Chemická vazba - maturitní otázka z chemie

Otázka: Chemická vazba

Předmět: Chemie

Přidal(a): Dita

Chemická vazba

Obecná charakteristika chemické vazby
Typy chemické vazby
- Kovalentní vazba
  - Vazba σ a π
  - Násobné vazby
  - Vaznost
  - Délka chemické vazby
  - Polarita chemické vazby
  - Hybridizace
- Koordinačně-kovalentní vazba
- Kovová vazba
Slabé vazebné interakce

Chemická vazba

= pojítko mezi atomy v molekule

Kritérium vzniku chemické vazby = energetické hledisko

Chemická vazba vznikne tehdy, dojde-li k uvolnění energie – molekula musí mít nižší energii než atomy před sloučením
Čím více energie se uvolní, tím stabilnější vazba vznikne

Vazebná energie = E_v = energie uvolněná při vzniku vazby

Disociační energie = E_D = energie dodaná pro zrušení vazby

[kcal/mol]
s násobností vazby roste hodnota E_D
- C – vazba π není tak pevná jako vazba σ – k jejímu rozštěpení je potřeba menší E_D
- N – vzniká přednostně trojná vazba, neboť se při tom uvolní velké množství energie (větší než při vytvoření dvojné nebo jednoduché)

Podmínky vzniku chemické vazby

Atomy se musí přiblížit tak, aby se překryly valenční orbitaly (průnik valenčních el.)
Elektrony musí mít opačný spin

Typy chemické vazby

Kovalentní vazba

vzniká překrytím orbitalů obsahujících vždy 1 elektron, vzniká společný elektronový pár

Vazba σ
- hustota je největší na spojnici jader (mezi jadernými partnery) atomů
- vzniká překryvem orbitalů

Vazba π
- elektronová hustota je největší mimo spojnici jader obou vázaných atomů
- je rovnoměrně rozložená a symetrická
- elektronová hustota je nad a pod rovinou, v níž leží spojnice jader
- vazba π vzniká bočním překryvem orbitalů
- vzniká až po vazbě sigma

NÁSOBNÉ VAZBY

Vazba jednoduchá
- Vazba σ
- na vzniku vazby se podílí od každého z vázaných atomů 1 valenční elektron

Vazba dvojná (násobná)
- Vazba σ + π
- na vzniku vazby se podílí od každého z vázaných atomů 2 valenční elektrony

Vazba trojná (násobná)
- Vazba σ + π + π
- na vzniku vazby se podílí od každého z vázaných atomů 3 valenční elektrony

VAZNOST

= číslo, které nám udává počet vazeb, které atom vytváří

např.: H – jednovazný, O – dvojvazný, N- trojvazný, C – čtyřvazný

DÉLKA CHEMICKÉ VAZBY

= vzdálenost jader vázaných atomů = mezijaderná vzdálenost

jednotka [1A°] = 10^-8 cm (A – anstrid)
čím je vazba násobnější, tím je kratší, energie potřebná k jejímu rozštěpení je větší

POLARITA CHEMICKÉ VAZBY

ELEKTRONEGATIVITA (X)

= míra schopnosti atomu přitahovat elektrony chemické vazby

elektronegativní prvek = takový, jehož atomy přijímají do svého elektronového obalu elektrony a tvoří anionty
udává se číselně, její hodnoty jsou uvedeny u každého prvku periodické tabulky (nejnižší hodnoty elektronegativity mají alkalické kovy (Fr), nejvyšší hodnotu mají halogeny(F))

Vliv elektronegativity na chemickou vazbu

Vazba nepolární

společný elektronový pár je umístěn rovnoměrně mezi oba vázané elektrony

Vazba polární

pár je posunut k elektronegativnějšímu prvku – vzniká dipól

Vazba iontová (=extrémní polární vazba)

pár si úplně přivlastní atom s větší elektronegativitou – vznikají elektricky nabité částice – ionty
sloučeniny alkalických kovů a halogenů

– přechod od nepolární vazby k iontové je plynulý

HYBRIDIZACE

je sjednocování (unifikace) energeticky různých orbitů
značí se čárkovaným obdélníkem
hybridizují se i ty valenční elektrony, které nevytváří vazbu a jsou zaplněny jedním nebo dvěma elektrony
nehybridizují se orbitaly prázdné a ty, které vytváří π vazbu

Koordinačně-kovalentní vazba

dativní, donor-akceptorová
vzniká překrytím dvou elektronů od 1 atomu s volným orbitalem 2. atomu
rozdíl mezi kovalentní a koordinačně-kovalentní vazbou je pouze ve způsobu vzniku (vlastnosti a pevnost mají stejné)
DONOR – dárce – atom poskytující el. pár
AKCEPTOR – příjemce – atom poskytující volný orbital, přijímá el. pár

Kovová vazba

asi 80% prvků jsou kovy – kovy v pevném stavu vytvářejí vazbu kovovou
- CHARAKTERISTIKA KOVŮ
  1. všechny kovy v tuhém stavu vedou elektrický proud
  2. všechny kovy jsou prvky o nízké ionizační energii
  3. atomy kovu, podobně jako jiné atomy, nemají jinou vazebnou schopnost než pomocí svých valenčních elektronů a orbitalů
- všechny valenční elektrony jsou společné pro všechny členy kovové mřížky – tvoří el. oblak, který prostupuje celým krystalem a umožňuje vedení el. proudu

Slabé vazebné interakce

jsou to slabé vazby mezi molekulami, které je spojují do složitějších struktur

VAN DER WAALSOVY SÍLY
velmi slabé mezimolekulové síly

I₂ – zahřátím se tyto síly zruší, mřížka se rozkmitá, molekuly jódu se uvolní do prostoru, mění se skupenství z pevného do plynného – jód sublimuje

Tuha – tlakem se tyto síly zruší – tuha se otírá a píše

VODÍKOVÉ MŮSTKY

H2O – vodíkový můstek vzniká vzájemným přitahováním dipólů – způsobuje kapalnost vody