Chemická vazba VAZBA = VALENCE Atomy se sdružují do útvarů = MOLEKULY valenčními elektrony Spojení = chemická vazba pzn: soudržné síly (silové interakce) poutající navzájem sloučené atomy v molekulách a krystalech VAZBA = VALENCE

Chemická vazba Podmínka vzniku: dostatečné přiblížení atomů s dostatečně vysokou energií správná prostorová orientace

Molekuly Složené ze dvou a více atomů vázaných chemickou vazbou Molekula: Prvku = stejné atomy (stejné Z – protonové číslo) (O2) Sloučeniny = různé atomy (jiné Z – protonové číslo) (CO2)

Veličiny Vazebná energie (TVORBA chemické vazby) energie, která se uvolní při vzniku dané chemické vazby Disociační energie (ŠTĚPENÍ chemické vazby) energie, kterou je potřeba dodat k rozštěpení dané chemické vazby Stejné až na znaménko (kJ/mol)

Veličiny Elektronegativita (X) schopnost atomů přitahovat vazebné elektrony (sdílené s jinými atomy). Podle její hodnoty se chemické vazby třídí do skupin. v rozmezí od 0,70 do 4,00 (v PSP) Největší (X) má F, nejméně (X) alkalické kovy.

Veličiny Elektropozitivita (Y) - opakem elektronegativity - schopnost atomu uvolňovat vazebné elektrony Největší (Y) mají alkalické kovy.

PSP IONIZACE = proces, dodáním energie se odtrhne elektron (či více) - Z elektroneutrálního atomu vznikne KATION IONIZAČNÍ ENERGIE = Nutná k odtržení elektronu, dodaná. Elektron se po odtržení spojí s neutrální částicí = ANION ELEKTRONOVÁ AFINITA = Energie uvolněná

Typy chemických vazeb Základní typy chemických vazeb: - Kovalentní - Polární - Iontové - Kovové - Koordinačně kovalentní Dále existují ještě slabé vazebné interakce (mezimolekulové síly): - van der Waalsovy síly - Vodíkové můstky

Kovalentní vazba Ep = potenciální energie systému Atom B se přibližuje l = délka ch.vazby: vzdálenost jader atomů vázaných v molekule Pzn: Přitažlivé síly, klesá Ep (energie potenciální) do okamžiku energetického minima, kdy je systém NEJSTABILNĚJŠÍ .

Kovalentní vazba Ep = potenciální energie systému Atom B se přibližuje Nevzniká chemická vazba Další přiblížení B = uplatnění odpudivých sil.

Překryvem AO (atomového orbitalu) vzniká MO (molekulový orbital) Kovalentní vazba Překryvem AO (atomového orbitalu) vzniká MO (molekulový orbital) je tvořena min 2 elektrony (typy vazeb:) Vazba sigma  - vazba na spojnici jader

Překryvem AO (atomového orbitalu) vzniká MO (molekulový orbital) Kovalentní vazba Překryvem AO (atomového orbitalu) vzniká MO (molekulový orbital) 2) Vazba typu  – vazba mimo spojnici jader (boční překryv)

Rozdílnost vazeb:

Násobnost kovalentní vazby: JEDNODUCHÁ 1elektronový pár,  vazba, slabší +

Násobnost kovalentní vazby: DVOJNÁ 2 elektronové páry, 1  a 1  , pevnější +

Násobnost kovalentní vazby: 3) TROJNÁ 3 elektronové páry, 1  a 2  , nejpevnější +

Kovalentní vazba Kovalentní vazba = spoluvlastnictví elektronového páru

Polarita kovalentní vazby Vznik parciálních nábojů + - ELEKTRONEGATIVITA: zavedl Pauling

Polarita kovalentní vazby Paulingova stupnice elektronegativit prvků  H   2,2 Li Be B C N O F 0,98 1,57 2,04 2,55 3,04 3,44 4 Na Mg Al Si P S Cl 0,93 1,31 1,51 1,9 2,19 2,58 3,16 As Se Br 2,18 2,96 I 2,66

Typy vazeb podle rozdílných hodnot elektronegativity nepolární vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 0 do 0,40 (H2,O2,Cl2 nebo methan CH4 )

Typy vazeb podle rozdílných hodnot elektronegativity 2) polární vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 0,40 do 1,70 (HCl,H2O)

Typy vazeb podle rozdílných hodnot elektronegativity 3) iontová vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 1,70 (NaCl,NaF)

Typy vazeb podle rozdílných hodnot elektronegativity nepolární vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 0 do 0,40 (H2,O2,Cl2 nebo methan CH4 ) 2) polární vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 0,40do 1,70 (HCl,H2O) 3) iontová vazba - rozdíl hodnot elektronegativit (ΔX) je od 1,70 (NaCl,NaF)

Iontová vazba = předání el. páru k přesunu celého vazeb. páru = vznik iontů – samostatných nabitých částic elektrostatické sily mezi alkalickými kovy a halogeny

Iontová vazba = předání el. páru

Koordinačně kovalentní vazba Stejná jako kovalentní Liší se vznikem : 1.partner (atom) poskytuje celý el.pár (DÁRCE = DONOR) (ligandy) 2.partner má volný orbital, přijímá el. pár (PŘÍJEMCE = AKCEPTOR ) (centrální atom) př = komplexní sloučeniny, amoniak, voda

Koordinačně kovalentní vazba Volný elektronový pár + H+

Koordinačně kovalentní vazba + H+

Kovová vazba mezi atomy (v kovech): elektronegativity poměrně nízké vzájemně se neliší Kovy = látky s pravidelným uspořádáním-krystalickým. Kovová mřížka = část struktury kovu(nejčastěji krychle) Levá část PSP Pevné až na Hg

Kovy = levá část PSP Pevné až na Hg (kapalina) Kovová vazba KOVY

Kovová vazba KOV = počet elektronů jeho nejvyšší zaplňované vrstvy je menší nebo roven číslu periody, v němž se nachází Př. Al třetí perioda, poslední vrstva 3e- (kov) Př. P třetí perioda, poslední vrstva 5e- (nekov) Kujnost, tažnost, vodivost

Kovová vazba Valenční elektrony se volně pohybují = elektronový plyn Elektrony společné všem členům mřížky Pohyblivost e- = elektrická vodivost

Slabé vazebné interakce = MEZIMOLEKULOVÉ SÍLY: Mezi molekulami téže látky Mezi molekulami látek různých Molekuly se mohou navzájem spojovat. Slabé, ale ovlivňují vlastnosti.

Slabé vazebné interakce 1) Van der Waalsovy síly Elektrostatické přitahování dipólů Síly: coulombické, b) indukční, c) disperzní E vazby menší než E kovalentní Dipól: Nesymetrické rozložení náboje

Slabé vazebné interakce Dipólový moment  Součin délky vazby l a parciálního náboje Směr od – k + , Velikost určitá Polarita molekul :  =0 Př. HCl = je zde dipól  =0 : polární CO2  = 0 : nepolární (lineární) H2O  = 0 : polární (lomený) Záleží na tvaru molekuly

Slabé vazebné interakce A) coulombické síly Orientace molekul při přitahování dipólů uspořádání molekuly Pokles E , tím růst stability

Slabé vazebné interakce b) indukční síly Vznik dipólů působením jiného dipólu. Z nepolární látky může být polární

Slabé vazebné interakce c) disperzní síly Synchronizace kmitání dipólů (el. obal osciluje, kmitá) U všech látek Nejvýznamnější pro van der Waalsovy síly

Slabé vazebné interakce 2) vazba vodíkovým můstkem - Speciální interakce dipól-dipól - Uplatnění mechanických sil Ovlivňuje: prostorové uspořádání molekul fyzikální vlastnosti látek způsoben: Existence volného el. páru H s atomem, který má vysokou elektronegativitu (F, O, N)

Slabé vazebné interakce 2) vazba vodíkovým můstkem Mezi různými molekulami = intermolekulární

Slabé vazebné interakce uvnitř látky: intramolekulární

Vyšší T varu než ostatní podobné molekuly V. , VI. a VII. skupiny Malý rozdíl elektronegativit mezi C a H, není volný el,pár. = není H můstek

Slabé vazebné interakce Vodíkové můstky v kapalné vodě:

Energie vazeb srovnání energií různých typů mezimolekulových sil rozdíly velmi významné: vodíková vazba 19 kJ mol-1 (H2O) van der Waalsova síla 8 kJ mol-1 (CO2) van der Waalsova síla 0,01 kJ mol-1 (He, jen disperzní síly) pro srovnání: průměrná kovalentní vazba (jednoduchá) 350 kJ mol-1

Vaznost Počet kovalentních vazeb, vycházejících z atomu prvku ve sloučenině . 2. a 3. perioda = OKTETOVÉ PRAVIDLO Vázané atomy sdílením elektronů nabývají stálé konfigurace vzácných plynů Neplatí pro molekuly s lichým počtem a BF3

STRUKTURA KRYSTALŮ Pevné látky mají stálé a pravidelné uspořádání atomů. Poly = velký počet krystalů Mono = jednotlivé krystaly 7 krystalových struktur Realita = poruchy

STRUKTURA KRYSTALŮ ALOTROPIE = prvek se vyskytuje ve více krystalových modifikacích Existence látek v několika různých krystalových formách nebo-li modifikacích lišících se strukturou Př: uhlík: a) diamant b) grafit

STRUKTURA KRYSTALŮ Atomové (kovalentní) krystaly Zesíťované molekuly, atomy vázány kovalentními vazbami, - vysoká T tání, - velká tvrdost - pevnost (diamant)

STRUKTURA KRYSTALŮ 2) Molekulové krystaly plyny tvořeny molekulami, které drží pohromadě van der Walsovými interakcemi (molekula jodu, krystaly vz.ácných plynů)

STRUKTURA KRYSTALŮ 3) Iontové krystaly Pravidelně uspořádány ionty V pevném stavu nevedou elektrický proud, ale v roztoku či tavenině ano Jsou křehké a rozpustné v polárním rozpouštědle (voda) Př. NaCl

STRUKTURA KRYSTALŮ 4) Kovové krystaly Těsně uspořádány atomy