 Polární vazba – parciální náboje obr. č.19 Polární vazba

29 Určení polarity z rozdílu ∆X
Iontová vazba: - vzniká mezi dvěma různými atomy - extrémně polární vazba sdílené elektrony jsou vtaženy do val.vrstvy atomu s vyšší X, vznikají tak ionty atomy jsou k sobě vázány elektrostatickými silami ∆X > 1,7 Na+ Cl- Cl - Na + Cl- Na+ obr. č.22 Vznik iontů obr. č.21 Iontová vazba

30 ÚKOL ÚKOL č.5 Výpočtem urči druh vazby v molekulách: Kyslíku (O2)
Oxidu dusičitého (NO2) Amoniaku (NH3) Chloridu draselného (KCl) Vody (H2O) Fluoridu vápenatého (CaF2) Bromovodíku (HBr)

31 Iontová vazba sloučeniny s tímto typem vazby se nazývají iontové
kationty snadno vznikají z atomů s malou ionizační energií a malým počtem valenčních elektronů (K+, Ca2+, Al3+) anionty snadno vznikají z atomů s velkou elektronovou afinitou a velkým počtem valenčních elektronů (Cl-, O2-)

32 Iontová vazba IONIZAČNÍ ENERGIE - energie potřebná k odtržení 1 molu elektronů z 1 molu atomů → vzniká KATION Na – 1 e– ® Na+ ELEKTRONOVÁ AFINITA - energie uvolněná při vzniku aniontů F + 1 e– ® F–

33 Iontová vazba Každý ion je obklopen určitým počtem opačně nabitých iontů a vytváří tak iontový krystal, který můžeme považovat za makromolekulu. Při rozpouštění nebo v tavenině se ionty uvolňují a mohou se volně pohybovat. Výsledný roztok nebo tavenina vede díky volnému pohybu iontů elektrický proud. obr. č.23 Pohyb iontů

34 Koordinačně – kovalentní (Donor – akceptorová, dativní)
celý vazebný elektronový pár poskytuje pouze jeden atom. atom, který poskytuje celý elektronový pár je donor (dárce), atom, který elektronový pár přijímá je akceptor (příjemce), má prázdný = vakantní orbital vazebný elektronový pár vakantní elektronový orbital nevazebný elektronový pár obr. č.24 Koordinačně – kovalentní vazba

35 Koordinačně – kovalentní (Donor – akceptorová, dativní)
rozdíl mezi kovalentní a donor akceptorovou je jen ve způsobu vzniku, vlastnosti mají stejné typická pro komplexní sloučeniny přechodných kovů, které pro ni poskytují volné orbitaly d Př.: NH3 + H+ ® NH4+ K3[Fe (CN)6], [Ag(NH3)2]+, H[AuCl4], [Au(CN)4]–

36 Vznik amonného kationtu
1s ↑↓ 2p ↑ ↑ ↑ 2s ↑↓ H 1s ↓ H+ 1s NH4+ obr. č.25 Vznik amonného kationtu

37 Kovová vazba prvek je kovem, jestliže počet elektronů jeho nejvyšší zaplňované vrstvy je menší nebo roven číslu periody, v níž se nachází kovy v pevném stavu = krystalická mřížka, atomy kovů jsou obklopeny zpravidla 8 či 12 sousedními atomy Krystalová mřížka mědi - Cu. Jednotlivé atomy nejsou v kovu rozmístěny nahodile, ale tvoří pravidelné geometrické útvary. obr. č.26 Krystalová mřížka mědi

38 Kovová vazba kationty kovu tvoří uzlové body krystalové mřížky
valenční elektrony se zde pohybují v podobě elektronového plynu (jsou delokalizované) všechny valenční elektrony jsou společné všem členům mřížky v atomech se vytvářejí energetické pásy, kde jsou lokalizované společné elektrony obr. č.27 Pohyb elektronového plynu

39 Kovová vazba překrýváním energeticky stejných valenčních elektronových orbitalů v krystalu kovu vznikají společné energetické pásy zde se mohou elektrony volně pohybovat a dodávat tak látce specifické vlastnosti kovů - lesk, velkou elektrickou a tepelnou vodivost, kujnost a tažnost i jejich chemické vlastnosti. obr. č.28 Energetické pásy v kovech

40 Kovová vazba Tepelná a elektrická vodivost: je způsobena pohyblivostí elektronů. Čím jsou uzlové body blíž u sebe, tím elektrony hůře prochází (vodivost je tak slabší). Kování nebo tváření: je způsobeno delokalizací elektronů, jednotlivé vrstvy krystalové mřížky po sobě volně posouvají. Kujnost: je ovlivněna vzdáleností uzlových bodů. Čím jsou uzlové body blíže u sebe, tím je kov tvrdší ale křehčí Naopak je kov měkčí a snadno se upravuje. obr. č.29 Pohyb elektronů

41 ÚKOL ÚKOL č.6 S využitím webových stránek zjisti informace o jevu s názvem supravodivost a zpracuj jako krátký referát.

42 Vlastnosti látek v závislosti na chemické vazbě
LÁTKY S KOVALENTNÍ VAZBOU nízké teploty tání a varu nerozpustné v H2O rozpustné v organických sloučeninách nevodiče Př.: Cl2, H2O, NH3, CH4, křemen, benzen (C6H6),

43 Vlastnosti látek v závislosti na chemické vazbě
LÁTKY S IONTOVOU VAZBOU vysoké teploty tání a varu rozpustné v polárních rozpouštědlech (H2O) nerozpustné v organických rozpouštědlech tvrdé, křehké elektrolyt (tavenina nebo roztok) vedou elektrický proud Př.: roztok NaCl, KF, Na2S, K2O, obr. č.30 Iontová vazba v NaCl

44 Vlastnosti látek v závislosti na chemické vazbě
LÁTKY S KOVOVOU VAZBOU vysoké teploty tání a varu nerozpustné dobře vedou elektrický proud a teplo tažné, kujné, kovový lesk, neprůsvitné tvorba slitin Př.: kovy obr. č.31 Zlato

45 Vlastnosti látek v závislosti na chemické vazbě
LÁTKY SE SLABÝMI VAZBAMI nízké teploty tání a varu rozpouštějí se v nepolárních rozpouštědlech (benzin, toluen,...) jsou těkavé Př.: plyny, voda

46 Základní a excitovaný stav
základní stav - umístění elektronů podle pravidel Stabilní stav – díky nejnižší energii, řada atomů by však v základním stavu nemohla tvořit sloučeniny excitovaný stav - dodáním energie, dojde k vypuzení elektronu z páru do nejbližšího energeticky vyššího orbitalu. [10Ne] 3p ↑↓ ↑ ↑ 3s ↑↓ 16S: [10Ne] 3p ↑ ↑ ↑ 3s ↑↓ 16S*: 4s ↑ [10Ne] 3p ↑ ↑ ↑ 3s ↑ 16S**: 4s ↑ 3d ↑ obr. č.32 Základní a excitovaný stav síry

47 Prostorový tvar molekul
molekula tvar vazebné úhly přímka = lineární tvar spojnice svírají úhel 180°  BeCl2    BF rovnostranný trojúhelník spojnice svírají úhel 120° CH tetraedr (čtyřstěn) spojnice svírají úhel 109,28° 1800 1200 obr. č.33 Tvary a vazebné úhly

48 Prostorový tvar molekul
molekula tvar vazebné úhly PCl trigonální bipyramida (3 × 120°, 2 × 90°) (trojboký dvojjehlan)   SF oktaedr (osmistěn) úhel 90° (čtyřboký dvojjehlan) obr. č.33 Tvary a vazebné úhly

49 Prostorový tvar molekul
Pro určení skutečného tvaru má dále vliv: přítomnost volného elektronového páru na centrálním atomu přítomnost násobné vazby na centrálním atomu

50 Tvary odvozené od tetraedru Tvary odvozené od trojúhelníku
Ostatní tvary CH4 SO3 CO2 H2S SO2 PCl5 NH3 SF6 LOMENÁ MOLEKULA TETRAEDR TROJÚHELNÍK LINEÁRNÍ MOLEKULA TRIGONÁLNÍ BIPYRAMIDA TRIGONÁLNÍ PYRAMIDA OKTAEDR obr. č.33 Tvary a vazebné úhly

51 ÚKOL ÚKOL č.7 Zapiš elektronovou konfiguraci těchto sloučenin a odvoď tvar molekuly: H2O PCl5 BeCl2 BF3 SF6

52 Slabé vazebné interakce
mezimolekulová vazebná interakce, která je ve srovnání s chemickou vazbou podstatně slabší (nízká hodnota energie) přitažlivé elektrostatické síly, které způsobují, že i molekuly se mohou spojovat do složitějších nadmolekulárních struktur ovlivňují fyzikálně-chemické vlastnosti látek Rozdělení: Van der Waalsovy síly Vodíková vazba (můstek)

53 Van der Waalsovy síly δ+ δ- δ- δ+ δ- δ+
jsou důsledkem okamžitých nerovnoměrností rozložení elektronů v molekule velikost polarity lze vyjádřit pomocí dipólového momentu vazby (μ). obr. č.34 Polární a nepolární molekuly δ+ δ- μ Cl H δ- δ+ μ δ- δ+ Nepolární molekuly (μ=0) Polární molekuly (μ≠0) Parciální náboje rozloženy nesymetricky Parciální náboje rozloženy symetricky Coulombické síly – interakce dipól - dipól Indukční síly Disperzní síly

54 ÚKOL ÚKOL č.8 S využitím webové stránky připravte základní informace o významu a úspěchu na vědeckém poli Petera Debye

55 Van der Waalsovy síly Coulombické síly – interakce dipól – dipól (viz voda), dipól - ion - je způsobená polaritou molekul. Je to  elektrostatický jev, molekuly se k sobě natáčí „vrcholky“ s opačnými náboji. Indukční síly - potřebuje ke svému vzniku trvale polarizovanou molekulu, která polarizuje ostatní (polární i nepolární) molekuly. Disperzní síly - vycházíme z představy, že molekuly oscilují (kmitají) dost chaoticky. V určitých momentech se „vykmitnutím“ poruší neutrální stav molekuly a vznikne dipól.

56 obr. č.35 Van der Waalsovy síly
Disperzní síly interakce: mezi nepolárními molekulami Indukční síly: Interakce dipól–indukovaný dipól Coulombické síly: Interakce dipól-dipól Interakce dipól-ion

57 Gekon šplhá po skle velice dobře kvůli Van der Waalsovým silám
obr. č.36 Van der Waalsovy síly

58 Vodíková vazba (můstek)
interakce mezi molekulami nebo i v rámci dvou částí jedné molekuly (speciální případ interakce dipól – dipól) je podstatně slabší (asi 10×) než iontová nebo kovalentní vazba. je tvořena vodíkem a silně elektronegativním prvkem s volným elektronovým párem obr. č.37 Molekula vody obr. č.38 Vodíkové vazby v molekule vody

59 Vodíková vazba (můstek)
vazebný el. pár je posunut k elektronegativnějšímu a atom vodíku může vytvořit slabou vazbu s volným el. párem na atomu další molekuly vznik vodíkové vazby je možný pouze u velmi elektronegativních prvků, jako jsou fluor, kyslík a dusík (silná polarita vazeb HF, OH a NH) obr. č.39 Vodíková vazba v molekule vody

60 Vodíková vazba v molekule vody
obr. č.40 Vazby v molekule vody

61 Vodíkové můstky podmiňují
např. fyzikální vlastnosti látek – teplota varu, tání.. vlastnost, že voda je kapalina za podmínek, kdy jí podobné sloučeniny jsou plynné (H2S, H2Se) stálost prostorového uspořádání bílkovin a nukleových kyselin vlastnosti karboxylových kyselin, alkoholů a dalších organických sloučenin

62 Použité informační zdroje
[1] [online]. [cit ]. Dostupné z [2] [online]. [cit ]. Dostupné z [3] [online]. [cit ]. Dostupné z [4] [online]. [cit ]. Dostupné z [6] [online]. [cit ]. Dostupné z [7][online]. [cit ]. Dostupné z [9] [online]. [cit ]. Dostupné z [12] [online]. [cit ]. Dostupné z [15] [online]. [cit ]. Dostupné z [17] [online]. [cit ]. Dostupné z chemistry.com/chem_bond_explain.html 62

63 Použité informační zdroje
[23] [online]. [cit ]. Dostupné z [24] [online]. [cit ]. Dostupné z [26] [online]. [cit ]. Dostupné z [27] [online]. [cit ]. Dostupné z [28] [online]. [cit ]. Dostupné z [29] [online]. [cit ]. Dostupné [30] [online]. [cit ]. Dostupné z [31] [online]. [cit ]. Dostupné z [33] [online]. [cit ]. Dostupné z [35] [online]. [cit ]. Dostupné z [36] [online]. [cit ]. Dostupné z [37] [online]. [cit ]. Dostupné z [38] [online]. [cit ]. Dostupné z [39] [online]. [cit ]. Dostupné z [40] [online]. [cit ]. Dostupné z 63

64 Použité informační zdroje
Literatura MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie pro čtyřletá gymnázia. Olomouc: Nakladatelství Olomouc, ISBN VACÍK, Jiří. Přehled středoškolské chemie. Praha: Státní pedagogické nakladatelství Praha, ISBN obrázky č.[5, 8,10,11, 13,14, 16,18,19,20,21,22, 25,32,34] – autor Yvona Pufferová

65 Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/ s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“ Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.


Stáhnout ppt "Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA"

Podobné prezentace


Reklamy Google