Základní částice mikrosvěta Jádro. Rozdělení prvků podle elektronové konfigurace. PTP a její zákonitosti

Transkript

1 Struktura látek Chemické vazby

2 Obsah Stavba atomu Základní částice mikrosvěta Jádro Elektronový obal Rozdělení prvků podle elektronové konfigurace PTP a její zákonitosti Ch i ká b Chemická vazba Interakce s vazebnými elektrony» Iontová vazba» Kovalentní vazba» Kovová vazba Slabší vazebné interakce» Vodíková vazba» Van der Waalsova vazba

3 Stavba atomu hmotnost elektronu je pouhá 1/1837 hmotnosti protonu většina hmotnosti atomu je soustředěna do jeho jádra výsledný rozměr celého atomu je až 100 tisíckrát větší než je rozměr jádra velikost atomu lze zaznamenat pomocí maximálního zvětšení na transmisním elektronovém mikroskopu k

4 Základní částice mikrosvěta Proton: 1 Neutron: Elektron: 1 p 1 Náboj +1, C Hmotnost m p =1, kg m p = 1836 m e p 1 n e Náboj Hmotnost Náboj Hmotnost 0C mn=1, kg mn= 1839 me 1, C me=9, kg mp = 1839 me

5

6 Jádro Stavební částice jádra jsou směstnányě tá na velmi malém prostoru hustota jádra je asi 1014 kg m -3 mezi kladně nabitými protony působí značné odpudivé síly. Mnohem silnější interakce, které udržují jádra pohromadě jaderné síly - malý dosah - krátká doba interakce - dosah jaderných sil definuje poloměr jádra atomů hmotnostní úbytek - vazebná energie jádra poloměr atomového jádra kloýtarmají kulový tvar pouze některá jádra s magickým počtem protonů i neutronů, většina jader má tvar protáhlého li id k éjád j d k l lá

7 Elektronový lk obal bl Zformuloval vzorec, který postihoval naměřená data a platil pouze za předpokladu, že energie proudí nespojitě, tedy v kvantech, a že energetické kvantum je úměrné frekvenci nebo vlnové délce záření. Planck tento teoretický předpoklad ř d stanovil čistě matematicky, ik z fyzikálního hlediska mu příliš nedůvěřoval. Sám nazýval jeho přijetí Max Planck "aktem zoufalství". 14. prosince 1900 zveřejnil Max Planck teoretické (1900) vysvětlení svého vyzařovacího acího zákona v Německém fyzikálním institutu. t Přijímaná nebo odevzdávaná energie je kvantována, protože každé částici lze přiřadit pouze diskrétní hodnoty vlnové délky. (násobky vlnové délky) jako stojaté vlnění

8 V roce 1905 se chopil Planckovy teorie světelných kvant. Ukázal, že existence kvant by mohla pomoci vysvětlit starou záhadu tzv. fotoelektrického jevu. Einsteinovi to vyneslo Nobelovu cenu za fyziku a ostatní vědci začali brát kvantovou teorii vážně. Albert Einstein Experimentálně zjistil, že veškerá hmotnost atomu je soustředěna v jádře, které je (1905) mnohem menší než celý atom. Předpokládal, že elektrony obíhají kolem jádra po drahách a vytvářejí elektronový obal atomu tzv. planetární model Ruthefordova nukleární koncepce - první koncepce uvažující atomové jádro: kladný náboj je v centru atomu. rozměry jádra jsou v porovnání s rozměry atomu x menší hmotnost jádra je nepoměrně větší než hmotnost elektronů v atomovém obalu Ernst Rutherford síly v bezprostřední blízkosti jádra jsou obrovské. (1911) náboj jádra vyjádřený v energetických kvantech je numericky roven pořadovému (protonovému) číslu atomu a určuje jeho vlastnosti. Nd Nedostatky: kroužící žííelektrony lk odevzdávají dá energii iido okolí, klípostupně ě se přibližují k jádru až zaniknou v rozporu se skutečností.

9 Zavedl do pohybových zákonů klasické mechaniky Planckovu teorii, tím odstranil nedostatky Rutherfordova modelu první kvantově mechanický model atomu. Bohr tak přišel s revoluční myšlenkou: elektrony se mohou pohybovat jen po určitých drahách, a nikoliv mezi nimi, energie elektronu tak nemůže nabývat libovolných hodnot. Niels Bohr (1913) Bohr pokračoval ve studiu struktury atomu na základě Ruthefordova objevu atomového jádra a s využitím Planckovy a Einsteinovy kvantové teorie sestavil teoretický kvantový model atomu vodíku. Od roku 1916 působil v Kodani, kde založil a úspěšně vedl Ústav teoretické fyziky, kterým prošli téměř všichni významní fyzici 1. pol. 20. stol. (tzv. kodaňská škola). Na začátku dvacátých let vypracoval Bohr schéma obsazování energetických hladin atomů elektrony Jeho výzkumy umožnily na konci třicátých let pochopit štěpení atomu.

10 V roce 1923 Arthur Compton experimentálně prokázal, že rentgenové záření má kvantovou podstatu (to svědčí o tom, že fotony lze pojímat jako částice), a o rok později pak Louis de Broglie přišel s důkazem, že hmota má vlnové vlastnosti tzv. duální charakter částic. Louis de Broglie (1924) V letech se zrodil nový obor fyziky, kvantová mechanika, u jehož vzniku stáli Niels Bohr, Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg, Max Born a Paul Dirac. Roku 1927 vytvořili tzv. kodaňskou školu kvantové teorie, dospěli k názoru, že atomové jevy jsou jak částicového tak i vlnového charakteru. Šk l h j i Bhů i i k l t it (j ik ětě Škola zahrnuje i Bohrův princip komplementarity (jevy v mikrosvětě jsou neurčité a není možné je popsat jako analogii klasické fyziky), aplikovaný později i na filozofii a biologii.

11 Erwin Schrödinger (1926) Vyšel z Broglieho koncepce "materiálních vln" a již na počátku roku 1926 se objevuje jeho práce Kvantování jako problém vlastních hodnot. Obsahuje tzv. Schrödingerovu rovnici a výpočty, které vedou ke stejným výsledkům jako Bohrova teorie. Z této rovnice je možné určit vlnovou funkci, která má význam amplitudy pravděpodobnosti výskytu částice a její kvadrát představuje hustotu pravděpodobnosti. Část prostoru, v níž se nejpravděpodobněji elektron vyskytuje, se nazývá orbit. Pomocí kvantových čísel vyjadřujeme stavy, v jakých se vyskytují elektrony obíhající kolem jádra, tj. může mít určitou energii a elektronovou hustotu kolem jádra. Jednotlivé orbity charakterizují tři kvantová čísla:

12 Stav jednotlivých elektronů ve všech složitějších atomech se popisuje pomocí systému kvantových čísel. Elektrony ve stavech se stejným n tvoří elektronovou vrstvu neboli slupku. Jednotlivé vrstvy se označují písmeny K-Q. Elektrony ve stavech se stejným n a l tvoří podslupku a mají stejnou energii. Poslední obsazená vrstva se nazývá valenční a je rozhodující pro vznik vazby. Idealizovaný tvar atomového orbitalu 1s (vlevo) a 2s (vpravo) podle rozložení elektronové hustoty. Vše podle Kohout, Melník (1997).

13 Idealizovaný tvar p-orbitalů s různou prostorovou orientací. Idealizovaný tvar s orbitalu vodíku.

14 Pravidla zaplňování orbitalů: 1.Výstavbový princip obsazování elektronů do jednotlivých atomových orbitalů podle jejich rostoucí energie elektronová konfigurace daného atomu. 2.Pauliho princip nemohou existovat dva elektrony, jejichž kvantová čísla by byla všechna stejná, tzn. v orbitu existují maximálně dva elektrony s opačným spinovým číslem,, tato dvojice se označuje jako elektronový pár. Maximální počet elektronů v jednotlivých vrstvách je 2n 2. Na tomto principu je založen periodický systém, který byl potvrzen kvantovou teorií. 3.Hundovo pravidlo stavy (orbitaly) se stejnou energetickou hodnotou se všechny obsazují nejprve jedním elektronem. V rámci slupky s daným hlavním kvantovým číslem vzrůstá energie orbitalů vpořadí s, p, d, f. 4. pravidlo n+1 pomáhá rozhodnout o tom, který ze dvou orbitalů má nižší energii, tzn. bude se obsazovat tdříve.

15 Rozdělení prvků podle elektronové konfigurace Přednesl svoji teorii o triádách prvků (skupiny o třech prvcích), které mají podobné vlastnosti a podobně reagují Johann Wolfgang Döbereiner (1829) Některé trojice Prvek Atomová hmotnost Hustota Cl g/ cm 3 Br g/ cm 3 I g/ cm 3 Ca g/cm 3 Sr g/cm 3 Ba g/cm 3

16 John Alexander Reina Newlands (1864) Tento anglický analytický chemik, navrhl první periodickou tabulku prvků, v které byly prvky uspořádány podle atomové hmotnosti hmotnosti. Tvrdil, že jsou-li prvky takto uspořádány, jako by se u nich opakovaly určité vlastnosti na každém osmém místě tzv. zákon oktáv a přirovnal uspořádání prvků k oktávám á na klávesnici i klavíru. Všichni se jeho nápadu vysmáli, ale o pět let později publikoval ruský chemik Mendělejev nezávisle na Newlandsově práci vyvinutější formu tblk tabulky, jež jžse používá žíádd dodnes. Viktor Meyer (1864) Dal do souvislosti atomový objem a atomovou hmotnost.

17 Zjistil, že u prvků seřazených podle vzrůstající atomové hmotnosti se pravidelně (periodicky) opakují podobné vlastnosti. V několika případech však musel udělat výjimku a předřadit těžší prvek lehčímu. Roku 1869 publikoval l Mendělejev poprvé periodický zákon, který tuto závislost vyjadřuje, a periodickou tabulku prvků, která je grafickým vyjádřením periodického zákona. V tabulce vynechal místa pro prvky, o kterých předpověděl, ř že budou objeveny později. Dnes je známo, že prvky nejsou uspořádány podle relativní atomové hmotnosti, ale podle stoupajícího protonového čísla. To byl také důvod, Dmitrij Ivanovič proč musel Mendělejev předřadit těžší prvek lehčímu. Mendělejevův Mendělejev periodický zákon však byl zpočátku přijat se značným skepticismem a (1869) nebyl dlouhou dobu uznáván. Až s objevením prvků gallia (1875), skandia (1879) a germania (1886), které Mendělejev předpověděl již v roce 1871, byl periodický zákon všeobecně přijat. Glenn T. Seaborg (*1912)

18 PTP a její zákonitosti 7 - period horizontální řady - číslované 1, 2,.. 7, jsou ekvivalentní obsazování elektronů ve valenčních slupkách K, L, M, apod. 16 skupin vertikální sloupce (1-16 nebo IA VIIIA a IB VIIIB (hlavní a vedlejší)), obsahují atomy, v jejichž ji valenční č sféře je stejný počet č elektronů, který odpovídá označení sloupce. vyčleněny lanthanoidy (Z 58 71) a aktinoidy (90 103) - (vnitřně přechodné ř hdéprvky) k) vpravo nahoře nekovy, směrem doleva dolu narůstá kovový charakter některé části skupiny prvků mají své tradiční názvy : alkalické kovy (IA od Li) kovy alkalických zemin (IIA od Ca) chalkogeny (VIA od S) halogeny (VIIA) vzácné plyny (VIIIA) triáda mědi (Cu,Ag,Au) železa (Fe,Co,Ni) lehké platinové kovy (Ru, Rh, Pd) těžké platinové kovy (Os, Ir, Pt)

19

20 Chemická vazba Interakce s vazebnými elektrony Iontová vazba Kovalentní vazba Kovová vazba Slabší vazebné interakce Vodíková vazba Van der Waalsova vazba

21 Kovalentně vázané C ve vrstvě Vrstvy propojeny van der Waalsovými vazbami Kovalentně vázané C ve třech směrech

22 Ve výjimečných případech se v přírodě vyskytují volné atomy, např. jednoatomové molekuly vzácných plynů, ostatní se slučují pomocí valenčních sil do složitějších útvarů. Chemická vazba je síla, která drží skupinu dvou či více atomů pohromadě a uděluje jim funkci základní jednotky. Podstatou slučování jsou změny ve valenční sféře atomů vedoucí ke vzniku společného přetvořeného elektronového systému, který má nižší energii a je tedy stabilnější. Chemickou vazbu charakterizuje disociační energie, která odpovídá práci potřebné k rozštěpení vazby mezi atomy (=množství energie uvolněné při vzniku vazby), a délka vazby.

23 Vztah mezi elektronegativitou a typem vazby Rozdíl elektronegativit typ vazby kovalentní iontový mezi vazebnými atomy charakter nulový kovalentní klesá stoupá střední polárně kovalentní velký iontová

24 Iontová vazba značné elektrostatické síly působící mezi opačně nabitými ionty konfigurace vzácného plynu atom s nižší ionizační energií (elektronegativitou, energie poutající elektrony v atomu) předává valenční elektrony prvku s vyšší hodnotou ionizační energie za vytvoření plně obsazených vnějších hladin vzniklá částice není elektricky neutrální, nese elektrický náboj = ion Dva takové ionty s opačným nábojem jsou k sobě poutány elektrostatickou silou svých opačných nábojů podle Coulombova zákona. V lik t i i č í i lkt tiit áií ítě í Velikost ionizační energie, elektronegativivty, závisí na umístění v periodické tabulce, roste v téže periodě se skupinou a klesá s rostoucí velikostí atomu.

25 Tvar iontů: kulový s různým průměrem Iontová vazba: velmi pevná energie 2-5 ev snadno se rozruší rozpouštědly, např. vodou, dochází k uvolnění ě íiontů, tzv. disociacei Co způsobuje ů iontová vazba? vysoký bod tání - NaCl asi 800 C velmi vysoký bod varu - NaCl 1442 roztoky iontových sloučenin vedou dobře elektrický proud velká mechanická pevnost Příklady látek s iontovou vazbou: NaCl, CaCl 2, MgBr 2, AlF 3, BaO, MnO 2

26 NaCl LiF

27 Vznik dipólového momentu vazba elektronů s rozdílnou elektronegativitou vazebný elektronový pár posunut směrem ě k atomu o vyšší elektronegativitě rozdíl větší než 1,7 vazba iontová Nerovnoměrné rozdělení elektronů elektrickou nesymetrii a atomy získávají náboj Měřítkem polarity chemické vazby: Měřítkem polarity chemické vazby: dipólový moment molekul -hodnota a směr, orientace

28 Dipólové momenty víceatomových molekul:vektorovýsoučet dipólových momentů všech vazeb v molekule včetně dipólových momentů způsobených volným elektronovým párem, např. molekula lkl vody Zákonitosti dipólového momentu: u dvouatomových molekul prvků je nulový (vazby jsou nepolární), viz. vazba kovalentní heterogenní molekuly mají moment větší než nula, vazby jsou polární u iontových sloučenin je vysoký (LiH, KF) víceatomové symetrické sloučeniny jsou nulové (CH 4, CO 2 ) S rostoucí násobností se zvětšuje polární charakter chemické vazby. U některých sloučenin se vytvořený částečný náboj nelokalizuje na tento t atom a způsobuje ů indukovanou polarizaci isousedních vazeb.

29 Kovalentní vazba Vazba atomů téhož druhu oba rovnocenné atomy si vzájemně doplní vnější elektronové vrstvy na stabilní konfiguraci (oktet). Vazby se účastní sudý počet elektronů 2n (2, 4, 6), nazývají se vazebné, valenční. Nejrozšířenější typ vazby mezi atomy a vyznačuje se splynutím elektronových hladin dvou a více atomů za vzniku molekuly a nezáleží na tom, ke kterému atomu který elektron původně patřil. Pevnost vazby: 400 kj/mol energie je řádově 3-7 ev Např.

30 Čistě kovalentní sloučeniny: nepolární tvoří molekulové krystalové mřížky ve vodném roztoku nepodléhají elektrolytické disociaci obvyklé zejména u organických sloučenin Vazba koordinačně kovalentní - elektronový pár vznikne překrytím orbitu obsahujícího pár s prázdným(vakantním) orbitem atom poskytující vazebný elektronový pár se nazývá donor (dárce), atom přijímající í akceptor (příjemce) Např. [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 síran tetraamminměďnatý -centrální atom - Cu - ligandy (abecedně) - (NH 3 ) - koordinační číslo - 4

31 Vaznost: počet chemických vazeb, které může atom vytvořit Překrytí dvou orbitů vazba jednoduchá Jednoduchá vazba dvou atomů vodíku. Jednoduchá vazba molekuly HBr. Překryv dvou, či tří vazebných elektronových párů ů vazba dvojná a trojná Trojná vazba v molekule N2.

32 Podle prostorového uspořádání, tedy podle maximálního výskytu vazebného elektronového páru vzhledem ke spojnici jader atomu se rozlišuje vazba: typická pro překryv orbitalů s π typická pro překryv ř orbitalů p Teorie hybridizace: kombinací atomových orbitalů jednoho atomu, které se zapojují do vazby, vznikají nové hybridizované orbitaly. Ty mají takové prostorové uspořádání, které vyhovuje vytvoření dané molekuly a mají všechny stejnou energii (jsou degenerované). V praxi se podle známých stanovených tvarů hybridních orbitalů odvozuje struktura daných molekul (postup by měl být opačný podle experimentálně ě zjištěné ě struktury odvozovat tvar orbitalů, ale zmíněné ě využití teorie je velmi praktické).

33 Kovalentní vazby jsou prostorově orientované. Vazebné úhly jsou určené superpozicí vlnových funkcí obsazených orbitů (hybridizací) a jejich j vzájemnou elektrostatickou interakcí.

34 Kovová vazba typická pro kovy od atomů kovů se oddělí elektrony a zůstanou volné pohyblivé přenáší elektrický proud ve vodičích nejjednodušší model kovové vazby: krystal kovu se skládá z kationtů rozmístěných v pravidelné prostorové mřížce, mezi nimiž se volně pohybují valenční elektrony, tzv. elektronový plyn. Energie kovových vazeb: ~1.5-4 ev Typické fyzikální vlastnosti kovů: lesk, vodivost, kujnost a tažnost, vysoký bod tání a varu Elektrická vodivost kovů: tím vyšší, čím dokonalejší je uspořádání jejich mřížky přítomnost nečistot vede k deformaci mřížky a ke snížení vodivosti vodivost klesá také s rostoucí teplotou, protože tepelný pohyb kationů brání průchodu elektronů

35 Magnetické vlastnosti souvisejí jednak s pohybem volných elektronů, jednak se směrem jejich rotace, tedy spinem: Diamagnetické kovy nulový výsledný magnetický moment v důsledku symetrického tikéh uspořádání elektronů ů vatomu, elektrickou k indukcí získají malý magnetický moment, směřující proti směru vnějšího pole jsou z něj vypuzovány, nezesilují účinek vnějšího magnetického pole. př. Zn, Bi, Cu, Ag, Paramagnetické kovy mají nesymetrické uspořádání elektronů v atomu, každý atom má určitý magnetický moment, pokud se vloží do magnetického pole, magnetické momenty všech atomů se zorientují po směru vnějšího pole, kovy zesilují účinek vnějšího magnetického pole zcela nepatrně. př. Na, K, Li, Al, Pt, Feromagnetické kovy mají trvalé magnetické momenty prostorově ovlivněné uspořádáním atomů vmřížce, Feromagnetické látky dělíme podle jejich vlasmostí na magneticky měkké a magneticky tvrdé. Materiály magneticky měkké se snadno zmagnetizují, ale i snadno odmagnetizuji (nepodrží si své magnetické vlastnosti po zániku vnějšího magnetického pole). Používáme je na stavbu magnetických obvodů u elektrických strojů a přístrojů. Materiály magneticky tvrdé se obtížně magnetizují, ale své vlastnosti si podrží i po zániku vnějšího magnetického pole. Používáme je na výrobu permanentních (stálých) magnetů. př. Fe, Co, Ni,

36 Slabší vazebné interakce Vazba vodíková (vodíkový můstek) atom vodíku vázaný na atom fluóru, dusíku nebo kyslíku, tj. na prvky s vysokou elektronegativitou a volným elektronovým párem atom vodíku je zde vázán silně polární kovalentní vazbou a vazbou vodíkovou Pevnost vazby: 20 kj/mol Vodíkové můstky: intramolekulární - uvnitř téže molekuly, např. DNA intermolekulární mezi dvěma molekulami, např. voda, čpavek Co způsobuje? mění fyzikální vlastnosti látk omezuje volnou pohyblivost molekul, tím zvyšuje bod varu, měrné teplo a viskozitu. Látky s vodíkovou vazbou vytvářejí určité shluky částic. Zvláště důležité jsou pro tvrdnutí maltovin.

37 Van der Waalsovy síly nejslabší mezimolekulové síly vysvětluje se jimi odlišné chování částic v plynném stavu od stavu teoretického (ideálního) Interakce nepolárních atomů vznik okamžitého dipólu, přičemž směr a jeho velikost se rychle mění, ě tzv. indukovaný ýdipól Nejsnadněji se polarizují nepolární molekuly, obtížněji ionty a nejhůře anorganické ionty. Vysvětlení řady jevů: zvýšení teploty varu vzácných plynů, tvorba roztoků, soudržnost molekul v molekulových krystalech

38 Kde se odráží typ vazby? Neočekávané problémy ve stavební praxi Degradační pochody Vývoj materiálové základny ve stavebnictví modifikace hmot ovlivněním jejich vnitřní struktury, návrh nových typů kompozitů, kvalitativně nové hmoty Rozložení a typ vazeb způsobuje značně rozdílné vlastnosti plastů. Vysvětlení některých jevů teploty tání a varu, chování plynů a kapalin, kovové vlastnosti. Způsob vazby atomů rozhoduje o chování molekul a tím i o chování hmoty.

39 Vazba Důležité pojmy Vazebná energie Iontová vazba a iontová sloučenina Kovalentní vazba a polárně kovalentní vazba Kovová vazba Elektronegativita Dipólový moment

40 Literatura Zumdahl, S.S.: Introductury Chemistry, D.C. Heath and Company, Lexington, Massachusetts, Toronto, Brown D.: Andělé a Démoni, ARGO, 2006 Wagner, A., Král, J.: Základy chemie, SNTL, Rais, J. a kol.: Chemie pro nechemické vysoké školy technické, SNTL, 1969 Webovské stránky