Periodická soustava prvků Chemická vazba

Periodická soustava prvků Na počátku 19. století se nashromáždilo velké množství poznatků o vlastnostech dosud známých prvků. Vyvstala nutnost tento materiál systematicky roztřídit. Periodický zákon (D.I.Mendělejev -1869): Vlastnosti prvků, jakož i složení a vlastnosti jejich sloučenin jsou periodickou funkcí atomových hmotností. !!! Později zjištěno, že periodicita vlastností prvků nezávisí na atomových hmotnostech, ale na protonovém čísle. Příklad: Srovnejme jod (Ar = 126,9) a tellur (Ar = 127,6). Na základě atomových hmotností bychom řadili I před Te, avšak počty valenčních elektronů rozhodují o zařazení jodu (7 elektronů) do skupiny halogenů (F, Cl, Br, I) a tellur (6 elektronů) do skupiny chalkogenů (O, S, Se, Te).

PERIODICKÁ TABULKA PRVKŮ Současná periodická tabulka obsahuje 118 prvků uspořádaných do 7period a 18 skupin.

Zaplňování atomových orbitalů v periodách: Periody: Číslo periody se shoduje s hlavním kvantovým číslem orbitalu s, který se v ní začíná zaplňovat. Zaplňování atomových orbitalů v periodách: Řídí se výstavbovým principem (n+l) Perioda Elektronové konfigurace prvků Počet prvků 1. 1s1 1s2 2 2. 2s1 2p0 – 2s2 2p6 8 3. 3s1 3p0 – 3s2 3p6 4. 4s1 3d0 4p0 – 4s2 3d10 4p6 18 5. 5s1 4d0 5p0 – 5s2 4d10 5p6 6. 6s1 4f0 5d0 6p0 – 6s2 4f14 5d10 6p6 32 7. 7s1 5f0 6d0 7p0 – 7s2 5f14 6d10 7p6

Skupiny: V současné době označovány arabskými čísly 1-18 (podle IUPAC - International Union of Pure and Applied Chemistry). Starší systém označování - římskými čísly: I.-VIII.A: nepřechodné prvky I.-VIII.B: přechodné prvky Ve skupinách jsou pod sebou řazeny prvky, mající stejné počty elektronů v poslední, popř. předposlední vrstvě elektronového obalu - tzv. valenční elektrony - tudíž mají tyto prvky i podobné chemické vlastnosti.

Rozdělení prvků do bloků podle umístění valenčních elektronů (podle elektronové konfigurace) Blok Valenční elektrony Počet skupin s-prvky ns1až2 2 p-prvky ns2 np1až6 6 d-prvky ns2(1) (n-1)d1až10 10 f-prvky ns2 (n-2)f1až14 14 Poslední vrstva elektronového obalu může obsahovat maximálně 8 elektronů (ns2 np6). Prvky, který mají tuto vrstvu zcela zaplněnu, jsou velmi stabilní a nereaktivní -VIII.A skupina (vzácné plyny).

Vlastnosti atomů závisí na: umístění valenčních elektronů (s, p, d, f orbital) ionizační energii elektronové afinitě Ionizační energie je energie, potřebná k odtržení nejslaběji poutaného elektronu z izolovaného atomu v základním stavu nejnižší na počátku period (prvky 1.skupiny) – kovy nejvyšší na konci period (prvky 18.skupiny) Elektronová afinita je snaha přijmout elektron. Přitom se většinou uvolňuje energie nejnižší na začátku period (1.a 2.skupina) a 18.skupina nejvyšší na konci period (17. event. 16.skupina) – nekovy

ROSTE ELEKTRONEGATIVITA Schopnost atomu v molekule poutat valenční elektrony. Čím je nižší, tím snadněji atom své valenční elektrony uvolní. Čím je vyšší, tím snadněji atom přijímá elektrony. Nepřechodné prvky: ROSTE Přechodné prvky: Neplatí jednoduché zákonitosti. Elektronegativity jsou velmi rozdílné a silně závislé na oxidačních číslech prvků. Hodnota elektronegativity má značný vliv na vznik chemické vazby.

CHEMICKÁ VAZBA Příčina vzniku chemických vazeb: Změna v uspořádání valenčních elektronů, která vede ke vzniku molekul, iontů nebo krystalů. Příčina vzniku chemických vazeb: Soustava se snaží dosáhnout stavu své minimální energie –preferuje vznik systémů s takovou elektronovou konfigurací, které vykazují nižší energii oproti izolovaným atomům. Obecné předpoklady vzniku vazby: Energetické hledisko – stabilní vazba mezi atomy vznikne, je-li tento proces spojen s uvolněním energie. Poziční hledisko – molekula může vzniknout jen při takovém přiblížení atomů, při němž dojde k částečnému překrytí jejich elektronových obalů.

Vliv vzdálenosti jader dvou atomů na celkovou energii soustavy Energie ED- Disociační energie vazby (vazebná energie) [eV]: Energie, kterou by bylo nutno dodat, aby se vazba rozštěpila a atomy se od sebe vzdálily nekonečně daleko. E > 0 r0 [pm] – vzdálenost jader odpovídající minimální energii soustavy (délka vazby). E = 0 ED r0 E < 0 Vzdálenost jader (r)

Parametry chemických vazeb vazba energie (eV) délka (pm) délka(pm) H – H 4,5 74 C – C 3,6 154 H – O 4,7 97 C = C 6,3 133 H – N 3,7 102 C  C 8,7 121 H – F 5,9 92 N – N 1,7 147 C – H 4,3 109 N = N 3,9 124 C – O 143 N  N 9,8 110 Jednotky: pm – pikometr: 10-12 m eV – elektronvolt: Kinetická energie, kterou získá elektron, urychlený ve vakuu pod napětím 1 voltu 1 eV = 1,602.10-19J

Teorie elektrovalence (vazba iontová) Vysvětluje vznik mezi atomy s velmi rozdílnou elektronegativitou (X > 1,7) Typický kov, tj. atom s nízkou elektronegativitou a malým počtem valenčních elektronů předá tyto elektrony atomu s vysokou elektronegativitou (typickému nekovu) Vzniknou ionty – kation kovu a anion nekovu, přitahující se elektrostatickými silami K• + • Cl  K+ + Cl – KCl Teorie kovalence (vazba kovalentní) Spočívá ve sdílení společného elektronového páru (1 až 3) Vytvoří se spojením dvou nepárových elektronů různých atomů. Cl • + •Cl  Cl – Cl Cl2 N + N  N  N N2

Koordinačně kovalentní vazba Překrytí vazebného orbitalu zaplněného elektronovým párem a prázdného (vakantního) vazebného orbitalu Atom poskytující elektronový pár je donor Atom, podílející se na vazbě vakantním orbitalem, je akceptor např.: NH3 + H+ = NH4+

Teorie molekulových orbitalů Při přiblížení atomů se vytvoří soubor atomových jader, kolem nichž jsou elektrony uspořádány v tzv. molekulových orbitalech. Vzniklý systém má jinou konfiguraci elektronů Proti původním izolovaným atomům vykazuje nižší energii. Elektrony jsou sdíleny (přitahovány) současně atomovými jádry vázaných atomů. Obsazování molekulových orbitalů elektrony se řídí stejnými pravidly jako obsazování atomových orbitalů. Celkový počet molekulových orbitalů je vždy roven počtu atomových orbitalů, které se na překryvech podílejí.

Překrytím dvou atomových orbitalů vznikají dva orbitaly molekulové. Molekulový orbital s nižší energií než původní atomové orbitaly, se označuje jako vazebný (σ). Molekulový orbital s energií vyšší než je v případě atomových orbitalů, představuje protivazebný (σ). Obsadí-li elektrony pouze vazebný MO, má vzniklý systém nižší energii – vzniká chemická vazba (např. H2) Je-li obsazen elektrony i protivazebný MO, nemá vzniklý systém nižší energii a chemická vazba nevzniká (např. He).

H2 N2

Typy vazeb z hlediska molekulových orbitalů Na základě prostorového uspořádání a symetrie rozlišujeme molekulové orbitaly typu σ (sigma), π (pí), δ (delta). Vazba σ K překrytí orbitalů dochází na spojnici jader Tento typ vazby vzniká při kontaktu atomů jako první Hustota elektronů je podél spojnice jader největší Kombinují se nejčastěji orbitaly typu s a p

Vazba π Oblast maximální pravděpodobnosti výskytu elektronu 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 (např. O2). Trojná vazba je složena z jedné vazby typu σ a dvou vazeb typu π (např. N2).

Trojná vazba v molekule dusíku N2

Vazba kovová Atomy kovů mají málo valenčních elektronů na to, aby vytvořily v krystalové struktuře lokalizované vazby. Překrýváním valenčních orbitalů atomů s podobnými orbitaly se vytváří velký soubor nových, výrazně delokalizovaných kovalentních vazeb π a δ, aniž by vznikla vazba σ. Vznikají tím energetické pásy se spojitými hodnotami energie. Vazba kovová - vznik energetických pásů

VALENČNÍ STAVY V základním energetickém stavu jsou vazebné možnosti omezené. Jak je možné, že např. chlor s 1 nepárovým elektronem může vytvořit až sedm vazeb? Vysvětlení může poskytnout představa tzv. valenčních stavů převedení elektronů do energeticky blízkých vakantních orbitalů, při tom se zruší původní orientace spinu Cl Ne ClIII Ne ClV Ne ClVII Ne 3 s 3 p 3 d

HYBRIDIZACE C CIV 2s 2p 2s 2p H H 1s1 H H Jsou všechny vazby v molekule methanu CH4 energeticky rovnocenné? Na první pohled ano – jedná se vždy o vazby C-H Na druhý pohled ne – na jejich tvorbě se podílí nestejné orbitaly C CIV 2s 2p 2s 2p H H 1s1 H H

!!! Experimentálně bylo prokázáno, že vazby rovnocenné skutečně jsou. Jak je to možné? Tato skutečnost se vysvětluje tzv. hybridizací atomových orbitalů. Mísení a energetické sjednocování orbitalů v atomu. Sjednocením určitého počtu AO vzniká stejný počet hybridizovaných atomových orbitalů HAO. Valenční stav Hybridizovaný stav Be*: He 2s 2p Beh: He 2s 2p 2sp B*: He 2s 2p Bh: He 2s 2p 2sp2 C*: He 2s 2p Ch: He 2s 2p 2sp3

Vliv typu hybridizace na tvar molekuly Typy hybridizace rozlišujeme podle druhu a počtu směšovaných AO. Elektrony v HAO mají tendenci se vzájemně odpuzovat – snaha o vytvoření co největšího vazebného úhlu.

Další běžné typy hybridizace Typ orbitaly energetické schéma tvar př. slouč.

Vliv volných elektronových párů na tvar molekuly Hybridizace typu sp3

MEZIMOLEKULÁRNÍ SÍLY – síly van der Waalsovy Přitažlivé síly mezi molekulami, které patří mezi nevazebné interakce (neřídí se zákony chemického slučování). Jejich velikost závisí na typu molekul: – polární molekuly: vzájemné působení opačně nabitých dipólů – polární a nepolární molekula: indukce dočasných dipólů – nepolární molekuly: dispersní síly – vznik okamžitých dipólů VODÍKOVÁ VAZBA vodíkový můstek Mezi vodíkem a atomy s vysokou elektronegativitou – kyslíkem, fluorem, chlorem.