Chemická vazba

Chemická vazba Spojování atomů Změna stavu valenčních elektronů Teorie chemické vazby: 1. Klasické elektrovalence- Kossel kovalence - Lewis 2. Kvantově mechanická

Kvantově mechanická teorie chem. vazby Kovalentní vazba • Vznik: překryvem valenčních atomových orbitalů (AO) slučovaných prvků zaplněných jedním elektronem. Výsledek: vznik systému s jinou konfigurací elektronů, který má nižší energii oproti původním izolovaným atomům. Elektrony jsou umístěny v tzv. molekulových orbitalech .

Molekulové orbitaly E ---- ---- ---- AO MO AO O rbitaly vícejaderné – elektrony jsou sdíleny současně atomovými jádry vázaných atomů. • počet MO je roven počtu AO , které se na překryvech podílejí. • Vznik MO z AO se znázorňuje energetickým MO diagramem ---- E ---- ---- ---- AO MO AO

Molekulové orbitaly 1σs* ---- E 1s ---- 1s---- 1σs ---- H H2 H

Molekulové orbitaly ---- E ---- ---- ---- He He

Protivazebné orbitaly jsou označeny hvězdičkou. Na základě prostorového uspořádání a symetrie rozlišujeme molekulové orbitaly typu σ (sigma), π (pí) Prostorové tvary molekulových orbitalů typu σ a π. Protivazebné orbitaly jsou označeny hvězdičkou.

Molekulové orbitaly prvků 2s2 2p1 až 2p6

Typy kovalentní vazby. Vazba typu σ Je tvořena vazebnými σ-molekulovými orbitaly. Pravděpodobnost výskytu elektronu je největší na spojnici jader vázaných atomů. Jedná se o jednoduchou kovalentní vazbu.

Vazba typu π Je realizována vazebnými π-MO. Oblast maximální pravděpodobnosti výskytu elektronů 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 Trojná vazba je složena z jedné vazby typu σ a dvou vazeb typu π (např. N2).

Polarita kovalentní vazby Elektronegativita (X) Vyjadřuje schopnost atomu přitahovat valenční elektrony kovalentní vazby. Dosahuje hodnot od 0,7 u Fr po 4,1 u F. Vazebný MO (vazebný elektronový pár) je posunut na stranu atomu s větší X. Podle rozdílu elektronegativit (ΔX) mezi vázanými atomy dělíme kovalentní vazbu na: nepolární, polární, iontovou.

Nepolární vazba: ΔX  0,4 Vazebný MO leží uprostřed mezi vázanými atomy. Vazba mezi atomy stejných prvků (např. H2) nebo atomy prvků s málo odlišnou elektronegativitou (např. CH4). Polární vazba: 0,4 < ΔX 1,7 vazebný MO je posunut na stranu atomu s větší elektronegativitou (např. HCl). Důsledek: vznik parciálních (necelistvých) nábojů na atomech vázaných prvků. Iontová vazba: ΔX > 1,7 Vazebný MO je téměř úplně posunut na stranu atomu s větší elektronegativitou. Důsledek: vznik opačně nabitých iontů.

Koordinačně kovalentní vazba Vzniká překrytím AO plně obsazeného elektronovým párem s prázdným AO. Atom poskytující orbital obsazený elektronovým párem – donor Atom podílející se na vazbě vakantním orbitalem – akceptor. Vazba donor – akceptorová. Vazba má stejné vlastnosti jako vazba kovalentní. Příklad:

Rámečkový diagram vzniku amonného kationtu.

Kovová vazba Existuje jen u kovů v tuhém a částečně kapalném skupenství. Podstata: vzájemné překrývání valenčních orbitalů každého atomu s obdobnými orbitaly všech sousedních atomů. Vznik nových, delokalizovaných MO, které vytvářejí energetické pásy se spojitými hodnotami energie. Kovová vazba je tvořena pouze vazbami π a δ, nevznikají orientované vazby σ. Důsledek: je potlačen směrový charakter vazby, prostorové uspořádání atomů je dáno geometrickými faktory.

Parametry chemické vazby Vazebná energie (ED) Energie potřebná k rozštěpení vazby a oddálení atomů do nekonečné vzdálenosti. Vyjadřuje se v jednotkách eV nebo kJmol-1. Čím je větší, tím je daná vazba pevnější. S rostoucí násobností vazby vazebná energie roste.

Parametry chemické vazby Délka vazby (r0) Vzdálenost atomových jader odpovídající minimální energii soustavy. Čím je vazba kratší, tím má větší energii . S rostoucí násobností vazby se její délka zkracuje. Vyjadřuje se v jednotkách nm nebp pm.

vznik molekuly vodíku

Energie a délka některých vazeb Vazba Energie (eV) Délka (pm) C–C 3,6 154 C=C 6,3 133 CC 8,7 121 N–N 1,7 147 N=N 3,9 124 NN 9,8 110

Mezimolekulové přitažlivé síly Van der Waalsovy síly Jsou asi desetkrát slabší než kovalentní vazby. Polární molekuly orientují se tak, aby se navzájem přiblížily opačně nabitými póly. Polární a nepolární molekula účinkem polární molekuly se v nepolární molekule indukuje dipól. Nepolární molekuly jsou přitahovány disperzními silami. Jsou důsledkem vzniku okamžitých dipólů (oscilační pohyb elektronového obalu vůči jádru).

Vodíková vazba Výskyt: polární molekuly, v nichž je vodík vázán na atom F, O nebo N. Princip vazby: interakce H s volným elektronovým párem elektronegativního prvku sousední molekuly. Vazebná energie 10 až 40 kJ mol-1. Vodíková vazba zvyšuje teploty tání a varu sloučenin.

Příklad vodíkové vazby mezi molekulami vody kapalná voda led

Hybridizace atomových orbitalů Hybridizace AO je energetické sjednocení Typ orbitaly hybrid prostorové uspořádání SP npz+ns 2 orb sp přímka BeCl2 SP2 n(pxpy) +ns 3 orb sp2 trojuhelník BF3 SP3 n(pxpypz)+ns 4 orb sp3 čtyřstěn CH4, NH3,H2O