Název školyIntegrovaná střední škola technická, Vysoké Mýto, Mládežnická 380 Číslo a název projektuCZ.1.07/1.5.00/34.0374 Inovace vzdělávacích metod EU.

Prezentace na téma: "Název školyIntegrovaná střední škola technická, Vysoké Mýto, Mládežnická 380 Číslo a název projektuCZ.1.07/1.5.00/34.0374 Inovace vzdělávacích metod EU."— Transkript prezentace:

1 Název školyIntegrovaná střední škola technická, Vysoké Mýto, Mládežnická 380 Číslo a název projektuCZ.1.07/1.5.00/34.0374 Inovace vzdělávacích metod EU - OP VK Číslo a název klíčové aktivityIII/ 2 inovace a zkvalitnění výuky prostřednictvím ICT AutorBc. Tomáš Černý Číslo materiáluVY_32_INOVACE_CAP_1S1U_ČE_16_02 NázevChemická vazba Druh učebního materiálu Výkladová prezentace PowerPoint s komentářem učitele Předmět Člověk a příroda Ročník První Tématický celekObecná chemie AnotaceVznik a druhy chemické vazby Metodický pokyn Materiál slouží k výkladu nové látky a následnému pochopení vzájemných souvislostí Klíčová slovaChemická vazba, atom, molekula, elektronegativita Očekávaný výstupŽáci pochopí podmínky vzniku chemické vazby a budou znát její druhy Datum vytvoření19.9.2013

2 CHEMICKÁ VAZBA

3  Chemické vazby jsou soudržné síly poutající navzájem sloučené atomy v molekulách a krystalech. Ke vzniku i štěpení chemických vazeb dochází při chemických reakcích. při těsném přiblížení slučujících se atomů dochází ke změnám rozložení elektronové hustoty, jejichž výsledkem je stálejší uspořádání ( s nižší energií ) atomových jader a elektronů.

4 DĚLENÍ CHEMICKÝCH VAZEB PODLE ROZDÍLU ELEKTRONEGATIVITY  VAZBA KOVALENTNÍ - rozdíl elektronegativit je 0 - 1,7; dále se někdy rozlišuje na vazbu: čistě kovalentní - rozdíl elektronegativit je 0 (mezi stejnými prvky - např. molekula kyslíku); kovalentní nepolární - rozdíl elektronegativit je 0 - 0,4; kovalentní polární - rozdíl elektronegativit je 0,4 - 1,7  VAZBA IONTOVÁ - rozdíl elektronegativit je větší než 1,7

5 VAZBA KOVALENTNÍ  Kovalentní vazba je založená na sdílení elektronů (nejčastěji jejich dvojic) mezi vázanými atomy. Elektrony jsou společné oběma jádrům a nelze je od sebe lišit. Podle počtu sdílených elektronů rozlišujeme kovalentní vazbu jednoduchou, dvojnou a trojnou. Zvláštním případem kovalentní vazby je koordinačně kovalentní, kdy oba elektrony zprostředkovávající vazbu poskytuje pouze jeden z atomů. Kovalentní vazby mezi atomy jsou pevné. Kovalentní sloučeniny jsou za pokojové teploty kapalné nebo plynném, nevedou el. proud, mají nízké teploty tání a varu. V molekulách tvořených dvěma kovalentně vázanými atomy s různou elektronegativitou je na straně atomu s větší elektronegativitou záporný náboj, u atomu s menší elektronegativitou náboj kladný. Molekula má tedy kladný a záporný pól a vytváří tak dipól.

6 VAZBA IONTOVÁ  Ke vzniku iontové vazby dochází mezi atomy, jejichž rozdíl elektronegativit je větší než 1,7 ( vazba mezi prvky umístěnými v periodické soustavě daleko od sebe). Je to extrémní případ polární kovalentní vazby. Sdílené elektrony jsou v obalu elektronegativnějšího atomu. V podstatě došlo ke vzniku aniontu a kationtu, které jsou vzájemně poutány elektrostatickou silou. Iontová sloučenina ( např. NaCl ) není tvořena molekulemi, ale anionty a kationty, které se vzájemně přitahují a vytvářejí prostorové iontové mřížky. Iontové sloučeniny se vyznačují vysokou teplotou tání a varu ( vazby jsou pevné, k rozštěpení je třeba velké množství energie). Ve vodném roztoku vedou elektrický proud (této vlastnosti se někdy využívá v elektrolytech).

7 VAZBA KOVOVÁ  KOVOVÁ MŘÍŽKA - Atomy vázány prostorově. Každý atom váže dalších 6 atomů, proto jsou atomy kovů vázány velmi pevně, bez možnosti pohybu. Valenční elektrony se v kovové mřížce pohybují volně takže nepoznáme který elektron je kterého kovu. Volně se pohybující elektrony vytváří tzv. elektronový plyn (elektrosprej), který udává vlastnosti kovů.  KOV - prvek je kovem, když jeho počet elektronů v nejvýše zaplněné vrstvě nepřesáhne číslo periody

8 VAZBA SIGMA  orbitaly se překrývají v jednom místě  typu H–H — dva atomy vodíku se spojí v molekulu H2 — dojde k překrytí dvou orbitalů s, do této skupiny patří i překrytí orbitalů s a p  typu F–F — atomy fluoru — dojde k překrytí dvou orbitalů p, do této skupiny patří i překrytí orbitalů p a d

9 VAZBA PÍ  orbitaly se překrývají ve dvou místech — např. p-p, p-d, d-d,  pokud je mezi atomy dvojná nebo trojná vazba je vždy jedna vazba sigma a ostatní jsou pí