Chemická vazba – maturitní otázka z chemie (3)

 

   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






—————————————————————————

 Stáhnout práci v PDF  Upozornit na chybu

 Učebnice k maturitě  Maturitní kurzy

 Učebnice k VŠ přijímačkám  Kurzy na přijímačky

—————————————————————————

Další podobné materiály na webu: