Geometrické uspořádání molekuly je charakterizováno:

Slides:



Advertisements
Podobné prezentace
CHEMICKÁ VAZBA.
Advertisements

Struktura molekul s jedním centrálním atomem
Stavba atomu.
Chemické reakce III. díl
V S E P R VSEPR = Valence-shell electron-pair repulsion
Stavba atomu.
V. CHEMICKÁ VAZBA a mezimolekulární síly
Jak se atomy spojují.
Chemická vazba.
AUTOR: Ing. Ladislava Semerádová
Chemická vazba.
ELEKTRONOVÝ OBAL.
Druhy vazby oktetové pravidlo Vazba iontová polární kovalentní
kovalentní koordinačně - kovalentní polarita vazby iontová vazba
GYMNÁZIUM, VLAŠIM, TYLOVA 271
Chemická vazba v látkách I
Sloučeniny Chemická vazba Názvosloví a tvorba vzorců
Chemie anorganická a organická Chemická vazba
I n v e s t i c e d o r o z v o j e v z d ě l á v á n í
GYMNÁZIUM, VLAŠIM, TYLOVA 271
Chemická vazba.
Chemická vazba Podmínky vzniku:
TVAR MOLEKUL.
Chemické vazby Chemické vazby jsou soudržné síly, neboli silové interakce, poutající navzájem sloučené atomy v molekulách a krystalech. Podle kvantově.
CHEMICKÁ VAZBA.
Jméno autora: Mgr. Ladislav Kažimír Datum vytvoření: Číslo DUMu: VY_32_INOVACE_08_Ch_OB Ročník: I. Vzdělávací oblast : Přírodovědné vzdělávání.
Elektronový pár, chemická vazba, molekuly
CHEMIE CHEMICKÁ VAZBA.
Chemická vazba Mgr. Jakub Janíček VY_32_INOVACE_Ch1r0118.
Chemická vazba a výpočty
Chemická vazba.
Elektronový obal atomu
Sloučeniny Chemická vazba Názvosloví a tvorba vzorců
Kovalentní vazby H Atomy vodíku - chybí 1 elektron do plného zaplnění elektronové slupky.
Chemická vazba v látkách III
ŠablonaIII/2číslo materiálu391 Jméno autoraMgr. Alena Krejčíková Třída/ ročník1. ročník Datum vytvoření
V S E P R VSEPR = Valence-Shell Electron-Pair Repulsion
PaedDr. Ivana Töpferová
Názvosloví.
Chemická vazba Vazebné síly působící mezi atomy
Kovalentní vazba, hybridizace valenčních orbitálů
Tento výukový materiál vznikl v rámci Operačního programu Vzdělávání pro konkurenceschopnost 1. KŠPA Kladno, s. r. o., Holandská 2531, Kladno,
Pojmy Typy hybridizace Tvary molekul
Mezimolekulové síly.
Mezimolekulové síly.
KVANTOVÁNÍ ELEKTRONOVÝCH DRAH
Název školyIntegrovaná střední škola technická, Vysoké Mýto, Mládežnická 380 Číslo a název projektuCZ.1.07/1.5.00/ Inovace vzdělávacích metod EU.
Prostorové tvary molekul
Metoda pro určení tvaru kovalentních molekul nepřechodných prvků -
FS kombinované Mezimolekulové síly
Struktura atomu a chemická vazba
CHEMICKÉ VAZBY. CHEMICKÁ VAZBA je to interakce, která k sobě navzájem poutá sloučené atomy prvků v molekule (nebo ionty v krystalu) prostřednictvím valenčních.
P ODMÍNKY VZNIKU CHEMICKÉ VAZBY Mgr. Jaroslav Najbert.
Jak se atomy spojují Dostupné z Metodického portálu ISSN: , financovaného z ESF a státního rozpočtu ČR. Provozováno Výzkumným ústavem.
Chemická vazba Autor.Mgr.Vlasta Hrušová.
Jak se atomy spojují Dostupné z Metodického portálu ISSN: , financovaného z ESF a státního rozpočtu ČR. Provozováno Výzkumným ústavem.
Mgr. Dagmar Muzikářová Gymnázium Brno, Elgartova 2016/2017
Chemická vazba I.
FYZIKÁLNÍ PODSTATA ELEKTRICKÉ VODIVOSTI
Typy vazeb.
DIGITÁLNÍ UČEBNÍ MATERIÁL
Tvar molekuly je dán polohou všech atomů molekulu tvořících
Chemická vazba. Chemická vazba Chemická vazba Spojování atomů Změna stavu valenčních elektronů Teorie chemické vazby: 1. Klasické elektrovalence- Kossel.
CHEMICKÁ VAZBA Chemická vazba představuje velké síly působící mezi atomy Dává nižší energii systému volných atomů (vyšší stabilitu)
Excitovaný stav atomů Mgr. Dagmar Muzikářová Gymnázium Elgartova, Brno
Mezimolekulové síly.
Tvary molekul Mezimolekulové síly.
VY_32_INOVACE_19 19 atomy, molekuly,ionty autor: Mgr. Helena Žovincová
Transkript prezentace:

Geometrické uspořádání molekuly je charakterizováno: Geometrie molekul Lewisovy vzorce poskytují informaci o tom které atomy jsou spojeny vazbou a o jakou vazbu se jedná (topologie molekuly). Geometrické uspořádání molekuly je charakterizováno: Délkou vazeb – přímá vzdálenost mezi jádry dvou atomů spojených vazbou. Úhly vazeb – úhel mezi kteroukoli dvojicí vazeb které zahrnují společný atom.

Geometrie molekul

Teorie chemické vazby a molekulární geometrie Atomy se v molekule uspořádají do definovaných vzájemných pozic. Molekulární geometrie = obecný tvar molekuly popisující vzájemné relativní pozice atomových jader. Teorie chemické vazby a molekulární geometrie: VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) = založena na elektrostatickém působení atomů v molekule. VBT (Valence Bond Theory) = uvažuje kvantové efekty a hybridizaci atomových orbitalů. MO-LCAO (Molecular Orbitals – Linear Combination of Atomic Orbitals) = vychází z představy o tvorbě nových (molekulárních) orbitalů lineární kombinací atomových orbitalů při vzniku chemické vazby.

Repulze mezi elektronovými páry klesá v pořadí: VSEPR Teorie VSEPR uvažuje pouze repulzi valenčních elektronových párů – jejich prostorové uspořádání odpovídá minimu odpudivé energie. Elektronový pár se snaží co nejvíce přiblížit k jádru a zároveň být co nejdále od ostatních elektronových párů. Repulze mezi elektronovými páry klesá v pořadí: 2 nevazebné elektronové páry vazba s -interakcí – jednoduchá vazba jednoduchá vazba – nevazebný pár 2 jednoduché vazby

VSEPR Sterické číslo (SN) = počet vazeb a nevazebných elektronových párů kolem centrálního atomu.

VSEPR: predikce molekulární geometrie Z Lewisova vzorce plyne počet vazeb a nevazebných el. párů kolem centrálního atomu - sterické číslo, které určuje základní molekulární geometrii. Volné elektronové páry a násobné vazby ovlivňují geometrii více než jednoduché vazby. Ze základních tvarů pak vznikají tvary odvozené. Př.: NH3 má jeden volný elektronový pár. Vazebný úhel mezi atomy H je redukován z hodnoty 109° (úhel v základním tetraedrickém tvaru) na 107°. V molekule H2O se dvěma volnými elektronovými páry svírají atomy H úhel pouze 105°. Podobný efekt mají násobné vazby: H2C=O (116° místo 120° mezi atomy H); H2C=CH2 (117° místo 120° mezi atomy H). Př.: Navrhněte geometrii následujících molekul: BeCl2, CO2 - BF3, COCl2, O3, SO2 CH4, PCl3, H2O - PCl5, SF4, ClF3 SF6, IF5, XeF4

VSEPR: vazebné úhly

VBT Teorie VSEPR neposkytuje informaci o tom jak chemická vazba vznikne a proč se vazby liší délkou a energií. Teorie valenční vazby (Valence Bond Theory, VBT) vysvětluje vznik vazby jako překryv atomových orbitalů a sdílení elektronového páru. Př.: molekula H2 vznikne překryvem dvou 1s orbitalů. Atomové orbitaly podslupky p vytvoří vazbu v F2. V CH4 vznikne vazba překryvem 1s orbitalu vodíku s 2s a 2p orbitaly uhlíku. U atomů spojených vazbou dojde k interferenci jejich vlnových funkcí za vzniku nové (hybridní) vlnové funkce. Př.: s a p orbitaly kolem atomu uhlíku v CH4 se mohou stát ekvivalentními hybridy (hybridizace sp3).

Překryv orbitalů v kovalentní vazbě

Hybridizace Př.: BeF2 Be má elektronovou konfiguraci 1s22s2 Žádný nepárový elektron není k dispozici do vazby. Elektron z 2s orbitalu může přejít do 2p orbitalu, tím vzniknou dva nepárové elektrony. Úhel vazby F-Be-F je podle teorie VSEPR 180. VSEPR ovšem pro tuto geometrii neposkytuje vysvětlení. Problém lze vyřešit kombinací orbitalu 2s a jednoho z orbitalů 2p na Be za vzniku dvou hybridních orbitalů. Takto vzniklé hybridní orbitaly se označují sp. Úhel mezi dvěma sp hybridními orbitaly je 180. Pouze jeden z 2p orbitalů na Be byl využit k hybridizaci, na atomu tedy zůstávají dva nehybridizované p orbitaly.

Typy hybridních orbitalů Hybridizací mohou vzniknout orbitaly sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2 podle toho kolik orbitalů se účastní vazby. Hybridizace se určí z Lewisova vzorce a VSEPR: počet vazeb a volných el. párů = počet hybridních orbitalů. Př.: Určete hybridizaci N v NH3.

Charakteristická geometrie hybridních orbitalů

Charakteristická geometrie hybridních orbitalů

-vazba – elektrony jsou shromážděny v ose spojující atomová jádra. Násobné vazby -vazba – elektrony jsou shromážděny v ose spojující atomová jádra. -vazba – elektronový oblak nad a pod rovinou atomových jader. -vazba vzniká z nehybridizovaných orbitalů. Dvojná vazba se skládá z jedné -vazby a jedné -vazby, trojná vazba z jedné -vazby a dvou -vazeb.

-vazba

Trojná vazba Acetylen, C2H2

MO-LCAO Teorie molekulových orbitalů dále rozšiřuje kvantově-mechanický model: lineární kombinací atomových orbitalů vzniká stejný počet molekulových orbitalů, z nichž polovina má nižší energii než původní AO (vazebné MO) a polovina energii vyšší (antivazebné MO). Teorie MO-LCAO tudíž dokáže popsat i excitaci vazebných elektronů. Při zaplňování MO platí stejná pravidla jako u AO (Pauliho princip, Hundovo pravidlo). Molekula vodíku: přiblížením dvou atomových orbitalů vzniknou dva molekulové orbitaly  a *. Energie vazebného MO je nižší než původních AO. Energie antivazebného MO je vyšší než původních AO a tudíž destabilizuje molekulu.

Molekula H2

Molekula He2

Řád vazby Řád vazby = ½(vazebné elektrony – antivazebné elektrony) Řád vazby = 1 pro jednoduchou vazbu Řád vazby = 2 pro dvojnou vazbu Řád vazby = 3 pro trojnou vazbu Řád vazby pro H2 = ½(2 - 0) = 1. Vazba v H2 je tedy jednoduchá. Řád vazby pro He2 = ½(2 - 2) = 0. Molekula He2 tedy není stabilní.

Energie vazby

MO z p-orbitalů u dvouatomových molekul prvků 2. periody

Dvouatomové heteronukleání molekuly - CO

Delokalizované vazby v kovech Kovy v pevné fázi tvoří velkou „molekulu“, po které se rozprostírají molekulové orbitaly s rozsáhlou delokalizací elektronů. Energie molekulových orbitalů víceatomových molekul kovů jsou si velmi blízké a vzniká kontinuální pás energií elektronů. Pokud jsou tyto elektrony excitovány, mohou vést elektrický proud. Energie obsazených a neobsazených orbitalů jsou si velmi blízké, k excitaci tedy postačuje malá energie.

1 atom N atomů Pásová teorie Energie elektronů je kvantována = mohou mít jen určité hodnoty energie, obsazovat jen povolené hladiny, nesmí se vyskytovat v zakázaných pásech. 1 atom N atomů

Pásy v grafitu Grafit je vodič, vazebné a nevazebné pásy  se překrývají

Pásy v diamantu Diamant je nevodič, vazebné a nevazebné pásy  jsou vzdálené

Pásové uspořádání pro vodiče, nevodiče a polovodiče

Polární vazba: elektronegativita Rozdíl elektronegativit dvou prvků ukazuje na to kolem kterého z nich se budou hromadit vazebné elektrony: Iontová vazba vzniká pokud   2 Kovalentní vazba vzniká pokud   1 Polárně kovalentní vazba vzniká pokud 1    2. Na atomech ve vazbě se objevují částečné (parciální) náboje + a . Př.: Určete polaritu vazby N – H v NH3 a C-Cl v CCl4. Př.: Odhadněte relativní polaritu HF, HCl, HBr a HI.

Polarita molekul Vazebný dipól vyjadřuje polaritu vazby (vektorová veličina): Dipólový moment je celkový dipól molekuly (vektorový součet, dipólový moment tedy může být nulový i v případě nenulových vazebných dipólů): Jednotky: debye (D), 1 D = 33.36x1030 Cm. Polární vazba vzniká mezi atomy s odlišnou elektronegativitou. Elektronegativnější atom bude mít částečný záporný náboj () Elektronově chudší část vazby vykazuje částečný kladný náboj (+) Př.: Odhadněte jestli molekuly NH3, H2O, CO2 mají dipólový moment. Př.: Určete který z izomerů (cis- nebo trans-) C2H2Cl2 má dipólový moment.

Polarita víceatomových molekul Pravidlo: molekula je polární pokud má na centrálním atomu volné elektronové páry nebo různé vazby.