CHEMICKÁ VAZBA Chemická vazba představuje velké síly působící mezi atomy Dává nižší energii systému volných atomů (vyšší stabilitu)

Chemická vazba Atomy jsou jen zřídkakdy schopny samostatně existovat, ale spojují se navzájem, a to buď atomy stejného druhu a nebo různé atomy ve stabilní složitější útvary - molekuly. Příčinou soudržnosti atomů v molekulách jsou značně veliké valenční síly - chemická vazba.

Chemická vazba Vznik chemické vazby vysvětlíme z pohledu energetických změn takto: k chemickým změnám dochází v případě, že výsledkem jsou energeticky stabilnější produkty, než látky výchozí.

Chemická vazba Na chemické vazbě se podílí tzv. valenční elektrony, t.j. elektrony, které jsou umístěny ve vnější elektronové vrstvě – valenční vrstvě. Pravidlo, vysvětlující vznik chemických sloučenin je založeno na stabilní elektronové konfiguraci vzácných plynů – oktetové pravidlo. Podle tohoto pravidla mají atomy tendenci se slučovat prostřednictvím předávání nebo sdílení elektronů tak, aby se dostaly na elektronovou konfiguraci nejbližšího vzácného plynu.

Chemická vazba Podle toho, jakým způsobem získají atomy nejstabilnější elektronovou konfiguraci, rozlišujeme několik typů vazeb: vazbu iontovou, vazbu kovalentní, (zvláštním případem je vazba koordinační) vazbu kovovou.

Chemická vazba

Iontová vazba je založena na předávání elektronů a následném působení elektrostatických sil. Uplatňuje se v případech, kdy se spojují atomy kovu a atomy nekovu např.: Na – 1 e– ® Na+ konfigurace Ne z 1s2 2s2 2p6 3s1 odštěpením elektronu 3s1 F + 1 e– ® F– konfigurace Ne dosáhneme přidáním elektronu do orbitu 2p Na+ + F– ® NaF

Iontová vazba

Iontová vazba Pouze v plynné fázi, kde jsou molekuly daleko od sebe, můžeme hovořit o jednotlivých molekulách – dvojicích iontů, které k sobě jednoznačně patří. Každý ion je obklopen určitým počtem opačně nabitých iontů a vytváří tak iontový krystal, který můžeme považovat za makromolekulu. Při rozpouštění nebo v tavenině se ionty uvolňují a mohou se volně pohybovat. Výsledný roztok nebo tavenina vede díky volnému pohybu iontů elektrický proud.

Iontová vazba elektrostatické síly mezi ionty jsou veliké iontové krystalické látky jsou poměrně tvrdé, mají vysoké body tání a body varu a jsou poměrně křehké. iontové sloučeniny jsou jen nepatrně rozpustné v organických rozpouštědlech, ale většinou se dobře rozpouští ve vodě a dalších polárních rozpouštědlech.

Kovalentní vazba Kovalentní vazba je založena na sdílení elektronového páru, na jehož vzniku se podílí každý atom jedním elektronem. Uplatňuje se mezi atomy nekovových prvků, nejjednodušší je příklad molekuly vodíku: H2 H:H H-H, další jednoduché příklady: Cl2, HCl, NH3 ... Sdílením dvou případně tří elektronových párů vzniká mezi atomy vazba dvojná nebo trojná: O=O, O=C=O, NºN, každý atom má díky společnému sdílení elektronů konfiguraci vzácného plynu. Počtem vazebných dvojic je určena t.zv. vaznost atomu, což je důležitá charakteristika každého atomu prvku.

Volné nepárové elektrony Sdílený elektronový pár Kovalentní vazba Volné nepárové elektrony Sdílený elektronový pár Sdílené elektrony

Vlastnosti látek s kovalentní vazbou výsledkem kovalence jsou pravé molekuly, nikdy částice s nábojem - ionty nevedou elektrický proud ani v roztaveném stavu mezimolekulární síly jsou slabé, takže obecně mají tyto sloučeniny relativně nízké body tání a varu nízkomolekulární látky s kovalentní vazbou se dobře rozpouštějí v nepolárních organických rozpouštědlech. Příklady látek: halogeny, kyslík, dusík, většina organických látek - cukry, tuky, oleje…

Vlastnosti látek s kovalentní vazbou zcela rozdílné vlastnosti mají sloučeniny polymerního charakteru s kovalentní vazbou, např. diamant, je modifikací uhlíku s kovalentními vazbami, ale má nejvyšší tvrdost ze všech materiálů a velmi vysoký bod tání, což je způsobeno síťováním - tedy vytvořením polymerní prostorové mřížky, celý krystal má potom charakter obrovské molekuly, podobně se chová i elementární bór, karbid bóru, karbid křemíku makromolekuly s vrstevnatou strukturou např. grafit sice nemají vysokou tvrdost, ale vyznačují se též vysokým bodem tání).

Koordinačně kovalentní vazba Zvláštním případem kovalentní vazby je taková, v níž oba elektrony sdíleného páru dodává pouze jeden atom. Nazývá se koordinačně kovalentní vazba, koordinační vazba, dativní vazba nebo donor-akceptorová vazba. Atom, který poskytuje oba elektrony je donor (dárce), atom, který elektronový pár přijímá je akceptor (příjemce). Př.: NH3 + H+ ® NH4+ , K3[Fe (CN)6], [Ag(NH3)2]+, H[AuCl4], [Au(CN)4]– Jakmile se koordinačně kovalentní vazba vytvoří, není ji možné podle vlastností sloučenin odlišit od ostatních vazeb. Vazby tohoto typu se vyskytují v komplexních – koordinačních sloučeninách.

Koordinačně kovalentní vazba Vznik amonné soli NH4Cl nevazebný elektronový pár prázdný elektronový orbit vazebný elektronový pár

Koordinačně kovalentní vazba modely BF3–NH3

Polární kovalentní vazba Pokud jsou kovalentní vazbou spojeny dva stejné atomy H2, Cl2, O2, N2, přitahují oba atomy sdílené elektrony stejnou měrou, rozložení elektrických nábojů je rovnoměrné, vazba je nepolární. Pokud jsou kovalentní vazbou spojeny dva různé atomy, sdílení elektronů není rovnoměrné, protože žádné dva prvky nemají stejnou tendenci přitahovat elektrony - elektronegativitu. Důsledkem nerovnoměrného rozložení elektronů je polární charakter vazby, molekula se chová jako permanentní (stálý) dipól. Atom s vyšší elektronegativitou získává parciální (částečný) záporný náboj, a naopak atom s nižší elektronegativitou získává parciální kladný náboj. Př.: H ® F Hd+-Fd- H®O¬H Hd+-Od—Hd+

Polární kovalentní vazba Polární kovalentní vazbu můžeme považovat za přechodný typ, tedy částečně kovalentní, částečně iontový charakter. Stupeň polarity se číselně vyjadřuje dipólovým momentem, který je dán součinem parciálního náboje a délky vazby pro dvouatomové molekuly, u víceatomových molekul je výsledný dipólový moment dán vektorovým součtem dipólových momentů jednotlivých vazeb.

Polární kovalentní vazba dipól není dipól CF4 je nepolární CHF3 je polární HCl je polární

Polární kovalentní vazba Nepolární molekuly Polární molekuly N2 H2O CH4 HF SF6 NH3

Rozložení elektronové hustoty podle druhu vazby Chemická vazba Nepolární kovalentní vazba Polární kovalentní vazba Iontová vazba Rozložení elektronové hustoty podle druhu vazby

Kovová vazba 80 % známých prvků jsou kovy. Vazebné síly vyplývají ze vzájemného působení t.zv. delokalizovaných elektronů a kovových kationtů. V krystalické mřížce kovu jsou umístěny jednotlivé kationty, které jsou obklopeny volně pohyblivým t.zv. elektronovým plynem - mrakem.

Kovová vazba modely

Kovová vazba Nejdůležitější vlastnosti kovů: vysoká elektrická a tepelná vodivost, která je umožněna volně pohyblivými elektrony kujnost a tažnost vysoký lesk – volně pohyblivé elektrony nejsou fixovány na specifických energetických hladinách a jsou schopné pohlcovat a emitovat světlo všech vlnových délek.

Kovová vazba model elektronového plynu – volně pohyblivé elektrony působí jako tmel mezi kationty v mřížkových pozicích, se zvyšující se teplotou roste vibrační pohyb skeletu a tok elektronů je stále výrazněji bržděn. Elektrická vodivost kovů proto s rostoucí teplotou klesá pásový model – vyplývá z teorie Molekulárních orbitů (MO) – atomové orbitaly vázaných atomů se kombinují a rozštěpí se jejich energetické hladiny. U kovů v těsném uspořádání dojde touto kombinací orbitalů všech atomů k vytvoření pásů z nerozlišitelných hladin.

Moderní obecné teorie chemické vazby teorie hybridizace vysvětlí prostorové uspořádání molekul teorie molekulárních orbitů vysvětlí energetické poměry molekul

Každá látka má v sobě něco z principů síry, rtuti a soli Vlastnosti látek v závislosti na vazbě Philippus Aureolus Theophrastus Bombastus von Hohenheim – Paracelsus (*1493 Einsiedeln -1541Salzburk) sůl síra rtuť Každá látka má v sobě něco z principů síry, rtuti a soli

Vlastnosti látek v závislosti na vazbě

Prostorové uspořádání Vazebné parametry Délka vazby Energie vazby Prostorové uspořádání Stovky pm Stovky kJ/mol Pravidelné využití prostoru

Délka vazby závisí na velikosti atomů na rozdílu jejich elektronegativit násobné vazby jsou kratší H – H 74 pm H – F 92 pm C – N 147 pm Cl – Cl 199 pm H – O 96 pm C = N 138 pm I – I 267 pm H – N 101 pm C a N 116 pm H – H Cl – Cl I – I

kJ/mol Energie vazby závisí na velikosti atomů na rozdílu elektronegativit atomů násobné vazby mají vyšší energii čím kratší vazba, tím vyšší energie kJ/mol H – H 432 H – F 565 C – N 305 Cl – Cl 240 H – O 460 C = N 615 I – I 149 H – N 390 C N 890

Prostorové uspořádání vazeb Pravidelné rozdělení prostoru okolo atomu pro vazebné i nevazebné elektrony Základní prostorové tvary molekul lineární lomená plošná tetraedr trojboká bipyramida oktaedr

Prostorové uspořádání vazeb lineární – CO2, HCN lomená – H2O, NO2 plošná – uhličitan, dusičnan tetraedr – CH4, SiF4 trojboká bipyramida – PCl5 oktaedr – SF6

Mezimolekulární síly nevazebné interakce Nevazebné interakce jsou síly působící mezi molekulami. V některých případech mohou působit i uvnitř molekul. Jsou mnohem slabší než chemické vazby, jejich pevnost určuje, zda je látka při určité teplotě v plynném, kapalném či pevném stavu.

Nevazebné interakce Rozlišujeme dva základní typy nevazebných interakcí: vodíkové vazby a van der Waalsovy síly a) vodíková vazba se vyskytuje v případech, kdy je vodíkový atom kovalentně vázán s elektronegativním atomem: H2O, HF, HCl ... Vodíkové vazby ovlivňují některé fyzikální vlastnosti - zvyšují body tání, body varu... b) van der Waalsovy síly jsou síly elektrostatické povahy, které se uplatňují mezi polárními molekulami - dipól-dipólová interakce, indukční efekt mezi polární a nepolární molekulou, dispersní efekt molekul bez trvalého dipólu daný vzájemným odpuzováním a přitahováním elektronových obalů a jader atomů při pohybu elektronů.

Van der Waalsovy síly jsou asi 10x slabší než vodíkové vazby, uplatňují se jen v kapalném a tuhém stavu, když je minimální vzdálenost molekul. Na jejich základě lze vysvětlit vzájemnou mísitelnost či rozpustnost látek a jevy na rozhraní fází - povrchové napětí. Dispersní síly mezi molekulami jsou tím větší, čím jsou těžší molekuly, mezi nimiž působí. Pohybují se v rozmezí 0,1 - 5 kJ/mol. Polární síly závisí na velikosti dipólového momentu a existují v rozsahu 5 - 20 kJ/mol. Vodíková vazba závisí na rozdílu elektronegativit atomů vůči vodíku a také na možnosti vzájemného přiblížení molekul, rozsah hodnot 5 - 50 kJ/mol.

Nevazebné interakce

Nevazebné elektronové páry Vodíková vazba Nevazebné elektronové páry

Vodíková vazba Její síla závisí na vzdálenosti molekul vodíková vazba Vodíková vazba mezi molekulami vody led voda pára Vodíková vazba se projevuje nejvíce v tuhém stavu, méně v kapalném a mizí v plynném stavu

Význam nevazebných interakcí Body varu a body tání látek Rozpustnost látek Povrchové napětí látek