Chemická vazba. Molekula vodíku. Elektronová teorie. Oktetové pravidlo (Kossel, Lewis, 1916) Pevnost vazby vazebná energie.

Transkript

1 Elektronová teorie ktetové pravidlo (Kossel, Lewis, 1916) Chemická vazba sdílení 2 valenčních e - opačného spinu 2 atomy za vzniku stabilní elektronové konfigurace vzácného plynu Spojení atomů prvků v molekule valenčními elektrony platí pro řadu sloučenin prvků 2. a 3. periody 1 2 Pevnost vazby vazebná energie uvolní se při vzniku chemické vazby Molekula vodíku molární vazebná energie: kj/mol disociační energie: nutno dodat k rozštěpení vazby energie volných atomů Délka vazby = rovnovážná vzdálenost mezi jádry atomů spojených chemickou vazbou 3 vazebná energie délka vazby 4 Jak spolu souvisí násobnost, pevnost a délka chemické vazby? Vazba C C C=C C C Vazebná energie (kj/mol) Délka vazby (nm) 0,154 0,133 0,120 Vazebná energie vazby C=C < dvojnásobek vazby C C vazby C C < trojnásobek vazby C C Délka vazby násobné < jednoduché dvojné > polovina jednoduché trojné > třetina jednoduché Vazebná energie klesá s délkou vazby

2 Vazebná energie mezi atomy uhlíku v ethenu je a) menší než energie jednoduché vazby b) menší než dvojnásobek energie jednoduché vazby c) rovna dvojnásobku energie vazby jednoduché d) větší než dvojnásobek jednoduché vazby 7 Základní typy chemické vazby Kovalentní vazba (nekovové prvky) Iontová vazba: elst. síly mezi kationtem a aniontem v krystalové mřížce iontových sloučenin K + - Kovová vazba: kationty kovů v prostorové mřížce udržované ve své poloze valenčními e - (tzv. e - plynem ) e - e - 8 Typy kovalentní vazby a) Jednoduchá kovalentní vazba dle vzniku vazby sdílení 1 vazebného e - páru mezi 2 atomy každý atom poskytuje 1 vazebný e - b) Koordinačně kovaletní (koordinační, dativní, donor-akceptorová) vznik N 4 + N + + N + 2 2s 2p 7 N donor e - páru, nukleofil akceptor e - páru, překryv 2 s 1 vazebným e - 9 elektrofil 10 + b) Koordinačně kovaletní (koordinační, dativní, donor-akceptorová) vznik N 4 + N + + N 2s 2p 7 N+ + Teorie molekulových orbitalů (M) Stav e - v molekule: popisuje vlnová funkce = M Vazebné M nižší energie než původní ntivazebné M* vyšší energie než původní Nevazebné M energie stejná jako původních Počet M počtu podílejících se na vzniku vazby 11 Platí stejná pravidla jako při zaplňování 12 2

3 Vznik M v molekule vodíku Vznik M v molekule vodíku antivazebný M E M σ vazebný M 13 vazebná energie 1 σ Řád vazby = ½ (počet e - v M počet e - v M*) udává násobnost vazby, tzn. i její pevnost Kovalentní vazba vazba σ max. překryv vazebných e - na spojnici jader atomů 2 : M: (σ) 2 Řád vazby 2 = ½ (2( - 0) ) = 1... jednoduchá vazba: - překryv s-s překryv s-p překryv p x -p x Kovalentní vazba vazba π max. překryv vazebných e - mimo spojnici jader atomů M vzniklé překryvem valenčních p- π-vazba překryv valenčních mimo spojnici jader překryv p z -p z nebo p y -p y σ-vazba 17 překryv valenčních na spojnici jader 18 3

4 Kovalentní vazba Jednoduchá sdílení 1 vazebného e - páru mezi 2 atomy 1 σ Jaké typy vazeb se vyskytují v molekule dusíku? molekula dusíku N 2 Násobná sdílení 2 či 3 vazebných e - párů mezi 2 atomy dvojná: 1 σ + 1 π trojná: 1 σ + 2 π Kolik π-elektronů obsahuje molekula benzenu? Kolika svými valenčními elektrony se podílí každý z atomů uhlíku v molekule ethynu na vzniku kovalentních vazeb? Na kolika kovalentních vazbách σ se podílí každý z atomů uhlíku v molekule ethenu? Vaznost atomu (prvku) počet kovalentních vazeb, na nichž se atom (prvek) v dané sloučenině podílí počet vazebných e - párů

5 Určete vaznost síry v následujících sloučeninách. Jaká je vaznost dusíku v N 4+? S S S ybridní orbitaly () Struktura molekul Teorie hybridizace získáme matematicky lineární kombinací (LC) valenční vrstvy centrálního atomu jsou degenerované počet = počtu původních mají jinou prostorovou orientaci než původní Stavy atomu C Stavy atomu C základní 6C 2s 2p excitovaný 6C* 2s 2p excitovaný 6C* 2s 2p valenční sp 3 valenční sp 2 2p

6 Stavy atomu C ybridizace sp 3 excitovaný 6C* 2s 2p valenční sp 2p YRIDNÍ RITLY sp 3 ybridizace sloučenin uhlíku C ' sp 3 sp 2 sp N ' ' 18' C C C tetraedr rovnostranný trojúhelník lineární ybridizace valenčních orbitalů středového atomu typu sp podmiňuje tvar molekuly Elektronegativita X míra schopnosti atomu přitahovat sdílený e - pár a) lineární b) planární c) tetraedrální d) bipyramidální 35 Li 1,0 Cs 0,7 Ca 1,0 2,2 C 2,5 N 3,1 3,5 F 4,1 Cl 3,0 36 6

7 Který ze čtyř uvedených prvků má nižší hodnotu elektronegativity než ostatní tři? a) N b) c) P d) S Polarita vazeb a molekul Polarita vazby iontový charakter vazby ΔX Vazba. < 0,4 nepolární (< 5 % iontovosti) 0,4 1,7 polární > 1,7 iontová (> 50 % iontovosti) ΔX rozdíl elektronegativit vázaných atomů Určete typicky iontovou sloučeninu: Rozdělení elektronové hustoty kolem jader a) Cl b) C 2 c) 2 d) Ca a) r b) Si 2 c) Kr d) 2 S souměrné δ+ K δ- Cl nesouměrné Pro polaritu vazby je rozhodující Dipólový moment a) počet sdílených elektronů míra polarity μ = r 0 q δ+ δ b) energie vazebných elektronů c) délka kovalentní vazby ΔX = 0 ΔX > 0 d) rozdíl elektronegativit atomů 41 nepolární polární iontová 42 7

8 Polarita 3 a víceatomových molekul vektorové skládání dipólů vazeb C 2 =C= CCl 4 μ= 0 molekula nepolární ΔX = (3,0 2,5) = 0,5 ΔX = (3,5 2,5) = 1,0 μ = 0 vazba C= polární molekula nepolární vazba C Cl polární CN C N Je molekula vody polární? μ = μ C + μ C N 0 molekula polární vazba C nepolární ΔX = 0,3 C N polární ΔX = 0, Mezimolekulové síly slabé nevazebné interakce energie interakcí << energie jednoduché kovalentní vazby ( kj/mol) vodíkové můstky van der Waalsovy síly (elektrostatické síly + disperzní síly) hydrofobní interakce (mezi nepolárními molekulami ve vodném prostředí) Vodíkové vazby/můstky nejsilnější z nevazebných interakcí (10 30 kj/mol) sloučeniny s atomem vázaným na atom N,, F silná polarita vazeb F,, N důsledek: T t, T v, objemová kontrakce ethanolu, rozpustnost, párování bází ( = T, G C)

9 Vodíkové vazby/můstky Vodíkové vazby/můstky intermolekulové intramolekulové F F F = slabá kyselina R C C R dimery karboxylových kyselin C C N R peptidové řetězce N 3 salicylová kyselina R N Kolik vodíkových vazeb může současně tvořit molekula vody s jinými molekulami? Molekuly kterých sloučenin nejsou vzájemně vázány vodíkovými vazbami? a) C b) C 3 N 2 c) Cl d) C 3 e) C 4 f) 2 S van der Waalsovy síly elektrostatické síly přitažlivé síly mezi kladným a záporným elektrickým nábojem celistvým u ionizovaných skupin parciálním u molekulových dipólů disperzní síly přitažlivé síly mezi dočasnými molekulovými dipóly u nepolárních molekul 53 iologický význam mezimolekulových sil sekundární a vyšší struktury biopolymerů nadmolekulární struktury (biomembrány) specifické interakce (enzym-substrát, hormon-receptor, ) 54 9

10 Srážková teorie (rrhenius) Reakční kinetika Rychlost chemických reakcí Reakce proběhne dojde-li k vzájemné srážce molekul výchozích látek vhodně prostorově orientovaných s kinetickou energií větší než aktivační energie Platí pro reakce spontánní (ΔG < 0)! Teorie aktivovaného komplexu Rychlost chemické reakce přechodný vznik nestálého aktivovaného komplexu a + b cc + dd + E + Δn v = a Δt Δn = b Δt ΔnC = c Δt ΔnD = d Δt E Δt 0 okamžitá (aktuální) rychlost Δt >> 0 průměrná rychlost Proč mínus? ΔG průběh reakce Rychlost chemické reakce Kdy rychlost reakce se rovná rychlostní konstantě (v = k)? a + b kinetická rovnice v = k [] cc + dd a α [] v = k [ ] [ ] b β a v = k [] [] b kde k rychlostní konstanta celkový řád reakce r = α + β

11 rrheniova rovnice závislost rychlosti reakce na teplotě k = e E RT Jak se změní rychlost reakce při zvýšení teploty o 10 C (složení je konstantní)? rychlost se.. (van t offovo pravidlo) srážkový faktor ( = Z P) Z počet srážek mezi molekulami reaktantů P pravděpodobnost vhodné orientace molekul při srážce E aktivační energie, R plynová konstanta, T teplota e základ přirozených logaritmů (2,718) 61 PRČ? zvýší se počet účinných srážek mezi molekulami reaktantů platí pro exotermní i endotermní reakce neplatí však pro enzymové reakce 62 Celkový řád reakce produkty Jak se mění koncentrace reaktantu s časem? c Reakce nultého řádu Reakce 1. řádu v = k [] 0 = k v = k [] Δc Δt 1. řád 0. řád Počáteční rychlost (okamžitá rychlost na začátku reakce) v 0 = k [] 0 nejvyšší rychlost v průběhu dané reakce z kinetické křivky lze určit rychlost reakce t Δc v = a Δt Jak závisí rychlost na koncentraci reaktantu? Rychlost celkové reakce Z v 1. řád 0. řád C D Z Výslednou rychlost celkové reakce určuje [] nejpomalejší reakce

12 Molekularita reakce počet částic, které se musí srazit, aby došlo k reakci Katalýza / inhibice monomolekulární bimolekulární reakce produkty + produkty vlivnění rychlosti chemické reakce pomocí katalyzátoru / inhibitoru Katalýza omogenní acidobazická (katalyzátor: + nebo - ) autokatalýza (katalyzátor: produkt reakce) selektivní (katalyzátor: enzym) Katalyzátory látky E a tím k a tedy i v Ε katalýza E 2 E změna reakčního mechanismu eterogenní 1 průběh reakce katalyzátor: - v jiné fázi (s) než reaktanty - s velkým specifickým povrchem neovlivňují rovnovážné složení soustavy (K = konst.) urychlí ustavení rovnovážného stavu Inhibitory látky snižující rychlost reakce stabilizátory - inaktivují reaktivní meziprodukty (např., 2-, R) katalytické jedy - inaktivují katalyzátor 71 Faktory ovlivňující rychlost chemické reakce koncentrace reaktantů teplota tlak kinetická rovnice rrheniova rovnice reaktanty v plynné fázi ( p V(reaktantů) c(reaktantů) v) velikost reagujících částic reaktanty v tuhé fázi (menší částice větší reakční povrch) katalyzátory, inhibitory 72 12