Chemická vazba Podmínky vzniku: Vzdálenost: atomy se musí přiblížit tak, aby se překryly jejich valenční elektrony. Délka chemické vazby- vzdálenost jader vázaných atomů Orientace: opačný spin Energetická výhodnost: nejvýhodnější stav je stav s minimální energií

Chemická vazba H2 1 valenční elektron v 1s orbitalu Dojde k překryvu orbitalů

Chemická vazba

Chemická vazba

Chemická vazba F2

Chemická vazba

Chemická vazba

Chemická vazba HCl

Chemická vazba

O2

N2

NH4+

Ionizační energie I kJmol-1 Potřebná k odtržení valenčního elektronu od atomu První ionizační Druhá ionizační Atd Čím je nižší, tím je prvek reaktivnější (např. s- prvky)

Ionizační energie I Ca Ca+ + e- Ca+ Ca2+ + e-

Elektronová afinita A kJmol-1 Uvolní při přijetí jednoho, popř.více elektronů atomem Čím je vyšší, tím je prvek víc elektronegativnější (vyšší reaktivita) Např.fluor

Elektronová afinita A F + e- F-

Vazebná energie Uvolní se při vzniku chemické vazby

Disociační energie Potřebná k rozštěpení chemické vazby Stejnou hodnotu jako vazebná (jen opačné znaménko)

Čím je vazebná a disociační energie větší, tím je pevnost vazby větší

Prostorové uspořádání atomů ve sloučeninách a molekulách

Jednou z možností odvození tvaru molekul je model geometrie molekul sloučeniny nepřechodných prvků (Valence shell electron pair repulsion) VSEPR

VSEPR Elektronový pár se snaží co nejvíce přiblížit k jádru a zároveň být co nejdále od ostatních elektronových párů

Spojení orbitalů = energetické sjednocení= hybridizace

Při vytváření chemické vazby se hybridizují nejen orbitaly, které se podílejí na vzniku chemické vazby, ale hybridizují se i všechny valenční orbitaly, které obsahují nevazebné elektronové páry

Tvar molekuly pomocí VSEPR Spočítáme všechny valenční orbitaly, zjistíme, kolik jich je nevazebných a podle tabulky zjistíme tvar Neuvažujeme hybridizaci valenčních orbitalů, které vytvářejí Л vazby!

VSEPR – 2 hybridní orbitaly základní tvar – lineární sp hybridizace: 0 volných el. párů Příklady: BeCl2, CO2, HgCl2, ZnI2, CdBr2, N3–

VSEPR – 3 hybridní orbitaly základní tvar – rovnostranný trojúhelník (trigonální tvar) – 0 volných el. párů Příklady: BCl3, NO3–, CO32– – 1 volný el. pár a odvozený tvar – lomený Příklady: O3, SO2, NO2–, SnCl2

VSEPR – 4 hybridní orbitaly základní tvar – tetraedr (čtyřstěn) – 0 volných el. párů Příklady: CH4, ClO4–, SO42–, NH4+ – 1 volný el. pár Příklady: NH3, PF3, SO32–, H3O+, ClO3– odvozený tvar – trigonální pyramida

VSEPR – 4 hybridní orbitaly – 2 volné el. páry odvozený tvar – lomený Příklady: H2O, H2S, SCl2 , ClO2–

VSEPR – 5 hybridních orbitalů základní tvar – trigonální bipyramida – 0 volných el. párů Příklady: PCl5, AsF5, PF3(CH3)2 – 1 volný el. pár odvozený tvar – „seesaw“ (houpačka), deformovaný tetradedr Příklady: SF4, R2TeCl2

VSEPR – 5 hybridních orbitalů – 2 volné el. páry odvozený tvar – tvar T Příklady: ClF3, BrF3, (C6H5)ICl2 – 3 volné el. páry Příklady: XeF2, ICl2–, I3– odvozený tvar – lineární

VSEPR – 6 hybridních orbitalů základní tvar – oktaedr (osmistěn) – 0 volných el. párů Příklady: SF6, SeF6, PCl6–, SiF62– – 1 volný el. pár odvozený tvar – tetragonální pyramida Příklady: ClF5, BrF5, IF5, XeOF4

VSEPR – 6 hybridních orbitalů – 2 volné el. páry odvozený tvar – čtverec Příklady: ClF4, ICl4 – , XeF4