Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

P ERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ Chemická vazba. Periodická soustava prvků Na počátku 19. století se nashromáždilo velké množství poznatků o vlastnostech dosud.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "P ERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ Chemická vazba. Periodická soustava prvků Na počátku 19. století se nashromáždilo velké množství poznatků o vlastnostech dosud."— Transkript prezentace:

1 P ERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ Chemická vazba

2 Periodická soustava prvků Na počátku 19. století se nashromáždilo velké množství poznatků o vlastnostech dosud známých prvků. Vyvstala nutnost tento materiál systematicky roztřídit. Periodický zákon (D.I.Mendělejev -1869): Vlastnosti prvků, jakož i složení a vlastnosti jejich sloučenin jsou periodickou funkcí atomových hmotností. Později zjištěno, že periodicita vlastností prvků nezávisí na atomových hmotnostech, ale na protonovém čísle. Příklad: Srovnejme jod (A r = 126,9) a tellur (A r = 127,6). Na základě atomových hmotností bychom řadili I před Te, avšak počty valenčních elektronů rozhodují o zařazení jodu (7 elektronů) do skupiny halogenů (F, Cl, Br, I) a tellur (6 elektronů) do skupiny chalkogenů (O, S, Se, Te).

3 PERIODICKÁ TABULKA PRVKŮ Současná periodická tabulka obsahuje 118 prvků uspořádaných do 7period a 18 skupin.

4 Periody: Číslo periody se shoduje s hlavním kvantovým číslem orbitalu s, který se v ní začíná zaplňovat. Zaplňování atomových orbitalů v periodách: PeriodaElektronové konfigurace prvkůPočet prvků 1. 1s 1 1s s 1 2p 0 – 2s 2 2p s 1 3p 0 – 3s 2 3p s 1 3d 0 4p 0 – 4s 2 3d 10 4p s 1 4d 0 5p 0 – 5s 2 4d 10 5p s 1 4f 0 5d 0 6p 0 – 6s 2 4f 14 5d 10 6p s 1 5f 0 6d 0 7 p 0 – 7s 2 5f 14 6d 10 7p 6 32 Řídí se výstavbovým principem (n+l)

5 Skupiny: Starší systém označování - římskými čísly: V současné době označovány arabskými čísly 1-18 (podle IUPAC - International Union of Pure and Applied Chemistry). I.-VIII.A: nepřechodné prvky I.-VIII.B: přechodné prvky Ve skupinách jsou pod sebou řazeny prvky, mající stejné počty elektronů v poslední, popř. předposlední vrstvě elektronového obalu - tzv. valenční elektrony - tudíž mají tyto prvky i podobné chemické vlastnosti.

6 ROZDĚLENÍ PRVKŮ DO BLOKŮ PODLE UMÍSTĚNÍ VALENČNÍCH ELEKTRONŮ (podle elektronové konfigurace) BlokValenční elektronyPočet skupin s-prvkyns 1až2 2 p-prvkyns 2 np 1až6 6 d-prvkyns 2(1) (n-1)d 1až10 10 f-prvkyns 2 (n-2)f 1až14 14 Poslední vrstva elektronového obalu může obsahovat maximálně 8 elektronů (ns 2 np 6 ). Prvky, který mají tuto vrstvu zcela zaplněnu, jsou velmi stabilní a nereaktivní -VIII.A skupina (vzácné plyny).

7 nejvyšší na konci period (17. event. 16.skupina) – nekovy Vlastnosti atomů závisí na:  umístění valenčních elektronů (s, p, d, f orbital)  ionizační energii  elektronové afinitě Ionizační energie je energie, potřebná k odtržení nejslaběji poutaného elektronu z izolovaného atomu v základním stavu  nejnižší na počátku period (prvky 1.skupiny) – kovy  nejvyšší na konci period (prvky 18.skupiny) Elektronová afinita je snaha přijmout elektron. Přitom se většinou uvolňuje energie nejnižší na začátku period (1.a 2.skupina) a 18.skupina

8 Hodnota elektronegativity má značný vliv na vznik chemické vazby. ELEKTRONEGATIVITA  Schopnost atomu v molekule poutat valenční elektrony.  Čím je nižší, tím snadněji atom své valenční elektrony uvolní.  Čím je vyšší, tím snadněji atom přijímá elektrony.  Nepřechodné prvky:  Přechodné prvky: Neplatí jednoduché zákonitosti. Elektronegativity jsou velmi rozdílné a silně závislé na oxidačních číslech prvků. ROSTE

9 Změna v uspořádání valenčních elektronů, která vede ke vzniku molekul, iontů nebo krystalů. CHEMICKÁ VAZBA Soustava se snaží dosáhnout stavu své minimální energie – preferuje vznik systémů s takovou elektronovou konfigurací, které vykazují nižší energii oproti izolovaným atomům. Obecné předpoklady vzniku vazby: Energetické hledisko – stabilní vazba mezi atomy vznikne, je-li tento proces spojen s uvolněním energie. Poziční hledisko – molekula může vzniknout jen při takovém přiblížení atomů, při němž dojde k částečnému překrytí jejich elektronových obalů. Příčina vzniku chemických vazeb:

10 E D - Disociační energie vazby (vazebná energie) [eV]: Energie, kterou by bylo nutno dodat, aby se vazba rozštěpila a atomy se od sebe vzdálily nekonečně daleko. r 0 [pm] – vzdálenost jader odpovídající minimální energii soustavy (délka vazby). Energie Vzdálenost jader (r) E > 0 E = 0 E < 0 r0r0 EDED Vliv vzdálenosti jader dvou atomů na celkovou energii soustavy

11 Parametry chemických vazeb vazbaenergie (eV)délka (pm)vazbaenergie (eV)délka(pm) H – H4,574C – C3,6154 H – O4,797C = C6,3133 H – N3,7102 C  C 8,7121 H – F5,992N – N1,7147 C – H4,3109N = N3,9124 C – O3,6143 N  N 9,8110 pm – pikometr: m Jednotky: eV – elektronvolt: Kinetická energie, kterou získá elektron, urychlený ve vakuu pod napětím 1 voltu 1 eV = 1, J

12 Teorie elektrovalence (vazba iontová) Vzniknou ionty – kation kovu a anion nekovu, přitahující se elektrostatickými silami Vysvětluje vznik mezi atomy s velmi rozdílnou elektronegativitou (  X > 1,7) Typický kov, tj. atom s nízkou elektronegativitou a malým počtem valenčních elektronů předá tyto elektrony atomu s vysokou elektronegativitou (typickému nekovu) K + Cl  K + + Cl – KCl Teorie kovalence (vazba kovalentní)  Spočívá ve sdílení společného elektronového páru (1 až 3)  Vytvoří se spojením dvou nepárových elektronů různých atomů. Cl + Cl  Cl – Cl Cl 2 N + N  N  N N 2

13 Koordinačně kovalentní vazba např.:  Překrytí vazebného orbitalu zaplněného elektronovým párem a prázdného (vakantního) vazebného orbitalu  Atom poskytující elektronový pár je donor  Atom, podílející se na vazbě vakantním orbitalem, je akceptor NH 3 + H + = NH 4 +

14  Celkový počet molekulových orbitalů je vždy roven počtu atomových orbitalů, které se na překryvech podílejí. Teorie molekulových orbitalů Při přiblížení atomů se vytvoří soubor atomových jader, kolem nichž jsou elektrony uspořádány v tzv. molekulových orbitalech.  Vzniklý systém má jinou konfiguraci elektronů  Proti původním izolovaným atomům vykazuje nižší energii.  Elektrony jsou sdíleny (přitahovány) současně atomovými jádry vázaných atomů.  Obsazování molekulových orbitalů elektrony se řídí stejnými pravidly jako obsazování atomových orbitalů.

15  Je-li obsazen elektrony i protivazebný MO, nemá vzniklý systém nižší energii a chemická vazba nevzniká (např. He).  Překrytím dvou atomových orbitalů vznikají dva orbitaly molekulové.  Molekulový orbital s nižší energií než původní atomové orbitaly, se označuje jako vazebný (σ).  Molekulový orbital s energií vyšší než je v případě atomových orbitalů, představuje protivazebný (σ  ).  Obsadí-li elektrony pouze vazebný MO, má vzniklý systém nižší energii – vzniká chemická vazba (např. H 2 )

16 H2H2 N2N2

17  Kombinují se nejčastěji orbitaly typu s a p Typy vazeb z hlediska molekulových orbitalů Na základě prostorového uspořádání a symetrie rozlišujeme molekulové orbitaly typu σ (sigma), π (pí), δ (delta). Vazba σ  K překrytí orbitalů  dochází na spojnici jader  Tento typ vazby vzniká při kontaktu atomů jako první  Hustota elektronů je podél spojnice jader největší

18  Trojná vazba je složena z jedné vazby typu σ a dvou vazeb typu π (např. N 2 ). Vazba π  Oblast maximální pravděpodobnosti výskytu elektronu leží mimo spojnici jader vázaných atomů.  Vazba π je součástí násobných kovalentních vazeb.  Dvojná vazba je tvořena jednou vazbou typu σ a jednou vazbou typu π (např. O 2 ).

19 Trojná vazba v molekule dusíku N 2

20 V AZBA KOVOVÁ  Atomy kovů mají málo valenčních elektronů na to, aby vytvořily v krystalové struktuře lokalizované vazby.  Překrýváním valenčních orbitalů atomů s podobnými orbitaly se vytváří velký soubor nových, výrazně delokalizovaných kovalentních vazeb π a δ, aniž by vznikla vazba σ.  Vznikají tím energetické pásy se spojitými hodnotami energie. Vazba kovová - vznik energetických pásů

21 ClNe Cl III Ne Cl V Ne Cl VII Ne 3 s 3 p 3 d VALENČNÍ STAVY  převedení elektronů do energeticky blízkých vakantních orbitalů,  při tom se zruší původní orientace spinu V základním energetickém stavu jsou vazebné možnosti omezené. Jak je možné, že např. chlor s 1 nepárovým elektronem může vytvořit až sedm vazeb? Vysvětlení může poskytnout představa tzv. valenčních stavů

22 HYBRIDIZACE  Na první pohled ano – jedná se vždy o vazby C-H  Na druhý pohled ne – na jejich tvorbě se podílí nestejné orbitaly Jsou všechny vazby v molekule methanu CH 4 energeticky rovnocenné? CC IV H H H H 2s 2p 1s 1 2s 2p

23 Experimentálně bylo prokázáno, že vazby rovnocenné skutečně jsou. Jak je to možné? Tato skutečnost se vysvětluje tzv. hybridizací atomových orbitalů.  Mísení a energetické sjednocování orbitalů v atomu.  Sjednocením určitého počtu AO vzniká stejný počet hybridizovaných atomových orbitalů HAO. Valenční stavHybridizovaný stav Be*: He 2s2p Be h : He 2s 2p 2sp B*: He 2s2pB h : He 2s 2p 2sp 2 C h : He 2s 2p 2sp 3 C*: He 2s2p

24 Vliv typu hybridizace na tvar molekuly Typy hybridizace rozlišujeme podle druhu a počtu směšovaných AO. Elektrony v HAO mají tendenci se vzájemně odpuzovat – snaha o vytvoření co největšího vazebného úhlu.

25 Další běžné typy hybridizace Typorbitalyenergetické schématvarpř. slouč.

26 Vliv volných elektronových párů na tvar molekuly Hybridizace typu sp 3

27 – polární molekuly: vzájemné působení opačně nabitých dipólů – polární a nepolární molekula: indukce dočasných dipólů – nepolární molekuly: dispersní síly – vznik okamžitých dipólů VODÍKOVÁ VAZBA vodíkový můstek  Mezi vodíkem a atomy s vysokou elektronegativitou – kyslíkem, fluorem, chlorem. MEZIMOLEKULÁRNÍ SÍLY – síly van der Waalsovy  Přitažlivé síly mezi molekulami, které patří mezi nevazebné interakce (neřídí se zákony chemického slučování).  Jejich velikost závisí na typu molekul:


Stáhnout ppt "P ERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ Chemická vazba. Periodická soustava prvků Na počátku 19. století se nashromáždilo velké množství poznatků o vlastnostech dosud."

Podobné prezentace


Reklamy Google