Vazba a struktura – maturitní otázka z chemie

 

   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)






—————————————————————————

 Stáhnout práci v PDF  Upozornit na chybu

 Učebnice k maturitě  Maturitní kurzy

 Učebnice k VŠ přijímačkám  Kurzy na přijímačky

—————————————————————————

Další podobné materiály na webu: