CHE 02: Chemicka vazba

KatedrachemieFPTUL|www.kch.tul.cz
CHEMICKÁ VAZBA
Katedra chemie FP TUL: http://www.kch.tul.cz
Jan Grégr –Martin Slavík
CHE 02
Obsah
Druhy chemické vazby
Vazba kovalentní
Vazba iontová
Vazba koordinačně kovalentní
Vazba kovová
Vlastnosti sloučenin
Mezimolekulární síly

H2O
CHEMICKÁ VAZBA

H2O
CHEMICKÁ VAZBA
Jedná se o vzájemnou interakci
elektronových obalů atomů

H2O
CHEMICKÁ VAZBA
Z volných atomů vznikají
molekuly

CHEMICKÁ VAZBA
Chemická vazba představuje velké síly působící mezi
atomy
Dává nižší energii systému volných atomů (vyšší
stabilitu)

Atomy jsou jen zřídkakdy
schopny samostatně existovat,
ale spojují se navzájem, a to
buď atomy stejného druhu a
nebo různé atomy ve stabilní
složitější útvary - molekuly.
Chemická vazba

Příčinou soudržnosti atomů
v molekulách jsou značně
veliké valenční síly
chemická vazba
Chemická vazba

Vznik chemické vazby vysvětlíme z pohledu
energetických změn takto:
k chemickým změnám dochází v případě,
že výsledkem jsou energeticky stabilnější
produkty, než látky výchozí.
Chemická vazba

Na chemické vazbě se podílí tzv.
valenční elektrony, t.j. elektrony, které
jsou umístěny ve vnější elektronové
vrstvě – valenční vrstvě.
Chemická vazba

Pravidlo, vysvětlující vznik chemických
sloučenin je založeno na stabilní
elektronové konfiguraci vzácných plynů
– oktetové pravidlo.
Chemická vazba

Podle tohoto pravidla mají atomy
tendenci se slučovat prostřednictvím
předávání nebo sdílení elektronů tak,
aby se dostaly na elektronovou
konfiguraci nejbližšího vzácného plynu.
Chemická vazba

Podle toho, jakým způsobem získají atomy
nejstabilnější elektronovou konfiguraci,
rozlišujeme několik typů vazeb:
• vazbu iontovou,
• vazbu kovalentní,
(zvláštním případem je vazba koordinační)
• vazbu kovovou.
Chemická vazba

Chemická vazba
Jak se mění elektronegativita
v periodické tabulce?

Chemická vazba

Chemická vazba
Elektronegativita je ale pouze modelová vlastnost,
každý autor ji počítá z jiných zdrojů
Pauling
Mulliken
Allred -
Rochov
Sanderson
disociační energie vazeb
ionizační energie +
elektronová afinita
poloměr + efektivní
náboj jádra
objem atomu

Chemická vazba
Proto budeme typ vazby posuzovat jen podle
toho zda je vazba mezi atomy
Elektronegativita je ale pouze modelová vlastnost,
každý autor ji počítá z jiných zdrojů
kovu
nekovu
kovu
kovunekovu
nekovu
a a a

Chemická vazba
KOVY
NEKOVY
POLOKOVY

Chemická vazba
malý rozdíl
elektronegativit
atomů nekovů
Kovalentní
vazba

Chemická vazba
Kovalentní
vazba
společné elektronové páry
nenabité molekuly

Chemická vazba
velký rozdíl
elektronegativit
atomů kovů a
nekovů
Iontová
vazba

Chemická vazba
Iontová
vazba
přesun elektronů
vznik iontů

je založena na předávání elektronů a následném
působení elektrostatických sil.
Uplatňuje se v případech, kdy se spojují
atomy kovu a atomy nekovu např.:
Na – 1 e–  Na+
konfigurace Ne z 1s2 2s2 2p6 3s1 odštěpením
elektronu 3s1
F + 1 e–  F–
konfigurace Ne dosáhneme přidáním elektronu
do orbitu 2p
Na+ + F–  NaF
Iontová vazba

Iontová vazba

o jednotlivých molekulách
– dvojicích iontů,
které k sobě jednoznačně patří,
můžeme hovořit pouze tam,
kde jsou molekuly daleko od sebe,
tedy v plynné fázi
Iontová vazba

Každý ion je obklopen určitým počtem
opačně nabitých iontů a vytváří tak
iontový krystal,
který můžeme považovat za
makromolekulu.
Iontová vazba

Při rozpouštění ve vodě nebo
v tavenině se ionty uvolňují
a mohou se volně pohybovat.
Výsledný roztok nebo
tavenina vede díky volnému
pohybu iontů elektrický
proud.
Iontová vazba

elektrostatické síly mezi ionty jsou veliké
iontové krystalické látky jsou poměrně
tvrdé, mají vysoké body tání a body varu
a jsou poměrně křehké.
Iontová vazba

iontové sloučeniny jsou jen
nepatrně rozpustné
v organických rozpouštědlech,
ale většinou se
dobře rozpouští ve vodě a
dalších polárních
rozpouštědlech
Iontová vazba

Iontová vazba
Příklady látek:
kuchyňská sůl – chlorid sodný – NaCl
chlorid draselný,
chlorid stříbrný,
fluorid litný,
oxid vápenatý,
oxid hlinitý

Iontová vazba
KUCHYŇSKÁ SŮL – HALIT – CHLORID SODNÝ

Iontová vazba
FLUORID VÁPENATÝ – KAZIVEC – FLUORIT

Iontová vazba
UHLIČITAN VÁPENATÝ – KALCIT – VÁPENEC

Kovalentní vazba je založena na sdílení
elektronového páru, na jehož vzniku se podílí
každý atom jedním elektronem.
Uplatňuje se mezi atomy nekovových
prvků,
nejjednodušší je příklad molekuly vodíku:
H2 H:H H-H,
další jednoduché příklady: Cl2, HCl, NH3 ...
Kovalentní vazba

Kovalentní vazba
• Sdílením dvou případně tří
elektronových párů vzniká mezi
atomy vazba dvojná nebo trojná:
O=O, O=C=O, NN, každý atom
má díky společnému sdílení elektronů
konfiguraci vzácného plynu.
• Počtem vazebných dvojic je určena
t.zv. vaznost atomu, což je důležitá
charakteristika každého atomu prvku.

Sdílené elektrony
Volné nepárové elektrony Sdílený elektronový pár
Kovalentní vazba

Vlastnosti látek s kovalentní vazbou
• výsledkem kovalence jsou
pravé molekuly, nikdy částice
s nábojem – ionty

nevedou
elektrický
proud ani
v roztaveném
stavu

mezimolekulární
síly jsou slabé,
takže obecně mají
tyto sloučeniny
relativně nízké
body tání a varu

nízkomolekulární
látky s kovalentní
vazbou se dobře
rozpouštějí
v nepolárních
organických
rozpouštědlech

Příklady látek:
halogeny, kyslík, dusík, jejich
vzájemné sloučeniny většina
organických látek – cukry,
tuky, oleje, bílkoviny…

zcela rozdílné vlastnosti mají sloučeniny
polymerního charakteru s kovalentní vazbou,
např. diamant, je modifikací uhlíku
s kovalentními vazbami, ale má nejvyšší
tvrdost ze všech materiálů a velmi vysoký
bod tání, což je způsobeno síťováním - tedy
vytvořením polymerní prostorové mřížky,
celý krystal má potom charakter obrovské
molekuly
podobně se chová i elementární bór, karbid
bóru, karbid křemíku, oxid křemičitý …

DIAMANT

KŘEMEN – SiO2

• makromolekuly s vrstevnatou strukturou
např. grafit sice nemají vysokou tvrdost,
ale vyznačují se též vysokým bodem
tání),
GRAFIT

• makromolekuly lineární jsou základem
chemických vláken

Koordinačně kovalentní vazba
• Zvláštním případem kovalentní vazby je
taková, v níž oba elektrony sdíleného
páru dodává pouze jeden atom.
• Nazývá se koordinačně kovalentní
vazba, koordinační vazba, dativní vazba
nebo donor-akceptorová vazba.

• Atom, který poskytuje oba elektrony je
donor (dárce),
• atom, který elektronový pár přijímá je
akceptor (příjemce).
• Př.: NH3 + H+  NH4
+, K3[Fe(CN)6],
[Ag(NH3)2]+, H[AuCl4], [Au(CN)4]–

• Jakmile se koordinačně kovalentní
vazba vytvoří, není ji možné podle
vlastností sloučenin odlišit
od ostatních vazeb.
• Vazby tohoto typu se vyskytují
v komplexních – koordinačních
sloučeninách.
K3[Fe(CN)6]

Vznik amonné soli NH4Cl
nevazebný
elektronový
pár
prázdný
elektronový
orbit
vazebný
elektronový
pár

modely
BF3–NH3

Polární kovalentní vazba
• Pokud jsou kovalentní vazbou
spojeny dva stejné atomy H2, Cl2,
O2, N2, přitahují oba atomy
sdílené elektrony stejnou měrou,
rozložení elektrických nábojů je
rovnoměrné, vazba je nepolární.

• Pokud jsou kovalentní vazbou
spojeny dva různé atomy, sdílení
elektronů není rovnoměrné,
protože žádné dva prvky nemají
stejnou tendenci přitahovat
elektrony – stejnou
elektronegativitu.

• Důsledkem nerovnoměrného rozložení
elektronů je polární charakter vazby,
molekula se chová jako permanentní (stálý)
dipól. Atom s vyšší elektronegativitou
získává parciální (částečný) záporný náboj,
a naopak atom s nižší elektronegativitou
získává parciální kladný náboj.
• Př.: H  F Hd+–Fd-
HOH Hd+–Od-–Hd+

• Polární kovalentní vazbu můžeme považovat
za přechodný typ, tedy částečně kovalentní,
částečně iontový charakter.
• Stupeň polarity se číselně vyjadřuje
dipólovým momentem, který je dán
součinem parciálního náboje a délky vazby
pro dvouatomové molekuly, u víceatomových
molekul je výsledný dipólový moment dán
vektorovým součtem dipólových momentů
jednotlivých vazeb.
m=Q∙ l

není
dipól
dipól
CF4 je nepolární CHF3 je polární
HCl je polární

Nepolární molekuly Polární molekuly
N2
CH4
SF6
H2O
HF
NH3

Chemické vazby
Nepolární kovalentní vazba Polární kovalentní vazba
Iontová vazba
Rozložení elektronové hustoty podle druhu vazby

Kovová vazba
• 80 % známých prvků jsou kovy.
• Vazebné síly vyplývají ze vzájemného
působení tzv. delokalizovaných
elektronů a kovových kationtů.

• V krystalické mřížce kovu jsou
umístěny jednotlivé kationty, které
jsou obklopeny volně pohyblivým t.zv.
elektronovým plynem - mrakem.
Kovová vazba

modely
pohyb
elektronů
Kovová vazba

Nejdůležitější
vlastnosti kovů:
• vysoká elektrická
a tepelná vodivost,
která je umožněna volně
pohyblivými elektrony
Kovová vazba

Nejdůležitější
vlastnosti kovů:
• kujnost a tažnost
Kovová vazba

Nejdůležitější vlastnosti
kovů:
• vysoký lesk – volně pohyblivé
elektrony nejsou fixovány na
specifických energetických
hladinách a jsou schopné
pohlcovat a emitovat světlo
všech vlnových délek.
Kovová vazba

model elektronového plynu – volně
pohyblivé elektrony působí jako tmel
mezi kationty v mřížkových pozicích, se
zvyšující se teplotou roste vibrační
pohyb skeletu a tok elektronů je stále
výrazněji brzděn.
Elektrická vodivost kovů proto s rostoucí
teplotou klesá
Kovová vazba

pásový model – vyplývá z teorie
Molekulárních orbitů (MO) – atomové
orbitaly vázaných atomů se kombinují
a rozštěpí se jejich energetické hladiny.
U kovů v těsném uspořádání dojde touto
kombinací orbitalů všech atomů
k vytvoření pásů z nerozlišitelných hladin.
Kovová vazba

Pásový model
Kovová vazba

OCEL LITINA
(kujné železo) pod 2% C nad 2% C
tvárné, kujné křehké

Moderní obecné teorie chemické vazby
teorie hybridizace
vysvětlí prostorové uspořádání molekul
teorie molekulárních orbitů
vysvětlí energetické
poměry molekul

Philippus Aureolus Theophrastus Bombastus
von Hohenheim – Paracelsus
(*1493 Einsiedeln - 1541 Salzburg)
sůl
síra rtuť
Každá látka má v sobě něco z principů síry, rtuti a soli
Vlastnosti látek v závislosti na vazbě

Vlastnosti látek v závislosti na vazbě

Vazebné parametry
délka
vazby
energie
vazby
prostorové
uspořádání
• stovky pm
• stovky
kJ/mol
• pravidelné
využití
prostoru

Délka vazby závisí
• na velikosti atomů
• na rozdílu jejich elektronegativit
• násobné vazby jsou kratší
H – H 74 pm H – F 92 pm C – N 147 pm
Cl – Cl 199 pm H – O 96 pm C = N 138 pm
I – I 267 pm H – N 101 pm C  N 116 pm
H – H Cl – Cl I – I

Energie vazby závisí
• na velikosti atomů
• na rozdílu elektronegativit atomů
• násobné vazby mají vyšší energii
• čím kratší vazba, tím vyšší energie
H – H 432 H – F 565 C – N 305
Cl – Cl 240 H – O 460 C = N 615
I – I 149 H – N 390 C  N 890
kJ/mol

Pravidelné rozdělení prostoru okolo atomu
pro vazebné i nevazebné elektrony
Základní prostorové tvary molekul
lineární
lomená
plošná
tetraedr
trojboká bipyramida
oktaedr
Prostorové uspořádání vazeb

Prostorové uspořádání vazeb
lineární – CO2, HCN
lomená – H2O, NO2
plošná – uhličitan, dusičnan
trojboká pyramida – NH3
tetraedr – CH4, SiF4
trojboká bipyramida – PCl5
oktaedr – SF6

81
Pokus
 Voda
 Soudržnost
 Mezimolekulové interakce
 Z čeho je písek?
 Reaktivita písku?
 Písek, který nešpiní?
 Praktické použití
 …

Nevazebné interakce jsou síly
působící mezi molekulami.
V některých případech mohou
působit i uvnitř molekul.
Jsou mnohem slabší než chemické
vazby, jejich velikost určuje, zda je
látka při určité teplotě v plynném,
kapalném či pevném stavu.
Mezimolekulární síly – nevazebné interakce

Rozlišujeme dva základní typy
nevazebných interakcí:
 vodíkové vazby
 a van der Waalsovy síly
Mezimolekulární síly – nevazebné interakce

vodíková vazba se vyskytuje
v případech, kdy je vodíkový atom
kovalentně vázán
s elektronegativním atomem:
H2O, HF, HCl ...
Vodíkové vazby ovlivňují některé
fyzikální vlastnosti – zvyšují body tání,
body varu...
Vodíková vazba
!

Vodíková vazba
N
HH H
O
H H
FH
Nevazebné elektronové páry

-100
-80
-60
-40
-20
0
20
40
60
80
100
0 1 2 3 4
H2O
H2S
H2Se
H2Te
Vodíková vazba
bod varu °C
HF
HCl
HBr
HINH3
PH3
AsH3
SbH3
vliv vodíkové vazby na body varu

Vodíková
vazba mezi
molekulami
vody
led voda pára
vodíková
vazba
Vodíková vazba se projevuje nejvíce v tuhém stavu,
méně v kapalném a mizí v plynném stavu
Její síla závisí na vzdálenosti molekul
Vodíková vazba

• van der Waalsovy síly jsou síly
elektrostatické povahy, které se uplatňují
mezi polárními molekulami:
dipól-dipólová interakce,
indukční efekt mezi polární a nepolární
molekulou,
dispersní efekt molekul bez trvalého dipólu
daný vzájemným odpuzováním a
přitahováním elektronových obalů a jader
atomů při pohybu elektronů
Van der Waalsovy síly

• jsou asi 10x slabší než vodíkové vazby,
uplatňují se jen v kapalném a tuhém stavu,
když je minimální vzdálenost molekul.
Na jejich základě lze vysvětlit vzájemnou
mísitelnost či rozpustnost látek a jevy
na rozhraní fází - povrchové napětí.
• Dispersní síly mezi molekulami jsou tím
větší, čím jsou těžší molekuly, mezi nimiž
působí.
• Jejich energie je v rozmezí 0,1 – 5 kJ/mol.

• Polární síly závisí na velikosti dipólového
momentu a existují v rozsahu 5–20 kJ/mol.
• Vodíková vazba závisí na rozdílu
elektronegativit atomů vůči vodíku a také
na možnosti vzájemného přiblížení
molekul, rozsah hodnot 5–50 kJ/mol.

Nevazebné interakce

Nevazebné interakce
C5H12
pentan 2,2-dimethylpropan
interakce přes větší povrch
vyšší nevazebné síly
vyšší bod varu
36,4 °C
interakce přes menší povrch
nižší bod varu
9,7 °C
stejná
hmotnost
molekuly

Body varu a
body tání látek
Rozpustnost
látek
Povrchové
napětí látek
Význam nevazebných interakcí

Děkuji za pozornost
Příští přenáška:
Chemické názvosloví
Chemické výpočty

CHE 02: Chemicka vazba

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to CHE 02: Chemicka vazba

Similar to CHE 02: Chemicka vazba (9)

More from Department of Chemistry FP TUL

More from Department of Chemistry FP TUL (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (10)

CHE 02: Chemicka vazba