Chemická vazba. John Dalton Amadeo Avogadro

Rozměr: px

Začít zobrazení ze stránky:

Download "Chemická vazba. John Dalton Amadeo Avogadro"

Silvie Čechová
před 6 lety
Počet zobrazení:

1 Chemická vazba John Dalton Amadeo Avogadro

Výpočet molekuly 2, metoda valenční vazby Walter eitler 1904-1981 Fritz W.

2 Výpočet molekuly 2, metoda valenční vazby Walter eitler Fritz W. London Teorie molekulových orbitalů Friedrich und Robert S. Mulliken ybridizace, pojem elektronegativity Linus C. Pauling

3 E i,n (Cl) (MJ mol-1 ) Ionizační potenciál a elektronová afinita Ionizační potenciál E i : Nejnižší energie potřebná k odtržení nejslaběji vázaného elektronu z atomu X a vytvoření kationtu X + : 12 X X + + e - (n-tý ionizační potenciál: X +n-1 X +n + e - ) n Elektronová afinita E a : Energie uvolněná při zachycení elektronu atomem a vzniku aniontu X - : X + e - X -

4 E i (ev) Ionizační potenciály atomů e Ne Ar Kr Xe Rn Li Na K Rb Cs Fr Z Ionizační potenciál roste s počtem elektronů ve valenční vrstvě maxima odpovídají vzácným plynům, minima alkalickým kovům. Atomy s nízkým ionizačním potenciálem mají tendenci vytvářet stabilní kationty.

5 E a (kj mol -1 ) Elektronové afinity atomů F Cl Br I At Z Elektronová afinita roste s počtem elektronů ve valenční vrstvě maxima odpovídají halogenům. Atomy s vysokou elektronovou afinitou mají tendenci vytvářet stabilní anionty.

6 Elektronegativita Elektronegativita veličina vyjadřující schopnost atomu přitahovat elektrony Paulingova elektronegativita E (AA) E (BB d ev d ev P( A) - P(B) Ed (AB) - ev 2 Referenční hodnota P () = 2,10 E d (AA), E d (BB), E d (AB): disociační energie vazeb A-A, B-B a A-B Mullikenova elektronegativita M = E i (A) + E a (A) Korelace mezi Paulingovou a Mullikenovou elektronegativitou: P = 1, { M } kj/mol + 0,19 P (Fr) = 0,70 P () = 2,10 P (F) = 3,98 iontovost vazby: 2 i 1- exp[ -0,21 A - B ] i=0,5 pro A - B = 1,82

V (ev) Iontová vazba Elektrostatická interakce mezi záporně nabitým aniontem a kladně nabitým kationtem Cl: [Ne] 3s 2 3p 5 Na: [Ne] 3s 1 Cl : [Ne] 3s 2 3p 6 = [Ar] Na + : [Ne] křivka potenciální

7 V (ev) Iontová vazba Elektrostatická interakce mezi záporně nabitým aniontem a kladně nabitým kationtem Cl: [Ne] 3s 2 3p 5 Na: [Ne] 3s 1 Cl : [Ne] 3s 2 3p 6 = [Ar] Na + : [Ne] křivka potenciální energie soustavy Na + a Cl - krystalová mřížka NaCl repulze elektronů (protivazebný překryv orbitalů) rovnovážná délka vazby r(nacl) = 0,24 nm atrakce iontů r Na-Cl (Å) disociační energie molekuly NaCl: E d (NaCl) = 4,2 ev

8 Kovalentní vazba Kovalentní vazba je založena na sdílení vazebného elektronového páru oběma atomy, lze ji popsat jen pomocí kvantové teorie. Vlnová funkce molekuly: Y(r 1, r 2,... r k, R 1, R 2,..., R n ) r 1, r 2,... r k souřadnice elektronů R 1, R 2,..., R n souřadnice jader Bornova-Oppenheimerova aproximace: Jádra jsou mnohem těžší než elektrony, a pohybují se tudíž mnohem pomaleji, lze je považovat za nehybná a řešit SVR jen pro pohyb elektronů při pevně daných souřadnicích R 1, R 2,..., R n. Tím se získá závislost potenciální energie molekuly na souřadnicích jader V j (R 1, R 2,..., R n ), tzv. hyperplocha potenciální energie. Přesně řešitelný v rámci Bornovy-Oppenheimerovy aproximace je pouze ion 2 +, který obsahuje jediný elektron. U víceelektronových molekul je nutné řešit pohyb jednoho elektronu ve zprůměrovaném poli ostatních elektronů podobně jako u vícelektronových atomů. Molekulové orbitaly se popisují jako lineární kombinace atomových orbitalů: MO n ( r ) ( r ) i 1 c i i

9 Molekulové orbitaly dvouatomových molekul l= 0,1,2,... s,p,d, 1s n l Kombinací dvou AO vzniknou 2 MO, vazebný a protivazebný (*) Obsazení vazebných orbitalů vede k přitažlivé interakci mezi jádry, obsazení protivazebných k odpudivé. Korelační diagram: molekula 2 E 1s* 1s 1s 1s* = 1s A 1s B 1s 1s = 1s A + 1s B Protivazebné orbitaly mají mezi středy obou jader uzlovou plochu (nulová hustota pravděpodobnosti, změna znaménka vlnové funkce).

10 E (kj mol -1 ) Křivka potenciální energie pro základní stav molekuly 2 (1s 2 ) repulze disociační energie atrakce délka vazby r - (pm)

11 Molekulové orbitaly s z a p x,y p z s z * s z U orbitalů p je na spojnici středů jader nulová elektronová hustota. p x (p y ) p x * (p y *) p x (p y )

12 Korelační diagramy F Molekula F 2 F Li Molekula LiF F 2s z * 2s x *, 2s y * 2s z * 2p x, 2p y, 2p z 2p x, 2p y, 2p z 2s 2p x, 2p y 2p x, 2p y, 2p z 2s x, 2s y 2s z 2s 2s s * 2s 2s z 2s 2s 2s s

13 Koordinačně-kovalentní (dativní) vazba Kovalentní vazba mezi mezi donorem elektronového páru a akceptorem: oktaedrický komplex [Co(N 3 ) 6 ] N N + orbitaly Co M-L protivazebné 4p orbitaly 4s Koordinační (komplexní) sloučeniny přechodných kovů: ligandy s volnými elektronovými páry ( 2 O, N 3, CN -, Cl -, atd.) (donory) tvoří vazbu s centrálním iontem přechodného kovu s neobsazenými d orbitaly (akceptor): [Co(N 3 ) 6 ] 3+, [AuCl 4 ] -. 3d orbitaly ligandu M-L vazebné orbitaly

Polarizace vazby Posun elektronové hustoty směrem k elektronegativnějšímu vazebnému partnerovi: vznik parciálních nábojů +d, -d v důsledku deficitu resp.

14 Polarizace vazby Posun elektronové hustoty směrem k elektronegativnějšímu vazebnému partnerovi: vznik parciálních nábojů +d, -d v důsledku deficitu resp. přebytku elektronové hustoty v okolí jader d -d Cl Polární kovalentní vazba představuje přechod mezi nepolární kovalentní vazbou a iontovou vazbou. Polarizace molekul vlivem vnějšího elektrického pole 1) dislokace jader (deformační polarizace) a elektronů (elektronová polarizace) 2) orientační polarizace (orientace molekuly ve směru vnějšího elektrického pole) E + +

Elektrický dipól Elektrický dipól molekuly a) permanentní nerovnoměrné rozložení nábojové hustoty je dáno elektronovou strukturou b) indukovaný nerovnoměrné rozložení nábojové hustoty vzniká

15 Elektrický dipól Elektrický dipól molekuly a) permanentní nerovnoměrné rozložení nábojové hustoty je dáno elektronovou strukturou b) indukovaný nerovnoměrné rozložení nábojové hustoty vzniká působením vnějšího elektrického pole Elektrický dipólový moment n n p qiri qi i 1 i 1 pro dvojici nábojů p q r - r ) qr ( potenciál dipólového pole 1 pr ( r ) 3 4p r 0 +q -q R Indukovaný el. dipólový moment p = ae a polarizovatelnost E intenzita elektrického pole

16 Vazba v pevných látkách Interakce velkého počtu atomů v krystalu vede k velkému množství elektronových hladin, které splývají v pásy. Krystaly: a) kovalentní: atomy v mřížce spojené kovalentními vazbami, krystal je jedna velká molekula (např. diamant) b) iontové: mřížka tvořena elektrostaticky interagujícími ionty (např. NaCl) c) molekulové: mřížka tvořena molekulami interagujícími slabými mezimolekulovými silami (např. 2 O) Zvláštním druhem kovalentního krystalu je kovový krystal, v němž jsou valenční elektrony delokalizovány a mohou se po krystalu volně pohybovat.

17 Slabé vazebné interakce Slabé vazebné interakce = mezimolekulové interakce Mezimolekulové interakce způsobují soudržnost kapalin a molekulových krystalů, mají zásadní vliv na strukturu a funkci živých soustav (sekundární a terciární strukura proteinů, fosfolipidová dvojvrstva apod.) Výměnné interakce: protivazebný překryv orbitalů, odpudivá (repulzivní) interakce, exponenciální pokles s rostoucí vzdáleností těžišť molekul r Disperzní interakce (Londonovy disperzní síly): přitažlivé interakce mezi fluktuujícími dipólovými momenty vyvolanými pohybem elektronů lze popsat a vysvětlit jen pomocí kvantové mechaniky, pokles s r 6 Elektrostatické interakce: interakce mezi permanentními a indukovanými dipólovými momenty. Závisí na vzájemné orientaci molekul, interakce dipól-dipól a dipól-indukovaný dipól zprůměrované přes všechny prostorové orientace molekul jsou přitažlivá a klesají s r 6. Vodíkové můstky (vodíkové vazby): velmi silné dipól-dipólové interakce, donorakceptorové vazby mezi 1s orbitalem vodíku vázaným na silně elektronegativní atom na jedné molekule a nevazebným elektronovým párem na druhé molekule

18 T v ( C) Vodíkové můstky Teploty varu sloučenin prvků VI. skupiny s vodíkem ( 2 X): 2 O má o 173 vyšší bod varu než by měla mít podle extrapolace závislosti na A r (X) O (T v = 100 C) T teor = 74 C) v 2 S 2 Se A r (X) r( ) ~ pm E d ( ) ~ 5 30 kj mol -1 2 Te O snižuje elektronovou hustotu kolem jádra, které interaguje s nevazebným elektronovým párem O na sousední molekule 2 O -d O d O Vodíkové můstky tvoří sloučeniny, v nichž je vodík vázán na nejelektronegativnější atomy (F, O, N). N N d O Párování bází DNA guanin O N N cytosin N N O N

19 ydrofobní efekt Micelizace povrchově aktivních látek (surfaktantů) palmitan sodný O Na+ O Příčinou vzniku micely není přitažlivá interakce mezi nepolárními alifatickými řetězci. Alifatické řetězce obklopené molekulami vody narušují síť vodíkových můstků, systém se stabilizuje tím, že se sníží kontakt mezi alifatickými řetězci a molekulami vody. 3 C

Podobné dokumenty

John Dalton Amadeo Avogadro

John Dalton Amadeo Avogadro Spojením atomů vznikají molekuly... John Dalton 1766 1844 Amadeo Avogadro 1776 1856 Výpočet molekuly 2, metoda valenční vazby Walter eitler 1904 1981 Fritz W. London 1900 1954 Teorie molekulových orbitalů