Život je džungle. Člověk se pořád za něčím honí.

Maturitní otázky-3 (1.část)

1. března 2007 v 22:31 |  Maturitní otázky z chemie
3. CHEMICKÁ VAZBA
- proč vzniká? - pokles energie vazebných elektronů
- jak vzniká? - překryv orbitalů - vznik molekulových orbitalů sigma a pí
- parametry chemické vazby - délka, vazebná energie, dipólový moment
- druhy vazeb -kovalentní, polární až iontová, koordinační, kovová
- mezimolekulové vazby - vodíkové můstky, van der Waalsovy síly

Molekuly a jejich soubory

Složení molekul

Ø zákl. stavební jednotkou většiny látek je molekula - částice vzniklá sloučením dvou nebo více atomů, velmi stálé seskupení atomů spojených chemickými vazbami
Ø molekuly vystupují jako samostatné částice
Ø vazby v molekulách je možné přerušit pouze chemickou reakcí
Ø nejmenší částice látky, které si zachovávají její chemické vlastnosti látky - schopnost reagovat v určitých reakcích
Ø elektronová struktura atomů vázaných v molekule se liší od elektronové struktury volných atomů
Ø molekuly prvků jsou homonukleární (stejnojaderné) - např. H2, N2, O2, molekuly sloučenin jsou heteronukleární (různojaderné) - např. H2O, NH3, HCl
Ø synt. polymery nebo některé přírod. Látky mají makromolekuly - až desetitisíce at.
Ø velký počet částic mohou obsahovat i krystaly, složené z kovalentně vázaných atomů (grafit) nebo iontů spojených iontovou vazbou (NaCl) a také krystaly kovů
Ø vedle elektroneutrálních molekul existují i molekulové ionty - NH4+, SO42-, NO3-,…
Ø částice obsahující jeden nebo několik nepárových elektronů se nazývají radikály - vyznačují se zvýšenou radioaktivitou
Ø z jednoduchých molekul a iontů je možno sestavit komplexní molekuly, např. triammin-trichlorokobaltitý komplex [Co(NH3)3Cl3], nebo komplexní ionty, např. anion hexakianoželezitanový [Fe(CN)6]3-

Chemická vazba

Ø za běžných tlaků a teplot je pouze 6 látek - vzácných plynů tvořeno volnými (nesloučenými) atomy, všechny ostatní látky (včetně prvků) jsou složeny z atomů spojených chemickými vazbami do stálých složitějších celků - molekul nebo krystalových struktur
Ø soudržné síly poutající navzájem sloučené atomy v molekulách a krystalech se nazývají chemické vazby - ke vzniku i štěpení dochází při chemických reakcích
Ø při těsném přiblížení slučujících se volných atomů dochází ke změnám elektronové hustoty tak, že konečné uspořádání atomových jader a elektronů má nižší energii než izolované atomy, a proto je stálejší chemická vazba vzniká z důvodů energetických - dochází ke stabilizaci, snížení energie valenčních elektronů
Ø při vzniku chemické vazby dochází k pronikání (skládání) orbitalů
Ø Pevnost vazby - hodnotí se podle energie potřebné k jejímu rozštěpení
Ø Vazebná energie (disociační energie vazby)- energie potřebná k rozštěpení vazby, je stejná jako energie uvolněná při vzniku téže vazby, udává se vazebná energie vztažená na 1 mol vazby, tj. molární vazebná energie v jednotkách kJ . mol-1, úzce souvisí s délkou vazby - rovna vzdálenosti jader atomů spojených vazbou, vazebná energie klesá s rostoucí délkou vazby

Kovalentní vazba

Ø např. chemická vazba v molekule vodíku H2 - je založena na sdílení elektronů (většinou dvěma stejnými atomy), výsledkem působení elektrostatických sil, mezi jádry a elektrony v molekule
Ø elektronová hustota (průměrný počet elektronů v určitém prostoru) je největší na spojnici jader - dochází k přitahování jader k místům se zvýšenou elektronovou hustotou - k sobě navzájem, na malé vzdálenosti převažují odpudivé síly, na větší vzdálenosti přitažlivé síly
Ø zároveň je přitahování vyváženo vzájemným odpuzováním jader a elektronů
Ø střední mezijaderná vzdálenost se ustálí na 74pm - délka vazby v molekule H2 - při této vzdálenosti má systém minimální energii (-458 kJ/mol), změna vzdálenosti jader vyžaduje dodání energie
Ø podobně je tomu i u složitějších molekul, převážně jde o sdílení dvojic elektronů s opačným spinem neboli vazebných elektronových párů

Molekulové orbitaly

Ø stejně jako pro atomy, používá se pro molekuly orbitalový model, chování jednotlivých elektronů v molekule je popsáno pomocí jednoelektronových vlnových funkcí - molekulových orbitalů (MO)
Ø každému orbitalu přísluší určitá energie a určité rozložení elektronové hustoty, jimiž je charakterizován stav elektronu
Ø při postupném obsazování hladin energie elektrony v molekule v základním stavu se uplatňují stejná pravidla jako u atomů: výstavbový princip, Pauliho princip a Hundovo pravidlo
Ø molekulové orbitaly vznikají překryvem nebo kombinací atomových orbit., dostatečný překryv je podmínkou vzniku chemické vazby mezi atomy (vzniku molekuly)
Ø hladině s nejnižší energií v molekule H2 odpovídá orbital, který lze vyjádřit jako kombinaci orbitalů 1s atomu vodíku - typ orbitalů σ (σ1s)
Ø vznik vazby je možné vysvětlit přechodem elektronů z AO do MO - dojde ke snížení energie systému, které je příčinou chemické vazby - takový MO se proto nazývá vazebný, vazba, která je podmíněna jeho obsazením je vazba σ, jedná se tedy o přechod elektronů z AO do vazebného MO
Ø kombinací dvou AO vzniká zároveň s vazebným MO tzv. protivazebný (antivazebný) molekulový orbital - obsazení tohoto orbitalu stejným počtem elektronů jako příslušného vazebného MO by vedlo ke zvýšení energie systému (snížení elektronové hustoty mezi jádry) - vazba by se zrušila neexistuje He2

Vazba σ a vazba π

Ø vazba σ je podmíněna obsazením vazebného molekulového orbitalu σ - charakterizován velkou elektronovou hustotou na spojnici jader, je nepohyblivá (lokalizovaná)
Orbital σ může vzniknout kombinací (překryvem):
- dvou orbitalů s
- dvou orbitalů p
- orbitalu p s orbitalem s
Ø překryvem dvou orbitalů p také může vzniknout vazebný molekulový orbital π, jehož obsazením může vzniknout vazba π - pohyblivá (delokalizovaná), velká elektronová hustota je nad a pod spojnicí jader, na spojnici jader je elektronová hustota nulová - uzlová rovina
Ø může se stát, že vzniknou dva orbitaly π se stejnou energií - degenerované

Násobné vazby

Ø vazba jednoduchá - kovalentní vazba zprostředkovaná jedním elektronovým párem (tj. obsazením vazebného MO, které není kompenzováno obsazením odpovídajícího protivazebného orbitalu), téměř vždy je vazbou σ (výjimkou je např. molekula B2 s jednoduchou vazbou π)
Ø vazba dvojná - účastní se jí dva elektronové páry, zpravidla složena z vazby σ a vazby π
Ø vazba trojná - tvořena dvěma vazbami π a jednou vazbou σ (např. v molekule N2)
Ø čtverná vazba - neexistuje, byla prokázána pouze u komplexních sloučenin rhodia a molybdenu
Ø násobné vazby jsou za stejných podmínek pevnější než vazby jednoduché
Ø řád vazby dvouatomových molekul - veličina charakterizující násobnost a pevnost vazby, dána jako polovina rozdílů počtu elektronů ve vazebných a protivazebných orbitalech

Struktura molekul s jedním centrálním atomem - metoda VSEPR

Ø směr vazby - totožný se směrem spojnice atomových jader vázaných atomů
Ø úhel, který svírají dvě spojnice (vazby), vycházející z jednoho jádra, se nazývá vazebný
Ø lineární tříatomová molekula - atomová jádra leží na jedné přímce - vazebný úhel je 180˚ (BeCl2)
Ø lomená tříatomová molekula - vazby vycházející ze středního atomu svírají úhel menší než 180˚
VSEPR:
- metoda pro určování tvaru molekul
- o tvaru molekul rozhoduje situace na centrálním (středovém) atomu a odpuzování vazebných a nevazebných (volných) elektronových párů
Postup při určování tvaru molekuly:
- elektronové páry (vazebné i nevazebné) středového atomu se v prostoru rozmisťují tak, aby byly co nejdále od sebe, protože se odpuzují - vazebné úhly mají co největší hodnotu
- nevazebný elektronový pár odpuzuje více než vazebný elektronový pár
- násobná vazba odpuzuje víc než jednoduchá vazba
- odpuzování závisí též na elektronegativitě všech zúčastněných atomů
BeCl2 - lineární molekula - 180˚
BF3 - 3 vazebné el. Páry, 3 F jsou ve vrcholech rovnostranného trojúhelníku, v jehož středu je umístěno jádro atomu B, vazebný úhel je 120˚
CH4 - jádro atomu uhlíku leží ve středu pravidelného čtyřstěnu, v jehož vrcholech jsou atomová jádra vodíku, vazebný úhel je 109˚28´ je charakteristickým znakem struktury uhlovodíků a jejich derivátů
NH3 - 3 vazby v jeho molekule směřují ze středu ke třem vrcholům čtyřstěnu,ke čtvrtému vrcholu je nasměrován orbital s volným elektronovým párem, jelikož je odpuzování mezi volným a vazebným el. párem větší, než mezi dvěma vazebnými páry, je vazebný úhel v molekule amoniaku pouze 107˚
H2O - modelem je čtyřstěn, v jeho středu je atomové jádro O, dva vrcholy jsou obsazeny atomovými jádry H, ke dvěma zbývajícím směřují orbitaly obsazené volnými el. páry, vazebný úhel je proto pouze 105˚

Delokalizované a lokalizované molekulové orbitaly

Ø při studiu tří- a více atomových molekul se používá orb. Modle ve dvou podobách:
1. Metoda delokalizovaných molekulových orbitalů - vychází z toho, že elektrony v MO nejsou lokalizovány mezi dvojice atomů, nýbrž jsou delokalizovány ("rozprostřeny") přes několik atomů
2. Metoda lokalizovaných molekulových orbitalů - poskytuje názornější popis molekulové geometrie, pro výpočet molekulových orbitalů se nepoužívají "čisté" atomové orbitaly centrálního atomu, které byly vypočteny pro izolovaný atom, nýbrž orbitaly hybridní

Hybridizace

Ø hybridní orbitaly - získají se lineární kombinací neboli hybridizací AO valenční vrstvy centrálního atomu
Ø hybridizace sp (lineární neboli diagonální) - při popisu molekuly BeH2 se zkombinuje orbital 2s a orbital 2p Be, osy vzniklých dvou rovnocenných hybridníchorbitalů sp, svírají 180˚, každé vazbě v molekule pak odpovídá kombinace jednoho hybridního orbitalu sp s orbitalem 1s atomu vodíku
Be (zákl. stav): 1s2 2s2
Be (hybrid): 1s2 2.sp
BeH2: 1s2σ
Ø hybridizace sp2 (trigonální) - užívá se při popisu molekuly BF3, osy tří rovnocenných hybridních orbitalů sp2 (kombinace jednoho orbitalu 2s a dvou orbitalů 2p) leží v jedné rovině a svírají spolu úhel 120˚
B (zákl. stav): 1s2 2s2 2p
B (hybrid): 1s2 3.sp2
BF3: 1s2σ
Ø hybridizace sp3 (tetraedrická hybridizace) - čtyřvaznost atomu uhlíku, rovnocennost vazeb v molekule methanu i její strukturu dobře vystihují čtyři rovnocenné hybridní orbitaly sp3, vzniklé kombinací jednoho orbitalu 2s a tří orbitalů 2p atomu uhlíku
C (zákl. stav): 1s2 2s2 2p2
C (hybrid): 1s2 4.sp3
CH4: 1s2σ
- tuto hybridizaci lze též použít při popisu molekuly typu H2O a NH3
Ø výstižný popis chemických vazeb v některých systémech však požaduje použití delokalizovaných orbitalů - k nejběžnějším případům patří uhlovodíky s konjugovanými dvojnými vazbami a benzen - v obou případech se předpokládá hybridizace sp2 na atomech uhlíku
Ø ze šesti nehybridizovaných p-orbitalů benzenu lze vytvořit šest delokalizovaných MO typu π, polovina z nich (vazebných) je obsazena elektrony, systém delokalizovaných elektronů π vytváří prstenec nad a pod rovinou molekuly benzenu
a) hybridizace je matematická metoda a nikoli reálný proces
b) pro hybridizaci se používají AO, které se příliš neliší energií
c) typ hybridizace (sp, sp2, sp3) se volí podle tvaru molekuly
d) hybridizací se nemění počet orbitalů
 

1 člověk ohodnotil tento článek.

Komentáře

1 ještěrka_L ještěrka_L | 21. února 2008 v 17:39 | Reagovat

Musím upozornit,že tam máš chybu. Tvar molekuly vody je lomený tvar z tetraedru,nikoliv tetraedr...protože Kyslík má 2 volné elektronové páry.:)

Nový komentář

Přihlásit se
  Ještě nemáte vlastní web? Můžete si jej zdarma založit na Blog.cz.
 

Aktuální články

Reklama