Otázka: Vazba a struktura
Předmět: Chemie
Přidal(a): Lenka
CHEMICKÉ VAZBY = síly, kterými jsou k sobě navzájem vázány sloučené atomy v molekule, popř.
v krystalové struktuře
– v převážné většině jde o sdílení dvojic elektronů s opačným spinem neboli vazebných elektronových
párů
– pouze vzácné plyny jsou tvořeny volnými, nesloučenými, atomy
– ke vzniku a štěpení chem. vazeb dochází při chemických reakcích
– disociační energie = energie potřebná k rozštěpení chem. vazby
– vazebná energie = energie, která se uvolní při vzniku vazby
– př. H₂ – přechod elektronů z atom. orbitalu do molekulového orbitalu při vzniku molekuly z volných
atomů je spojen se snížením energie systému, které je příčinou chemické vazby
(takový mol. orbital je vazebný) – obsazením 2. mol. orbitalu by vedlo ke zvýšení
energie (ke snížení hustoty mezi jádry) (tzv. protivazebný neboli antivazebný orbital)
– délka vazby = mezijaderná vzdálenost
– vznik chem. vazby:
I. dojde k přiblížení -> sražení -> průniku obaly
II. uplatňují se přitažlivé síly jádra do míst s vyšší e¯ hustotou
III. uplatňují se i odpudivé síly mezi jádry
IV. dojde k vyrovnání příslušných atomových jader a elektronů
– 2 základní typy vazeb:
1) vazba iontová – její podstatou jsou elektrostatické síly působící mezi opačně nabitými
ionty
2) vazba kovalentní – oba atomy sdílí společně 1 vazebný elektronový pár, kdy každý partner
poskytne 1 elektron s opačným spinem
– hodnota vazebné energie závisí na tom, jakých dalších vazeb se účastní atomy spojené posuzovanou
vazbou
– rozdělení vazeb násobnosti:
1) jednoduché – každý atom poskytne 1 valenční elektron (tzn. vznikne 1 elektronový pár)
– je to téměř vždy vazba σ (=sigma) – výjimkou je třeba molekula B₂ (existuje
za vysokých teplot), v níž je nutno předpokládat jednoduchou vazbu π
2) dvojná – každý atom poskytne 2 valenční elektrony (tzn. vzniknou 2 elektronové páry)
– vazba σ a π
3) trojná – každý atom poskytne 3 valenční elektrony
N=N
– vazba σ, π a π
4) čtverná – pouze u komplexních sloučenin rhodia a molybdenu
– vaznost – udává číslo, vyjadřující kolik kovalentních vazeb daný atom vytváří
– vazba σ – vzniká pravděpodobně na spojnici jader, kde je nejvyšší hustota valenčních elektronů
– vyznačuje se osovou souměrností
– je podmíněna obsazením vazebného molekulového orbitalu σ
– může vzniknout překryvem 2 orbitalů s, nebo kombinací 2 orbitalů p, popř. orbitalu p a
orbitalu s
– vazba π – je symetricky rozložena nad spojnicí jader
– může vzniknout z překryvu 2 orbitalů p
– pevnost chemické vazby roste s násobností
– kovalentní vazba = vzniká překryvem 2 orbitalů – každý poskytne 1 elektron
– výsledkem vzájemného přitahování elektronů a jader je potom přitahování
jader k místům se zvýšenou elektronovou hustotou – tzn. k sobě
navzájem
– elektronegativita – X
– schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony
– její hodnota závisí na tom, se kterým atomem a jakým způsobem (ox. číslo,
hybridizace) je daný atom vázán
– prvky: – elektropozitivní
– elektronegativní
– v molekule složené ze dvou atomů s různou elektronegativitou převládá u atomu
s větší elektronegativitou záporný náboj a u druhého kladný -> vytváří tzv.
dipól
– polarita kovalentní vazby
– ve stejnojaderných dvouatomových molekulách působí obě jádra na elektrony naprosto
stejně => prostorové rozdělení el. hustoty je v okolí obou jader stejné
– nepolární vazba – rozdíl elektronegativit je menší než 0,4
– nejčastější sloučeniny H₂, O₂, N₂
– polární vazba – rozdíl elektronegativit je od 0,4 do 1,7
– H₂O, HCl
– iontová vazba – extrémně polární – př. chlorid sodný Na⁺Cl¯
– valenční elektron jednoho atomu je vtažen do valenční vrstvy druhého a
vzniká elektronicky nabytá částice
– mezi atomy, jejichž elektronegativity se liší aspoň o 1,7
– koordinačně-kovalentní vazba (donor akceptorová nebo také dativní vazba)
– donor = dárce, akceptor = příjemce
– liší se ve vzniku
– ve vlastnostech se neliší od kovalentní
– při vzniku má 1 reaktant volný celý elektronový pár a 2. pouze přijímá (má volný
orbital)
– př. reakce trimethylaminu s kationtem vodíku
– kovová vazba – elektronový plyn – kov vytvoří krystalovou mřížku a ten plyn vytvoří volné valenční
elektrony -> elektrony jsou delokalizovány
– asi 80% prvků jsou kovy
– krystal kovu se skládá z kationtů, uspořádaných v krystalové mřížce – kationty jsou
ve svých polohách udržovány nábojem volně pohyblivých valenčních el.
• slabé vazebné interakce
– van der waalsovy síly – př. molekula grafitu
– jejich podstatou je vzájemné působení molekulových dipólů jak stálých tak
indukovaných
– u molekul nebo atomů, které nemají stálý dipól, mohou vést okamžité
nerovnoměrnosti v rozložení elektronů ke vzniku dočasných dipólů, jejichž vzájemné působení má za následek přitahování molekul
– vodíkové můstky – vznikají mezi H + F, O, N
– zakresluje se: F-H…….F-H (2 molekuly kys. fluorovodíkové)
– ovlivňují fyzikální vlastnosti látek (var, tání, rozpustnost)
– mají větší sílu než van der waalsovy síly
– vliv chemické vazby na vlastnosti látek:
– látky s kovalentní nepolární vazbou jsou nerozpustné ve vodě a rozpustné v nepolárních
rozpouštědlech a nevedou el. proud
– látky s polární a iontovou vazbou jsou rozpustné ve vodě a nerozpustné v polárních
rozpouštědlech – v roztoku nebo tavenině vedou el. proud
– látky s kovovou vazbou vedou el. proud a teplo, jsou kujné a tažné
– struktura krystalů:
– pevné látky, které mají pravidelné uspořádání základních částic (atomů, molekul nebo iontů)
čili krystalovou strukturu, mohou vytvářet souměrná tělesa nazývaná krystaly
– krystaly se většinou vyskytují jako polykrystaly složení z velkého počtu malých krystalků,
v nichž jsou částice uspořádány pravidelně, ale poloha krystalků je nahodilá
– monokrystaly – krystalické látky, které se vyskytují jako jednotlivé krystaly větších
rozměrů
– pravidelný tvar krystalů je projevem zákonitosti jejich vnitřního uspořádání
– povrch krystalů je složen z rovinných krystalových ploch, protínajících se v hranách a hrany
se stýkají ve vrcholech
– 2 plochy svírají vždy stejný úhel
– podle souměrnosti se krystaly rozdělují do 7 krystalových soustav: jednoklonné, trojklonné,
kosočtverečné, klencové, šesterečné, čtverečné, krychlové
– základní buňka – jednoduché seskupení částic tvořících stavební jednotku krystalu
– krystaly:
1) iontové – vysoká teplota
– vedou v roztoku el. proud (umožňuje to pohyblivé ionty), v pevném
skupenství jsou nevodivé
– jsou křehké
– většinou se rozpouštějí v rozpouštědlech z polárních molekul
2) atomové (kovalentní)
– velmi tvrdé, nerozpustné
– nevedou el. proud
– vysoká teplota tání
– diamant
3) molekulové – spojené van der waalsovýmy silami nebo můstky
– tvoří molekuly prvků (př. N₂), jednoduché oxidy, hydridy, četné
organické molekuly a makromolekuly
– nízká teplota tání, těkavé, nevodivé, rozpustné v nepolárních
rozpouštědlech
4) něco mezi atomovými a molekulovými = vrstevnaté
5) kovové – uspořádání:
– krychlová plošně centrovaná základní buňka (př. Al)
– šesterečná základní b. (př. Mg)
– krychlová těsně centrovaná b. (př. alkalické kovy)
– alotropie – prvky, které mohou mít několik různých krystalových forem
– př. diamant nebo grafit popř. fosfor
– polymorfie – alotropie u sloučenin
– př. uhličitan vápenatý
– izomorfní (stejnotvaré) látky – krystalizují společně ze směsi svých nasycených roztoků nebo
travenin a vytváří tak směsné krystaly, ve kterých se mohou vyskytovat v libovolných
poměrech
– předpokladem izomorfie je stejný typ krystalové struktury a malé rozdíly ve velikosti iontů
– amorfní (beztvaré) látky – uspořádání částic je buď zcela nepravidelné nebo jsou vytvořeny velmi
malé oblasti s pravidelnou strukturou
– podobné ztuhlým kapalinám
– př. sklo
MOLEKULA
– i pro molekulu existuje orbitalový model, ve kterém je chování jednotlivých elektronů v molekule
popsáno pomocí jednoelektronových vlnových funkcí – molekulových orbitalů
– ke znázornění el. hustoty se používají hraniční plochy a mapy elektronových hustot neboli
vrstevnicové diagramy
– i pro molekulu platí výstavbový princip, Pauliho princip a Hundovo pravidlo
– polovina rozdílů počtu elektronů ve vazebných a protivazebných orbitalech udává řád vazby
dvouatomových molekul – veličinu charakterizující násobnost a pevnost vazby
– u tří atomových molekul se uplatňuje důležitá vlastnost kovalentní vazby – její směr – totožný se
směrem spojnice atomových jader vázaných atomů
– vazebný úhel = úhel, který svírají 2 vazby vycházející z jednoho jádra
– jednoduchý odhad tvaru molekuly a velikosti vazebných úhlů je založený na představě odpuzování
valenčních elektronových dvojic
– jednoduchá kovalentní vazba představuje zhuštění elektronů na spojnici vázaných jader –
protože se el. navzájem odpuzují, tak jsou vazby vycházející z jednoho atomu orientovány tak,
aby tato zhuštění byla co nejdále od sebe a vazebné úhly měly tak co největší hodnotu
– 2 vazebné elektronové páry – nejmenší energie odpovídá maximální vazebný úhel (180°) ->
molekula je lineární
– 3 vazebné elektronové páry – atomová jádra jsou ve vrcholech rovnostranného trojúhelníku (v jeho
středu je jedno jádro) – vazebný úhel je 120°
– některé molekuly (př. NH₃) obsahuje ve valenční vrstvě centrálního atomu kromě vazebných el.
párů i volné (nevazebné) el. páry
– metoda delokalizovaných molekulových orbitalů – vychází z toho, že el. v molekulových orbitalech
nejsou lokalizovány mezi dvojice atomů, ale jsou delokalizovány („rozprostřeny“) přes několik
atomů – tím se liší klasické představě, že dva el. společné dvěma atomům odpovídají jedné chemické vazbě
– metoda lokalizovaných molekulových orbitalů – poskytuje názornější popis molekulové geometrie
– používají se hybridní orbitaly, které jsou přizpůsobeny geometrii molekuly
– hybridní orbitaly – získají se lineární kombinací (hybridizací) atomových orbitalů valenční
vrstvy centrálního atomu
– při výpočtu lokalizovaných molekulových orbitalů se hybridní atomové
orbitaly centrálního atomu kombinují s atomovými orbitaly jiných
atomů molekuly
– hybridizace:
– type hybridizace:
– hybridizace sp (lineární neboli diagonální) – u tříatomových
molekul
– hybridizace sp²(trigonální)
– hybridizace sp³ (tetraedrická)
– je to matematická metoda (ne reálný proces)
– používají se at. orbitaly, které se příliš neliší energií
– typ hybridizace se volí podle tvaru molekuly
– hybridizací se nemění počet orbitalů
– vaznost atomu (neboli vaznost prvku) – je definována jako počet kovalentních vazeb, které z něho
vycházejí
– rozhoduje o ní snížení energie spojené s vytvořením daného počtu vazeb
– pro určování vaznosti prvků 2. a 3. periody se používá oktetové pravidlo –
zdůvodňuje stálost molekul tím, že vázané atomy sdílením elektronů nebývají
relativně stalé konfigurace vzácného plynu
– vytváří se tolik vazeb, aby vázané atomy měly právě tuto konfiguraci =
elektronový oktet
– k vazbě dochází tehdy, pokud vazebné účinky elektronů ve vazebných molekulových
orbitalech nejsou kompenzovány obsazením protivazebných molekulových
orbitalů
– nelze vždy posuzovat jenom podle počtu atomových orbitalů obsazených jedním
elektronem v jeho základním stavu
– struktura složitějších molekul
– lineární – př. oxid uhličitý – všechny valenční elektrony atomu uhlíku se účastní vazby
– lomená – př. oxid siřičitý – atom síry má volný elektronový pár
– k mnohotvárnosti molekul význačně přispívá možnost řetězení atomů – důsledkem je
existence izomerů (látky se stejným souhrnným vzorcem, ale lišícím se strukturou)
