Chemická vazba
4. a) Chemická vazba
(podstata chemické vazby, typy vazeb, slabé vazebné interakce)
- Molekula = elektroneutrální skupina dvou nebo více atomů spojených navzájem chemickou vazbou. Základní stavební částice všech látek ->
o stejnojaderné (homonukleární): obsahuje pouze atomy téhož prvku např. H2
o různojaderné (heteronukleární): obsahuje různé atomy, např. HCl
- Molekulové ionty = molekuly s kladným nebo záporným nábojem-> NH4+ (amonný kationt), H3O+ (oxoniový kationt)
- Radikály = reaktivní částice, obsahují jeden nebo více nepárových elektronů, např. •CH3 (methyl)
- Iont =>
o kationt -> Na – e- -> Na+
o aniont -> CL + e- -> Cl -
- Chemická vazba je interakce , která k sobě navzájem poutá sloučené atomy prvků v molekule (nebo ionty v krystalu) prostřednictvím valenčních elektronů
- Platí:
o chemické vazby vznikají i zanikají při chemických reakcích
o při tvorbě chemické vazby se uvolňuje energie, tzv. vazebná energie (Vazebná = disociační energie udává energii, kterou je třeba vynaložit na rozštěpení dané vazby)
o pro rozštěpení chemické vazby je nutno dodat energii, tzv. disociační ( vaz. + disk. se liší znaménkem), čím je vazebná E větší, tím je vazba pevnější
o podmínkou vzniku chemické vazby je dostatečné přiblížení atomů, které mají dostatečně vysokou energii a správnou prostorovou orientaci (jsou hodně prostorově orientované)
o délka vazby je vzdálenost jader atomů vázaných v molekule
- Druhy chemických vazeb
o KOVALENTNÍ VAZBA
§ založena na společném sdílení dvojic elektronů (vazebných elektronových párů), mají odlišný spin (Pauliho princip)
§ Každý z atomů spojených kovalentní vazbou dosahuje stabilní elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu
§ Vaznost atomu (prvku) -> Počet kovalentních vazeb vycházejících z atomu prvku ve sloučenině neboli počet vazebných elektronových párů, které atom sdílí s jinými atomy.
§ Pro určení vaznosti prvku 2. a 3. periody -> OKTETOVÉ PRAVIDLO
· atomy vytvářejí tolik vazeb, aby sdílením elektronů dosáhly stabilní konfigurace vzácného plynu (s2p6). Nelze to uplatnit u prvků vyšších period nebo sloučenin fosforu, síry, chloru)
· Př. O = 6 valenčních e- (2 s2 2 p4) -> k Ne chybí2 e- ->
O = O kyslík je dvojvazný
· přiblížením dvou atomů dochází k průniku jejich valenčních orbitalů a vzniká energeticky výhodnější (energeticky chudší) MOLEKULOVÝ ORBITAL. (typu π a σ)
o obsazením molekulového orbitalu σ vzniká VAZBA σ, jejíž elektronová hustota je největší na spojnici jader atomů.
o Molekulový orbital σ může vzniknout překrytím:
§ dvou orbitalů s, s a p nebo s a d
§ dvou orbitalů p nebo p a d
§ dvou orbitalů d
o obsazením molekulového orbitalu π vzniká VAZBA π, jejíž elektronová hustota je největší mimo spojnici jader atomů. Vazba π vzniká až po vzniku vazby σ a podílí se na vzniku násobných vazeb, je slabší než vazba σ, proto sloučeniny s násobnou vazbou jsou reaktivnější než sloučeniny s jednoduchými vazbami. Molekulový orbital π může vzniknout překrytím:
§ dvou orbitalů p
§ orbitalů p a d
§ dvou orbitalů d
§ Násobnost kovalentní vazby
· Jednoduchá vazba – kovalentní vazba uskutečněná sdílením pouze jednoho elektronového páru, je tvořena vazbou σ a je delší než násobné vazby (dvojná a trojná)
· Dvojná vazba – je kovalentní vazba uskutečněná sdílením dvou elektronových párů, tvoří ji jedna vazba σ a jedna vazba π, dvojná vazba je kratší a pevnější než jednoduchá vazba
· Trojná vazba – je kovalentní vazba uskutečněná sdílením tří elektronových párů, tvoří ji jedna vazba σ a dvě vazby π, trojná vazba je nejkratší a nejpevnější
§ Polarita kovalentní vazby
· Elektronegativita X je schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony (elektrony účastnící se vazby). Elektronegativnější atom (atom s vyšší X) ve vazbě k sobě poutá elektronový pár silněji než druhý elektropozitivnější atom (atom s nižší X)
o Vazba kovalentní nepolární – vzniká mezi dvěma stejnými atomy (nebo atomy jejichž rozdíl elektronegativit X nepřevyšuje 0,4), rozdělení elektronové hustoty mezi oběma atomy je zcela rovnoměrné, obě jádra přitahují vazebné elektrony se stejnou silou
o Vazba kovalentní polární – vzniká mezi dvěma různými atomy (rozdíl je větší než 0,4 ale menší než 1,7), v okolí atomu s vyšší elektronegativitou je elektronová hustota vyšší než v okolí druhého, u atomu s vyšší elektr. převládá záporný náboj, u druhého atomu kladný, molekula má záporný a kladný pól a tvoří tzv. DIPÓL
o Vazba iontová - je extrémní případ polární kovalentní vazby . Rozdíl elektronegativit vázaných atomů prvků je větší než 1,7. Sdílené elektrony patří do elektronového obalu elektronegativnějšího atomu. Elektropozitivnější atom tak předá elektron druhému atomu a vznikne kladně nabitý KATION a záporně nabitý ANION. Ionty v iontových sloučeninách jsou vzájemně přitahovány elektrostatickými silami.
o KOORDINAČNĚ KOVALENTNÍ VAZBA = donor akceptorová
§ jeden atom – donor – (dárce) poskytne oba elektrony, druhý atom AKCEPTOR (příjemce) má ve valenční vrstvě volný orbital a přijme oba elektrony. Takto vzniklá vazba se svými vlastnostmi neliší od vazby kovalentní.
§ Př.
o KOVOVÁ VAZBA
§ vzniká mezi atomy kovu v tuhém stavu a je způsobena elektrostatickou přitažlivostí kationtů kovů a volně se pohybujících valenčních elektronů. Každý atom ve struktuře kovu je obklopen větším počtem atomů, než je počet jeho valenčních elektronů, které se podílejí na vzniku vazeb. Elektrony se tak mohou volně pohybovat kolem kationtů kovu rozmístěných v pravidelné mřížce.
o SLABÉ VAZEBNÉ INTERAKCE
§ existují slabší vazebné síly, které ovlivňují vlastnosti látek
· VAN DER WAALSOVY SÍLY vznikají na základě vzájemného působení molekulových dipólů a projevují se přitahováním opačných pólů molekul nebo nábojů iontů
· VODÍKOVÁ VAZBA (vodíkový můstek) se vyskytuje u sloučenin vodíku s prvkem o vysoké elektronegativitě a nevazebným elektronovým párem (F, O, N), kde atom vodíku jedné molekuly vytváří slabou vazbu s volným elektronovým párem elektronegativnějšího prvku druhé molekuly, ve vzorcích ji značíme tečkováním, voda má větší teplotu varu
· Př.
o Vliv chemické vazby na vlastnosti látek
§ Látky s kovalentní nepolární vazbou:
· nerozpustné ve vodě, rozpustné v nepolárních rozpouštědlech
· nevedou elektrický proud
§ Látky s polární a iontovou vazbou:
· rozpustné ve vodě, nerozpustné v nepolárních rozpouštědlech
· v tavenině nebo v roztoku vedou elektrický proud
§ Látky s kovovou vazbou:
· vedou elektrický proud a teplo
· jsou kujné a tažné
o Struktura krystalů
§ pevné látky, které mají pravidelné uspořádání základních částic (iontů, atomů nebo molekul), mohou tvořit souměrná tělesa – KRYSTALY.
§ Krystal je geometrické těleso omezené krystalovými plochami, které se stýkají v hranách, a ty se sbíhají ve vrcholech. Základní stavební jednotkou krystalu je základní buňka, což je nejjednodušší seskupení částic.
· IONTOVÉ KRYSTALY
o jsou složeny z iontů, každý ion je obklopen co největším počtem iontů opačně nabitých, mají typické vlastnosti iontových sloučenin – jsou křehké, mají vysoké teploty tání, v roztocích a taveninách vedou elektrický proud
o Př. NaCl
· ATOMOVÉ (kovalentní) KRYSTALY
o jsou složené z pravidelně uspořádaných kovalentně vázaných atomů, mají vysoké teploty tání, jsou velmi tvrdé, nerozpustné v běžných rozpouštědlech a nevedou elektrický proud, např. diamant
· MOLEKULOVÉ KRYSTALY
o jsou složené z pravidelně uspořádaných molekul navzájem vázaných van der Waalsovými silami nebo vodíkovými můstky, mají nízké teploty tání, nevedou elektrický proud. Např. Jod
o Pevné látky mohou existovat nejen ve formě krystalů, ale mohou být i AMORFNÍ (beztvaré) -> sklo, saze
o Některé látky mohou krystalovat v různých krystalových soustavách a vytvářejí tak různé krystalové formy – modifikace
o u sloučenin polymorfie
o u prvků alotropie
o Izomorfie je schopnost různých látek krystalovat ve stejných krystalových soustavách a tvořit spolu směsné krystaly
Statistika