Chemická vazba Volné atomy v přírodě jen zcela výjimečně (vzácné plyny). Atomy prvků mají snahu se navzájem slučovat a vytvářet molekuly prvků nebo sloučenin. Atomy jsou v molekulách k sobě poutány chemickou vazbou. Při vzniku molekul z atomů se vždy uvolňuje energie. Čím více energie se při vzniku chemické vazby mezi atomy uvolní, tím je chemická vazba pevnější. Energie uvolněná při vzniku chemické vazby se nazývá vazebná energie a udává se v kj/mol chemických vazeb. Stejně velká energie je zpravidla potřebná k rozštěpení chemické vazby = disociační energie. Příčinou nestability atomů a jejich ochoty tvořit vazbu je jejich elektronový obal. Atomy vzácných plynů mají valenční orbitaly zcela zaplněné a všechny jejich elektrony jsou spárované => jejich atomy jsou velmi stálé. Atomy ostatních prvků mají ve valenčních orbitalech jeden nebo více nepárových elektronů => určitá míra nestability, ochoty se slučovat. Snahou atomů při slučování je odstranit nespárované elektrony. Chemická vazba soudržná síla poutající navzájem sloučené atomy v molekulách a krystalech chemických látek. podstatou je sdílení valenčních elektronů Molekuly částice chemických látek složené ze dvou nebo více atomů vázaných chemickou vazbou molekuly prvků (z atomů o stejném Z, např. H 2, P 4 ) molekuly sloučenin (např. H 2 O) molekulové ionty (např. NH 4+ ) 1. Vazba kovalentní Vznik chemické vazby v molekule H 2 : stavba elektronových obalů samostatných atomů vodíku: první atom vodíku: 1H: 1s 1 druhý atom vodíku: 1H: 1s 1 příčinou nestability atomů vodíku je nepárový elektron. Vznikem vazby mezi atomy vodíku dojde ke spárování elektronů, tedy k odstranění nestability. Při vzniku vazby se navzájem překryjí orbitaly s nepárovými elektrony. Vznikne prostor společný oběma atomům = molekulový orbital a v něm elektronový pár (dvojice elektronů s opačným spinem) = vazebný elektronový pár. Podstatou chemické vazby je společné sdílení vazebného elektronového páru oběma atomy. 1/9
Pro vytvoření kovalentní chemické vazby musí být splněny dvě podmínky: 1. Atomy se musí k sobě přiblížit tak, aby se překryly jejich valenční orbitaly s nespárovanými elektrony. 2. Nepárové elektrony obou atomů musí mít opačný spin, aby se mohl vytvořit vazebný elektronový pár.. Závislost potenciální energie H dvou atomů na vzdálenosti jejich atomových jader : Při postupném přibližování se dvou atomů atomů H klesá energie této dvouatomové soustavy a tím se zvyšuje její stálost. Při vzniku molekuly ze samostatných atomů se uvolňuje energie. Vzdálenost jader atomů, při které má molekula nejmenší energii se nazývá délka chemické vazby. Dalším (násilným) přibližováním atomů k sobě se energie soustavy (molekuly) prudce zvyšuje, protože nadměrným přiblížením atomových jader prudce vzrůstají odpudivé síly mezi nimi, dané elektrickými náboji stejného znaménka. Energie chemické vazby (molární vazebná energie) - E, která se uvolní při vzniku dané vazby [kj/mol]. Čím větší je hodnota E v, tím je vazba pevnější. Disociační energie vazby - E potřebná ke zrušení chemické vazby, má stejnou hodnotu jako energie vazebná, ale opačné znaménko. Podle rozložení vazebných elektronových párů rozlišujeme vazbu σ (sigma) a π (pí). 1.1. Vazba δ překryv valenčních orbitalů se nachází na spojnici jader vázaných atomů velmi pevná vazba 2/9
1.2. Vazba π překryv valenčních orbitalů se nachází mimo spojnici jader vázaných atomů vazba méně pevná než vazba σ 1.3. Rozdělení vazby podle násobnosti a) vazba jednoduchá na vzniku se podílí jeden valenční elektron od každého partnera, vzniká jeden vazebný elektronový pár b) vazba dvojná na vzniku se podílí dva valenční elektrony od každého partnera, vznikají dva vazebné elektronové páry c) vazba trojná na vzniku se podílí tři valenční elektrony od každého partnera, vznikají tři vazebné elektronové páry S rostoucí násobností se zvyšuje energie (pevnost) a zmenšuje délka chemické vazby. 1.4. Vaznost číslo, které udává, kolik kovalentních vazeb s jinými atomy atom vytváří 3/9
1.5. Znázornění chemické vazby a) překryvem valenčních elektronů b) spojnicí rámečků c) valenční čárkou 4/9
2. Polarita kovalentní vazby je určena rozdílem elektronegativit vázaných atomů elektronegativita (Χ, χ... "chí") schopnost atomu přitahovat vazebný elektronový pár je určena výpočtem a) vazba nepolární 0 ΔΧ < 0,4 např. b) vazba polární 0,4 ΔΧ < 1,7 vzniká parciální (částečný) kladný náboj δ + a parciální záporný náboj δ - např. c) vazba iontová (silně polární) ΔΧ 1,7 extrémní polární vazba mezi vázanými atomy je tak velký rozdíl elektronegativit, že sdílené elektrony patří téměř úplně do obalu atomu s větší Χ. Z atomů vznikají ionty, které se navzájem přitahují. např. vlastnosti iontových sloučenin jsou krystalické, mají vysoké t t a t v, v pevném stavu nevodivé, taveniny a roztoky vodivé rozpustné v polárních rozpouštědlech (voda) - krystalová struktura je rozrušena polárními molekulami rozpouštědla, obecně -> solvatace, H 2 O -> hydratace. 5/9
3. Kovy a kovová vazba Kovy v poslední vrstvě elektronového obalu malý počet elekronů nízké hodnoty elektronegativity prvek je kovem jestliže počet elektronů jeho nejvyšší zaplňované vrstvy je menší nebo roven číslu periody, v níž se nachází vlastnosti - kovový lesk, tažnost, kujnost, tepelná a elektrická vodivost Kovová vazba kationty kovu jsou rozmístěny do uzlových bodů krystalové mřížky a valenční elektrony se mezi nimi volně pohybují ve formě tzv. elektronového plynu delokalizovaná vazba - elektrony nejsou umístěny (lokalizovány) mezi dva atomy ale jsou společné všem členům mřížky. volná pohyblivost iontů => elektrická vodivost kovů při kování se po sobě posouvají jednotlivé vrstvy krystalové mřížky 4. Vazba koordinačně kovalentní (donorakceptorová vazba) celý elektronový pár, potřebný pro vznik vazby, poskytuje pouze jeden z vazebných partnerů donor (dárce) - částice poskytující elektronový pár akceptor (příjemce) - částice poskytující prázdný (vakantní) orbital Koordinačně kovalentní vazba se liší od běžné kovalentní vazby pouze způsobem vzniku, nikoli kvalitou. Má stejné vlastnosti jako vazba kovalentní. Vazba je charakteristická pro komplexní sloučeniny. 6/9
5. Slabé vazebné interakce poutají k sobě jednotlivé molekuly a tím ovlivňují jejich fyzikální a chemické vlastnosti. mají menší energii než kovalentní vazba 5.1. Vodíkový můstek Podmínky pro vznik atom vodíku vázaný s atomem o vysoké elektronegativitě volný elektronový pár na některém z atomů v molekule pevnost (síla) vazby VM závisí na velikosti parciálního náboje (na elektronegativitě atomu na kterém je vodík vázán) Význam - ovlivňuje t t, t v, rozpustnost, sílu kyselin, stabilitu NK a bílkovin Výskyt - voda, bílkoviny, organické kyseliny, nukleové kyseliny,... 5.2. Van der Waalsovy síly působí mezi libovolnými molekulami v závislosti na jejich vzájemném přiblížení dipólový moment a) Coulombické síly interakce dipól - dipól (polární - polární) elektrostatické přitahování opačných pólů polárních molekul (odpuzování ++, - - a přitahování + -) => uspořádání soustavy (doprovázeno snížením energie systému a tím i vzrůstem stability) např. rozpouštění polární látky v polárním rozpouštědle (tvorba solvatačního obalu) v kapalinách (molekuly se volně pohybují) je vlivem tepelného pohybu částic uspořádání neustále narušováno, vždy se ale obnovuje (ustavení dynamické rovnováhy) v krystalech pevných látek (nedochází k volnému přemísťování částic) je vzniklá struktura zachována. 7/9
b) Indukční síly interakce dipól - indukovaný dipól (polární - nepolární) částice s permanentním dipólovým momentem způsobují deformaci elektronových obalů jiných částic (polárních i nepolárních) => původně nepolární částice získají dipólový moment (jsou polarizovány) a dipólový moment částic, které ho již měly, je pozměněn. Ovlivňování částic je vzájemné. c) Disperzní síly (Londonovy interakce) dočasný dipól - dočasný dipól disperzními silami na sebe působí molekuly všech látek elektronový obal osciluje (kmitá) => těžiště záporných nábojů všech elektronů a těžiště kladných nábojů jader spolu v některém okamžiku nesplývají => vytvoří se časově omezený dipól (molekula se stává oscilujícím dipólem), který svým indukčním účinkem vyvolá vznik dipólu v sousední molekule pokud se k sobě přiblíží dva oscilující dipóly, dochází k jejich synchronizaci tak, aby se v bezprostřední blízkosti nacházeli jejich nesouhlasně nabité části tato interakce například umožňuje zkapalňování vzácných plynů nebo působí mezi vrstvami v grafitu či při stabilizaci dvojšroubovice DNA. 8/9
5.3. Dipólový moment μ Podle rozložení elektrických nábojů v molekule rozlišujeme molekuly polární a nepolární. Nepolární molekuly mají těžiště kladného a záporného náboje ve stejném bodě, μ = 0 Polární molekuly mají elektrické náboje rozložené nesymetricky, μ 0 (v jedné části převládá kladný náboj, ve druhé záporný náboj) Dipól soustava stejně velkých nesouhlasných elektrických nábojů v určité vzdálenosti. Dipólový moment μ vektorová veličina (směřuje od k +) popisující nesymetrické rozdělení elektrického náboje, například v molekule. výsledný dipólový moment molekuly je dán vektorovým součtem dipólových momentů jednotlivých vazeb, a závisí tedy na vzájemné poloze těchto vazeb. Hodnota dipólového momentu nám tedy poskytuje informace o prostorovém uspořádání atomů v molekule. číselně se rovná součinu efektivního náboje Q v těžišti a vzdálenosti l mezi těžišti obou nábojů: μ = Q. l. Efektivní náboj Q lze vyjádřit jakou součin δ. e, kde e je elementární náboj a δ je parciální náboj jednoho z atomů. jednotkou je 1 C.m (coulomb metr, jednotka Si), v literatuře častěji 1 D (debye), 1 D = 1/3. 10-29 C.m zjištěn experimentálně u velkého množství látek. čím je μ větší, tím je molekula polárnější (dipólový moment iontové vazby je několikrát větší než dipólový moment vazby polární) 9/9