Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Valenční elektrony a chemická vazba Ve vnější energetické hladině se nacházejí valenční elektrony, které se mohou podílet na tvorbě chemické vazby. Valenční.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Valenční elektrony a chemická vazba Ve vnější energetické hladině se nacházejí valenční elektrony, které se mohou podílet na tvorbě chemické vazby. Valenční."— Transkript prezentace:

1 Valenční elektrony a chemická vazba Ve vnější energetické hladině se nacházejí valenční elektrony, které se mohou podílet na tvorbě chemické vazby. Valenční elektrony často znázorňujeme pomocí teček kolem značky prvku (= Lewisova struktura). Existují tři základní typy chemické vazby: - Iontová vazba, založená na elektrostatickém přitahování opačně nabitých iontů (NaCl) - Kovalentní vazba, která vzniká sdílením jednoho nebo více valenčních elektronů (Cl 2 ) - Kovová vazba, u které jsou valenční elektrony sdíleny více atomy v krystalické mřížce kovu (Ag)

2 Zápis valenčních elektronů v Lewisově symbolice

3 Iontová vazba Ve sloučenině s iontovou vazbou existují kladně a záporně nabité ionty (kationty a anionty), které si navzájem kompenzují náboj – sloučenina musí být elektroneutrální. Sloučeniny s iontovou vazbou jsou typicky soli, tvořící za běžných podmínek krystaly s vysokou teplotou tání. Iontovou vazbu lze chápat jako kombinaci neutrálních atomů, při které dojde k transferu jednoho nebo více elektronů od jednoho atomu k druhému (popř. k několika).

4 Reakce za vzniku iontů K + F K+K+ F - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6 [Ar] [Ne] K K + + e - e - + FF - F - K + + K+K+ F - Atomy se mění na ionty je-li jeden nebo více elektronů předáno z jednoho atomu na jiný. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6

5 Oktetové pravidlo Elektronová konfigurace mnoha iontů odpovídá konfiguraci vzácného plynu. Oktetové pravidlo: Prvky hlavní skupiny (s a p) přijímají, ztrácejí nebo sdílí elektrony tak, aby dosáhly valenčního oktetu (osm elektronů ve zcela zaplněné valenční slupce). Např. elektronová konfigurace obou částic v KCl je: –K + má konfiguraci [Ar] –Cl  má konfiguraci [Ar] Další elektrony v atomu se obvykle chemické vazby neúčastní. Oktetové pravidlo je zvláště důležité u sloučenin s nekovy.

6 Energie iontové vazby Když se přiblíží draslíkový a chlorový atom, dojde k výměně elektronu: K(g)  K + (g) + e  E i = +418 kJ Cl(g)+ e   Cl  (g) E ea =  349 kJ K(g)+Cl(g)  K + (g) + Cl  (g)  E = + 69 kJ Pozitivní energie  E  reakce není energeticky přípustná (neproběhne samovolně). Hybnou silou procesu tudíž musí být tvorba krystalické tuhé fáze: K + (g) + Cl  (g)  KCl(s)

7 Bornův-Haberův cyklus a mřížková energie Celková energetická změna při vzniku krystalické fáze může být určena z Bornova-Haberova cyklu, který zahrnuje všechny postupné kroky při vzniku krystalu z prvků. Např. pro krystalický KCl najdeme: 1. Sublimace draslíku 2. Disociace chloru 3. Ionizace draslíku (E i ) 4. Vznik Cl - aniontu (E ea ) 5. Vznik tuhého KCl Suma reakcí a energií Celková energie  434 kJ/mol potvrzuje že jde o energeticky výhodný proces. Energie 5. kroku je (záporná) mřížková energie. Mřížková energie: energie potřebná k rozrušení iontové vazby a sublimaci iontů (je vždy kladná). Př.: Určete mřížkovou energii BaCl 2 je-li sublimační entalpie Ba kJ/mol, jeho 1. a 2. ionizační energie 502, resp. 966 kJ/mol. Slučovací entalpie BaCl 2 (s) z prvků je  kJ/mol.

8 Bornův-Haberův cyklus pro určení mřížkové energie  H overall =  H 1 +  H 2 +  H 3 +  H 4 +  H 5 oooooo

9 Kovalentní vazba Odpudivé síly mezi elektrony mohou být překonány přitažlivými silami elektronů a dvou atomových jader. Stabilní vazba vznikne v uspořádání s nejnižší energií (nižší než odpovídá dvěma separovaným atomům). Pevnost kovalentní vazby: Porušení vazby zvýší celkovou energii systému, k tomuto účelu tedy musí být energie dodána zvenčí. H - H (g)  2H(g)  H = 432 kJ Látky s iontovou vs. kovalentní vazbou –Iontové látky mají vysoký bod tání a varu a za běžných podmínek bývají krystalické; –Sloučeniny s kovalentní vazbou mají obvykle nižší bod tání a varu protože přitažlivé síly mezi molekulami jsou relativně slabé.

10 Možnosti vzniku kovalentní vazby Oktet může být zaplněn sdílenými elektrony každého atomu nebo jeden z atomů může poskytnout oba vazebné elektrony. Př.: H + + NH 3  koordinačně-kovalentní vazba Pokud atomy tvořící vazbu nemají k dispozici dostatek elektronů, může vzniknout násobná vazba. –O=O –N  N Násobné vazby jsou kratší a silnější než vazby jednoduché.

11 Lewisovy struktury víceatomových molekul Procedura u komplikovanějších molekul: –Určit celkový počet valenčních elektronů každého atomu. –Shromáždit atomy kolem centrálního atomu (tj. atomu s nejnižší elektronegativitou). –Naplnit oktet u atomů vázaných na centrální atom. –Naplnit oktet u centrálního atomu přiřazením zbylých elektronů do nevazebných elektronových párů, případně doplnit násobné vazby.

12 Lewisova struktura – příklady (NF 3 ) 1. N je méně elektronegativní než F, tedy N bude centrální atom FNF F 2. Spočítat valenční elektrony: N - 5 (2s 2 2p 3 ) a F - 7 (2s 2 2p 5 ) 5 + (3 x 7) = 26 valenčních elektronů 3. Nakreslit jednoduchou vazbu mezi atomy N a F a doplnit na nich oktet 4. Kontrola, zda je počet e - v této struktuře roven počtu valenčních e - : 3 jednoduché vazby (3x2) + 10 volných párů (10x2) = 26 elektronů

13 1. C je méně elektronegativní než O, tedy C bude centrální atom 2. Spočítat valenční elektrony: C - 4 (2s 2 2p 2 ) a O - 6 (2s 2 2p 4 ), náboj (3 x 6) + 2 = 24 valenčních elektronů 3. Nakreslit jednoduchou vazbu mezi atomy C a O a doplnit na nich oktet 4. Kontrola, zda je počet e- v této struktuře roven počtu valenčních e- : 3 jednoduché vazby (3x2) + 10 volných párů (10x2) = 26 elektronů OCO O Lewisova struktura – příklady (CO 3 2- )

14 1. C je méně elektronegativní než O, tedy C bude centrální atom 2. Spočítat valenční elektrony: C - 4 (2s 2 2p 2 ) a O - 6 (2s 2 2p 4 ), náboj (3 x 6) + 2 = 24 valenčních elektronů 3. Nakreslit jednoduchou vazbu mezi atomy C a O a doplnit na nich oktet 4. Kontrola, zda je počet e- v této struktuře roven počtu valenčních e- : 3 jednoduché vazby (3x2) + 10 volných párů (10x2) = 26 elektronů 5. Příliš mnoho elektronů: doplnit násobnou vazbu a znovu zkontrolovat počet e - OCO O 2 jednoduché vazby (2x2) = 4 1 dvojná vazby = 4 8 volných párů (8x2) = 16 celkem = 24 Lewisova struktura – příklady (CO 3 2- )

15 Struktura a formální náboje Formální náboj (atomu) je hypotetický náboj za předpokladu rovnoměrného sdílení elektronů v chemické vazbě. Volné elektronové páry patří k příslušnému atomu. Znalost formálních nábojů umožňuje odhadnout pravděpodobnou strukturu a umístění násobných vazeb: –Formální náboje by měly být co nejbližší nule. –Případné záporné formální náboje by měly být u atomů s nejvyšší a kladné u atomů s nejnižší elektronegativitou.

16 Lewisova struktura – příklady (formaldehyd) HCOH H CO H Dvě možné skeletové struktury formaldehydu (CH 2 O). Rozlišení provedeme pomocí formálního náboje jednotlivých atomů: formální náboj atomu v Lewisově sktruktuře = 1 2 počet vazebných elektronů () počet valenčních elektronů ve volném atomu - počet nevazebných elektronů -

17 HCOH C – 4 e - O – 6 e - 2H – 2x1 e - 12 e - 2 jednoduché v. (2x2) = 4 1 dvojná v. = 4 2 volné páry (2x2) = 4 celkem = 12 formální náboj na C = ½ x 6 = -1 formální náboj na O = ½ x 6 = Lewisova struktura – příklady (formaldehyd) formální náboj atomu v Lewisově sktruktuře = 1 2 () počet valenčních elektronů ve volném atomu - počet nevazebných elektronů - počet vazebných elektronů

18 C – 4 e - O – 6 e - 2H – 2x1 e - 12 e - H CO H = ½ x 8 = 0 = ½ x 4 = 0 00 Lewisova struktura – příklady (formaldehyd) 2 jednoduché v. (2x2) = 4 1 dvojná v. = 4 2 volné páry (2x2) = 4 celkem = 12 formální náboj atomu v Lewisově sktruktuře = 1 2 () počet valenčních elektronů ve volném atomu - počet nevazebných elektronů - počet vazebných elektronů formální náboj na C formální náboj na O

19 Strukturní rezonance V některých případech lze nakreslit více vyhovujících (ekvivalentních) struktur. Př.: SO 2 : O=S-O a O-S=O. –Obě struktury jsou stejně pravděpodobné. –Skutečná struktura molekuly je rezonančním hybridem těchto ekvivalentních struktur. Experimenty ukazují že v karbonátovém iontu jsou ve skutečnosti všechny vazby C-O stejné a mají hybridní charakter, odpovídající struktuře D:

20 Rezonanční struktura benzenu C C C CC C H H H H H H C C C CC C H H H H H H

21 Výjimky z oktetového pravidla Ačkoli mnoho molekul splňuje oktetové pravidlo, existují výjimky kdy centrální atom má jiný počet elektronů než 8. –Je-li centrální atom nekov ze třetí nebo vyšší periody, může být kolem shromážděno až 12 elektronů. –Tyto prvky mají nezaplněnou podslupku “d”, kterou mohou využít k vazbě.

22 Výjimky z oktetového pravidla - příklady N – 5e - O – 6e - 11e - NO N O SF 6 S – 6e - 6F – 42e - 48e - S F F F F F F 6 jednoduchých v. (6x2) = volných párů (18x2) = 36 celkem = 48 HHBe Be – 2e - 2H – 2x1e - 4e - BeH 2

23 Disociační energie vazby Disociační energie chemické vazby, D – energie potřebná k rozrušení jednoho molu příslušných vazeb v izolovaných molekulách v plynné fázi. Disociační energie vazby je vždy kladná (k rozrušení vazby je nutné energii dodat). Z vazebných energií lze odhadnout energetické změny neznámých reakcí vhodnou kombinací dílčích dějů a jim odpovídajících energetických změn (Hessův zákon).

24 Použití disociačních energií vazeb Př.: Odhadněte slučovací teplo H 2 O(g) z vazebných energií: H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(g)= ? Hodnoty vazebných energií z tabulek: H – H (g)  2H(g)  H 1 = 432 kJ ½ O=O (g)  O(g)  H 2 = 494/2 = 247 kJ 2H(g) + O(g)  H – O – H (g)  2  H 3 =  2*459 kJ H 2 (g) + ½ O 2 (g)  H 2 O(g)  H =  239 kJ experimentální hodnota  H =  kJ

25 Mezi dílčí procesy je často nezbytné zařadit fázovou změnu protože některé reaktanty nebo produkty nejsou plynné fázi. Př.: Vypočítejte slučovací entalpii CCl 4 (l). C(s) + 2Cl 2 (g)  CCl 4 (l) = ? Dílčí reakce a jim odpovídající energie: C(s)  C(g)  H 1 = 715 kJ 2Cl – Cl(g)  4Cl(g)  H 2 = 480 C(g) + 4Cl(g)  CCl 4 (g)  H 3 =  1308 CCl 4 (g)  CCl 4 (l)  H 4 =  43 C(s) + 2Cl 2 (g)  CCl 4 (l)  H =  156 kJ exp. =  139 kJ Použití disociačních energií vazeb

26 Hodnoty disociačních energií vazeb


Stáhnout ppt "Valenční elektrony a chemická vazba Ve vnější energetické hladině se nacházejí valenční elektrony, které se mohou podílet na tvorbě chemické vazby. Valenční."

Podobné prezentace


Reklamy Google