Chemická vazba a chemická reakce

CHEMICKÁ VAZBA

 

  • Soudržné síly, které navzájem poutají sloučené atomy v molekulách a krystalech pomocí valenčních elektronů

Oktetové pravidlo: Atomy vytváří tolik vazeb, aby sdílením elektronů dosáhly stabilní konfigurace vzácného plynu (s2 p6). Elektrony zprostředkující vazbu se počítají do valenční vrstvy obou atomů. Př.: 

 

 

Podmínky pro vznik chemické vazby

 

  • Atomy se přiblíží tak, aby se překrývaly jejich valenční orbitaly
  • Elektrony musí být v orbitalech uspořádány tak, aby mohly vzniknout vazebné el. páry (el. mají opačný spin)
  • Chemické vazby vznikají a zanikají při chemických reakcích
  • Chemická vazba vzniká tehdy, má-li nové seskupení atomů menší energii než jednotlivé atomy
  • Podmínkou vzniku vazby je dostatečné přiblížení atomů, které mají dostatečně vysokou energii a správnou prostorovou orientaci

Energie vazeb

 

  • Při tvorbě chemické vazby se uvolňuje vazebná energie
  • Pro rozštěpení chemické vazby je nutno dodat tzv. disociační energii
  • Tyto dvě energie se liší pouze znaménkem, udávají se v kJ*mol-1
  • Čím větší je vazebná energie, tím je vazba pevnější

 

Vlastnosti chemické vazby

 

  1. Délka vazby– vzdálenost středů atomových jader, která jsou vazbou spojena
  2. Vazebný úhel a prostorové uspořádání vazby– jsou-li vazby rovnocenné a středový atom nemá val. El., jsou vazebné úhly a prostorové tvary následující:

 

– molekula vody není lineární, ale lomená (kyslík má dva volné el. Páry), vazebný úhel je přibližně 105°

 

Typy vazeb

 

KOVALENTNÍ VAZBA

 

  • je založena na společném sdílení dvojic elektronů oběma atomy.
  • Elektrony společné oběma atomům, mají opačný spin (podle Pauliho principu)
  • Počet kovalentních vazeb vycházejících z atomu prvků ve sloučenině (neboli počet vazebných el. Párů, které sdílí s druhým atomem)= vaznost (Lewis)
  • Přiblížením 2 atomů→průnik valenčních el.→ molekulový orbital (podle tvaru molekulové orbitaly: σ a π )
  • Vazba σ : vzniká obsazením molekulového orbitalu σ, Hustota je největší na spojnici jader atomů, vzniká překrytím:

 

  • Dvou orbitalů s, sa p nebo s a d

 

 

 

  • Dvou orbitalů p nebo p a d

 

 

  • Dvou orbitalů d

 

 

  • Vazba π: vzniká obsazením molekulového orbitalu π, elektronová hustota je největší mimo spojnici jader atomů, vzniká až po vzniku vazby σ , podílí se na vzniku násobných vazeb; je slabší, proto sloučeniny s násobnou vazbou jsou reaktivnější; vzniká překrytím:
    • Dvou orbitalů p

 

 

 

 

  • Orbitalů p a d

 

 

 

  • Dvou orbitalů d

 

 

Násobné vazby

 

  • Jednoduchá vazba – vazba uskutečněná sdílením pouze jednoho elektronového páru.
    Je tvořena vazbou σ (sigma)
    Je delší a slabší než násobné vazby
  • Dvojná vazba – vazba uskutečněná sdílením dvou elektronových párů.
    Je tvořena jednou vazbou σ a jednou vazbou π
    Je kratší a pevnější než jednoduchá vazba
  • Trojná vazba – vazba uskutečněná sdílením tří elektronových párů.
    Tvoří ji jedna vazba σ a dvě vazby π
    Je nejkratší a nejpevnější

 

Elektronegativita

 

  • Je schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony
  • Elektronegativnější atom ve vazbě k sobě poutá elektronový pár silněji než druhý atom

 

 

Polarita kovalentní vazby

 

  • Vazba polární – vzniká mezi dvěma různými atomy, kde je rozdíl elektronegativit od 0,4 – 1,7
    V okolí atomu s vyšší elektronegativitou je hustota elektronů vyšší, než v okolí druhého ®
    U elektronegativnějšího atomu převládá záporný náboj ® molekula má kladný a záporný pól ® molekula tvoří tzv. dipól

 

  • Vazba nepolární – vzniká mezi dvěma stejnými atomy, nebo u atomů, kde rozdíl elektronegativit nepřevyšuje 0,4
    Rozdělení elektronové hustoty je přibližně rovnoměrné
    Obě jádra přitahují vazebné elektrony stejnou silou.

 

Iontovost kovalentní vazby- každá vazba je jak polární, tak iontová (př.: ΔX=0,2…vazba je z 1% iontová a z 99% polární

 

 

 

KOORDINAČNĚ KOVALENTNÍ VAZBA

 

  • jeden atom (donor) poskytne oba elektrony, druhý atom (akceptor) má ve valenční vrstvě volný orbital a oba elektrony přijme.

 

IONTOVÁ VAZBA

 

  • Extrémní případ polární kovalentní vazby
  • Rozdíl elektronegativit je větší než 1,7
  • Sdílené elektrony patří téměř úplně do el. Obalu elektronegativnějšího atomu
  • Elektropozitivnější atom předá elektron druhému atomu →kation a anion

 

KOVOVÁ VAZBA

 

  • Mezi atomy kovu v tuhém stavu
  • Každý atom kovu je v krystalické mřížce obklopen větším počtem stejných atomů, než je počet jeho valenčních elektronů
  • Překrytím valenčních elektronů těchto atomů se vytváří energetické pásy (zde lokalizovány spol. elektrony

 

 

 

Vazebné interakce

 

  • Van der Waalsovy síly – vznikají na základě vzájemného působení molekulových dipólů a projevuje se přitahováním opačných pólů molekul nebo nábojů iontů.

 

  • Vodíkový můstek – vyskytuje se 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.

 

Vliv chemické vazby na vlastnosti látek

 

Látky s kovalentní nepolární vazbou: nerozpustné ve vodě, rozpustné v nepolárních rozpouštědlech, nevedou el. Proud

 

Látky s polární a iontovou vazbou: rozpustné ve vodě, nerozpustné v nepolárních rozpouštědlech, v tavenině nebo v roztoku vedou el. Proud

 

Látky s kovovou vazbou: vedou el. Proud a teplo, jsou kujné a tažné

 

Krystaly

 

– tvoří je látky, které mají pravidelné uspořádání základních částic (iontů, atomů a molekul)

– geometrické těleso omezené krystalovými plochami, které se stýkají v hranách a ty se sbíhají ve vrcholech

– základní stavební jednotkou=základní buňka (nejjednodušší seskupení částic)

-dělení:

  1. Iontové krystaly

– složené z iontů, každý ion je obklopen co největším počtem iontů opačně nabitých

– jsou křehké, mají vysoké teploty tání, v roztocích a taveninách vedou el. Proud (př. NaCl)

 

 

 

 

 

  1. Atomové (kovalentní) krysaly

– složené z pravidelně uspořádaných kovalentně vázaných atomů

– vysoké teploty tání, tvrdé, nerozpustné v běžných rozpouštědlech, nevedou el. proud (př. Diamant)

 

 

 

 

 

 

  1. Molekulové krystaly

– složené z pravidelně uspořádaných molekul

– ty jsou navzájem vázány van der Waalsovými silami nebo vodíkovými můstky

-nízké teploty tání, nevedou el. proud (např.: jód)

KLASIFIKACE CHEMICKÝCH REAKCÍ

 

  1. Podle počtu fází

 

    • Homogenní reakce – všechny reakční složky tvoří jednu fázi
      H2(g)  +  Cl2(g)    ®     2HCl(g)
    • Heterogenní reakce – reakční složky tvoří různé fáze, reakce probíhají na fázovém rozhraní reaktantů
      2 Na(s) + 2H2O(l)   ®   2 NaOH(aq) + H2(g)
  1. Podle vnějších změn
    • Reakce skladné (syntéza) – z jednoduchých reaktantů vznikají složitější produkty.
      NH3 + HCl ® NH4Cl
    • Reakce rozkladné (analýza) – složitější reaktanty se štěpí na jednodušší produkty.
      CaCO3  ®  CaO  +  CO2
    • Substituční reakce – atom nebo skupina atomů je nahrazena za jiný atom nebo jinou skupinu atomů
      Zn + CuSO4  ®  ZnSO4  +  Cu
    • Podvojná záměna – vzniká spojením dvou substitučních reakcí
      NaCl  + AgNO3   ®   NaNO3  + AgCl

 

 

  1. Podle vazebných změn
    • Adicereakce, při níž se na organickou sloučeninu nesoucí násobnou vazbu přidávají (adují) molekuly jiné látky (halogenvodíků, vody) a násobná vazba zaniká.
      CH2 ═ CH2  +  Cl2 ®  CH2Cl­ – CH2Cl
      Elektrofilní adice – převážně u adic halogenů a halogenvodíků na alkeny a alkiny
      Nukleofilní adice – typická pro karbonylové sloučeniny
    • Eliminace – reakce, při níž dochází k odštěpení jednoduché anorganické sloučeniny a současně se vytvoří násobná vazba.
      CH3 – CH2Cl  ® CH2 ═ CH2  +  HCl
    • Substituce – reakce, při níž je atom nebo skupina atomů zaměněna za jiný atom nebo skupinu atomů.
      Násobnost vazby se nemění
      radikálová substituce – charakteristická pro sloučeniny s nepolárními kovalentními vazbami (alkany), dochází k homolitickému štěpení vazeb a vznikají radikály
      elektrofilní substituce – typická pro aromatické uhlovodíky
      Nukleofilní substituce – nukleofilní činidlo reaguje s uhlíkovým atomem s částečně kladným nábojem (alkylhalogenidy)
    • Přesmyk – izomerační reakce, při níž dochází k přeskupení atomů uvnitř molekuly.
  2. Podle přenášených částic
    • Oxidačně-redukční (redoxní) – reakce, při níž dochází k přesunu elektronů mezi reakčními složkami.
      Určité atomy se oxidují a současně jiné atomy se redukují.
      Oxidace – zvyšování oxidačního čísla
      Redukce – snižování oxidačního čísla
  • Acidobazické (protolitické) – reakci, při níž dohází k výměně vodíkových protonů.
    Látky odštěpující kation H+ nazýváme kyseliny
    Látky přijímající kation H+ nazýváme zásady
    HNO +   KOH   ®   H2O   +   KNO3
      kyselina            zásada           kyselina          zásada
  • Koordinační(komplexotvorné)reakce, při níž dochází k přenou celých skupin atomů a vzniku koordinačních (komplexních) sloučenin.
    CuSO4  + 4 H2O   ®   [Cu (H2O)4]SO4

Napsat komentář

Vaše emailová adresa nebude zveřejněna. Vyžadované informace jsou označeny *