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

 

   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 EV – 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| |NN|

 

  • 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 πnejvětší 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, XH= 2,1
H

2,15

                                He

4,5

Li

0,95

Be

1,5

                    B

2,0

C

2,6

N

3,0

O

3,5

F

3,9

Ne

4,0

Na

0,9

Mg

1,2

                    Al

1,5

Si

1,9

P

2,1

S

2,6

Cl

3,1

Ar

2,9

K

0,8

Ca

1,0

Sc

1,3

Ti

1,6

V

1,9

Cr

2,4

Mn

2,5

Fe

1,8

Co

1,7

Ni

1,8

Cu

2,0

Zn

1,6

Ga

1,6

Ge

2,0

As

2,0

Se

2,4

Br

2,9

Kr

2,6

Rb

0,8

Sr

1,0

Y

1,2

Zr

1,5

Nb

1,7

Mo

2,1

Tc

2,3

Ru

2,0

Rh

2,1

Pd

2,1

Ag

1,9

Cd

1,7

In

1,6

Sn

1,9

Sb

2,1

Te

2,1

I

2,6

Xe

2,25

Cs

0,75

Ba

0,9

La

1,2

Hf

1,4

Ta

1,7

W

2,0

Re

2,2

Os

2,1

Ir

2,1

Pt

2,2

Au

2,3

Hg

1,8

Tl

1,9

Pb

1,8

Bi

2,0

Po

2,0

At

2,2

Rn

2,0

Fr

0,7

Ra

0,9

Ac

1,1

Th

1,4

Pa

1,7

U

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, Hδ+ − Clδ-  HCl
  • rozdělení vazeb podle polarity
  1. vazba nepolární (kovalentní) – hustota vazebného elektronového páru rozdělena rovnoměrně mezi oba vazebné partnery, ΔX < 0,4 (F2, O2, N2)
  2. vazba polární (polárně kovalentní) – hustota vazebného elektronového páru nerovnoměrně rozložena mezi vazebné partnery,  0,4 < ΔX <1,7 (H2O, HCl)
  3. 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/      \Hδ+

 

  • pozor ! rozlišovat polaritu vazby od polarity molekuly !

 

  1. 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 orbitalya 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

 

  1. 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
  2. vrstevnaté krystaly: grafit (tuha)
    • atomy ve vrstvách vázány silněji než atomy mezi vrstvami
    • měkké látky
  3. 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






—————————————————————————

 Stáhnout práci v PDF  Upozornit na chybu

 Učebnice k maturitě  Maturitní kurzy

 Učebnice k VŠ přijímačkám  Kurzy na přijímačky

—————————————————————————

Další podobné materiály na webu: