Chemická vazba

Struktura atomového obalu Dnes uznáváme tzv. orbitalový model atomu: elektrony se nacházejí v určitém prostoru kolem atomového jádra - orbitalu Orbital je prostor (oblast) kolem atomového jádra, v němž se nejpravděpodobněji elektron vyskytuje Větší hustota tečkování = větší pravděpodobnost výskytu)

Příklad: Elektronová konfigurace atomu kyslíku:

Valenční elektrony Jsou elektrony v nejvýše položené elektronové vrstvě (s nejvyšší energií) Určují vlastnosti prvku, zejména jeho schopnost slučovat se s jinými prvky U prvků skupin A v PTP je počet valenčních elektronů roven číslu skupiny

Chemická vazba Atomy různých prvků (kromě atomů vzácných plynů) nejsou schopny trvalé existence v nesloučeném stavu Sdružují se do složitějších útvarů – molekul, krystalů apod. Soudržné síly, které působí mezi atomy v těchto útvarech se nazývají chemické vazby

Chemická vazba: Předpokladem vzniku je: Dostatečné přiblížení atomů tak, aby došlo k překrytí jejich valenčních orbitalů Počet, energie a prostorové uspořádání valenčních elektronů musí umožnit vznik vazebných elektronových párů

Typy chemických vazeb Kovalentní Slabé vazebné interakce: Nepolární Polární Iontová Kovová Slabé vazebné interakce: Vodíkové můstky Van der Waalsovy síly

Elektronegativita X Je schopnost vázaného atomu přitahovat vazebný elektronový pár Elektronegativita ve skupinách klesá, v periodách roste

Vazba kovalentní Je charakteristická sdílením vazebných elektronových párů mezi vázanými atomy. Elektrony tohoto vazebného páru jsou společné oběma atomům

Nepolární kovalentní vazby: Rozdíl elektronegativit vázaných prvků je X 0;0,4) Molekuly s nepolárními kovalentními vazbami navenek neprojevují žádný elektrický náboj.

Polární kovalentní vazby: Vznikají, je-li rozdíl elektronegativit vázaných atomů  X 0,4;1,7. Důsledkem je, že vazebný elektronový pár je posunut směrem k elektronegativnějšímu atomu prvku. Příslušné molekuly vystupují navenek jako dipól, tj. má dva elektrické póly. Např.: H – Cl , H Cl

Příklady: Dipól vody

Iontová vazba Je vazba mezi atomy s rozdílem elektronegativit  X >1,7 Při vzniku iontové vazby přechází 1 nebo více valenčních elektronů do valenční vrstvy jiného atomu za vzniku iontů. Ten atom, který předal vazebný elektron vytváří kladně nabitý kation. Druhý atom, který tento vazebný elektron přijal, vytváří záporně nabitý anion. Tyto opačně nabité ionty jsou přitahovány elektrostatickými silami. anion kation Na+ Cl-

Iontová vazba - + 17+ - - 11+

Určete počet valenčních elektronů C, O, Na, Cl Cvičení: Určete počet valenčních elektronů C, O, Na, Cl Znázorněte vznik iontové vazby v CaF2 Rozhodněte, u kterých z následujících sloučenin existuje vazba iontová: KCl, H2S, LiF, CaCl2 Určete počty protonů a elektronů v následujících částicích: 3Li+, 7N3-, 12Mg2+ Rozhodněte o typu vazby: CO2, PH4, KCl Výsledky př. 3: X(O) – X(C) = 3,5 – 2,5 = 1 polární kovalentní vazba X(H) - X(P) = 2 2 - 2,1 = 0,1 vazba kovalentní nepolární X(Cl) – X(K) = 2,8 – 0,91 = 1,89 vazba iontová

Kovová vazba Prvek je kovem, má-li počet elektronů v nejvyšší zaplňované vrstvě menší nebo roven číslu skupiny. (Al x S) Tyto elektrony jsou slabě vázány k jádru atomu Krystal kovu se skládá z kationů umístěných v pravidelné krystalové mřížce a z volně se pohybujících valenčních elektronů (elektronový plyn).

Kovy Tři čtvrtiny všech prvků v periodické soustavě jsou kovy. Kovy se v tabulce nacházejí více vlevo a jejich kovový charakter směrem doleva stoupá. Některé kovy se v přírodě nacházejí v elementárním stavu - ryzí (např. Au, Ag, Pt, Hg). Zpracováním kovů se zabývá metalurgie Výrazné vlastnosti kovů dané jejich vnitřní strukturou: kovový lesk, kujnost, tažnost, ohebnost, schopnost vytvářet slitiny

Vazba koordinačně kovalentní: U tohoto typu vazby poskytuje vazebný elektronový pár pouze jeden z vázaných atomů. (tzv. donor - dárce). Atom, který elektronový pár přijímá se nazývá akceptor – příjemce. Vaznost atomu: je číslo, které udává, kolik vazebných elektronových párů sdílí daný atom s jinými atomy.

Cvičení 1: Vznik koordinačně kovalentní vazby v kationtu NH4+

Cvičení 2: Vznik koordinačně kovalentní vazby v kationtu H3O+

Slabé vazebné interakce Vodíkový můstek Atom H je schopen interakce se silně elektronegativními prvky (např. s O, N, F = hybridy kyslíku, dusíku a fluoru). Vodíková vazba se dále může vyskytovat u cukrů, nukleových kyselin, bílkovin, u hydroxysloučenin (např. alkoholů CH3OH), v karboxylových kyselinách (např.CH3–COOH)

Vodíkové můstky Nejdůležitější příklady sloučenin, u nichž se uplatňuje vazba vodíkovým můstkem: H2O, HF, NH3 Vodíkový můstek ve vodě vzniká již při běžné teplotě: mezi atomem H a O vzniká jakési silové „přemostění“: Vodíková vazba je asi 15x slabší než vazba kovalentní, ale významně ovlivňuje fyzikálně-chemické vlastnosti látek (body varu a tání, výparné teplo, viskozitu atd.)

Slabé vazebné interakce Van der Waalsovy síly Jedná se o čistě elektrostatický jev. Tyto síly působí mezi permanentními (trvalými) dipóly. V důsledku odpuzování stejně nabitých částí dipólu a přitahování opačně nabitých částí dipólu, dochází k uspořádání, čímž se zvýší stabilita celého systému. Zjednodušeně můžeme říci, že molekuly se k sobě natáčí „vrcholky“ s opačnými náboji.