Chemická vazba – maturitní otázka z chemie

 

   Otázka: Chemická vazba

   Předmět: Chemie

   Přidal(a): Alžběta

 

 

 

 

Chemická vazba

  • Snahou všech systémů je dosáhnout stavu s co nejnižší energií a co největší stabilitou
  • Nejstabilnější elektronová konfigurace atomů je se zcela zaplněnými nebo se zcela prázdnými valenčními orbitaly, toho mohou atomy dosáhnout
  • Přijetím nebo odevzdáním elektronů a tvorbou iontů
  • Sdílením elektronů s jiným atomem za vzniku větších útvarů – molekul

 

Molekula

  • Elektroneutrální skupina dvou nebo více atomů spojených navzájem chemickou vazbou, základní stavební částice řady látek
  • Volné atomy jsou za běžných podmínek pouze vzácné plyny
  • Molekula prvku (stejnojaderná) – obsahuje atomy jednoho prvku
  • Molekula sloučenin (různojaderné) – obsahuje atomy více prvků

 

Molekulové ionty

  • Molekuly s kladným nebo záporným nábojem ( ), stálé ve vodním prostředí nebo v krystalové struktuře

 

Radikály

  • Vysoce reaktivní částice obsahující jeden nebo více nepárových elektronů ( )

 

Chemická vazba

  • Interakce, která k sobě navzájem poutá sloučené atomy prvků v molekule (nebo ionty v krystalu) prostřednictvím valenčních elektronů
  • Chemické vazby vznikají a zanikají při chemických reakcích
  • Při tvorbě chemické vazby se energie uvolňuje, tzv. vazebná energie (v tabulkách většinou molární vazebná energie, roste s rostoucí násobností vazeb mezi stejnou dvojicí atomů)
  • Pro rozštěpení vazby je nutno dodat disociační energii
  • Energie vazebná a disociační mají stejnou hodnotu, liší se pouze znaménkem, udávají se v kJ/mol
  • Čím je vazebná energie větší, tím je vazba pevnější
  • Podmínkou vzniku chemické vazby je dostatečné přiblížení atomů, které mají minimální aktivační energii a správnou prostorovou orientaci
  • Délka vazby je vzdálenost jader atomů vázaných v molekule

 

Kovalentní vazba

  • Založena na společném sdílení dvojic elektronů (vazebných elektronových párů) oběma atomy
  • Oba elektrony jsou společné oběma atomům a mají opačný spin (podle Pauliho principu)
  • Atomy spojené kovalentní vazbou dosahují stabilní konfigurace nejbližšího vzácného plynu

 

  • Podmínky vzniku
  • Atomy se k sobě musí dostatečně přiblížit tak, aby se překryly jejich valenční orbitaly
  • Elektrony se musí lišit čtvrtým kvantovým číslem, aby vznikl vazebný elektronový pár

 

  • Vaznost prvku
  • Počet kovalentních vazeb vycházejících z atomu prvku ve sloučenině (počet vazebných elektronových párů, které atom sdílí s jinými atomy)
  • Pro jeho určené se používá oktetové pravidlo – atomy vytvářejí tolik vazeb, aby sdílením elektronů dosáhly stabilní konfigurace vzácného plynu, elektrony zprostředkovávající vazbu se počítají do valenční vrstvy obou atomů (neplatí pro prvky vyšší period a některá sloučeniny S, F a Cl)

 

  • Tvorba vazby
  • Přiblížením atomových orbitalů vznikají molekulové orbitaly, jeden má energii vyšší (vazebný) a druhý nižší (protivazebný), elektrony se zde vyskytují ve stavech s určitou energií
  • Molekulový orbital je charakteristický prostorovým uspořádáním elektronové hustoty, má určitý tvar
  • U molekul tvořených více atomy určuje tvar molekuly směr kovalentní vazby, vazebné el. páry se navzájem odpuzují, proto vazby jsou orientovány tak, aby byly co nejdále od sebe, mezi nimi vazebný úhel (vliv mají také volné elektronové páry na centrálním atomu)

 

  • Znázornění kovalentní vazby
  • Pomocí valenční čárky
  • Spojnice rámečku se šipkami
  • Prostorovým tvarem orbitalu

 

  • Vazba σ (sigma)
  • Největší elektronová hustota je na spojnici jader atomů
  • Může vzniknout překrytím
  • Dvou orbitalů s (H2), s a p(x)(HCl) nebo s a d
  • Dvou orbitalů p (Cl2) nebo p a d
  • Dvou orbitalů d

 

  • Vazba π (pí)
  • Elektronová hustota je největší mimo spojnici jader, ale v rovině touto spojnicí procházející
  • Vzniká až po vzniku vazby σ, podílí se na vzniku dvojných vazeb
  • Slabší než σ, proto sloučeniny s násobnou vazbou reaktivnější
  • Vzniká překrytím
  • Dvou orbitalů p(z) nebo p(y)
  • Orbitalů p a d
  • Dvou orbitalů d

 

  • Násobnost kovalentní vazby
  • Jednoduchá vazba
  • Vzniká sdílením pouze jednoho elektronového páru, tvořena vazbou σ
  • Delší a slabší než násobné vazby (0,154 nm)
  • Dvojná vazba
  • Vzniká sdílením dvou elektronových párů, tvoří ji vazba σ a jedna vazba π, kratší a pevnější než jednoduchá
  • 0,133 nm
  • Trojná vazba
  • Sdílení tří elektronových párů, jedna vazba σ a dvě vazby π, nejkratší a nejpevnější
  • 0,120 nm

 

  • Elektronegativita (X)
  • Schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony, elektronegativnější atom k sobě poutá elektronový pár silněji než elektropozitivnější atom
  • Bezrozměrné číslo, najdeme v tabulkách

 

  • Vazba kovalentní nepolární
  • Rozdíl elektronegativit je menší než 0,4
  • Rozdělení elektronové hustoty mezi oběma atomy je přibližně rovnoměrné, obě jádra přitahují vazebné elektrony stejnou silou

 

  • Vazba kovalentní polární
  • Rozdíl elektronegativit větší než 0,4 a menší než 1,7
  • V okolí atomu s vyšší elektronegativitou elektronová hustota vyšší než v okolí druhého, u elektronegativnějšího atomu převládá záporný náboj, u elektropozitivnějšího náboj kladný, molekula má záporný a kladný pól a tvoří dipól
  • Kladný pól označujeme , záporný pól
  • U složitějších molekul s více polárními vazbami se dipóly skládají jako vektory, výsledný dipól závisí na souměrnosti molekuly

 

Vazba iontová

  • Rozdíl elektronegativit větší než 1,7
  • Sdílené elektrony patří téměř úplně do elektronového obalu elektronegativnějšího prvku, elektropozitivní mu předá elektron, vzniká kation (snadno je tvoří alkalické kovy – prvky s malou ionizační energií) a anion (halogeny – prvky s velkou elektronovou afinitou)
  • Ionty jsou navzájem přitahovány elektrostatickými silami

 

Kovová vazba

  • Vzniká mezi atomy kovu v tuhém stavu, způsobena elektrostatickou přitažlivostí kationtů kovu a volně se pohybujících valenčních elektronů
  • Každý atom ve struktuře kovu obklopen větším počtem atomů, než je počet jeho valenčních elektronů, které se podílejí na vzniku vazeb, elektrony se tak mohou volně pohybovat kolem kationtu kovu v pravidelné mřížce

 

Vazba koordinačně kovalentní (dativní)

  • Jeden atom (donor-dárce) poskytne oba elektrony, druhý atom (akceptor-příjemce) má ve valenční vrstvě volný (vakantní) orbital a přijme oba elektrony
  • Vazba se vlastnostmi neliší od vazby kovalentní

 

Slabší vazebné interakce

  • Van der Waalsovy síly
  • Vznikají na základě vzájemného působení molekulových dipólů a projevují se přitahováním opačných pólů molekul nebo nábojů iontů (u nepolárních molekul se může dipól vytvořit jako důsledek okamžitých nerovností v rozložení elektronů v molekule)

 

  • Vodíkové můstky
  • Vyskytuje se u sloučenin vodíku s prvkem o vysoké elektronegativitě a nevazebným elektronovým párem (F,O,N), kde atom vodíku jedné molekuly vytváří slabou vazbu s volným elektronovým párem elektronegativnějšího prvku druhé molekuly
  • Ve vzorcích značíme tečkováním

 

Vliv chemické vazby na vlastnosti látek

  • Nepolární látky
  • Platí pouze pro malé molekuly obsahující jednu nebo dvě vazby
  • Nerozpustné ve vodě, rozpustné v nepolárních rozpouštědlech
  • Nevedou elektrický proud

 

  • Polární a iontové látky
  • Rozpustné ve vodě, nerozpustné v nepolárních rozpouštědlech
  • V tavenině nebo roztoku vedou elektrický proud (volně pohyblivé ionty)

 

  • Kovové látky
  • Vedou elektrický proud, jsou kujné a tažné

 

Struktura krystalů

  • Pevné látky, které mají pravidelně uspořádané základní částice (ionty, atomy nebo molekuly) mohou tvořit souměrná tělesa – krystaly (geometrické těleso omezené krystalovými plochami, které se stýkají v hranách, sbíhajících se ve vrcholech)
  • Základní stavení jednotkou je základní buňka – nejmenší část krystalu, jejím periodickým opakováním můžeme ve třech rozměrech sestavit krystal

 

  • Iontové krystaly
  • Složené z iontů, každý ion obklopen co největším počtem iontů opačně nabitých
  • Křehké, vysoké teploty tání a varu, vázány elektrostatickými silami
  • V roztocích a taveninách vedou elektrický proud
  • Při rozpouštění v polárních rozpouštědlech (voda) se naruší krystalové struktura, ionty jsou obklopovány molekulami vody – hydratace iontů
  • Když není rozpouštědlem voda, mluvíme o solvataci iontů
  • NaCl

 

  • Atomové (kovalentní) krystaly
  • Pravidelně uspořádané, kovalentně vázané atomy
  • Mají vysoké teploty tání, velmi tvrdé, nerozpustné v běžných rozpouštědlech
  • Nevedou elektrický proud
  • Diamant

 

  • Molekulové krystaly
  • Složené z pravidelně uspořádaných molekul spojených Van der Waalsovými silami nebo vodíkovými můstky
  • Nízké teploty tání
  • Nevedou elektrický proud
  • Jód

 

  • Amorfní (beztvaré) látky
  • Uspořádání částic je nepravidelné, saze, sklo, nafta, ropa

 

  • Krystalové soustavy
  • trojklonná
  • jednoklonná
  • klencová
  • kosočtverečná
  • šesterečná
  • čtverečná
  • krychlová






—————————————————————————

 Stáhnout práci v PDF  Upozornit na chybu

 Učebnice k maturitě  Maturitní kurzy

 Učebnice k VŠ přijímačkám  Kurzy na přijímačky

—————————————————————————

Další podobné materiály na webu: