Otázka: Chemická vazba
Předmět: Chemie
Přidal(a): Vadelma
– soudržné síly poutající navzájem sloučené atomy v molekulách a krystalech
– může vzniknout a zaniknout pouze při probíhajících chemických reakcích
Dělení vazeb podle hodnot vazebné energie
– jaderné – 105 – 107 kJ/mol
– chemické – 100 – 400 kJ/mol
– kovalentní
– kovové
– koordinačně-kovalentní
– slabé vazebné interakce
– vodíkové 10 – 10 kJ/mol
– van der Walsovy síly – 1 – 4 kJ/mol
Podmínky pro vznik chemické vazby
– musí dojít k překrytí valenčních orbitalů, k tomu musí mít vhodnou energii (srážka)
– musí mít vhodně uspořádány valenční elektrony – musí být nepárové, aby mohlo dojít ke vzniku elektronového páru, musí mít opačný spin
– musí mít vhodnou prostorovou orientaci
Vazebná energie (Ev)
– energie, která se uvolní při vzniku vazby
– 2 atomy -> jedna molekula
– tzv. molární energie
– hodnota energie – kJ/mol
Disociační energie (Ed)
– energie, která je nutná k tomu, aby došlo k zániku vazby
– 1 molekula -> dva atomy
– |Ev|=|Ed|
Délka vazby
– nejdelší vzdálenost od jednoho jádra atomu k druhému
Vaznost
– počet kovalentních vazeb vycházejících z atomu prvku v molekule
– halogeny, vodík – jednovazný
– kyslík – dvojvazný
– dusík – trojvazný
Kovalentní vazba
– dvě částice jsou k sobě poutány pomocí elektronového páru (z každého atomu stejný počet valenčních elektronů – jeden, dva nebo tři)
– dojde ke srážce dvou atomů, a tím k překrytí valenčních orbitalů, vznikne elektronový pár, a tím se zvýší elektronová hustota mezi atomovými jádry
– mezi prvky stejných nebo podobných vlastností
Dělení kovalentní vazby
1) podle prostorového uspořádání
a) vazba sigma σ
– charakteristická tím, že největší elektronová hustota je na spojnici atomových jader
– vzniká překrytím orbitalu
b) vazba pí π
– charakteristická tím, že největší elektronová hustota vzniká nad a pod spojnicí jader
2) podle počtu vazebných elektronových párů
a) jednoduchá
– tvořena jediným elektronovým párem
– tvoří ji vždy vazba sigma (σ)
– nejdelší
b) násobná
I) dvojná
– tvořena dvěma elektronovými páry
– tvořena jednou vazbou sigma a jednou pí (přednostně vzniká sigma)
II) trojná
– tvořena třemi elektronovými páry
– tvořena jednou vazbou sigma a dvěma vazbami pí
– nejkratší
3) podle rozdílné elektronegativity vazebných partnerů
– elektronegativita – schopnost atomu poutat k sobě vazebné elektrony
a) nepolární vazba
– kolem prvků, které podílí na vazbě, je stejnoměrné rozložení elektronové hustoty
– rozdíl elektronegativit je menší než 0,4
– ∆X ≤ 0,4
– mezi atomy jednoho prvku nebo atomy s podobnou elektronegativitou
– štěpí se homolyticky a vznikají radikály
– mezi stejnými atomy – ∆X = 0 – čistě nepolární vazba
– nerozpustné ve vodě
– nízké teploty tání a varu
– nevedou elektrický proud
b) polární vazba
– rozdíl elektronegativit 0,4 < ∆X < 1,7
– mezi oběma vazebnými atomy je nestejnoměrné rozložení elektronové hustoty
– elektronová hustota (el. pár) se posune na stranu elektronegativnějšího prvku
– na atomech vznikají tzv. parciální (částečné) náboje a dochází ke vzniku dipólů
– štěpí se heterolyticky – vznikají ionty (H-Cl -> na H kladný dipól, na Cl záporný dipól
– rozpustné ve vodě
c) iontová vazba
– rozdíl elektronegativit ∆X ≥ 1,7
– někdy se vůbec neřadí mezi kovalentní vazby
– mezi prvky, které mají rozdílné vlastnosti
– mezi prvky 1A a 7A skupiny, a mezi prvky 2A a 6A skupiny
– dochází k úplnému přesunu elektronové hustoty na stranu elektornegativnějšího prvku, vznikají ionty, které jsou k sobě poutány elektrostatickými vazbami
– extrémní případ kovalentní vazby, která nedrží pomocí elektronového páru
– mají vysoké body tání a varu
– vodivé – disociují se na ionty
– rozpustné ve vodě
Kovová vazba
– tvořena ionty kovů, které mají delokalizované (volné) valenční elektrony
– ionty jsou uspořádány do pravidelné krystalické mřížky, elektrony vyplňují prostor mezi nimi
– elektrony jsou volně pohyblivé a říká se jim elektronový plyn
– z kovové vazby vyplývají základní vlastnosti kovů:
a) vodivost
– jsou tu volné elektrony, které jsou schopné přenášet elektrický náboj a po zapojení do el. proudu dojde k usměrnění pohybu elektronů
b) kujnost a tažnost
– při tvarování kovů dochází k deformaci krystalické mřížky
Koordinačně-kovalentní vazba
– donor-akceptorová vazba
– je tvořena elektronovým párem, ale je charakteristická tím, že vazebný el. pár poskytuje jeden z vazebných partnerů (donor=dárce) a druhý vazebný elektron musí mít volný orbital
(akceptor=příjemce)
– typická u komplexních sloučenin
Slabé vazebné interakce (vazby)
1) vodíková vazba
– spojuje molekuly do větších celků
– podmínky pro její vznik – atom vodíku se musí vázat na atom s velkou elektronegativitou
– tento atom musí mít volné elektronové páry
– spojením molekul do větších celků roste relativní molekulová hmotnost (-> látky, které by měly být plyn, jsou kapaliny)
2) van der Walsovy síly
– mezi molekulami i v rámci jedné molekuly
– vznikají na základě vzájemného působení molekulových dipólů a projeví se přitahováním opačných pólů molekul nebo nábojů iontů
– u nepolárních molekul se může dipól vytvořit jako důsledek okamžitých nerovností v rozložení elektronů v molekule
– mezi atomy vzácných plynů
– zahrnuje síly columbické, indukční a disperzní
Hybridizace
– metoda, která nám pomáhá určit tvar molekul
– při vzniku vazeb dochází ke sjednocení energie valenčních orbitalů a ke změně jejich tvaru
– existují různé typy hybridizace, podle toho, které orbitaly se zapojují (sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2)
– orbitaly, ze kterých vychází vazba π se na hybridizaci nepodílejí
– volný elektronový pár se počítá jako další substituent, i když dochází k deformaci vazebných úhlů
– hybridizace sp – lineární tvar
– hybridizace sp2– tvar trojúhelníku
– hybridizace sp3 – tvar tetraedru
– hybridizace sp3d – tvar trojbokého dvojjehlanu
– hybridizace sp3d2 – tvar čtyřbokého dvojjehlanu
