CHEMICKÉ VÄZBY. Podmienky vzniku chemickej väzby Typy chemických väzieb Medzimolekulové sily Teória hybridizácie

Transkript

1 CHEMICKÉ VÄZBY Podmienky vzniku chemickej väzby Typy chemických väzieb Medzimolekulové sily Teória hybridizácie

2 Chemická väzba atómy prvkov (okrem atómov vzácnych plynov), nie sú schopné trvale samostatne existovať spájajú sa do zložitejších útvarov molekúl, kryštálov, makromolekúl vzniknuté celky majú vyššiu stabilitu než voľné atómy dosiahnu stav s menším obsahom energie - pri vzniku chemickej väzby sa uvoľňuje energia atómy tvoriace molekulu sú navzájom viazané pevnými silami, ktoré sa nazývajú chemické väzby podmienkou vzniku molekúl z atómov je vznik chemickej väzby

3 pri vzniku chemickej väzby sa uvoľňuje energia - prejav stálosti molekúl na štiepenie väzieb je potrebná rovnaká energia ako sa uvoľnila pri vzniku väzby je to disociačná energia väzby E d alebo väzbová energia (kj.mol -1 ) čím je väzba pevnejšia, tým má väčšiu hodnotu väzbovej energie

4 Chemická väzba Atómy prvkov sú spojené do väčších celkov molekúl chemickou väzbou, ktorá je realizovaná prostredníctvom valenčných elektrónov predpokladom vzniku väzby je čo najtesnejšie priblíženie zrážka

5 dochádza k čiastočnému prieniku a spojeniu elektrónových obalov atómov dochádza k zvýšeniu elektrónovej hustoty v priestore medzi jadrami elektróny sa dostanú do príťažlivého pôsobenia obidvoch jadier zároveň sa uplatňujú aj odpudivé sily medzi jadrami a elektrónmi priťahovanie a odpudzovanie závisí od medzijadrovej vzdialenosti

6 Teória valenčných väzieb Zakladateľmi kvantovomechanickej teórie valenčných väzieb boli Heitler a London základ štúdia molekula vodíka približovanie 2 atómov vodíka 1. elektróny atómov sa líšia v spinovom kvantovom čísle pri určitej medzijadrovej vzdialenosti d 0, bude mať sústava minimálnu hodnotu potenciálnej energie pri ďalšom priblížovaní atómov začne energia prudko stúpať odpudivé sily medzi elektrónmi a jadrami atómov vodíka začnú prevyšovať príťažlivé sily medzi elektrónom a jadrom krivka I - v stave E 0 a d 0 je molekula H 2 najstabilnejšia - medzi jadrami nastáva narastanie hustoty elektrónového náboja medzi atómami vodíka vznikla kovalentná väzba (H 2 min. energia medzijadrová vzdialenosťd 0 = 0,074 nm)

7 zväčšenie elektrónovej hustoty v oblasti medzi jadrami je dôsledok prekrývania atómových orbitálov čím silnejšie je prekrývanie atómových orbitálov tým väčšia je hustota elektrónového náboja medzi jadrami tým je väčšia väzbová energia

8 2. Približujú sa atómy vodíka s paralelným spinom energia sústavy stúpa krivka II medzi jadrami nastáva zmenšenie hustoty elektrónového náboja väzba medzi atómami nevzniká

9 Podmienky vzniku chemickej väzby: atómy sa musia priblížiť tak, aby sa prekryli valenčné orbitály elektróny v orbitáloch musia byť usporiadané tak, aby z nich mohli vzniknúť väzobné elektrónové páry väzba vznikne vtedy, ak dôjde pri tom k uvoľneniu energie čím sa viac energie uvoľní, tým vzniká stabilnejšia väzba novovytvorené atómové sústavy musia mať nižší obsah energie ako je energia voľných atómov

10 TYPY CHEMICKÝCH VÄZIEB KOVALENTNÁ VÄZBA väzba môže vzniknúť medzi atómami rovnakého prvku, alebo atómami rôznych prvkov vznikne prekrytím orbitálov obsahujúcich vždy jeden elektrón zakladá sa na spoločnom elektrónovom páre väzbový elektrónový pár elektróny, ktoré ho tvoria musia mať opačný spin

11 JEDNODUCHÁ KOVALENTNÁ VÄZBA tvorí ju jeden elektrónový pár je to vždy väzba (sigma) najväčšia hustota väzobného elektrónového oblaku sa nachádza na spojnici jadier pri vzniku väzby dochádza k prekryvu dvoch orbitálov na spojnici jadier

12 dĺžka jednoduchej väzby a väzbová energia medzi rovnakou dvojicou atómov je aj v rôznych molekulách rovnaká príklad väzby

13 Polarita kovalentnej väzby v molekulách tvorených z atómov jedného druhu Cl 2, N 2, P 4, S 8 je kovalentná väzba nepolárna v molekulách je hustota elektrónového náboja väzbových elektrónových párov rovnomerne rozdelená medzi jadrami viazaných atómov ak sa kovalentnou väzbou viažu 2 rozličné atómy HCl nastáva deformácia väzbového elektrónového páru zväčší sa hustota elektrónového náboja v blízkosti jedného atómu má väčšiu afinitu k elektrónom na atómoch vznikajú čiastkové náboje + a - kovalentná väzba je polárna

14 schopnosť kovalentne viazaného atómu pútať k sebe väzbový elektrónový pár sa nazýva ELEKTRONEGATIVITA elektronegativita atómov je v rozmedzí 0 4 najelektronegatívnejší prvok je fluor (F) x = 4 čím je rozdiel hodnôt elektronegativít dvoch viazaných atómov (x A x B ) väčší, tým je kovalentná väzba polárnejšia (a tým má väzba väčší stupeň iónovosti) pre rozdiel elektronegativity x = 1,7 je väzba na 50 % kovalentná a na 50 % iónová x 1,7 väzba je prevažne iónová

15 Tabuľka elektronegatív atómov prvkov najnižšie hodnoty elektronegativity alkalické kovy (Cs) najvyššie hodnoty elektronegativity halogény (F)

16 Polarita kovalentnej väzby Kovalentná väzba medzi rovnakými atómami obidve jadrá priťahujú elektróny rovnakou silou elektrónová hustota je v priestore súmerne rozdelená okolo obidvoch jadier väzba je nepolárna H 2, F 2, N 2

17 Kovalentná väzba medzi atómami rozdielnych prvkov elektrónová hustota je v okolí ich jadier rôzna je rozdielna schopnosť priťahovať elektróny zúčastňujúce sa na väzbe mierou tejto schopnosti je atómová elektronegativita väzobný elektrónový pár je vždy viac posunutý k atómu s väčšou elektronegativitou (X) vytvorí sa parciálny elektrický náboj na oboch viazaných atómoch

18 pri atóme s vyššou elektronegativitou prevláda záporný náboj a pri druhom atóme kladný náboj molekula je polárna tvorí dipól 0,4 x 1,7 väzba je polárna Príklad: Br 2 X = 2,8 2,8 = 0 nepolárna väzba CH 4 X = 2,5 2,1 = 0,4 nepolárna väzba HCl X = 3,0 2,1 = 0,9 polárna väzba - zvýšená elektrónová hustota väzobných elektrónových párov je posunutá k elektronegatívnejšiemu prvku

19 KOORDINAČNO-KOVALENTNÁ VÄZBA vznikne prekrytím orbitálu, ktorý obsahuje elektrónový pár s prázdnym orbitálom Donor - atóm, ktorý poskytne väzobný elektrónový pár Akceptor - atóm, ktorý poskytne prázdny valenčný orbitál rozdiel medzi kovalentnou a koordinačne kovalentnou väzbou je len v spôsobe vzniku väzby, vlastnosti majú rovnaké 1s 2 1s 2 NH 4 Cl

20

21 NÁSOBNÉ VÄZBY Väzba vzniká bočným prekryvom orbitálov p-p, p-d alebo d-d má vysokú elektrónovú hustotu nad a pod rovinou spojnice atómových jadier a nulovú elektrónovú hustotu na spojnici jadier

22 Dvojitá väzba tvoria ju dva väzbové elektrónové páry skladá sa z väzby a väzby väzba je vždy slabšia ako väzba atómové orbitály tvoriace väzbu sa prekryjú viac ako atómové orbitály tvoriace väzbu vo vzorcoch sa znázorňuje dvoma rovnobežnými čiarkami

23 Trojitá väzba zúčastňujú sa na nej tri väzbové elektrónové páry skladá sa z jednej väzby a dvoch väzieb vo vzorcoch sa znázorňuje troma rovnobežnými čiarkami N N - so zvyšovaním násobnosti sa dĺžky väzieb skracujú

24 N 2 elektrónová konfigurácia valenčnej sféry 2 s 2 2px 1 2py 1 2pz 1 ak spojnica jadier je os x - prekrytím 2p x orbitálov vznikne väzba pekrytím 2p y 2p y a 2p z 2p z vzniknú 2 väzby v molekule dusíka je trojitá kovalentná väzba N N

25 väzba vznikne najčastejšie: prekrývaním orbitálov s-s, s-p, p-p prekrývaním s a p orbitálov s hybridnými orbitálmi vzájomným prekrývaním hybridných orbitálov väzba vzniká prekrývaním orbitálov p-p, p-d, d-d

26 Priemerné väzbové energie a väzbové dĺžky väzbová energia násobných väzieb je väčšia v porovnaní s jednoduchou väzbou väzbová dĺžka je pri násobných väzbách menšia

27 TEÓRIA HYBRIDIZÁCIE hybridné orbitály vznikajú zmiešaním atómových orbitálov, ktoré nemajú príliš rozdielnu energiu počet utvorených hybridných orbitálov sa zhoduje s počtom pôvodných atómových orbitálov hybridné orbitály sú energeticky rovnocenné umožňujú tvoriť pevnejšie kovalentné väzby než pôvodné

28 sp hybridné orbitály BeF 2 fluorid berylnatý - uhol 180, lineárne 1s 2 2s 2 9F 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 1

29 sp 2 hybridné orbitály BF 3 fluorid boritý uhol 120, rovnostraný trojuholník 1s 2 2s 2 2p 1

30 sp 3 hybridné orbitály uhol , tetraéder 1s 2 2s 2 2p 2 CH 4 metán môžu hybridovať aj d orbitály

31 IÓNOVÁ VÄZBA pri veľkom rozdiele elektronegativít viazaných atómov môže vznikať silná polárna väzba x 1,7 spoločný elektrónový pár takmer úplne patrí do elektrónového obalu elektronegatívnejšieho atómu z atómu vznikajú ióny, ktoré sa navzájom priťahujú atóm, ktorý stráca elektróny, sa stáva kladne nabitým iónom katiónom atóm, ktorý priberá elektróny, sa stáva záporne nabitým iónom aniónom iónové vlastnosti má napr.: NaCl Na + + Cl - x = 3,0 0,9 = 2,1

32 IONIZAČNÁ ENERGIA predstavuje energiu potrebnú na odtrhnutie 1elektrónu z nezlúčeného atómu v základnom stave za vzniku katiónu druhá ionizačná energia je vyššia ako prvá, lebo odštiepenie elektrónu z kladne nabitého atómu vyžaduje väčšiu energiu ELEKTRÓNOVÁ AFINITA predstavuje energiu, ktorá sa uvoľní, keď voľný atóm príjme elektrón a vytvorí záporne nabitý ión anión druhé elektrónové afinity spojené s pripojením ďalšieho elektrónu k jednomocnému aniónu sú vždy záporné ión sa bráni prijímať ďalší elektrón

33 Iónová väzba sa vyznačuje mimoriadnou pevnosťou závisí od veľkosti náboja katiónu a aniónu iónových polomerov s iónovou väzbou súvisí: tvrdosť vysoké teploty topenia krehkosť rozpustnosť v polárnych rozpúšťadlách Iónové zlúčeniny sú v tuhom stave nevodivé, ale ich roztoky a taveniny vedú elektrický prúd

34 Medzimolekulové sily Van der Waalsove sily sú slabé súdržne sily, ktoré pôsobia medzi molekulami, prípadne medzi atómami vo všetkých skupenstvách sú oveľa slabšie ako kovalentné väzby (100x) interakcia medzi polárnymi molekulami dipól - dipól interakcie interakcia medzi polárnymi a nepolárnymi molekulami polárna molekula indikuje dipól v nepolárnej interakcia medzi nepolárnymi molekulami tzv. disperzné sily tvorba dočasného dipólu v atómoch alebo nepolárnych molekulách vznikajú v dôsledku okamžitého nerovnomerného rozloženia elektrónov v molekule pôvodne nepolárna molekula sa na okamžik javí ako dipól závisí od nich, či pri danej teplote bude látka v skupenstve plynnom, kvapalnom alebo tuhom

35 látky, v ktorých štruktúre dochádza k pôsobeniu Van der Waalsových síl, sú prchavé niekedy sublimujú z pevného skupenstva priamo do plynného skupenstva napríklad naftalén, jód, bróm medzi jednotlivými vrstvami tuhy dochádza k pôsobeniu Van der Waalsových síl

36 VODÍKOVÁ VÄZBA vzniká ako dôsledok existencie silne polárnych väzieb podmienkou vzniku je: prítomnosť vodíka viazaného s prvkom o vysokej elektronegativite a malým atómovým polomerom O, N, F, Cl, S existencia voľných elektrónov párov na niektorom z atómov viazaných v molekule vo vzorcoch sa značí bodkami H- F...H-F...H-F môže byť intermolekulová, alebo intramolekulová vodíková väzba ovplyvňuje mnohé chemické a fyzikálne vlastnosti: teplotu topenia, varu, rozpustnosť, silu kyselín... stabilizuje priestorovú štruktúru látok (bielkoviny, nukleové kyseliny) voda vodíkové väzby kvapalina (pri normálnych podmienkach) vznikajú zhluky molekúl vyššia teplota varu

37 Prvky vytvárajúce kovovú väzbu

38 Kovová väzba väzba typická pre kovy a ich zliatiny spočíva v spoločnom zdieľaní všetkých väzobných elektrónov tzv. elektrónový plyn, všetkými atómami daného kryštálu kovu príťažlivé sily medzi mriežkou kladných iónov a vodivostnými elektrónmi elektróny majú prakticky úplnú voľnosť pohybu vo vnútri celého kryštálu považuje sa za extrémny prípad delokalizovanej kovalentnej väzby vzájomné prekrývanie vonkajších orbitálov každého atómu vonkajšími orbitálmi všetkých atómov, ktoré ho v kryštálovej štruktúre obklopujú molekulové orbitály energetické pásy

39 ENERGETICKÉ PÁSY prekrytím valenčných orbitálov vznikajú molekulové orbitály energie jednotlivých molekulových orbitálov sú veľmi blízke, takže utvárajú takmer spojitý energetický pás energetický pás, ktorý obsadzujú valenčné elektróny, sa nazýva valenčný pás pás s vyššou energiou, ktorý nie je obsadený elektrónmi je vodivostný pás

40 Vodič valenčný a vodivostný pás sa prekrýva látka vedie elektrický prúd energetické hladiny vo vodivostnom páse sú prázdne elektróny sa môžu voľne pohybovať a sprostredkúvajú vodivosť

41 Polovodič medzi valenčným a vodivostným pásom má malý energetický rozdiel E = 0,1 3 ev valenčný pás majú celkom obsadený elektrónmi vodivosť sa vyvolá dodaním energie elektróny prekonajú zakázaný pás, dostanú sa do voľných hladín, kde sa môžu voľne pohybovať vodivosť polovodičov možno zvýšiť : dodaním tepelenej energie termovodivosť dodaním svetelnej energie fotovodivosť prídavok prímesí vznikajú ďalšie energetické hladiny ležiace v oblasti zakázaného pásu

42 Nevodič ak je valenčný pás úplne obsadený elektrónmi zakázaný pás je široký E 3 ev na prechod elektrónov do vodivostného pásu treba dodať veľa energie látky nevedú elektrický prúd izolátory

43 s charakterom kovovej väzby súvisí tvárnosť kovov vrstvy atómov sa môžu po sebe kĺzať bez porušenia súdržnosti voľné elektróny stále uskutočňujú väzbu medzi posunutými vrstvami po mechanickej deformácii môže každý atóm vytvárať väzby približne rovnako pevné ako pôvodné charakteristické vlastnosti kovov súvisia s kryštálovou štruktúrou kovov a povahou väzbových interakcii medzi atómami kovov dobrá elektrická vodivosť, tepelná vodivosť, vysoký lesk, vysoké teploty topenia

44 Základné druhy väzieb podľa spôsobu väzby Kovalentná nepolárna x 0,4 polárna 0,4 x 1,7 koordinačno kovalentná Iónová x 1,7 kovová