Chemická vazba – vznik, typy, vlastnosti látek

Otázka: Chemická vazba

Předmět: Chemie

Přidal(a): janvaclik

Chemická vazba – vznik, typy, vlastnosti látek jako důsledek jejich vnitřní stavby

atomy většiny prvků jsou spojeny do větších celků – molekul; toto spojení je realizováno prostřednictvím valenčních elektronů a nazývá se chemická vazba
chemická vazba = soudržné síly poutající navzájem sloučené atomy v molekulách
podstata chemické vazby → společný (sdílený) elektronový pár – uplatňují se
valenční elektrony
kriteria pro vznik chemické vazby
rozhodující je hledisko energetické
vazba vznikne tehdy, dojde-li při tomto ději k uvolnění energie
čím více energie se uvolní, tím stabilnější vazba vznikne

vazebná energie = energie, která se uvolní při vzniku vazby z volných atomů, značí se E_V – 6 . 10²³ vazeb
disociační energie = energii, kterou je třeba dodat, aby vznikla vazba

podmínky vzniku chemické vazby
částečný překryv valenčních elektronů

vhodné elektronové uspořádání (valenční stav) → excitace, opačné spiny → elektrony v orbitalech musí být uspořádány tak, aby z nich mohly vzniknout vazebné elektronové páry
chemická vazba musí být energeticky výhodná – energie molekuly musí být menší než energie atomů, které ji tvoří

znázornění vzniku chemické vazby (pro molekulu H₂)
pomocí překryvů prostorových tvarů valenčních orbitalů

pomocí spojnice rámečků (spojnice znázorňuje překrytí orbitalů)

valenční čárkou (znázorňuje vazebný elektronový pár) H – H

délka chemické vazby
desítky nanometrů, stovky pikometrů
čím je větší Z, tím je vazba delší

H – F

H –– Cl

H –––– Br

H –––––– I

typy chemické vazby
kovalentní vazba – vznikne překrytím orbitalů obsahujících vždy jeden elektron
koordinačně kovalentní vazba (donor akceptorová, dativní) – vznikne překrytím orbitalů obsahujícího elektronový pár s orbitalem prázdným (vakantním)
donor (dárce) – atom poskytující vazebný elektronový pár
akceptor (příjemce) – atom poskytující prázdný valenční orbital

rozdíl mezi kovalentní a koordinačně kovalentní vazbou je pouze ve způsobu vzniku, vlastnosti mají stejné

rozdělení vazeb podle násobnosti
vazba jednoduchá – na vzniku se podílí jeden valenční elektron od každého z vázaných atomů (H∙ + ∙H → H−H)

vazba dvojná – na vzniku se podílejí dva valenční elektrony od každého z vázaných atomů O: + ׃O → O=O

vazba trojná – na vzniku se podílejí tři valenční elektrony od každého z vázaných atomů |N + N| → |N≡N|

vaznost – číslo udávající, kolik kovalentních vazeb daný atom vytváří s jinými atomy (určuje to jejich počet nespárovaných valenčních elektronů)

H−N−H H

| |

H H- N-H

NH₃ – N trojvazný H

NH₄⁺ – N čtyřvazný

většina vazeb ve sloučeninách je přechodného typu (přechod mezi jednoduchou a dvojnou, dvojnou a trojnou vazbou) → násobnost vazeb je vyjádřena i desetinnými čísly
chemickou vazbu přesněji charakterizuje vazebný řád – jeho hodnota udává množství elektronových párů, jakým je chemická vazba skutečně tvořena
př. benzen – všechny vazby mají řád 1,5

rozdělení vazeb podle druhu
vazba σ
největší hustota vazebného elektronového oblaku se nachází na spojnici jader obou vázaných atomů
při vzniku vazby σ dochází k překryvu dvou orbitalů na spojnici jader, tato spojnice se pak stává osou vazby

vazba π – největší hustota vazebného elektronového oblaku je symetricky rozložena mimo spojnici obou jader
vzniká bočním překryvem orbitalů p, d nebo p a d

většinou platí – jednoduchá vazba – σ, dvojná vazba – σ + π, trojná vazba – σ + π + π

pevnost chemické vazby
roste s násobností
je dána vazebnou energií (energie, která se uvolní při vzniku chemické vazby; stejné množství energie se musí dodat na její rozštěpení = disociační energie)
závisí na povaze vázaných atomů, je však ovlivněna i sousedními atomy
délka chemické vazby (vzdálenost středů vázaných atomů) klesá s násobností vazby

elektronegativita
schopnost vázaného atomu přitahovat elektrony chemické vazby
za základ stupnice elektronegativit byla konvenčně zvolena elektronegativita vodík, X_H= 2,1

2,15

4,5

0,95

1,5

2,0

2,6

3,0

3,5

3,9

4,0

0,9

1,2

1,5

1,9

2,1

2,6

3,1

2,9

0,8

1,0

1,3

1,6

1,9

2,4

2,5

1,8

1,7

1,8

2,0

1,6

2,0

2,4

2,9

2,6

0,8

1,0

1,2

1,5

1,7

2,1

2,3

2,0

2,1

1,9

1,7

1,6

1,9

2,1

2,6

2,25

0,75

0,9

1,2

1,4

1,7

2,0

2,2

2,1

2,2

2,3

1,8

1,9

1,8

2,0

2,2

2,0

0,7

0,9

1,1

1,4

1,7

1,9

hodnota elektronegativity nepřechodných prvků stoupá v periodě zleva doprava, ve skupině zdola nahoru
nejnižší hodnoty elektronegativity – alkalické kovy
nejvyšší hodnoty elektronegativity – halogeny
nejelektropozitivnější prvek – Cs
nejelektronegativnější prvek – F

polarita vazby
určuje se z rozdílu elektronegativit (ΔX) vázaných atomů
vazebný elektronový pár – vždy více posunut k atomu s větší hodnotou elektronegativity → vytvoření částečného (parciálního) elektrického náboje na obou vázaných atomech, H^δ+ − Cl^δ-→ H◄Cl
rozdělení vazeb podle polarity

vazba nepolární (kovalentní) – hustota vazebného elektronového páru rozdělena rovnoměrně mezi oba vazebné partnery, ΔX < 0,4 (F₂, O₂, N₂)
vazba polární (polárně kovalentní) – hustota vazebného elektronového páru nerovnoměrně rozložena mezi vazebné partnery, 0,4 < ΔX <1,7 (H₂O, HCl)
vazba iontová – extrémně polární chemická vazba, ΔX > 1,7 (NaCl, KF)

valenční elektron jednoho atomu je vtažen do valenční vrstvy atomu druhého → vznik elektricky nabitých částic, iontů

dipólový moment
měřítko polarity chemické vazby pro biatomické molekuly
vektorová veličina orientovaná od záporného pólu ke kladnému
jednotka dipólového momentu – coulombmetr – Cm
v molekule s nesymetrickým rozložením náboje je velikost dipólového momentu dána vztahem μ = δ∙l (l – délka vazby, δ – parciální náboj = absolutní hodnota parciálního náboje na jednom z atomů)
dvouatomové molekuly – dipólový moment vazby = dipólový moment molekuly
víceatomové molekuly – výsledná dipólový moment molekuly = vektorový součet dipólových momentů všech vazeb v molekule
molekula nepolární – μ = 0 (μ – celkový dipólový moment)
molekula polární – μ ≠ 0
znázornění dipólových momentů

_2δ-

CO₂: δ- 2δ+ δ- H₂O : _/O_\

O = C = O ^δ+ H^/ ^\H^δ+

pozor ! rozlišovat polaritu vazby od polarity molekuly !

Kovy a kovová vazba

asi 80% známých prvků jsou kovy
prvek je kov, jestliže počet elektronů jeho nejvyšší zaplňované vrstvy je menší nebo roven číslu periody, v níž se nachází (Al = 3 val. e^– → perioda → kov; S = 6 val. e- → 3. perioda → nekov)
atomy kovů mají malý počet elektronů v poslední vrstvě elektronového obalu (1-2 el. v orbitalu s, výjimečně několik elektronů v orbitalu p – Ga, Sn, Pb) a nízkou elektronegativitu
vzhledem k malému počtu elektronů ve vnější vrstvě by každý atom kovu mohl vázat jen několik málo jiných atomů, což odporuje skutečnosti; všechny vnější elektrony jsou společné všem členům mřížky – představují elektronový oblak prostupující celým krystalem, v němž jsou pravidelně rozmístěna jádra obklopená zbývajícími elektrony
mezi kationty kovů a elektronovým oblakem působí přitažlivé elektrostatické síly, které jsou příčinou soudržnosti krystalu – to je postata kovové vazby

slabé vazebné interakce
chemická vazba – poutá jednotlivé atomy v molekulách
slabé vazebné interakce – způsobují vzájemné ovlivňování molekul, ty se mohou spojovat do složitějších nadmolekulárních struktur

vodíkové můstky (vazby)
- vznikají mezi atomem H a silně elektronegativním prvkem s volným elektronovým párem (F, O, N)
- přitažlivé síly mezi polárními molekulami
- spojování molekul ve vícemolekulové útvary
- ovlivňuje řadu chemických a fyzikálních vlastností sloučenin (teplotu tání, varu, rozpustnost, sílu kyselin,…)
- význam v přírodě – stabilizace prostorových struktur látek a tím i ovlivnění jejich biologické aktivity (bílkoviny – udržují prostorovou strukturu; nukleové kyseliny – spojují její řetězce)
- druhy vodíkových můstků

1) intermolekulární s trojrozměrnou sítí

př. H₂O

^/O^\

H^{/ \}H

^/O^\ ^/O^\ ^/O^\

H^{/ \}H H^/ ^\H H^{/ \}H

^/O^\

H^{/ \}H

2) intermolekulární – vázány jen dvě molekuly

_ _

O|……………H-O

CH₃-C^// \C-CH₃

\ _ //

O – H……………|O

př. vazba mezi monokarboxylovými kyselinami

3) intramolekulární – H je vázán ke dvěma atomům téže molekuly

(k jednomu vazbou kovalentní, k druhému vazbou vodíkovou)

př. o-nitrofenol

4) intraiontová – H je vázán ke dvěma atomům téhož iontu

van der Waalsovy síly = Londonovy síly
- přitažlivé síly mezi nepolárními molekulami (H₂, N₂)
- příčina – krátkodobá nerovnoměrnost v rozložení e^– → vznik dipólů
- velmi slabé
- vysvětlují rozdílné chování reálného a ideálního plynu

Teorie hybridizace

vysvětluje vznik energeticky rovnocenných kovalentních vazeb z energeticky rozdílných orbitalů daného atomu
umožňuje předpovědět prostorové uspořádání atomů v molekule a tím celou řadu vlastností (např. polaritu molekul)
základní podmínka stability sloučeniny je její energetický stav – nejstabilnější struktura má minimální energetický obsah
sjednocením energeticky různých orbitalů vznikají nové hybridní orbitaly (stejný tvar a energie)
vlastnosti hybridních orbitalů
hybridní orbitaly jsou v prostoru jinak orientovány než původní atomové orbitaly
hybridní orbitaly jsou větší než původní atomové orbitaly
hybridní orbitaly vytváří pevnější vazby než původní atomové orbitaly, proto jsou vzniklé sloučeniny stabilnější
pravidla pro hybridizaci orbitalů
hybridizují se všechny valenční orbitaly, které obsahují 1 e^– nebo elektronový pár
nehybridizují se orbitaly tvořící vazbu π
ekvivalentní hybridizace – všichni vazební partneři jsou stejní, př. SF₆
neekvivalentní hybridizace– po vytvoření všech chemických vazeb zbývají ještě v hybridních orbitalech volné elektronové páry → nepravidelný prostorový tvar
rozdělení hybridizace
jednoduchá – hybridizují se pouze orbitaly s a p
hybridizace sp

hybridizace sp²

hybridizace sp³

složená – hybridizují se orbitaly s, p a d
hybridizace dsp²
hybridizace sp³d

hybridizace sp³d²
př. SF₆

S[Ne] 3s² 3p⁴

S**[Ne] 3s¹ 3p³ 3d²

F[He] 2s² 2p⁵

čtyřboký dvojjehlan = osmistěn

struktura a vlastnosti látek
v pevném stavu má většina látek pravidelné vnitřní uspořádání, stavební částice tvoří krystalovou mřížku

látky s kovalentními vazbami

vlastnosti závisí na polaritě vazby a typu krystalové mřížky
nevedou el. proud ani v tavenině
rozpouští se v nepolárních nebo slabě polárních (etanol) rozpouštědlech
vzniklé roztoky nevedou el. proud

HCl + H₂O —disociace→ H₃O⁺ + Cl^– → ionty vedou el. proud

molekulové krystaly: I₂, CO₂, CH₄, H₂, N₂
- pevné kovalentní vazby
- mezi molekulami působí van der Waalsovy síly
- tají při nízkých teplotách
- plynné, kapalné
- pevné → sublimace
vrstevnaté krystaly: grafit (tuha)
- atomy ve vrstvách vázány silněji než atomy mezi vrstvami
- měkké látky
makrokrystaly (prostorové krystaly): diamant, SiO₂, ZnS
- atomy pravidelně uspořádány v prostoru
- všechny vazby stejně pevné
- tvrdé látky
- špatně tavitelné
- nevedou el. proud
- nerozpustné

látky s iontovými vazbami

mřížka z iontů
vlastnosti dány
přítomností iontů
v roztavené látce a v roztoku vedou el. Proud
dobrá rozpustnost v polárních rozpouštědlech (H₂O)
křehké
velkými přitažlivými silami mezi kationtem a aniontem
vysoká teplota tání a varu

kovy

nejčastěji krychlová nebo šesterečná soustava
vlastnosti – závisí na přítomnosti volně pohyblivých vazebných e^– a na počtu e^– tvořících kovovou vazbu
1. kovy s nižším počtem val. e^–
  - měkké látky, nízká teplota tání
  - př. Hg – kapalný kov, teplota tání = -39°C
2. kovy s vyšším počtem val. e^–
vysoká teplota tání a varu
př. W – tep lota tání = 3410°C, teplota varu = 5660°C