Chemická vazba Periodická soustava prvků

Prezentace na téma: "Chemická vazba Periodická soustava prvků"— Transkript prezentace:

1 Chemická vazba Periodická soustava prvků

2 Chemická vazba Příčina vzniku chemických vazeb:
Silová interakce, pomocí níž se atomy seskupují do molekul. Souvisí se změnami stavu elektronů ve valenčních sférách. Příčina vzniku chemických vazeb: Soustava se snaží dosáhnout stavu své minimální energie – preferuje vznik systémů s elektronovou konfigurací, které vykazují nižší energii oproti izolovaným atomům. Obecné předpoklady vzniku vazby: Energetické hledisko – stabilní vazba mezi atomy vznikne, je-li tento proces spojen s uvolněním energie. Poziční hledisko – molekula může vzniknout při takovém přiblížení atomů, při němž dojde k částečnému překrytí jejich elektronových obalů.

3 Vliv vzdálenosti jader dvou atomů na celkovou energii soustavy:
Energie ED- Disociační energie vazby (vazebná energie): Energie, kterou by bylo nutno dodat, aby se vazba rozštěpila a atomy se od sebe vzdálily nekonečně daleko. E > 0 r0 – vzdálenost jader odpovídající minimální energii soustavy (délka vazby). E = 0 ED r0 E < 0 Vzdálenost jader (r)

4 Parametry chemických vazeb
vazba energie (eV) délka (pm) délka(pm) H – H 4,5 74 C – C 3,6 154 H – O 4,7 97 C = C 6,3 133 H – N 3,7 102 C  C 8,7 121 H – F 5,9 92 N – N 1,7 147 C – H 4,3 109 N = N 3,9 124 C – O 143 N  N 9,8 110 Jednotky: pm – pikometr: m eV – elektronvolt: Kinetická energie, kterou získá elektron, urychlený ve vakuu pod napětím 1 voltu 1 eV = 1, J

5 Klasické teorie chemické vazby
Teorie elektrovalence (W.Kossel): vysvětluje vznik vazby mezi prvky s velmi rozdílnou elektronegativitou (kov-nekov). Příklad: Na• + • F = Na+ + F- => Na+F- (fluorid sodný) Nepárové valenční elektrony Páry valenčních elektronů v orbitalech 2s a 2p Dochází k výměně valenčních elektronů za vzniku iontů (kationt kovu a aniont nekovu), které se vzájemně přitahují elektrostatickými silami. Teorie elektrovalence nevysvětluje vazbu mezi nekovovými prvky (CH4, SF6…), nebo v molekulách prvků (H2, O2…). Nelze předpokládat existenci iontů např. C4+ , S6+ … apod. Nekovové prvky mají vysokou ionizační energii.

6 Teorie kovalence (G.N.Lewis): vysvětluje chemickou vazbu vytvářením vazebných elektronových párů, které jsou společné oběma spojeným atomům. Vazebné páry vznikají spojením dvou nepárových elektronů (rozdílného spinu), nacházejících se na různých atomech (kovalentní vazba). Cl • •Cl  Cl – Cl Cl2 N N  N  N N2 Teorie vysvětluje podstatu v neiontových sloučeninách, neřeší však prostorové uspořádání molekul, energii a délku vazby, ani vazebné úhly.

7 Koordinačně-kovalentní vazba
Vzniká překrytím orbitalu obsazeného elektronovým párem a orbitalu vakantního (prázdného). Atom poskytující do vazby elektronový pár – donor. Atom poskytující vakantní orbital – akceptor. + = kovalentní vazba vazebný pár koordinačně -kovalentní vazba + = vakantní orbital zaplněný orbital vazebný pár

8 Příprava chloridu amonného:
Například: NH3 + H+ = NH4+ Příprava chloridu amonného: + H H d+ d- H N + H Cl = H N H + Cl- H H

9 Klasifikace kovalentních vazeb podle rozdílu elektronegativit (DX) mezi vázanými atomy:
nepolární (DX = 0 - 0,4) – je charakterizována stejnoměrným rozložením pravděpodobnosti výskytu vazebného elektronového páru mezi vázanými atomy. polární (DX = 0,4 – 1,7) – hustota pravděpodobnosti výskytu vazebné elektronové dvojice je posunuta k elektro- negativnějšímu prvku, který získává částečný záporný elektrický náboj d-. iontová (DX > 1,7) – extrémně polární kovalentní vazba. Došlo k úplnému přesunu vazebných elektronů na stranu elektronegativnějšího prvku. Vzniklé ionty jsou vázány v krystalové mřížce.

10 Vazba z hlediska kvantové mechaniky
Molekulové orbitaly Každá molekula je tvořena souborem atomů, v němž jsou na určitých orbitalech (molekulové orbitaly-MO) umístěny elektrony patřící celé molekule. Vzájemným prostupováním dvou atomových orbitalů (AO) původních atomů se utváří dvojice MO. MO* - antivazebný E 1s 1s Molekula vodíku: MO - vazebný

11 Typy vazeb z hlediska molekulových orbitalů
Na základě prostorového uspořádání rozlišujeme molekulové orbitaly typu σ (sigma), π (pí), δ (delta). Vazba σ K překrytí orbitalů dochází na spojnici jader. Tento typ vazby vzniká při kontaktu atomů jako první. Hustota elektronů je podél spojnice jader největší. Kombinují se nejčastěji orbitaly typu s a p.

12 Vazba π Oblast maximální pravděpodobnosti výskytu elektronu 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 (např. O2). Trojná vazba je složena z jedné vazby typu σ a dvou vazeb typu π (např. N2).

13 Typy chemických vazeb „Silné“ vazby (ED = 100-1000 kJ.mol-1)
Kovalentní – realizovaná vazebnými molekulovými orbitaly (s,p, d), vzniklými překrytím orbitalů atomových. Iontová – realizovaná působením elektrostatických sil mezi ionty v krystalické mřížce. Kovová – atomy kovů mají příliš málo elektronů pro vytvoření lokalizovaných vazeb v krystalové struktuře. Překrýváním valenčních orbitalů atomů s podobnými orbitaly se vytváří velký soubor nových, výrazně delokalizovaných vazeb π a δ, aniž by vznikla vazba σ. Vznikají energetické pásy se spojitými hodnotami energie.

14 Vazba kovová - vznik energetických pásů

15 „Slabé“ vazby (ED < 40 kJ.mol-1)
Jedná se o mezimolekulární přitažlivé síly, ovlivňující vlastnosti velkých souborů molekul. Spojování molekul prostřednictvím těchto sil se neřídí zákony chemického slučování, ani při něm nedochází k chemickým přeměnám. A) Vodíková vazba Silové působení mezi vodíkem na jedné molekule a atomy s vysokou elektronegativitou – kyslíkem, fluorem, chlorem na druhé molekule. B) Van der Waalsovy síly

16 Periodická soustava prvků
Počátkem 19. století se nashromáždilo velké množství poznatků o vlastnostech dosud známých prvků. Vyvstala tedy nutnost tento materiál systematicky roztřídit. Periodický zákon (D.I.Mendělejev -1869): Vlastnosti prvků, jakož i složení a vlastnosti jejich sloučenin jsou periodickou funkcí atomových hmotností. Později zjištěno, že periodicita vlastností prvků nezávisí na atomových hmotnostech, ale na protonovém čísle. Příklad – tellur má vyšší atomovou relativní hmotnost, než jod. Přesto se PSP řadí před něj – se šesti valenčními elektrony patří do skupiny chalkogenů, jod se sedmi valenčními elektrony spadá mezi halogeny.

17 Periodická soustava (tabulka)
Současná periodická tabulka obsahuje 118 prvků uspořádaných do 7period a 18 skupin.

18 Zaplňování atomových orbitalů v periodách:
Periody: Číslo periody se shoduje s hlavním kvantovým číslem orbitalu s, který se v ní začíná zaplňovat. Zaplňování atomových orbitalů v periodách: Perioda Elektronové konfigurace prvků Počet prvků 1. 1s1 1s2 2 2. 2s1 2p0 – 2s2 2p6 8 3. 3s1 3p0 – 3s2 3p6 4. 4s1 3d0 4p0 – 4s2 3d10 4p6 18 5. 5s1 4d0 5p0 – 5s2 4d10 5p6 6. 6s1 4f0 5d0 6p0 – 6s2 4f14 5d10 6p6 32 7. 7s1 5f0 6d0 7p0 – 7s2 5f14 6d10 7p6

19 Skupiny: V současné době označovány arabskými čísly 1-18 (podle IUPAC - International Union of Pure and Applied Chemistry). Starší systém označování - římskými čísly: I.-VIII.A: nepřechodné prvky I.-VIII.B: přechodné prvky Ve skupinách jsou pod sebou řazeny prvky, mající stejné počty elektronů v poslední, popř. předposlední vrstvě elektronového obalu - tzv. valenční elektrony - tudíž mají tyto prvky i podobné chemické vlastnosti.

20 Rozdělení prvků do bloků podle valenčních elektronů:
Valenční elektrony Počet skupin s-prvky ns1až2 2 p-prvky ns2 np1až6 6 d-prvky ns2(1) (n-1)d1až10 10 f-prvky ns2 (n-2)f1až14 14 Poslední vrstva elektronového obalu může obsahovat maximálně 8 elektronů (ns2 np6). Prvky, který mají tuto vrstvu zcela zaplněnu, jsou velmi stabilní a nereaktivní - VIII.A skupina (vzácné plyny).

21 Obecné zákonitosti v periodickém systému
Oxidační čísla: Úzce souvisí s počtem valenčních elektronů, mají tedy velký význam pro odhad chemického chování prvků. Některé hodnoty oxidačních čísel lze u většiny prvků určit z postavení v periodické tabulce. oxidační číslo u skupiny odpovídá 1 až 8 číslu skupiny maximální kladné 9 až 11 14 – číslo skupiny 12 až 18 číslu skupiny -10 minimální záporné 14 až 18 číslu skupiny -18

22 Např.: SVI-SIV, PV-PIII, TlIII-TlI
Atomy prvků bloku s, nabývají ve sloučeninách vždy jen jediné možné oxidační číslo odpovídající číslu jejich skupiny (I, resp. II). Atomy prvků bloku p, kromě maximální hodnoty vystupují rovněž i v oxidačních číslech nižších o dvě jednotky. Např.: SVI-SIV, PV-PIII, TlIII-TlI Atomy prvků bloku d nabývají většinou několika možných hodnot OČ mezi II(I) a příslušnou maximální hodnotou Např.: MnII-MnIII-MnIV-MnV-MnVI-MnVII VII-VIII-VIV VV CuI - CuII

23 ROSTE Elektronegativita: Nepřechodné prvky:
Přechodné prvky: Neplatí jednoduché zákonitosti. Elektronegativity jsou velmi rozdílné a silně závislé na oxidačních číslech prvků. Např.: mangan - MnII ….elektronegativita 1,4 - MnVII …elektronegativita 2,5

24 Kovový charakter prvků:
Kovy - charakteristické tím, že snadno ztrácejí elektrony (nízké hodnoty elektronegativity). Kovový charakter prvků tedy vzrůstá s jejich klesající elektronegativitou a rostoucím atomovým poloměrem. Vzrůst kovového charakteru Typické kovy: Fr, Cs, Ra, Ba Polokovy: diagonála Bor -Astat Typické nekovy: F, O, Cl, S

25 Acidobazický charakter oxidů:
Přibližně závisí na elektronegativitě. Čím nižší je elektronegativita prvku, tím zásaditější je příslušný oxid. Nepřechodné prvky: Roste zásaditost oxidů Přechodné prvky: Acidobazický charakter oxidů je silně závislý na oxidačním čísle. S rostoucím OČ se charakter roztoku mění od zásaditého ke kyselému. Mangan - MnII ….MnO + H2O = Mn(OH)2 - zásada - MnVII …Mn2O7 + H2O = 2HMnO4 - kyselina