Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

1 Chemická vazba Atomy se sdružují do útvarů = MOLEKULY valenčními elektrony Spojení = chemická vazba pzn: soudržné síly (silové interakce) poutající navzájem.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "1 Chemická vazba Atomy se sdružují do útvarů = MOLEKULY valenčními elektrony Spojení = chemická vazba pzn: soudržné síly (silové interakce) poutající navzájem."— Transkript prezentace:

1 1 Chemická vazba Atomy se sdružují do útvarů = MOLEKULY valenčními elektrony Spojení = chemická vazba pzn: soudržné síly (silové interakce) poutající navzájem sloučené atomy v molekulách a krystalech VAZBA = VALENCE

2 2 Chemická vazba Podmínka vzniku: dostatečné přiblížení atomů s dostatečně vysokou energií správná prostorová orientace

3 3 Molekuly Složené ze dvou a více atomů vázaných chemickou vazbou Molekula: a) Prvku = stejné atomy (stejné Z – protonové číslo) (O 2 ) b) Sloučeniny = různé atomy (jiné Z – protonové číslo) (CO 2 )

4 4 Veličiny Vazebná energie (TVORBA chemické vazby) - energie, která se uvolní při vzniku dané chemické vazby Disociační energie (ŠTĚPENÍ chemické vazby) - energie, kterou je potřeba dodat k rozštěpení dané chemické vazby Stejné až na znaménko (kJ/mol)

5 5 Veličiny Elektronegativita (X) - schopnost atomů přitahovat vazebné elektrony (sdílené s jinými atomy). Podle její hodnoty se chemické vazby třídí do skupin. v rozmezí od 0,70 do 4,00 (v PSP) Největší (X) má F, nejméně (X) alkalické kovy.

6 6 Veličiny Elektropozitivita (Y) - opakem elektronegativity - schopnost atomu uvolňovat vazebné elektrony Největší (Y) mají alkalické kovy.

7 7 PSP = proces, dodáním energie se odtrhne elektron (či více) - Z elektroneutrálního atomu vznikne KATION IONIZACE IONIZAČNÍ ENERGIE =Nutná k odtržení elektronu, dodaná. Elektron se po odtržení spojí s neutrální částicí = ANION ELEKTRONOVÁ AFINITA =Energie uvolněná

8 8 Typy chemických vazeb Základní typy chemických vazeb: - Kovalentní - Polární - Iontové - Kovové - Koordinačně kovalentní Dále existují ještě slabé vazebné interakce (mezimolekulové síly): - van der Waalsovy síly - Vodíkové můstky

9 9 Pzn: Přitažlivé síly, klesá E p (energie potenciální) do okamžiku energetického minima, kdy je systém NEJSTABILNĚJŠÍ. Atom B se přibližuje Kovalentní vazba E p = potenciální energie systému l = délka ch.vazby: vzdálenost jader atomů vázaných v molekule

10 10 Další přiblížení B = uplatnění odpudivých sil. Kovalentní vazba Nevzniká chemická vazba E p = potenciální energie systému Atom B se přibližuje

11 11 Překryvem AO (atomového orbitalu) vzniká MO (molekulový orbital) je tvořena min 2 elektrony (typy vazeb:) 1) Vazba sigma  - vazba na spojnici jader Kovalentní vazba

12 12 2) Vazba typu  – vazba mimo spojnici jader (boční překryv) Kovalentní vazba Překryvem AO (atomového orbitalu) vzniká MO (molekulový orbital)

13 13 Rozdílnost vazeb:

14 14 Násobnost kovalentní vazby: 1) JEDNODUCHÁ 1elektronový pár,  vazba, slabší +

15 15 Násobnost kovalentní vazby: 2) DVOJNÁ 2 elektronové páry, 1  a 1 , pevnější +

16 16 Násobnost kovalentní vazby: 3) TROJNÁ 3 elektronové páry, 1  a 2 , nejpevnější +

17 17 Kovalentní vazba = spoluvlastnictví elektronového páru Kovalentní vazba

18 18 Polarita kovalentní vazby Vznik parciálních nábojů  +  - ELEKTRONEGATIVITA: zavedl Pauling

19 19 Polarita kovalentní vazby Paulingova stupnice elektronegativit prvků H 2,2 LiBeBCNOF 0,981,572,042,553,043,44 4 NaMgAlSiPSCl 0,931,311,511,92,192,583,16 AsSeBr 2,182,552,96 I 2,66

20 20 Typy vazeb podle rozdílných hodnot elektronegativity 1)nepolární vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 0 do 0,40 (H 2,O 2,Cl 2 nebo methan CH 4 )

21 21 Typy vazeb podle rozdílných hodnot elektronegativity 2) polární vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 0,40 do 1,70 (HCl,H 2 O)

22 22 Typy vazeb podle rozdílných hodnot elektronegativity 3) iontová vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 1,70 (NaCl,NaF)

23 23 Typy vazeb podle rozdílných hodnot elektronegativity 1)nepolární vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 0 do 0,40 (H 2,O 2,Cl 2 nebo methan CH 4 ) 2) polární vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 0,40do 1,70 (HCl,H 2 O) 3) iontová vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 1,70 (NaCl,NaF)

24 24 Iontová vazba = předání el. páru k přesunu celého vazeb. páru = vznik iontů – samostatných nabitých částic elektrostatické sily mezi alkalickými kovy a halogeny

25 25 Iontová vazba = předání el. páru

26 26 Koordinačně kovalentní vazba Stejná jako kovalentní Liší se vznikem : 1.partner (atom) poskytuje celý el.pár (DÁRCE = DONOR) (ligandy) 2.partner má volný orbital, přijímá el. pár (PŘÍJEMCE = AKCEPTOR ) (centrální atom) př = komplexní sloučeniny, amoniak, voda

27 27 Koordinačně kovalentní vazba + H + Volný elektronový pár

28 28 Koordinačně kovalentní vazba + H +

29 29 Kovová vazba mezi atomy (v kovech): a) elektronegativity poměrně nízké b) vzájemně se neliší Kovy = látky s pravidelným uspořádáním-krystalickým. Kovová mřížka = část struktury kovu (nejčastěji krychle) Levá část PSP Pevné až na Hg

30 30 Kovová vazba KOVY Kovy = levá část PSP Pevné až na Hg (kapalina)

31 31 Kovová vazba KOV = počet elektronů jeho nejvyšší zaplňované vrstvy je menší nebo roven číslu periody, v němž se nachází Př. Al třetí perioda, poslední vrstva 3e - (kov) Př. P třetí perioda, poslední vrstva 5e - (nekov) Kujnost, tažnost, vodivost

32 32 Kovová vazba Valenční elektrony se volně pohybují = elektronový plyn Elektrony společné všem členům mřížky Pohyblivost e - = elektrická vodivost

33 33 Slabé vazebné interakce = MEZIMOLEKULOVÉ SÍLY: Mezi molekulami téže látky Mezi molekulami látek různých Molekuly se mohou navzájem spojovat. Slabé, ale ovlivňují vlastnosti.

34 34 Slabé vazebné interakce 1) Van der Waalsovy síly Elektrostatické přitahování dipólů Síly: a) coulombické, b) indukční, c) disperzní E vazby menší než E kovalentní Dipól: Nesymetrické rozložení náboje

35 35 Slabé vazebné interakce Dipólový moment  Součin délky vazby l a parciálního náboje Směr od – k +,Velikost určitá Polarita molekul :  =0 Př. HCl = je zde dipól  =0 : polární CO 2  = 0 : nepolární (lineární) H 2 O  = 0 : polární (lomený) Záleží na tvaru molekuly

36 36 Slabé vazebné interakce A) coulombické síly Orientace molekul při přitahování dipólů - uspořádání molekuly - Pokles E, tím růst stability

37 37 Slabé vazebné interakce b) indukční síly Vznik dipólů působením jiného dipólu. Z nepolární látky může být polární

38 38 Slabé vazebné interakce c) disperzní síly Synchronizace kmitání dipólů (el. obal osciluje, kmitá) U všech látek Nejvýznamnější pro van der Waalsovy síly

39 39 Slabé vazebné interakce 2) vazba vodíkovým můstkem - Speciální interakce dipól-dipól - Uplatnění mechanických sil Ovlivňuje: 1) prostorové uspořádání molekul 2) fyzikální vlastnosti látek způsoben: 1) Existence volného el. páru 2) H s atomem, který má vysokou elektronegativitu (F, O, N)

40 40 Slabé vazebné interakce 2) vazba vodíkovým můstkem Mezi různými molekulami = intermolekulární

41 41 Slabé vazebné interakce uvnitř látky: intramolekulární

42 42 Vyšší T varu než ostatní podobné molekuly V., VI. a VII. skupiny Malý rozdíl elektronegativit mezi C a H, není volný el,pár. = není H můstek

43 43 Slabé vazebné interakce Vodíkové můstky v kapalné vodě:

44 44 Energie vazeb srovnání energií různých typů mezimolekulových sil rozdíly velmi významné: vodíková vazba 19 kJ mol -1 (H 2 O) van der Waalsova síla 8 kJ mol -1 (CO 2 ) van der Waalsova síla 0,01 kJ mol -1 (He, jen disperzní síly) pro srovnání: průměrná kovalentní vazba (jednoduchá) 350 kJ mol -1

45 45 Vaznost Počet kovalentních vazeb, vycházejících z atomu prvku ve sloučenině. 2. a 3. perioda = OKTETOVÉ PRAVIDLO Vázané atomy sdílením elektronů nabývají stálé konfigurace vzácných plynů Neplatí pro molekuly s lichým počtem a BF 3

46 46 STRUKTURA KRYSTALŮ Pevné látky mají stálé a pravidelné uspořádání atomů. Poly = velký počet krystalů Mono = jednotlivé krystaly 7 krystalových struktur Realita = poruchy

47 47 ALOTROPIE = prvek se vyskytuje ve více krystalových modifikacích Existence látek v několika různých krystalových formách nebo-li modifikacích lišících se strukturou Př: uhlík: a) diamant b) grafit STRUKTURA KRYSTALŮ

48 48 1)Atomové (kovalentní) krystaly Zesíťované molekuly, atomy vázány kovalentními vazbami, - vysoká T tání, - velká tvrdost - pevnost (diamant) STRUKTURA KRYSTALŮ

49 49 2) Molekulové krystaly plyny tvořeny molekulami, které drží pohromadě van der Walsovými interakcemi (molekula jodu, krystaly vz.ácných plynů) STRUKTURA KRYSTALŮ

50 50 3) Iontové krystaly Pravidelně uspořádány ionty V pevném stavu nevedou elektrický proud, ale v roztoku či tavenině ano Jsou křehké a rozpustné v polárním rozpouštědle (voda) Př. NaCl STRUKTURA KRYSTALŮ

51 51 4) Kovové krystaly Těsně uspořádány atomy STRUKTURA KRYSTALŮ


Stáhnout ppt "1 Chemická vazba Atomy se sdružují do útvarů = MOLEKULY valenčními elektrony Spojení = chemická vazba pzn: soudržné síly (silové interakce) poutající navzájem."

Podobné prezentace


Reklamy Google