Chemická vazba Vazebné síly působící mezi atomy Založena na vzniku vazebného elektronového páru

Chemická vazba Ke vzniku i štěpení chemických vazeb dochází při chemických reakcích

H-Br H Br

Typy chemických vazeb Kovalentní vazba Koordinačně kovalentní vazba

a) Kovalentní vazba Druh chemické vazby, při níž jsou jeden, dva nebo tři valenční elektronové páry (jednoduchá, dvojná, trojná) sdíleny dvěma atomy spojenými chemickou vazbou Každý atom se podílí na vytvoření jedné vazby jedním elektronem Podle elektronegativity: nepolární, polární, iontová

Elektronegativita Schopnost atomu přitahovat elektrony kovalentní vazby Tabelována Pro hodnocení chemické vazby- rozdíl elektronegativit

a) Kovalentní vazba ∆X < 0,4………….nepolární ∆X= 0,4 – 1,7…….polární ∆X >1,7…………..iontová

Iontové sloučeniny tvoří krystalickou mřížku Opustí – li tedy valenční elektron atom alkalického kovu a přejde do elektronového obalu halogenu, stane se z něho kladný iont. Naopak z halogenu se stane iont záporný, přičemž oba ionty mají elektronovou konfiguraci vzácných plynů (mají všechny orbity plně zaplněné elektrony). Výsledná vazba mezi oběma ionty je čistě elektrostatická

Dipólový moment Měřítko polarity chemické vazby pro biatomické molekuly Vektorová veličina μ Vektorová veličina, která charakterizuje rozložení elektrického náboje v elektroneutrální molekule. Kvantitativně vyjadřuje polaritu molekul. Molekuly, v nichž jsou těžiště kladného a záporného náboje navzájem posunuté (polární molekuly) mají stálý dipólový moment, vyjádřený součinem vzdálenosti r těžišť opačných nábojů (Q), Dipólovému momentu je připisován směr od záporného náboje ke kladnému. Jeho jednotkou je C m

Dipólový moment V mlk ze dvou atomů s různou X převládá u elektronegativnějšího atomu záporný náboj a u druhého kladný- molekula tvoří dipól μ = 0 …………. nepolární mlk μ = 0………….. polární mlk

Dipólový moment Při hodnocení polarity složitějších molekul se dipóly příslušející jednotlivým vazbám vektorově sčítají Lineární- dipóly se vyruší= nepolární, lomená= polární Oxid uhličitý voda polární nepolární

b) Koordinačně kovalentní vazba Oba elektrony zprostředkovávající vazbu poskytuje jeden z vážících se atomů Možné pouze u atomů, které mají volný elektronový pár Donor Akceptor

Rozdíl mezi kovalentní a koordinačně kovalentní je pouze ve způsobu vzniku. Vlastnosti mají stejné

Rozdělení vazeb podle násobnosti Jednoduchá

Rozdělení vazeb podle násobnosti Dvojná

Rozdělení vazeb podle násobnosti Trojná

Vazba σ a Л

Vazba σ Největší hustota vazebného elektronového oblaku se nachází na spojnici jader obou vázaných atomů Při jejím vzniku dochází k překryvu dvou orbitalů NA SPOJNICI JADER

Vazba σ

Vazba Л Největší hustota vazebného elektronového oblaku je symetricky rozložena mimo spojnici obou jader- nad a pod spojnicí Vzniká bočním překryvem orbitalů p,d nebo p a d

Vazba Л

Jednoduchá vazba = σ Dvojná vazba = σ + Л Trojná vazba = σ + Л + Л

Pevnost chemické vazby Roste s násobností

Speciální typy vazeb Kovová vazba Slabší vazebné interakce

a) Kovová vazba valenční elektrony atomů tvořící kov jsou volně sdílené mezi všemi atomy, takže kovové ionty jsou obklopeny a prostoupeny jakýmsi „elektronovým plynem“. Přítomnost takových volných elektronů velmi dobře vysvětluje vysokou tepelnou a elektrickou vodivost, kovový lesk, neprůhlednost a další vlastnosti kovů   Atomy kovových prvků mají jeden, dva, nebo maximálně tři valenční elektrony. Model kovové vazby je velmi názorný, je založen na skutečnosti, že tyto elektrony, slabě k atomu vázané, nejsou vázány s žádným určitým atomem, ale jsou víceméně volné a pohybují se chaotickým pohybem v oblasti mezi kladnými ionty kovových atomů (které vznikly z neutrálních atomů poté, jak je elektrony opustily – viz Obr.2.13.).             Volné elektrony, nacházející se mezi těmito kladnými ionty jednak odstiňují jejich elektrostatické odpudivé síly a zároveň působí jako „lepidlo“, které je váže dohromady.             Nastíněný mechanismus kovové vazby vysvětluje kvalitativně některé charakteristické vlastnosti kovů, jako je například velká tepelná a elektrická vodivost, apod. Vazebná energie kovové vazby může být jak poměrně nízká, např. 68 kJ.mol-1 (0,7 eV / atom) pro Hg (bod tání -39 0C), až po 850 kJ.mol-1 (8,8 eV / atom) pro wolfram (bod tání 3410 0C).

Schéma kovové vazby. Volné elektrony, nacházející se mezi těmito kladnými ionty jednak odstiňují jejich elektrostatické odpudivé síly a zároveň působí jako „lepidlo“, které je váže dohromady

b) Slabší vazebné interakce Za DÚ vypsat co jsou Van der Waalsovy síly a Vodíkové vazby      Van der Waalsovy přitažlivé síly působí mezi všemi atomy a molekulami. Protože je energie jejich vzájemného působení velmi malá (řádově 10 kJ/mol = 0,1 eV/atom), bývá většinou překryta jinou, silnější vazbou. V čistém stavu se s ní setkáváme u inertních plynů v kapalném a tuhém stavu a u některých dalších látek, o nichž se dále zmíníme.             Podstatou Van der Walsových sil je vzájemné elektrické působení mezi dipóly, tj. protáhlými útvary, nesoucími dva stejně velké elektrické náboje opačného náboje na každém z obou konců Podle konkrétního způsobu vytvoření těchto dipólů dělíme Van der Waalsovy síly na tři druhy Atom vodíku má schopnost interakce se dvěma silně elektronegativními prvky a vytváří mezi nimi jakési „přemostění“ označované jako vazba vodíkovým můstkem nebo vodíková vazba. Nejčastěji tato vazba vzniká mezi vodíkem binárních sloučenin typu HX a HY, kde X a Y jsou nejčastěji atomy kyslíku, dusíku a fluóru. V dvojatomových sloučeninách s vodíkem vzniká dipól s kladným nábojem na straně vodíku a takto polarizované molekuly se vzájemně přitahují opačně nabitými konci. Tyto elektrostatické síly vysvětluje teorie molekulových orbitalů překrýváním atomových pz-orbitalů elektronegativního atomu X a Y s s-orbitaly vodíku. Energie vodíkové vazby je asi 10-násobně menší, než vazby kovalentní