Chemická vazba

– látky jsou složeny z atomů spojených chemickými vazbami do složitějších celků – molekul

– jedině vzácné plyny jsou za běžných tlaků tvořeny nesloučenými atomy

– chemickou vazbou nazýváme soudržné síly poutající navzájem sloučené atomy v molekulách a krystalech

– podle kvantové mechaniky je chemickou vazbou děj, kdy se slučující volné atomy přiblíží k sobě a dojde ke změnám elektronové hustoty, výsledkem je uspořádání jader a elektronů, které má nižší energii než izolované atomy (je to výhodnější)

Délka chemické vazby

– je mezijaderná vzdálenost (vzdálenost mezi atomovými jádry spojených vazbou)

– řádově se jedná o pikometry

– závisí na rozměrech jednotlivých atomů, řádu vazby (násobné jsou kratší) a typu hybridizace překrývajících se atomových orbitalů (větší podíl orbitalů s zkracuje délku vazby)

Pevnost chemické vazby

– vyplývá z energie potřebné k jejímu rozštěpení = disociační energie vazby, která se udává v jednotkách kJ/mol

– disociační energie vazby, která se musí dodávat je rovna vazebné energii téže vazby, která se uvolňuje při vytváření té vazby

– roste s násobností vazeb

Podmínky pro vznik vazby

1) atomy se k sobě musí přiblížit tak, aby se překryly valenční orbitaly

2) elektrony v těchto orbitalech musí být uspořádány tak, aby z nich mohly vzniknout vazebné el. páry (musí mít opačný spin)

3) k vazbě dojde tehdy, dojde-li při tomto ději k uvolnění energie (vazebná energie)

Teorie reakční kinetiky

– zabývá se průběhem chemických reakcí, tedy i vazbami

1) Srážková teorie

– částice výchozích látek navzájem zreagují pouze tehdy, dojde-li mezi nimi k tzv. efektivní srážce

– efektivní srážka nastane pouze tehdy, jsou-li částice:

vhodně prostorově orientovány
mají dostatečnou kinetickou energii – EA (aktivační energie)

2) Teorie aktivovaného komplexu

– při postupném přibližování molekul se současně oslabují původní vazby v molekulách výchozích látek (energie se spotřebovává) a začínají se vytvářet vazby nové mezi atomy různých molekul (energie se uvolňuje)

– vzniká nový nestálý celek – aktivovaný komplex

– v dalším průběhu reakce se buď původní zeslabené vazby zcela přeruší a vytvoří se vazby nové (vzniknou produkty reakce) nebo se aktivovaný komplex rozpadne zpět na výchozí látky

Elektronegativita

– míra schopnosti atomu přitahovat sdílený elektron

– je to relativní veličina (bez jednotky) vztažená k EN vodíku (2, 1)

– je dána součtem elektronové afinity a ionizační energie

– nejvyšší EN: halogeny – F: 3, 9

– nejnižší EN: alkalické kovy – Cs: 0, 75

Polarita vazby

– určuje se z rozdílu elektronegativit obou prvků

– vazebný elektronový pár je vždy více posunut k prvku s větší hodnotou EN

– tím se vytvoří částečný elektrický náboj na obou atomech

Vaznost

– je číslo, které udává počet kovalentních vazeb, které atom vytváří se všemi svými vazebnými partnery

– jeden prvek může mít v různých sloučeninách různou vaznost (díky excitovaným stavům)

H2S – síra dvojvazná SO2 – O=S=O – síra čtyřvazná H2SO4 – síra šestivazná

Typy vazeb

Kovalentní

– je spojením dvou atomů a je založena na vytvoření vazebných el. párů, kde vždy jeden atom byl původním vlastníkem jednoho elektronu z páru

– vazebné elektrony musí mít opačný spin

– po spojení dosahuje každý elektron konfigurace nejbližšího vzácného plynu (je stabilní)

Nepolární (0 – 0,4)

– vzniká mezi dvěma stejnými atomy nebo atomy, jejichž rozdíl elektronegativit nepřesahuje 0,4

– rozdělení elektronové hustoty je mezi oběma atomy rovnoměrné > obě jádra přitahují vazebné elektrony stejnou silou

příklady: nejčastěji u dvouatomových molekul stejných prvků (plyny)
vlastnosti – tvoří van der Waalsovy síly (slabší než u polárních)

– většina plyny nebo kapaliny

– plyny mají velice nízké teploty tání a varu > některé sloučeniny při zahřívání sublimují

– rozpustné v nepolárních rozpouštědlech

Polární (0,4 – 1,7)

– vzniká mezi dvěma různými atomy, jejichž rozdíl elektronegativit je v rozmezí 0,4 až 1,7

– dipól – vzniká v důsledku rozdílných elektronových hustot v okolí jednotlivých atomů

– atom s vyšší elektronegativitou má elektronovou hustotu vyšší a převládá u něj záporný náboj > δ–

– atom s nižší elektronegativitou má elektronovou hustotu nižší a převládá u něj kladný náboj > δ+

příklady: voda (polární rozpouštědlo), HCl, alkoholy
vlastnosti – vytváří van der Waalsovy síly

– většina látek je kapalných nebo plynných

– plynné mají výrazně nižší teplotu tání a varu oproti iontovým sloučeninám

– některé polární krystalické látky se při zvyšování teploty rozpadají

– rozpustné v polárních rozpouštědlech

– jejich roztoky vedou el. proud

Iontová (< 1,7)

– extrémní případ kovalentní polární vazby

– elektron jednoho atomu je vtažen do valenční vrstvy atomu druhého – vznikne elektricky nabitá částice = iont

– ionty v iontových sloučeninách jsou vzájemně přitahovány elektrostatickými silami

příklady: NaCl, KF
vlastnosti – dobře rozpustné v polárních rozpouštědlech (př. H2O)

– ionty jsou pravidelně uspořádány -> vytváří krystaly – jsou tam velké přitažlivé síly => tvrdost a křehkost

– jejich roztoky a taveniny jsou elektricky vodivé (v normálním stavu ne)

Koordinačně kovalentní (donor – akceptorová)

– vznikne překrytím orbitalu obsahující elektronový pár s orbitalem prázdným

– po sloučení atomů tedy vypadá stejně jako vazba kovalentní

– donor: atom poskytující vazebný pár

– akceptor: atom poskytující volný valenční orbital

Příklad: H3O+

O: 2s2 2p4

H: 1s1

H+: 1s0

Rozdělení vazeb podle násobnosti

Vazba jednoduchá

– na vzniku se podílí od každého z vázaných atomů jen jeden valenční elektron

– je nejdelší a nejméně pevná

– je tvořena vazbou σ (jedinou výjimkou je B2, kde je vazba π)

Vazba dvojná

– na vzniku se podílejí dva valenční elektrony od každého atomu

– je tvořena jednou vazbou σ a jednou π

Trojná vazba

– na vzniku se podílejí 3 elektrony od každého atomu

– je nejkratší a nejpevnější

– tvoří ji π+π+σ

Rozdělení na vazby σ a π

–σ – největší elektronová hustota se nachází na spojnici jader

–π – největší elektronová hustota je mimo spojnici obou jader

Kovová vazba

– vzniká mezi atomy kovů, které jsou v tuhém stavu

– model kovové vazby předpokládá, že krystal kovu je složen z kationtů kovů rozmístěných v prostorové mřížce

– kationty jsou na svých místech udržovány nábojem volně se pohybujících valenčních elektronů

– tyto elektrony jsou někdy nazývány elektronovým plynem

– každý atom krystalu kovu je obklopen větším počtem sousedních atomů, než je počet jeho valenčních elektronů -> nemůže s nimi tvořit vazby

vlastnosti

– díky kovové vazbě jsou kovy elektricky i tepelně vodivé, tažné a kujné (dají se po zahřátí tvarovat)

– pokud mají málo valenčních elektronů, jsou měkké (Na se dá krájet) a mají nízkou teplotu tání

– pokud mají větší počet valenčních elektronů, jsou tvrdé a mají vyšší teplotu tání → tyto vlastnosti mají jen za běžných podmínek (jako pevné látky)

Krystalické látky

– pevné látky, které mají stálé a pravidelné uspořádání základních částic – krystalovou strukturu, mohou vytvářet souměrná tělesa – krystaly

polykrystaly – složené z velkého množství malých krystalků – zrn

– v zrnech jsou částice uspořádány pravidelně, ale uspořádání zrn je nahodilé

– příkladem jsou kovy, prach

monokrystaly – stavební částice jsou pravidelně uspořádány v celém monokrystalu

– mají dalekodosahové uspořádání – rozložení částic se periodicky opakuje v celém krystalu

– příkladem je NaCl, křemen, diamant

amorfní látky – uspořádání těchto látek je buď zcela nepravidelné, nebo jsou vytvořeny pouze malé oblasti s pravidelnou

strukturou – krátkodosahové uspořádání

– příkladem je sklo

Alotropie

– vlastnost látek, které se vyskytují v několika modifikacích lišících se strukturou

– příkladem alotropických prvků je uhlík (diamant, grafit, saze) nebo fosfor (červený, bílý, černý)

Polymorfie

– alotropie u sloučenin

– příkladem je uhličitan vápenatý (kosočtverečný kalcit, klencový kalcit)

Izomorfie

– schopnost látek, které krystalizují z roztoků či tavenin ve směsné krystaly, v nichž se mohou vyskytovat v libovolných poměrech

– krystal jedné z několika navzájem izomorfních látek krystalizuje v roztoku některé jiné izomorfní látky

– příkladem jsou sírany krystalizující jako heptahydráty

Krystalická mřížka

– model, který popisuje struktury krystalu

– základní jednotkou každé mřížky je základní buňka (NaCl)

Krystalové soustavy

– podle počtu rovin souměrnosti, os souměrnosti a přítomnosti či nepřítomnosti středu souměrnosti můžeme krystalové tvary nerostů zařadit do skupin, které označujeme jako krystalové soustavy (podle vrůstající souměrnosti)

trojklonná (triklinická) – nesvírají pravý úhel
jednoklonná (monoklinická) – b je kolmá na c,a
kosočtverečná (ortorombická) – osy svírají pravý úhel
čtverečná (tetragonální) – osy svírají pravý úhel
šesterečná (hexagonální) – osy a svírají úhel 60°, s osou c svírají úhel 90°
klencová (trigonální) – osy a svírají úhel 60° , s osou c svírají úhel 90°
krychlová (kubická) – osy svírají pravý úhel

Slabé vazebné interakce

Van der Waalsovy síly

– nevazebné interakce, při kterých na sebe molekuly vzájemně působí

– při pohybu valenčních elektronů dojde k jejich seskupení v určité části obalu, což indukuje stejný pohyb u vedlejší částice

Londonovy disperzní síly

– představují nejvýznamnější složku van der Waalsových sil

– jsou to nejslabší vazebné interakce, jejich energie je o 2 – 3 řády nižší než energie kovalentních vazeb

– působí mezi nepolárními molekulami

– při pohybu elektronů v orbitalech se krátkodobě na jedné straně atomu nahromadí více elektronů než na druhé straně

– původně nepolární molekula se v této chvíli jeví jako dipól, který může interagovat s dalšími molekulami

Interakce dipól-dipól

– nejsilnější vazebná interakce způsobená coulombickými silami

– projevuje se u polárních molekul

– dipólový moment je stálý, jde o elektrostatické přitahování opačně nabitých pólů

– pomocí této interakce vysvětlujeme rozpustnost polární látky v polárním rozpouštědle

Interakce dipól-indukovaný dipól

– nastane, když se dostane nepolární molekula do blízkosti molekuly polární, kdy polární molekula indukuje vznik dipólu v molekule nepolární

– způsobují ji indukční síly

Interakce dipól-iont

– podobná jako interakce dipól-dipól, objevuje se v roztocích obsahujících ionty

Hydrofobní interakce

– je u hydrofobních látek, které se vyskytují ve vodném prostředí → molekuly mají tendenci se shlukovat, aby jejich kontakt s vodou byl co nejmenší, příkladem jsou micely lipidů

π–π interakce

– u aromatických sloučenin (dělí se o lokalizované elektrony), které jsou vázány v molekulách → jejich cykly mají tendenci se orientovat tak, aby byly rovnoběžně nad sebou, aby se mohly společně dělit o delokalizované elektrony

Vodíkové můstky

– jedná se o elektrostatické přitahování

– vytvářejí se mezi molekulami, ve kterých je atom vodíku vázán na atom prvku s vysokou hodnotou elektronegativity a malým atomovým objemem a volným elektronovým párem (N, O, F)

– vazebný elektronový pár je do té míry posunut k elektronegativnějšímu atomu, že atom vodíku může vytvořit slabou vazbu s volným elektronovým párem další molekuly

– vazebná energie vodíkového můstku je 5 – 15krát menší, než vazebná energie kovalentní vazby

– podobné můstky – sulfidické, tvoří i síra

– ovlivňují vlastnosti látek: neobyčejně vysoká teplota varu vody (díky tomu voda není v plynném stavu), podmiňují stálost struktury bílkovin a nukleových kyselin

Teorie hybridizace

– vysvětluje vznik rovnocenných vazeb u vícenásobných molekul

– určuje prostorový tvar (velikosti úhlů)

– hybridní orbitaly – vznikají z valenčních orbitalů centrálního atomu, jejichž elektrony se podílejí na tvorbě σ vazeb nebo je v nich volný elektronový pár, všechny hybridní orbitaly si jsou energeticky rovnocenné

Postup určení typu hybridizace

elektronová konfigurace v základním nebo excitovaném stavu
určit, kolik je u centrálního atomu σ vazeb a nevazebných elektronových párů
určit hybridizaci podle tabulky
při přítomnosti volných elektronových párů se konečný tvar molekuly mění (1 pár = 2°)

CH4 C* -> sp3

BH3 B* -> sp2

PROSTOROVÉ TVARY HYBRIDNÍCH ORBITALŮ

– sp – lineární (2 hybridní orbitaly)

– sp2 – tvar trojúhelníku (rovinná mol.), úhel je 120

– sp3 – tvar čtyřstěnu (prostorová molekula, 4 hybridní orbitaly), vazebný úhel je 109°28′, příklad methan

sp3 pro NH3: kvůli volnému elektronovému páru je výsledný čtyřstěn deformován, vazebný úhel je 106°45′

– dsp2 – tvar čtverce (5 hybridních orbitalů)

– sp3d – tvar dvojbokého dvojjehlanu (5 hybridních orbitalů)

– sp3d2 – tvar čtyřbokého dvojjehlanu (osmistěn, 6 hybridních orbitalů)

4 vazby CH4	3 vazby + 1 el. pár NH3	2 vazby + 2 el. páry H2O
úhly 109,5o	úhly HNH 107,5o(menší úhly způsobeny větším odpuzováním volných el. párů -> cca o 2°)	úhel HOH 104,5o(menší úhel způsoben větším odpuzováním volných el. párů > cca 4°)