Chemická vazba

 

• silová interakce mezi dvěma atomy
• Pomocí chemické vazby se jednotlivé atomy seskupují do molekul (soudržnost atomů ve sloučenině)
• Atomy jsou poutány přitažlivými silami=vazba.

Výsledná energie musí být nižší než výchozí.

Různá povaha vazeb

 

Předpoklady vzniku vazby

• dostatečné přiblížení atomu, kdy dochází k překrytí valenčních orbitalů
• počet, energie a prostorové uspořádání elektronů musí umožnit vznik elektronového páru

Při vzniku vazby se soustava izolovaných atomů dostane do minima své potenciální energie. Nedojde-li ke vzniku vazby, jedná se o tzv. nevazebnou interakci, potenciální energie roste se snižující se vzdáleností a atomy se odpuzují.

 

Disociační energie vazby – práce, kterou je nutno vynaložit na zrušení vazby mezi atomy a oddálení atomů od sebe na takovou vzdálenost, aby na sebe silově nepůsobily. Vyjadřuje se nejčastěji v elektronvoltech. Spotřebovaná energie.

 

Vazebná energie: při vzniku vazby se E uvolnuje

Pro tutéž vazbu se hodnoty VE=DE

 

Délka vazby – mezijaderná vzdálenost (vzdálenost mezi středy atomů spojených vazbou). Řádově se jedná o pikometry.

Délka musí být taková, aby se vyrovnaly přitažlivé a odpudivé síly. Závisí na rozměrech jednotlivých atomů, řádu vazby (vazba vyššího řádu je kratší), typu hybridizace překrývajících se atomových orbitalů (větší podíl orbitalů s zkracuje délku vazby)

 

Teorie vazeb

Více teorií

 

• Kostel-Lewisova teorie

atomy se naváží tak, aby výsledná E byla nižší. Snaha o konfiguraci vzácného plynu. K⁺ Cl^–   Platí jen u iontů

• Příklad zápisu chemických vazeb podle teorie G. N. Lewise.

 

Elektrony se nepřesouvají, neodštěpují, ale jsou sdíleny.

První kvantově chemickou teorii vypracoval v roce 1916 G. N. Lewis. Principem bylo společné sdílení elektronového páru dvěma atomy, čímž dochází ke stabilizaci elektronových orbitalů (snaha o doplnění oktetu). Dvojice elektronů, které jsou spárovány, se ale neúčastní chemické vazby, jsou volné elektronové páry.

Zavedlo pojem vaznost-schopnost atomů, kolik max. vazeb může vytvořit

 

Tato teorie byla později zdokonalena a nazývá se VB teorie (valence-bond theory). Vazebný pár je vyjádřen vlnovou funkcí, která byla odvozena od vlnových funkcí oddělených atomů.

 

• Na základě VB teorie byla zavedena metoda hybridizace

popisuje pouze vytvoření určité geometrie molekul na základě složení vlnových funkcí energeticky podobných orbitalů, které pak vstupují do tvorby chemických vazeb.

Tato teorie nemá žádný matematický aparát, proto je její použití omezené. Hybridizované orbitaly jsou degenerované ( energeticky rovnocenné), v důsledku toho jsou rovnocenné i vazby vycházející z hybridizovaných orbitalů, jak mezi sebou, tak i s volnými elektronovými páry

 

• LCAO-MO (linear combination of atomic orbitals – molecular orbital) – tato teorie popisuje vznik chemické vazby (molekulového orbitalu) pomocí lineární kombinace vlnových funkcí atomových orbitalů. Pro složitější molekuly (víc než 2 atomy)

 

 

Dělení vazeb

Obecné dělení:

• Kovalentní vazba
• Koordinačně-kovalentní vazba (DA vazba)

 

Dělení vazeb podle polarity

Polarita chemické vazby je dána rozdílem elektronegativit atomů:

• Nepolární vazba
• Polární vazba
• Iontová vazba
• Kovová vazba

 

Dělení vazeb podle násobnosti

• Jednoduchá
• Násobné vazby

 

Celkové dělení:

• kovalentní: jednoduchá, násobné (dvojná, trojná), koordinačně kovalentní,

polární/nepolární

• iontová
• kovová

 

– Kovalentní

Podmínky vzniku

• přiblížení atomů tak, aby došlo k překryvu valenčních vrstev
• v orbitalech musí být elektrony nespárované s opačným spinem
• v místě překryvu vzniká společný ele. pár pro oba atomy tzv. sdílený=vazebný ele. pár
• vzdálenost atom. jader musí být při překryvu taková, aby došlo k vyrovnání přitažlivých a odpudivých sil

 

Znázornění kov. vazby

• valenční čárkou
• spojnice mezi rámečky
• překryvem val. orbitalů

 

Jednoduchá vazba

σ vazba – sigma leží na spojnici jader= největší elektronová hustota je na spojnici jader

vzniká překryvem s-s, s-p, p-p

má 1 elektronový pár

 

Dvojná vazba

sigma vazba +π vazba, 2 ele. páry

π vzniká překryvem orbitalů p_z

Překryv je nad a pod spojnicí jader – elektronová hustota je mimo spojnici jader

 

Trojná vazba

sigma vazba+2 π vazby, překryv p_y , tvoří válec, 3 ele. páry

 

– Koordinačně kovalentní (dativní, semipolární)

mezi dárcem (donor) a příjemcem (akceptor)

akceptor poskytuje prázdný=vakantní orbital

většinou ji vytvářejí d-prvky

 

Polární/Nepolární

Polarita: je dána rozdílem elektronegativit atomů

Elektronegativita: vlastnost atomu vyjadřující jeho schopnost přitahovat vazebné elektrony

zavedl Linus Pauling

Vyšší hodnoty elektronegativity mají ty prvky, které vznikem aniontu dosáhnou elektronové konfigurace následujícího vzácného plynu. Takové prvky se označují jako elektronegativní prvky.

Elektropozitivity – opak elektronegativity (schopnost atomu uvolňovat valenční elektrony. Vyšší hodnotu elektropozitivity mají ty prvky, které vznikem kationtu dosáhnou elektronové konfigurace předcházejícího vzácného plynu)

V PSP: Ionizační energie vzrůstá → Elektronegativita vzrůstá

X se vypočítá jako průměr součtu ionizační E a elektronové afinity

I+A=X

 

Nepolární vazba – mezi atomy stejného prvku nebo mezi atomy s velmi malým rozdílem elektronegativit. Elektronová hustota je rovnoměrně rozdělena mezi oba partnery. Rozdíl elektronegativit je menší než 0,4. Např. H-H, Cl-Cl.

 

Polární vazba – elektronová hustota je nerovnoměrně rozdělena mezi partnery. Rozdíl elektronegativit v intervalu 0,4-1,7. Dochází k posunu vazebných elektronů k atomu s vyšší elektronegativitou, vznikne parciální náboj a dipól. Např. H-O, H-Cl.

 

• mírou polarity vazby je dipolový moment: součin velikosti náboje a vzdálenosti mezi těžišti obou elektrických nábojů

 

Vlastnosti chem. vazby

• s rostoucí násobností vazby se zmenšuje délka vazby

C-C   0,154 nm

C=C   0,133 nm

C=-C (pokus zaznačit trojnou)   0,121 nm

• pevnost chem. vazby

je posuzována hodnotami vazebných/disociačních E

C-C   VE=341 kJ/mol

C=C   VE=611 kJ/mol

C=-C   VE=804 kJ/mol

• vaznost

počet vazeb, které z daného atomu ve sloučenině vycházejí

stála vlastnost atomů, při určování vaznosti využito oktetové pravidlo: každý atom se snaží docílit konfigurace vzácných plynů

 

Oktetové pravidlo neplatí pro všechny sloučeniny

• sloučeniny S, Cl, P
• molekuly sloučenin s lichým počtem elektronů NO
• centrální atom má málo valenčních elektronů –) nevytvoří oktet

BeCl₂, CaCl₂, BCl₃

 

Iontová vazba

polární, přitažlivé síly mezi kationty a anionty (opačně nabité)

Dochází k přitažení vazebných elektronů k atomu s vyšší elektronegativitou, vznikají iontové sloučeniny. U iontových krystalů jsou soudružné síly převážně elektrostatické.

Vlastnosti:

• v pevném stavy to jsou krystalické látky
• dobře rozpustné ve vodě
• vysoké teploty tání
• jejich roztoky a taveniny obsahují volně pohyblivé ionty–) elektricky vodivé

 

Kovová vazba

Kovová vazba – charakteristická pro kovy. Je odpovědná za kujnost a tažnost kovů. Valenční elektrony vytvářejí tzv. elektronový mrak, který je sdílen všemi atomy podstatou jsou přitažlivé síly, které působí v krystalové mřížce kovů mezi kationty, z nichž je mřížka vystavěna a pohyblivými elektrony uvnitř mřížky

Označení kovová vazba vychází z představy moderní teorie kovů, podle které valenční elektrony atomů tvořící kov jsou volně sdílené mezi všemi atomy, takže kovové ionty jsou obklopeny a prostoupeny jakýmsi „elektronovým plynem“. Přítomnost takových volných elektronů velmi dobře vysvětluje vysokou tepelnou a elektrickou vodivost, kovový lesk, pravidelná krystalická mřížka, nízká elektronegativita, tvorba kationtů, neprůhlednost a další vlastnosti kovů.

 

Vlastnosti

• elektrická vodivost, elektrolyt
• tepelná vodivost

Tepelná a elektrická vodivost ovlivněny elektronovým plynem, který se nachází mezi uzlovými body mřížky. Elektrony mohou v kovech snadno přecházet do volných molekulových orbitalů ve valenční vrstvě a způsobují tak dobrou elektrickou vodivost. Čím jsou uzlové body blíž u sebe tím elektrony hůře prochází.

• mechanické vlastnosti

Kování: Při kování nebo tváření se díky delokalizaci vazebných elektronů jednotlivé vrstvy krystalové mřížky po sobě volně posouvají. Kujnost je ovlivněna vzdáleností uzlových bodů. Čím jsou uzlové body více u sebe tím je kov tvrdší ale křehčí. Naopak je kov měkčí a snadno se upravuje

• kujnost
• tažnost

 

Molekulové interakce

Molekulové interakce jsou slabé síly umožňující sdružování atomů či molekul nízkomolekulárních látek do kapalného a tuhého skupenství. Působí mezi molekulami téže látky i mezi nestejnými molekulami. Existence vodíkových můstků je příčinou anomálií vody.

2 typy

• vodíkové vazby
• Van der Waalsovy síly

 

Vodíkové vazby

působí mezi molekulami, v nichž je H vázán na silně elektronegativní prvek př: N, F, O

Podstatou můstku jsou slabé přitažlivé síly mezi částečnými náboji.

10-krát slabší než kovalentní, př: NH₃, HF, H₂O

Mezi molekulami, ale může se uplatnit i v rámci dvou částí jedné molekuly. Je silnější než většina ostatních mezimolekulárních sil

1 – 2 kJ.mol-1, nejsilnější dosahují energii okolo 40 kJ.mol−1

Vodíková vazba zahrnuje elektrostatické síly

 

Van der Waalsovy síly

Mezi neutrálními molekulami (nejsou polarizované), slabé

Jsou výsledkem nerovnoměrného rozložení elektronů uvnitř molekul. Ovlivňují fyzikální vlastnosti a skupenství. V pevném stavu působí nejsilněji, v kapalném méně , v plynných nepůsobí.

 

Tvary molekul s jedním centrálním atomem

Stavbu lze určit pomocí:

• koordinační číslo
• teorie hybridizace

 

Koordinační číslo: počet atomů vázaných v molekule na centrálním atomu

začíná od k.č. 2-lineární molekula, vazebný úhel 180⁰ CO₂, BeCl₂

k.č. 3 – rovnostranný trojúhelník, úhel 120⁰ AlCl₃, BCl₃, SO₃, SO₂-volný ele. pár, lomená molekula

k.č.4 – pravidelný čtyřstěn, úhel 109⁰ 28^¨   CH4, H₂SO₄, NH₃ – lomená molekula, úhel menší 107⁰

k.č. 5 – trojboký dvojjehlan, úhel 120⁰, 90⁰   PCl₅

k.č. 6 – čtyřboký dvojjehlan, úhel 90⁰, SCl₆

 

Hybridní orbitaly

k.č. se rovná počtu orbitalů v názvu

hybridní orbitaly

• sp     kč.=2       pro zápis využijeme excitovaného stavu, 180⁰
• sp²   k.č.=3       trojůhelník, 120⁰
• sp³
• sp³d
• sp³d²