Chemická vazba I

O2 H2O Molekuly, krystaly a chemická vazba: Seznámili jste se s periodickou tabulkou a víte, že dnes již obsahuje 111 prvků. schopnost prvků slučovat se → miliony různých látek Základními stavebními jednotkami většiny látek jsou MOLEKULY. téhož prvku O2 Mohou být složeny z atomů H2O různých prvků Velký počet vázaných částic může být obsažen v různých typech KRYSTALŮ. Protože jsou atomy vázány značnými silami, jsou molekuly a krystaly velmi stálé. Tyto síly nazýváme CHEMICKÉ VAZBY.

(Existují i jiné stabilní elektronové konfigurace.) Stabilní konfigurace: Všechny látky (a to i prvky) jsou složeny z atomů spojených chemickými vazbami do molekul či krystalů. Za běžných podmínek se jako volné atomy vyskytují pouze vzácné plyny, které se běžně neslučují ani s atomy jiných prvků. První uměle syntetizovaná sloučenina vzácného plynu byl v roce 1962 fluoroplatičitan xenonu Xe[PtF6]. ( ) Připomeňme: vzácný plyn He Ne Ar Kr Xe Rn valenční elektrony 1s2 2s22p6 3s23p6 4s24p6 5s25p6 6s26p6 Kromě He obsahují všechny vzácné plyny 8 valenčních elektronů, které zcela zaplňují podslupky s2p6 a tvoří tzv. ELEKTRONOVÝ OKTET. To způsobuje, že jsou vzácné plyny tak stabilní. Proto při zcela zaplněných slupkách s2p6 mluvíme o STABILNÍ ELEKTRONOVÉ STRUKTUŘE. (Existují i jiné stabilní elektronové konfigurace.)

Proč vznikají chemické vazby : Tyto podslupky nejsou u ostatních prvků plně obsazeny. prvky 3.periody Na Mg Al Si P S Cl valenční slupka 3s1 3s2 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 Nedosahují stabilní elektronový oktet. Atomy se slučují, protože mají snahu přejít na stabilní elektronovou strukturu, jako je například elektronový oktet. Ke vzniku i štěpení chemických vazeb dochází při chemických reakcích. Vzniká tak nové uspořádání jader a elektronů slučujících se atomů, které má nižší energii, než volné atomy. Proto je stálejší. Zapamatujte si: Při tvorbě chemických vazeb se uvolňuje energie. K rozštěpení chemických vazeb je třeba energii dodat.

Elektronegativita: Schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony vyjadřuje ELEKTRONEGATIVITA. Označení: X 1. 2. Cl H

? Jak se elektronegativita v tabulce mění. ? Závislost elektronegativity X na protonovém čísle Z: ? Jak se elektronegativita v tabulce mění. ? ? Který prvek má nejvyšší elektronegativitu? ? Elektronegativita roste v periodách a klesá ve skupinách. Vysokou elektronegativitu mají prvky VII.A skupiny, nejvyšší má F 1. 5.perioda 2. 3. 4. 6.perioda X Z

Na+ NaCl Cl- Základní typy vazeb – vazba iontová: Způsob, kterým atomy dosahují stabilní elektronové struktury je různý a podle toho lze rozlišit dva základní typy vazeb. slupka K L M Ne neon Na sodík Cl chlor Ar argon Na+ NaCl Cl- Když sodík předá svůj valenční elektron chloru, dosáhne sodík stabilní elektronové struktury neonu a chlor stabilní struktury argonu. Vznikne tak kladně nabitý kation Na+ a záporně nabitý anion Cl-. Mezi těmito opačně nabitými částicemi působí elektrostatické síly a tak mezi ionty vzniká IONTOVÁ VAZBA. Vzniká iontová sloučenina - chlorid sodný.

Struktura chloridu sodného: Vzorec NaCl je pouze vzorec stechiometrický, vyjadřuje poměr zastoupení prvků. Ve skutečnosti každý kation přitahuje všechny okolní anionty a každý anion všechny okolní kationty. Vzniká tak energeticky nejvýhodnější prostorové uspořádání, v němž se pravidelně střídají kladné a záporné ionty. Krystalová struktura NaCl: Sůl kamenná – NaCl: Na+ Cl-

+ Cl2 Cl Základní typy vazeb – vazba kovalentní: Jiný způsob, jak může chlor dosáhnout stabilní elektronové struktury: atom chloru Společné sdílení elektronů, vzniká molekula chloru Cl2 atom chloru + Cl2 Cl Sdílená elektronová dvojice VAZEBNÝ ELEKTRONOVÝ PÁR Na sdílení elektronů mezi vázanými atomy je založena KOVALENTNÍ VAZBA.

Teorie vazeb: Podobně jako vznikaly různé modely atomu, vznikaly i teorie chemické vazby. Současné teorie jsou již velmi rozvinuté a umožňují předpovídat: tvary molekul pevnost vazeb vlastnosti molekul mechanismy jejich reakcí Přesto využíváme i jednodušší teorie vazeb, které nám dokáží poskytnout základní představu a informace. Příkladem je Lewisova představa vazby, jako „sdíleného elektronového páru“.

Lewisovy elektronové vzorce: Gilbert Newton Lewis (1875-1946), americký fyzikální chemik Podle Lewisovy teorie elektronový pár tvořící kovalentní vazbu (VAZEBNÝ PÁR) zůstává umístěn mezi dvojicí vázaných atomů. Pár valenčních elektronů, který se vazby neúčastní, se nazývá VOLNÝ PÁR. Podle počtu vazebných elektronových párů rozlišujeme VAZBU JEDNODUCHOU, DVOJNOU A TROJNOU. Lewisova představa dále vychází z poznání, že u velké řady sloučenin je splněno OKTETOVÉ PRAVIDLO (atomy se snaží při vzniku vazby dosáhnout stabilní konfigurace - oktetu) (V případě vodíku jde o doplnění na elektronovou konfiguraci helia – 1s2 – dublet.) Tato pravidla umožňují sestavování LEWISOVÝCH ELEKTRONOVÝCH VZORCŮ, které vyjadřují rozmístění vazeb a volných párů v molekule.

počet valenčních elektronů Lewisovy elektronové vzorce: Příklad: AMONIAK NH3 Spočítáme valenční elektrony všech zúčastněných atomů atom N H skupina 15 (V.A) 1 (I.A) počet valenčních elektronů 5 1 Celkem: 5 + 1 + 1 + 1 = 8 elektronů Počet elektronových párů je tedy: 8 : 2 = 4 páry Napíšeme symboly prvků v uspořádání, které odpovídá předpokládaným vazbám. Každou vazbu vyjádříme čárou spojující vázané atomy. Rozmístíme tedy 3 vazebné páry odpovídající vazbám mezi vodíkem a dusíkem. Čtvrtý pár umístíme tak, aby každý atom (pokud to jde) dosáhl oktetu a vodík dubletu. Lewisova struktura nevypovídá nic o tvaru molekuly! Toto je stejná molekula vyjádřená Lewisovým vzorcem! N H N H Okolo dusíku jsou 3 páry, tedy 6 elektronů. Do oktetu zbývají 2 elektrony. Proto umístíme 1 volný pár.

počet valenčních elektronů Lewisův vzorec a elektronová konfigurace: Příklad: AMONIAK NH3 atom N H skupina 15 (V.A) 1 (I.A) počet valenčních elektronů 5 1 Znázorníme si pomocí rámečků: 2pZ 2s 2px 2pY N valenční elektrony atomu dusíku valenční elektrony třech atomů vodíků 3 x H 1s Naznačíme vznik tří vazebných elektronových párů (zakreslíme do elektronového vzorce) Atomu dusíku zbývá pár valenčních elektronů, který se vazby neúčastní, je to tedy volný elektronový pár, který si nyní znázorníme : N H

O S H H O S Příklady Lewisových vzorců: H2: 1 + 1 = 2 elektrony 2 : 2 = 1 pár H H SO2 6 + 6 + 6 = 18 elektronů 18 : 2 = 9 párů O S Formální náboj: O S Kyslík má 6 valenčních elektronů a v tomto vzorci je „kolem něj“ skutečně rozmístěno 6 elektronů. „Kolem“ tohoto kyslíku jsme rozmístily 7 elektronů. Jeden tedy přebývá, a proto mu přiřadíme formální náboj -1. Síře 1 elektron do 6 valenčních chybí, má jen 5 elektronů, a proto jí přiřadíme formální náboj +1. Součet formálních nábojů v molekule musí být nulový!

H O S H O S Lewisův vzorec a formální náboje: H2SO4: 1+1+6+6+6+6+6 = 32 elektronů 32 : 2 = 16 párů Prvních 10 párů snadno rozmístíme. Znázorníme 6 vazeb a dva kyslíky doplníme volnými páry, aby bylo splněno oktetové pravidlo. Zbylých 6 párů rozmístíme s ohledem k oktetovému pravidlu, ale zároveň tak, abychom dosáhli co nejnižších efektivních nábojů. H O S (-1) (+2) H O S U síry není splněno oktetové pravidlo. Upřednostníme zde nulové formální náboje. V tomto případě by bylo splněno oktetové pravidlo, ale vznikly by tak vysoké formální náboje.

kyselina trihydrogenfosforečná Řešení: Úloha: Sestavte elektronové vzorce následujících molekul, využijte oktetové pravidlo: 2.1 + 6 = 8 8 : 2 = 4 páry — — H2O H O H O2 6 párů O O ═ N2 5 párů N N │ ≡ │ Sestavte elektronový vzorec následující molekuly tak, aby byly formální náboje co nejnižší: P O H H3PO4 kyselina trihydrogenfosforečná

Sdílený elektronový pár nazýváme vazebný elektronový pár Závěr: Atomy se ve snaze dosáhnout stabilní elektronové konfigurace spojují chemickými vazbami do molekul. Toto uspořádání je tedy stabilnější a má nižší energii, než volné atomy. Při vzniku vazby se uvolňuje energie, k jejímu štěpení je třeba energii dodat. Lewisova představa vazby: vazba kovalentní: je tvořena elektronovým párem, který je sdílen vázanými atomy vazba iontová je tvořena opačně nabitými ionty, které jsou přitahovány elektrostatickými silami Sdílený elektronový pár nazýváme vazebný elektronový pár Pár valenčních elektronů, který se vazby neúčastní se nazývá volný elektronový pár