Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

C HEMICKÁ VAZBA P ERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ. C HEMICKÁ VAZBA Silová interakce, pomocí níž se atomy seskupují do molekul. Souvisí se změnami stavu elektronů.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "C HEMICKÁ VAZBA P ERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ. C HEMICKÁ VAZBA Silová interakce, pomocí níž se atomy seskupují do molekul. Souvisí se změnami stavu elektronů."— Transkript prezentace:

1 C HEMICKÁ VAZBA P ERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ

2 C HEMICKÁ VAZBA Silová interakce, pomocí níž se atomy seskupují do molekul. Souvisí se změnami stavu elektronů ve valenčních sférách. Soustava se snaží dosáhnout stavu své minimální energie – preferuje vznik systémů s elektronovou konfigurací, které vykazují nižší energii oproti izolovaným atomům. Příčina vzniku chemických vazeb: Obecné předpoklady vzniku vazby: Energetické hledisko – stabilní vazba mezi atomy vznikne, je-li tento proces spojen s uvolněním energie. Poziční hledisko – molekula může vzniknout při takovém přiblížení atomů, při němž dojde k částečnému překrytí jejich elektronových obalů.

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

4 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

5 Klasické teorie chemické vazby  Teorie elektrovalence (W.Kossel): vysvětluje vznik vazby mezi prvky s velmi rozdílnou elektronegativitou (kov-nekov). Příklad: Na + F = Na + + F - => Na + F - (fluorid sodný) Dochází k výměně valenčních elektronů za vzniku iontů (kationt kovu a aniont nekovu), které se vzájemně přitahují elektrostatickými silami. Teorie elektrovalence nevysvětluje vazbu mezi nekovovými prvky (CH 4, SF 6 …), nebo v molekulách prvků (H 2, O 2 …). Nelze předpokládat existenci iontů např. C 4+, S 6+ … apod. Nekovové prvky mají vysokou ionizační energii. Nepárové valenční elektrony Páry valenčních elektronů v orbitalech 2s a 2p

6  Teorie kovalence (G.N.Lewis): vysvětluje chemickou vazbu vytvářením vazebných elektronových párů, které jsou společné oběma spojeným atomům. Vazebné páry vznikají spojením dvou nepárových elektronů (rozdílného spinu), nacházejících se na různých atomech (kovalentní vazba). Cl + Cl  Cl – Cl Cl 2 N + N  N  N N 2 Teorie vysvětluje podstatu v neiontových sloučeninách, neřeší však prostorové uspořádání molekul, energii a délku vazby, ani vazebné úhly.

7 Koordinačně-kovalentní vazba Vzniká překrytím orbitalu obsazeného elektronovým párem a orbitalu vakantního (prázdného). Atom poskytující do vazby elektronový pár – donor. Atom poskytující vakantní orbital – akceptor. vazebný pár + = += zaplněný orbital vakantní orbital koordinačně - kovalentní vazba kovalentní vazba

8 N H H +H Cl  +  - =+ Cl - N H H H H + H Příprava chloridu amonného: Například: NH 3 + H + = NH 4 +

9  nepolární (  X = 0 - 0,4) – je charakterizována stejnoměrným rozložením pravděpodobnosti výskytu vazebného elektronového páru mezi vázanými atomy. Klasifikace kovalentních vazeb podle rozdílu elektronegativit (  X) mezi vázanými atomy:  polární (  X = 0,4 – 1,7) – hustota pravděpodobnosti výskytu vazebné elektronové dvojice je posunuta k elektro- negativnějšímu prvku, který získává částečný záporný elektrický náboj  -.  iontová (  X > 1,7) – extrémně polární kovalentní vazba. Došlo k úplnému přesunu vazebných elektronů na stranu elektronegativnějšího prvku. Vzniklé ionty jsou vázány v krystalové mřížce.

10 Molekulové orbitaly Každá molekula je tvořena souborem atomů, v němž jsou na určitých orbitalech (molekulové orbitaly-MO) umístěny elektrony patřící celé molekule. Vzájemným prostupováním dvou atomových orbitalů (AO) původních atomů se utváří dvojice MO. E 1s MO - vazebný MO* - antivazebný Molekula vodíku: Vazba z hlediska kvantové mechaniky

11  Kombinují se nejčastěji orbitaly typu s a p. Typy vazeb z hlediska molekulových orbitalů Na základě prostorového uspořádání 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.

12  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 ).

13 Typy chemických vazeb  „Silné“ vazby (E D = kJ.mol -1 )  Kovalentní – realizovaná vazebnými molekulovými orbitaly (  ), vzniklými překrytím orbitalů atomových.  Iontová – realizovaná působením elektrostatických sil mezi ionty v krystalické mřížce.  Kovová – atomy kovů mají příliš málo elektronů pro vytvoření lokalizovaných vazeb v krystalové struktuře. Překrýváním valenčních orbitalů atomů s podobnými orbitaly se vytváří velký soubor nových, výrazně delokalizovaných vazeb π a δ, aniž by vznikla vazba σ. Vznikají energetické pásy se spojitými hodnotami energie.

14 Vazba kovová - vznik energetických pásů

15 Jedná se o mezimolekulární přitažlivé síly, ovlivňující vlastnosti velkých souborů molekul.  „Slabé“ vazby (E D < 40 kJ.mol -1 ) A) Vodíková vazba Spojování molekul prostřednictvím těchto sil se neřídí zákony chemického slučování, ani při něm nedochází k chemickým přeměnám. B) Van der Waalsovy síly Silové působení mezi vodíkem na jedné molekule a atomy s vysokou elektronegativitou – kyslíkem, fluorem, chlorem na druhé molekule.

16 P ERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ Počátkem 19. století se nashromáždilo velké množství poznatků o vlastnostech dosud známých prvků. Vyvstala tedy 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 – tellur má vyšší atomovou relativní hmotnost, než jod. Přesto se PSP řadí před něj – se šesti valenčními elektrony patří do skupiny chalkogenů, jod se sedmi valenčními elektrony spadá mezi halogeny.

17 Periodická soustava (tabulka) Současná periodická tabulka obsahuje 118 prvků uspořádaných do 7period a 18 skupin.

18 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 Periody: Číslo periody se shoduje s hlavním kvantovým číslem orbitalu s, který se v ní začíná zaplňovat.

19 Skupiny: V současné době označovány arabskými čísly 1-18 (podle IUPAC - International Union of Pure and Applied Chemistry). Starší systém označování - římskými čísly: 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.

20 Rozdělení prvků do bloků podle valenčních elektronů: 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).

21 oxidační číslou skupinyodpovídá 1 až 8číslu skupiny maximální kladné9 až 1114 – číslo skupiny 12 až 18číslu skupiny -10 minimální záporné14 až 18číslu skupiny -18 Obecné zákonitosti v periodickém systému Oxidační čísla: Úzce souvisí s počtem valenčních elektronů, mají tedy velký význam pro odhad chemického chování prvků. Některé hodnoty oxidačních čísel lze u většiny prvků určit z postavení v periodické tabulce.

22 Atomy prvků bloku p, kromě maximální hodnoty vystupují rovněž i v oxidačních číslech nižších o dvě jednotky. Např.: S VI -S IV, P V -P III, Tl III -Tl I Atomy prvků bloku d nabývají většinou několika možných hodnot OČ mezi II(I) a příslušnou maximální hodnotou Např.: Mn II -Mn III -Mn IV -Mn V -Mn VI -Mn VII V II -V III -V IV V V Cu I - Cu II Atomy prvků bloku s, nabývají ve sloučeninách vždy jen jediné možné oxidační číslo odpovídající číslu jejich skupiny (I, resp. II).

23 Elektronegativita:  Nepřechodné prvky: ROSTE  Přechodné prvky: Neplatí jednoduché zákonitosti. Elektronegativity jsou velmi rozdílné a silně závislé na oxidačních číslech prvků. Např.: mangan - Mn II ….elektronegativita 1,4 - Mn VII …elektronegativita 2,5

24 Kovový charakter prvků: Kovy - charakteristické tím, že snadno ztrácejí elektrony (nízké hodnoty elektronegativity). Kovový charakter prvků tedy vzrůstá s jejich klesající elektronegativitou a rostoucím atomovým poloměrem. Typické kovy: Fr, Cs, Ra, Ba Typické nekovy: F, O, Cl, S Vzrůst kovového charakteru Polokovy: diagonála Bor -Astat

25 Acidobazický charakter oxidů: Přibližně závisí na elektronegativitě. Čím nižší je elektronegativita prvku, tím zásaditější je příslušný oxid. Nepřechodné prvky: Přechodné prvky: Acidobazický charakter oxidů je silně závislý na oxidačním čísle. S rostoucím OČ se charakter roztoku mění od zásaditého ke kyselému. Roste zásaditost oxidů Mangan - Mn II ….MnO + H 2 O = Mn(OH) 2 - zásada - Mn VII …Mn 2 O 7 + H 2 O = 2HMnO 4 - kyselina


Stáhnout ppt "C HEMICKÁ VAZBA P ERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ. C HEMICKÁ VAZBA Silová interakce, pomocí níž se atomy seskupují do molekul. Souvisí se změnami stavu elektronů."

Podobné prezentace


Reklamy Google