Chemická vazba. Chemická vazba Chemická vazba Spojování atomů Změna stavu valenčních elektronů Teorie chemické vazby: 1. Klasické elektrovalence- Kossel.

Prezentace na téma: "Chemická vazba. Chemická vazba Chemická vazba Spojování atomů Změna stavu valenčních elektronů Teorie chemické vazby: 1. Klasické elektrovalence- Kossel."— Transkript prezentace:

1

2 Chemická vazba

3 Chemická vazba Spojování atomů Změna stavu valenčních elektronů
Teorie chemické vazby: 1. Klasické elektrovalence- Kossel kovalence Lewis 2. Kvantově mechanická

4 Kvantově mechanická teorie chem. vazby
Kovalentní vazba • Vznik: překryvem valenčních atomových orbitalů (AO) slučovaných prvků zaplněných jedním elektronem. Výsledek: vznik systému s jinou konfigurací elektronů, který má nižší energii oproti původním izolovaným atomům. Elektrony jsou umístěny v tzv. molekulových orbitalech .

5 Molekulové orbitaly E ---- ---- ---- AO MO AO O rbitaly vícejaderné
– elektrony jsou sdíleny současně atomovými jádry vázaných atomů. • počet MO je roven počtu AO , které se na překryvech podílejí. • Vznik MO z AO se znázorňuje energetickým MO diagramem ---- E ---- AO MO AO

6 Molekulové orbitaly 1σs* ---- E 1s s---- 1σs ---- H H H

7 Molekulové orbitaly ---- E ---- He He

8 Protivazebné orbitaly jsou označeny hvězdičkou.
Na základě prostorového uspořádání a symetrie rozlišujeme molekulové orbitaly typu σ (sigma), π (pí) Prostorové tvary molekulových orbitalů typu σ a π. Protivazebné orbitaly jsou označeny hvězdičkou.

9 Molekulové orbitaly prvků 2s2 2p1 až 2p6

10 Typy kovalentní vazby. Vazba typu σ Je tvořena vazebnými σ-molekulovými orbitaly. Pravděpodobnost výskytu elektronu je největší na spojnici jader vázaných atomů. Jedná se o jednoduchou kovalentní vazbu.

11 Vazba typu π Je realizována vazebnými π-MO. Oblast maximální pravděpodobnosti výskytu elektronů leží mimo spojnici jader vázaných atomů. Vazba π je součástí násobných kovalentních vazeb: Dvojná vazba je tvořena jednou vazbou typu σ a jednou vazbou typu π Trojná vazba je složena z jedné vazby typu σ a dvou vazeb typu π (např. N2).

12 Polarita kovalentní vazby
Elektronegativita (X) Vyjadřuje schopnost atomu přitahovat valenční elektrony kovalentní vazby. Dosahuje hodnot od 0,7 u Fr po 4,1 u F. Vazebný MO (vazebný elektronový pár) je posunut na stranu atomu s větší X. Podle rozdílu elektronegativit (ΔX) mezi vázanými atomy dělíme kovalentní vazbu na: nepolární, polární, iontovou.

13 Nepolární vazba: ΔX  0,4 Vazebný MO leží uprostřed mezi vázanými atomy. Vazba mezi atomy stejných prvků (např. H2) nebo atomy prvků s málo odlišnou elektronegativitou (např. CH4). Polární vazba: 0,4 < ΔX 1,7 vazebný MO je posunut na stranu atomu s větší elektronegativitou (např. HCl). Důsledek: vznik parciálních (necelistvých) nábojů na atomech vázaných prvků. Iontová vazba: ΔX > 1,7 Vazebný MO je téměř úplně posunut na stranu atomu s větší elektronegativitou. Důsledek: vznik opačně nabitých iontů.

14 Koordinačně kovalentní vazba
Vzniká překrytím AO plně obsazeného elektronovým párem s prázdným AO. Atom poskytující orbital obsazený elektronovým párem – donor Atom podílející se na vazbě vakantním orbitalem – akceptor. Vazba donor – akceptorová. Vazba má stejné vlastnosti jako vazba kovalentní. Příklad:

15 Rámečkový diagram vzniku amonného kationtu.

16 Kovová vazba Existuje jen u kovů v tuhém a částečně kapalném skupenství. Podstata: vzájemné překrývání valenčních orbitalů každého atomu s obdobnými orbitaly všech sousedních atomů. Vznik nových, delokalizovaných MO, které vytvářejí energetické pásy se spojitými hodnotami energie. Kovová vazba je tvořena pouze vazbami π a δ, nevznikají orientované vazby σ. Důsledek: je potlačen směrový charakter vazby, prostorové uspořádání atomů je dáno geometrickými faktory.

17 Parametry chemické vazby
Vazebná energie (ED) Energie potřebná k rozštěpení vazby a oddálení atomů do nekonečné vzdálenosti. Vyjadřuje se v jednotkách eV nebo kJmol-1. Čím je větší, tím je daná vazba pevnější. S rostoucí násobností vazby vazebná energie roste.

18 Parametry chemické vazby
Délka vazby (r0) Vzdálenost atomových jader odpovídající minimální energii soustavy. Čím je vazba kratší, tím má větší energii . S rostoucí násobností vazby se její délka zkracuje. Vyjadřuje se v jednotkách nm nebp pm.

19 vznik molekuly vodíku

20 Energie a délka některých vazeb
Vazba Energie (eV) Délka (pm) C–C 3,6 154 C=C 6,3 133 CC 8,7 121 N–N 1,7 147 N=N 3,9 124 NN 9,8 110

21 Mezimolekulové přitažlivé síly
Van der Waalsovy síly Jsou asi desetkrát slabší než kovalentní vazby. Polární molekuly orientují se tak, aby se navzájem přiblížily opačně nabitými póly. Polární a nepolární molekula účinkem polární molekuly se v nepolární molekule indukuje dipól. Nepolární molekuly jsou přitahovány disperzními silami. Jsou důsledkem vzniku okamžitých dipólů (oscilační pohyb elektronového obalu vůči jádru).

22 Vodíková vazba Výskyt: polární molekuly, v nichž je vodík vázán na atom F, O nebo N. Princip vazby: interakce H s volným elektronovým párem elektronegativního prvku sousední molekuly. Vazebná energie 10 až 40 kJ mol-1. Vodíková vazba zvyšuje teploty tání a varu sloučenin.

23 Příklad vodíkové vazby mezi molekulami vody kapalná voda led

24

25

26

27 Hybridizace atomových orbitalů
Hybridizace AO je energetické sjednocení Typ orbitaly hybrid prostorové uspořádání SP npz+ns orb sp přímka BeCl2 SP2 n(pxpy) +ns 3 orb sp2 trojuhelník BF3 SP3 n(pxpypz)+ns 4 orb sp3 čtyřstěn CH4, NH3,H2O