Chemická vazba = soudržnost sloučených atomů v molekule http://chemvazba.moxo.cz/index.html

Chemická vazba valence vazba = .................., účastní se jí jen ................ elektrony (tj. elektrony v ................, ................ vrstvě) disociační energie = energie potřebná k ........................................... vazebná energie = energie, která se uvolní při ........................ v tabulkách kJ/mol valenční poslední valenční rozštěpení chemické vazby vzniku vazby

Tabulka disociačních energií jednoduchých vazeb [kJ/mol]   H C N O S F Cl Br I 435 413 391 463 347 570 431 366 299 346 309 257 272 444 339 284 213 163 201 166 184 217 226 297 255 222 153 243 218 214 193 180 151

Disociační energie násobných vazeb [kJ/mol] C-C 346   C-N 309 N-N 163 C=C 610 C=N 615 N=N 914 CºC 837 CºN 887 NºN

Disociační energie C-H vazby v závislosti na struktuře uhlovodíkového zbytku [kJ/mol] CH3-H 435 (CH3)2CH-H 397 C2H5-H 410 (CH3)3C-H 385 CH2=CH-H 452 C6H5-H 460 CH2=CH-CH2-H 368 C6H5-CH2-H 356

Vznik vazby

Vznik vazby 1. přibližování atomů – průnik obalů 2. přitažlivé síly jádra a míst s vyšší e- hustotou 4. odpudivé síly mezi jádry 3. vyrovnání přitažlivých a odpudivých sil  ustálení atomů v určité vzdálenosti, odpovídající nejnižší energii tato vzdálenost = délka vazby

Délka vazby mezijaderná vzdálenost vzdálenost mezi středy atomů spojených vazbou řádově pikometry .................... Závisí na: rozměrech jednotlivých atomů řádu vazby (vazba vyššího řádu je kratší) typu hybridizace překrývajících se atomových orbitalů (větší podíl orbitalů s zkracuje délku vazby) (10-12 m)

Druhy chemické vazby kovalentní nepolární polární iontová koordinační kovová slabé vazebné interakce

Kovalentní vazba „překryv“ orbitalů každý partner poskytuje 1 elektron atomy sdílí společně vazebný elektronový pár

Vazba σ (sigma) maximální překryv orbitalů (maximální elektronová hustota) leží na spojnici jader vazebných atomů s-s s-pz pz-pz

Vazba  (pí) elektronová hustota je největší mimo spojnici jader (nad a pod ní) vzniká překryvem dvou orbitalů px anebo py px- px py- py

Jednoduchá vazba jeden sdílený pár 1 σ Dvojná vazba 1 σ + 1  Trojná vazba 1 σ + 2

Na 3D modelu molekuly ethylenu vidíme dvojnou vazbu tvořenou 1 vazbou σ a 1 vazbou  (vyznačen překryv p-orbitalů)

Elektronegativita – X = schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony uvedena v periodické soustavě prvků

Polarita kovalentní vazby Nepolární vazba – rozdíl elektronegativit atomů je menší než 0,4 elektrony jsou rozloženy rovnoměrně Polární vazba – rozdíl elektronegativit atomů je v rozmezí od 0,4 do 1,7 atom s větší elektronegativitou si přitáhne vazebné elektrony blíž k sobě → dochází ke vzniku částečných (parciálních) nábojů – elektrostatický dipól

Polární kovalentní vazba Elektrostatický dipól

Vlastnosti látek s kovalentní vazbou výsledkem kovalence jsou pravé molekuly nevedou elektrický proud ani v roztaveném stavu mezimolekulární síly jsou slabé, tyto sloučeniny mají relativně nízké body tání a varu nízkomolekulární látky s kovalentní vazbou se dobře rozpouštějí v nepolárních organických rozpouštědlech. halogeny, kyslík, dusík, většina organických látek - cukry, tuky…

Vlastnosti látek s kovalentní vazbou zcela rozdílné vlastnosti mají sloučeniny polymerního charakteru s kovalentní vazbou, např. diamant, je modifikací uhlíku s kovalentními vazbami, ale má nejvyšší tvrdost ze všech materiálů a velmi vysoký bod tání, což je způsobeno síťováním - tedy vytvořením polymerní prostorové mřížky, celý krystal má potom charakter obrovské molekuly, podobně se chová i elementární bór, karbid bóru, karbid křemíku makromolekuly s vrstevnatou strukturou např. grafit sice nemají vysokou tvrdost, ale vyznačují se též vysokým bodem tání).

Iontová vazba = extrémně polární rozdíl elektronegativit atomů je větší než 1,7 elektronegativnější atom si přitáhne elektrony na svou stranu a zařadí je do své elektronové konfigurace vznikají ionty Např. chlorid sodný Na+Cl-

Iontová vazba

Vlastnosti látek s iontovou vazbou elektrostatické síly mezi ionty jsou velké iontové krystalické látky jsou tvrdé, křehké, mají vysoké body tání špatně rozpustné v nepolárních (organických) rozpouštědlech, ale většinou se dobře rozpouští ve vodě a dalších polárních rozpouštědlech v roztoku nebo v tavenině se ionty mohou volně pohybovat → vedení el. proudu

Koordinačně kovalentní vazba také koordinační, donor-akceptorní vazba vlastnosti stejné jako kovalentní jeden z reaktantů má volný celý elektronový pár a ten poskytne do vazby (donor, dárce) druhý reaktant nemá ve valenční sféře žádný elektron, tedy má volný orbital (akceptor, příjemce) amonné soli, koordinační sloučeniny

Vznik amonné soli NH4Cl

nevazebný elektronový pár prázdný elektronový orbital

Kovová vazba kationty kovů (jádra a nevalenční elektrony) tvoří pravidelnou krystalovou mřížku volné valenční elektrony tvoří tzv. elektronový mrak všechny volně pohyblivé elektrony patří všem atomům, jsou delokalizovány

Vlastnosti látek s kovovou vazbou vysoká elektrická a tepelná vodivost kujnost a tažnost díky možnosti posunu vrstev mřížky vysoký lesk – volně pohyblivé elektrony nejsou fixovány na specifických energetických hladinách a jsou schopné pohlcovat a emitovat světlo všech vlnových délek.

Slabé vazebné interakce = mezimolekulové interakce van der Waalsovy síly coulombické síly indukční síly disperzní síly hydrofobní interakce vodíkové můstky mezimolekulové interakce jsou velmi slabé, řádově desetkrát menší než je průměrná energie kovalentní vazby

Druhy mezimolekulových interakcí 1) Coulombické síly uspořádání molekul s trvalým dipólem elektrostatické přitahování opačně nabitých pólů molekul nebo dipólů a iontů proti orientaci dipólů působí tepelný pohyb molekul

Druhy mezimolekulových interakcí 2) Indukční síly polární molekula indukuje (vytvoří) dipól v nepolární molekule uspořádání, přitahování opačně nabitých pólů molekul http://chemvazba.moxo.cz/Lekce/lekce9.html#Waals

Druhy mezimolekulových interakcí 3) Disperzní síly • pohyb elektronu → náboje → kmitání dipólu • uspořádání molekul díky sjednocení kmitání při přiblížení takovýchto molekul 4) Hydrofobní interakce seskupování molekul nepolárních látek zmenšení plochy kontaktu s polární látkou (voda)

Vodíková vazba (vodíkový můstek) • interakce mezi: atomem vodíku vázaném na silně elektronegativním prvku (fluor, kyslík, dusík) elektronegativním prvkem

ovlivňuje výrazně řadu chemických a fyzikálních vlastností sloučenin (tt, tv aj.)

Vodíková vazba Intermolekulární – mezi dvěma molekulami Intramolekulární – vodík je vázán ke dvěma atomům téže molekuly (k jednomu vazbou kovalentní, k druhému vazbou vodíkovou) o-nitrofenol