Typy vazeb

H H2 Vazba v molekule vodíku: Aby mohla vzniknout vazba, musí nejprve dojít k PŘEKRYVU ATOMOVÝCH ORBITALŮ. 1s H H H H2 Vzniká tak nové uspořádaní atomových jader a elektronů kolem nich. Nově vzniklý prostor, ve kterém se elektrony vyskytují s velkou pravděpodobností se nazývá MOLEKULOVÝ ORBITAL. Modely molekuly vodíku:

Vznik molekulového orbitalu: Dva s-orbitaly se přibližují: Dojde k překryvu s-orbitalů: Vzniká molekulový orbital:

F F F Překryv orbitalů a vznik molekuly F2: 2s 2px 2pY 2pZ X Y Z X Y Z Nyní můžeme znázornit překryv orbitalů vedoucí ke vzniku vazby. Nejprve si znázorníme orbitaly valenční vrstvy fluoru. F Modely molekuly fluoru: Lewisův vzorec molekuly fluoru: F

Překryv orbitalů a vznik molekuly vody - H2O: 2s 2px 2pY 2pZ X Y Z O H H Lewisův vzorec: H O H2O O H Modely molekuly vody:

Překryv orbitalů a vznik molekuly amoniaku – NH3: 2s 2px 2pY 2pZ X Y Z H N 3 x H Lewisův vzorec: H N NH3 N H Modely molekuly amoniaku:

VYSOKÁ ELEKTRONOVÁ HUSTOTA Vazba σ : MOLEKULOVÝ ORBITAL σ je takový, který má osu souměrnosti totožnou se spojnicí vázaných atomových jader a velkou elektronovou hustotu na této spojnici. Vznik molekulového orbitalu σ: Překryv dvou s orbitalů. Vznik jednoho σ orbitalu. OSA VYSOKÁ ELEKTRONOVÁ HUSTOTA Další možnosti překryvu: Překryv s a p orbitalu. Překryv dvou p orbitalů. Vznik VAZBY σ lze vysvětlit přechodem elektronů z atomových orbitalů do molekulového orbitalu σ.

VELKÁ ELEKTRONOVÁ HUSTOTA NULOVÁ ELEKTRONOVÁ HUSTOTA Vazba π: MOLEKULOVÝ ORBITAL π je takový, který má na ose souměrnosti totožné se spojnicí vázaných atomových jader nulovou elektronovou hustotu a naopak největší elektronová hustota je pod a nad touto osou. Vznik molekulového orbitalu π : VELKÁ ELEKTRONOVÁ HUSTOTA OSA NULOVÁ ELEKTRONOVÁ HUSTOTA Překryv dvou p orbitalů. Vznik molekulového π orbitalu. Prostorové ztvárnění π-orbitalu: Vznik VAZBY π lze vysvětlit přechodem elektronů z atomových orbitalů do molekulového orbitalu π.

Za stejných podmínek jsou násobné vazby pevnější než vazby jednoduché. Násobná vazba: Jednoduchá vazba: Je to téměř vždy vazba σ. Příklad: H2, F2, C2H6 Dvojná vazba: Příklad: O2, C2H4 Je zpravidla složena z vazby σ a vazby π. Trojná vazba: Příklad: N2, C2H2 Je tvořena jednou vazbou σ a dvěma vazbami π . Systém elektronů π je u trojné vazby válcově symetrický. Za stejných podmínek jsou násobné vazby pevnější než vazby jednoduché.

N Trojná vazba: (Příklad - molekula dusíku N2) 2px 2py 2pz Vazba σ Lewisův vzorec molekuly dusíku: Modely molekuly dusíku:

Sdílený elektronový pár – vzniká kovalentní vazba Polarita vazeb: Kovalentní nepolární vazba: Sdílením dvou elektronů dvěma atomy vzniká kovalentní vazba. Jsou-li oba atomy stejné, jsou přitahovány k oběma jádrům stejnou silou. Rozložení elektronové hustoty je souměrné. Příklad: molekula Cl2 XCl = 2,8 Vazba mezi stejnými atomy, se stejnou elektronegativitou. Mají tedy stejnou schopnost přitahovat vazebné elektrony. Cl Sdílený elektronový pár – vzniká kovalentní vazba při rozdílu elektronegativit nižším než 0,4

Polární vazba: V molekulách složených z různých atomů je elektronová hustota kolem jednoho atomu vyšší. Je to důsledek různé elektronové konfigurace a různé elektronegativity (rozdíl mezi 0,4 až 1,7). Příklad: molekula HCl Sdílený elektronový pár Vodík má nižší elektronegativitu. Chlor má vyšší elektronegativitu. Cl H XCl = 2,8 XH = 2,2 U chloru převládá ZÁPORNÝ NÁBOJ. Proto u vodíku převládá KLADNÝ NÁBOJ. - + Molekula je polární, to znamená, že má kladný a záporný pól. Říkáme, že tvoří DIPÓL.

Nabité částice jsou přitahovány elektrostatickými silami Vazba iontová: Přechod od kovalentní k iontové vazbě je plynulý. Za iontovou považujeme vazbu při rozdílu elektronegativit vyšším než 1,7. Při této hodnotě má vazba z 50 % IONTOVÝ CHARAKTER . Příklad: molekula NaCl XCl = 2,8 XNa = 1,0 Rozdíl elektronegativit je 1,8. Převažuje tedy iontový charakter vazby. Cl- Na+ Nabité částice jsou přitahovány elektrostatickými silami

Kovalentní vazba nepolární Vazba kovalentní polární Shrnutí: Kovalentní vazba nepolární Vazba kovalentní polární Mezní případ polární vazby vazba iontové Cl- Cl H Cl Na+ Souměrné rozdělení elektronové hustoty. Opačně nabité ionty, přitahované elektrostatickými silami. Elektronová hustota u atomu s vyšší elektronegativitou je větší. Atomy mají stejnou elektronegativitu Rozdíl elektronegativit je výrazný.

Závěr: Podmínkou pro vznik vazby je překryv atomových orbitalů vázaných atomů. Vzniká tak nové, energeticky výhodnější uspořádání. Nově vzniklý orbital, kterému přísluší určitá energie a rozložení elektronové hustoty se nazývá molekulový orbital. Podle typu překryvu rozlišujeme: vazbu σ vazbu π Podle různého rozložení elektronové hustoty rozlišujeme vazbu kovalentní nepolární, kovalentní polární a mezní případ polární vazby – vazbu iontovou.