Chemická vazba

H H H H Atomy většiny prvků nejsou schopny samostatné existence Tvorba Molekul Molekuly prvků Molekuly sloučenin Spojení je realizováno prostřednictvím valenčních elektronů a označuje se jako chemická vazba. H Podmínky vzniku ch. vazby: 1s ↑ 1. Překrytí valenčních orbitalů 1s 1s H 1s ↓ 2. Vytvoření vazebných elektronových párů

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

1. Kovalentní vazba H H H H Energie (potenciální) Působení odpudivých sil Délka chemické vazby H H H H Vzdálenost mezi atomy Vzdálenost mezi atomy Působení přitažlivých sil 458 kJ/mol Energie chemické vazby (minimum)

H H H H H + H → H-H H-H → H + H EDIS = - ECHV Energie chemické vazby = energie, která se uvolní při vzniku dané vazby. Disociační energie vazby = energie potřebná ke zrušení chemické vazby. H + H → H-H H-H → H + H E = - 458 kJ/mol E = + 458 kJ/mol H H H H EDIS = - ECHV

O O F F 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑ ↑ 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↓ ↓ 1s ↑↓ 2s ↑↓ Překrytí valenčních orbitalů: 1. rámečky O 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑ ↑ O 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↓ ↓ F 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑ F 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↓ X Y Z X Y Z 2. Nákres

Překryv orbitalů a vznik molekuly H2:

F F O O N N 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↑ 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↓ 1s ↑↓ 2s ↑↓ Jednoduchá vazba (vazba sigma) F 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑↓ ↓ O 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↑ ↑ Dvojná vazba (vazba sigma + vazba pí) O 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓ ↓ ↓ Násobná vazba N 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑ ↑ ↑ Trojná vazba (vazba sigma + 2 vazby pí) N 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↓ ↓ ↓

Molekulový orbital (MO) 1.1 Vazba sigma (σ) pz Atomový orbital (AO) pz Atomový orbital (AO) Molekulový orbital (MO) Největší hustota vazebného elektronového páru leží NA spojnici atomových jader Překryv s a p orbitalu. Překryv dvou s orbitalů. Překryv dvou p orbitalů.

1.2 Vazba pí (π) py py AO AO MO Největší hustota vazebného elektronového páru leží NAD a POD spojnicí atomových jader Překryv dvou p orbitalů. I jiných (např. p a d)

Dvojná vazba je:1x sigma, 1x pí; px orbital je prázdný Trojná vazba: 1x sigma, 2x pí Systém elektronů π je u trojné vazby válcově symetrický.

Přednostně vzniká vazba sigma. A až potom vazba pí!!!

F F F Překryv orbitalů a vznik molekuly F2: 2s 2px 2pY 2pZ X Y Z X Y Z Modely molekuly fluoru: F

Překryv orbitalů a vznik molekuly vody - H2O: 2s 2px 2pY 2pZ X Y Z O H H 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 H N NH3 N H Modely molekuly amoniaku:

Pro chytré hlavičky: CO2 Sami pomocí rámečků CH4 Pro chytré hlavičky: CO2 Nápověda- uhlík se ve sloučeninách vyskytuje v excitovaném stavu

Délka vazby: H2 F2 HF CO 74pm 144pm 92pm 113pm Délku vazby ovlivňuje: druh vázaných atomů MOLEKULA H2 F2 HF CO VAZEBNÁ DÉLKA 74pm 144pm 92pm 113pm povaha chemické vazby VAZBA jednoduchá C C dvojná trojná VAZEBNÁ DÉLKA 154pm 133pm 121pm

Základní a vzbuzený (*) stav atomu Základní stav Umístění elektronů podle pravidel. Stabilní stav – díky nejnižší energii. Řada atomů by v základním stavu nemohla tvořit sloučeniny. Mg, C, S… Vzbuzený (excitovaný) stav Dodáním energie, dojde k vypuzení elektronu z páru do nejbližšího energeticky vyššího orbitalu. [10Ne] 3s ↑↓ 12Mg: [10Ne] 3p ↑ 3s ↑ 12Mg*:

Čím více prvek přitahuje vazebné elektrony, tím vyšší X. Elektronegativita = schopnost vázaného atomu přitahovat elektrony chemické vazby. - Má vliv na vlastnosti atomů a typ chemické vazby. - Zavedl ji Linus Pauling. Čím více prvek přitahuje vazebné elektrony, tím vyšší X. XF = 4,0 XFr = 0,6 I -I Cl H 0,8 2,1 4,0 K Na Ca Mg Al Pb Sn Si H P C S N Cl O F Kladná oxidační čísla Záporná oxidační čísla

VAZEBNÝ ELEKTRONOVÝ PÁR 1. Kovalentní vazba (ΔX < 0,4 ) Cl Dochází ke sdílení elektronového páru oběma atomy Cl ↑↓ Cl + Cl2 Cl VAZEBNÝ ELEKTRONOVÝ PÁR

- δ+ δ- + Cl H H ↑↓ Cl H Cl Cl Na Na+ Cl- 2. Polární vazba (0,4 < ΔX < 1,7 ) H Cl δ+ δ- Vytvoření parciálních (částečných) nábojů Cl H Vazebný pár posunut k elektronegativnějšímu atomu H ↑↓ Cl H Cl Cl- 3. Iontová vazba (ΔX > 1,7 ) Na+ - + Vznik iontů (kationtu a aniontu) – elektricky nabitých částic Cl Na Valenční elektron je vtažen do valenční vrstvy druhého atomu. Na+ Cl-

Celý vazebný el. pár poskytuje pouze jeden atom. 4. Vazba koordinačně kovalentní (dativní, donor-akceptorová) N 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑ ↑ ↑ H Celý vazebný el. pár poskytuje pouze jeden atom. 1s ↓ NH4+ H 1s ↓ H 1s ↓ H+ 1s 5. Kovy a kovová vazba Prvek je kovem, jestliže: počet elekt. jeho nejvyšší zaplňované vrstvy ≤ číslu periody, v níž se prvek nachází. Osmium Draslík Vápník Rtuť Vlastnosti: kovový lesk, tažnost, kujnost, tepelná a elektrická vodivost

+ Atomy kovů tvoří krystalové mřížky, ve kterých jsou obklopeny zpravidla 8 či 12 sousedními atomy. Mezi atomy působí KOVOVÁ VAZBA. Kationty kovu jsou rozmístěny do uzlových bodů krystalové mřížky. Elektrony se mezi nimi volně pohybují = elektronový plyn. Všechny valenční elektrony jsou společné všem členům mřížky. Kujnost

Vliv chemické vazby na vlastnosti látek 1. Kovalentní vazba Nízké Tt a Tv. Nerozpustné ve vodě. Rozpustné v org.rozpouštědlech. Nevodiče. benzen C6H6, CH4, 2. Iontová vazba Vyšší Tt a Tv. Rozpustné ve vodě. Nerozpustné v org.rozpouštědlech. Elektrolyt (roztok či tavenina vede el. proud). NaCl 3. Kovová vazba Vysoké Tt a Tv. Nerozpustné. Vodiče. kovy

Slabé vazebné interakce Síly mezimolekulární (energie sil << energie kovalentní vazby) Ovlivňují fyzikální vlastnosti (skupenství) 1. Van der Waalsovy síly Jsou důsledkem okamžitých nerovnoměrností rozložení elektronů v molekule. Velikost polarity lze vyjádřit pomocí dipólového momentu vazby (μ). δ- δ+ δ+ δ- δ- δ- Cl μ δ+ δ+ H μ Polární molekuly (μ≠0) Nepolární molekuly (μ=0) Parciální náboje rozloženy nesymetricky Parciální náboje rozloženy symetricky a) Coulombické síly b) Indukční síly c) Disperzní síly

interakce: mezi nepolárními molekulami Indukční síly: Disperzní síly interakce: mezi nepolárními molekulami Indukční síly: Interakce dipól–indukovaný dipól Coulombické síly: Interakce dipól-dipól Interakce dipól-ion

H2S Tv ≈ - 60 °C H2O Tv = 100 °C 2. Vodíková vazba O H O H O H O H O H Podmínky vzniku vodíkové vazby: 1. Existence volných el. Párů na některém z atomů v molekule O H 2. Existence atomů vodíku vázaného s velmi elektronegativním atomem (O, F, N) O H O H O H O H O H O H H2O Tv = 100 °C H2S Tv ≈ - 60 °C

F H Tv ≈ 20 °C H F H C O Tv ≈ - 24 °C H C O Tv ≈ 78 °C

Tvary molekul Tvar ovlivňuje-Typ atomů H2 F2 CO

Poloměr atomu HF CH4 NH3 H2O roste HCl HBr roste HI

1 atom je centrální (CA) a ostatní vazebné atomy se snaží rozmístit okolo něj tak, aby byly co nejdále od sebe. 1+2 LINEÁRNÍ MOLEKULA Příklad: CO2

1+3 TROJÚHELNÍK Příklad: BF3

1+4 TETRAEDR Příklad: CCl4

TRIGONÁLNÍ BIPYRAMIDA 1+5 TRIGONÁLNÍ BIPYRAMIDA Příklad: PCl5

1+6 OKTAEDR Příklad: SF6

Většina molekul však není ideální….. POZOR!!! I volný elektronový pár ovlivňuje výsledný tvar molekuly!!! (chová se jako by to byl další vazebný atom)

1. CO2 2. H2O LINEÁRNÍ MOLEKULA O ═ C ═ O 2s 2px 2pY 2pZ O H O H LOMENÁ MOLEKULA

2pZ 2s 2px 2pY N 3 x H 3. NH3 TRIGONÁLNÍ PYRAMIDA

Tvary odvozené od tetraedru Tvary odvozené od trojúhelníku Ostatní tvary CH4 SO3 CO2 H2S SO2 PCl5 NH3 SF6 LOMENÁ MOLEKULA TETRAEDR TROJÚHELNÍK LINEÁRNÍ MOLEKULA TRIGONÁLNÍ BIPYRAMIDA TRIGONÁLNÍ PYRAMIDA OKTAEDR

Vazebný úhel: CO2 SO3 1800 1200 H2O 1050