Chemická väzba
Chemická väzba
Väzbovosť – je daná počtom väzieb, ktorými sa atóm
viaže s inými atómami
Donor elektrónov - atóm, ktorý má voľný elektrónový pár
Akceptor elektrónov -
atóm, ktorý má vo vonkajšej vrstve prázdny orbital
Chemická väzba - vzájomné viazanie sa atómov do
zložitejších útvarov (molekúl)
• zmeny stavu elektrónov vo vonkajších, tzv. valenčných vrstvách
zlučujúcich sa atómov
• podstatou je prerozdelenie (redistribúcia) elektrónovej hustoty valenčných elektrónov v oblasti jadier
dvoch alebo viacerých atómov
• nevyhnutnou podmienkou vzniku chemických väzieb je, aby novovytvorené atómové sústavy mali
v základnom stave nižší obsah energie vzhľadom na energiu voľných atómov.
Väzbová energia – energia, ktorá sa
uvoľní pri vzniku väzby a je rovnako veľká ako energia potrebná na rozštiepenie tejto väzby (disociačná energia), čím vyššia je
väzbová energia, tým je molekula stabilnejšia
Väzbový uhol – uhol medzi väzbami (spojnicami jadier viazaných atómov)
vychádzajúcich z toho istého atómu
Dĺžka väzby - vzdialenosť medzi stredmi dvoch viazaných atómov v molekule –
závisí od atómového polomeru a od násobnosti väzby.
Voľné elektrónové pár – dva elektróny, ktoré sa
nezúčastňujú chemickej väzby
Delokalizácia elektrónov – elektróny, ktorých pravdepodobné miesto výskytu nevieme
určiť
Polarita väzby - miera polarity väzby je úmerná rozdielu
elektronegativít
Polarita molekúl – molekula je polárna, ak obsahuje polárne väzby (ak ju vieme jednou rovinou
rozdeliť na dve opačne nabité časti
Radikály – atóm, alebo skupina atómov, ktorý má nespárený elektrón
Centrálny atóm - obsahuje voľné orbitály, má kladné oxidačné číslo, je teda akceptorom elektrónov. Zvyčajne je to atóm
prechodného prvku.
Ligand – častica, najčastejšie anión, alebo neutrálne molekuly, ktoré obsahujú voľný
elektrónový pár. V komplexe sú donormi elektrónových párov.
Komplexná (koordinačná) zlúčenina – zlúčenina, v
ktorej sa nachádza medzi atómami koordinačná väzba
Koordinačné číslo – udáva počet ligandov, ktoré sa viažu
koordinačnou väzbou na centrálny atóm
IÓNOVÁ VÄZBA
• tendencia
prvkov nadobudnút elektrónové konfigurácie vzácnych plynov (Kossel)
• atóm, ktorý stráca elektróny, sa stáva kladne
nabitým iónom (katiónom) a atóm, ktorý elektróny priberá, sa stáva záporne nabitým iónom (aniónom). Takto vzniknutá
väzba sa nazýva iónová alebo elektrovalentná väzba
Donorno-akceptorná väzba (koordinaČná)
• - atóm, ktorý má
volný elektrónový pár (donor elektrónov), ho môže poskytnúť
na kovalentnú väzbu s iným atómom,
ktorý má vo vonkajšej vrstve prázdny orbital (akceptor elektrónov)
NH3 + HCl ® NH4Cl (H2O)
TEÓRIA HYBRIDIZÁCIE
Základom hybridizácie je predstava, že atóm nevytvára väzbu pomocou
energeticky rozdielnych atómových orbitalov vo valenčnej vrstve (s a p orbitalov), ale že sa vo valenčnej vrstve atómu lineárnou kombináciou
energeticky rozdielnych atómových orbitalov vytvárajú energeticky rovnocenné hybridné orbitály. Aby mohla hybridizácia vôbec nastať je
potrebné aby atóm prešiel do excitovaného stavu, t.j. aby sa v spomínaných orbitaloch nachádzali len nespárené elektróny. Pri tvorbe
hybridných orbitalov platia určité pravidlá:
- Počet vytvorených hybridných orbitalov sa rovná počtu pôvodných
atómových orbitalov, z ktorých vznikli.
- Hybridné orbitaly môžu vzniknúť lineárnou kombináciou len energeticky blízkych
atómových orbitalov (2s – 2p, 1s - 2p – ich lineárna kombinácia nie je možná, lebo ležia na rozdielnych energetických
hladinách).
- Hybridné orbitaly majú iné tvary ako orbitaly, z ktorých pôvodne vznikli. Hybridné atómové orbitaly sú
nesymetricky rozložené vzhľadom na jadro atómu.
Hybridizácia sp
Vzniká lineárnou kombináciou jedného
atómového orbitalu s a jedného atómového orbitalu p. Ich lineárnou kombináciou vznikajú dva energeticky rovnocenné hybridné orbitaly sp. V
priestore sú umiestnené pozdĺž priamky – lineárne, zvierajú uhol 180°. Napríklad v BeCl2.
Hybridizácia sp v BeF2 - fluorid
berýlnatý
Hybridizácia sp2
Lineárnou kombináciou jedného atómového orbitalu s a dvoch atómových
orbitalov p vzniknú tri energeticky rovnocenné hybridné orbitaly – sp2. V priestore majú trigonálne usporiadanie a navzájom zvierajú 120° -
vé uhly. Napríklad v BF3.
Hybridizácia sp3
Lineárnou kombináciou jedného atómového orbitalu s a troch
atómových orbitalov p vzniknú štyri energeticky rovnocenné hybridné orbitaly sp3, ktoré v priestore smerujú do vrcholu tetraédra. Zvierajú
109°28' uhly.
Existuje aj neekvivalentná hybridizácia sp3, ktorá sa vyskytuje napríklad v molekulách NH3 a v molekule H2O.
Centrálny atóm amoniaku je v hybridizácii sp3 a vytvára štyri hybridné orbitaly, z ktorých tri využije vo väzbe s troma atómami vodíka a
štvrtý hybridný orbital obsahuje neväzbový elektrónový pár. Neväzbový elektrónový pár v hybridných orbitaloch spôsobuje deformáciu
väzbových uhlov a tým aj zmenu priestorového tvaru molekuly amoniaku.
sp3 hybridizácia v molekule
vody
sp3 hybridizácia v molekule amoniaku NH3
sp2 hybridizácia v eténe
- molekula eténu
Existujú aj zložitejšie hybridizácie, kde sa zúčastňujú aj orbitály d a f.
KOVALENTNÁ VÄZBA
• je založená na spoluvlastnení dvojice elektrónov (oba atómy dodajú jeden nespárený elektrón)
Delenie kovalentnej väzby:
1. podľa polarity
Nepolárna väzba - hustota spoločného
elektrónového páru je rovnomerne rozložená medzi oboma atómami
= 0 – 0,4
Polárna väzba -
hustota spoločného elektrónového páru je nerovnomerne rozložená medzi oboma atómami (bližšie k atómu s vyššou elektronegativitou)
0,4 < < 1,7
2. podľa prekrytia atómových
orbitalov
Väzba – hustota elektrónového páru (najpravdepodobnejšie miesto výskytu) sa nachádza na
spojnici jadier (s-s, s-p, p-p )
Väzba – hustota elektrónového páru (najpravdepodobnejšie miesto
výskytu) sa nachádza nad a pod spojnicou jadier (p-p, p-d, d-d )
3. podľa počtu elektrónových párov
Jednoduchá – tvorí ju 1 elektrónový pár (t.j. 2 elektróny), typ prekrytia
Násobné – dvojitá – tvoria ju 2
elektrónové páry (t.j. 4 elektróny), typ prekrytia 1 a 1
- dvojitá – tvoria ju 3 elektrónové páry (t.j. 6
elektróny), typ prekrytia 1 a 2
- najdlhšia je jednoduchá väzba a najpevnejšia trojitá
Kovová
väzba
• priestorová mriežka, ktorej uzly sú obsadené katiónmi a v medzerách medzi nimi sa neusporiadane pohybujú odštiepené
valenčné elektróny, tzv. elektrónový plyn. Elektróny majú prakticky úplnú voľnosť pohybu vo vnútri celého kryštálu, nemôžu
sa ale bez vonkajšieho zásahu vzdialiť za jeho povrch.
• novšie teórie – extrémny prípad delokalizovanej väzby
Zjednodušená predstava o kovovej väzbe je taká, že v kovovej štruktúre atómy strácajú zo svojej valenčnej vrstvy elektróny
a stávajú sa kladne nabitými iónmi. Valenčné elektróny vytvárajú nové energetické hladiny, ktoré sa rozprestierajú po celej
kryštálovej štruktúre a vytvárajú takzvané energetické pásy. Väzbu v kryštálovej štruktúre kovu si môžeme
predstaviť ako množstvo pohyblivých elektrónov, ktoré sa nachádzajú okolo kladne nabitých iónov.
MEDZIMOLEKULOVÉ
SILY
VODÍKOVÁ VÄZBA
• interakcia medzi vodíkovým atómom v polárnej väzbe
O–H alebo N–H a elektronegatívnymi atómami, O, F alebo N, t.j. elektrostatické priťahovanie. Energia vodíkovej väzby je 10-40 kJ.mol-1.
• Schematické znázornenie: bodkami X–H···Y
Van der Waalsove sily
• slabšie ako kovalentné
väzby.
• Interakcia medzi:
a) polárnymi molekulami
b) polárnymi a nepolárnymi molekulami
c) nepolárnymi molekulami
– disperzné sily, dôsledok ustavičného pohybu elektrónov okolo
jadier, vzrastajú so zväčšovaním sa molekúl.
Je to slabá
väzba typická pre kryštály inertných prvkov, ktoré sú stabilné iba pri veľmi nízkych teplotách. Podstatou je elektrostatické
príťažlivé pôsobenie medzi časticami (molekulami, iónmi, atómami), ktoré majú určitý elektrický alebo indukovaný náboj.
Ako
napríklad: kryštál neónu, jód, chlór, kyslík, vodík.
Indukčný efekt, I (pre σ - väzby)
- účinok polárnej väzby na polarizáciu vo vedľajších väzbách
- smer polarizácie je rovnaký ako polarita pôvodnej
väzby
- znižovanie účinku so zväčšovaním vzdialenosti
Indukčný efekt I
– posun elektrónov na σ - väzbách v molekule, vyvolaný prítomnosťou polárnej kovalentnej väzby.
Záporný – I efekt spôsobuje atóm, ktorý je elektronegatívnejší ako atóm uhlíka, teda silnejšie priťahuje k
sebe väzbové elektróny, v opačnom prípade ide o kladný indukčný efekt + I.)
Mezomérny
efekt
Mezomérny efekt M – posun elektrónov po π -
väzbách v konjugovaných systémoch alebo v aromatických zlúčeninách.
Ak atóm alebo skupina atómov v organickej
zlúčenine spôsobuje zvyšovanie elektrónovej hustoty medzi uhlíkmi a násobnou väzbou, hovoríme o kladnom + M efekte. V opačnom
prípade, pri znižovaní elektrónovej hustoty medzi uhlíkmi aromatického systému, ide o záporný – M efekt.
KRYŠTÁSLOVÉ ŠTRUKTÚRY
Iónové kryštály
- charakteristický je kryštalický stav. Kryštály –
majú pravidelný tvar, v iónovom kryštáli je každý ión obklopený najväčším množstvom opačne nabitých iónov - majú vysoké teploty
topenia (600 – 2000°C) a varu - v tuhom skupenstve sú elektricky nevodivé. Ich roztoky a taveniny prúd vedú. Sú krehké (ak sa častice dosť
priblížia začnú pôsobiť odpudivé sily), dobre rozpustné v polárnych rozpúšťadlách (ak je to voda ide o hydratáciu iónov)
Atómové (kovalentné) kryštály
- kryštálovú štruktúru tvoria kovalentne viazané atómy (diamant) - vysoké teploty
topenia (nad 1000°C). Pri zmene skupenstva nastáva štiepenie tuhých koval. väzieb - v tuhom skup. veľmi tvrdé (BN – nitrid bóru, SiO2 –
kremeň) V bežných rozpúšťadlách nerozpustné - nevedú elektrický prúd.
Molekulové kryštály
-
znížením teploty a zvýšením tlaku možno každý plyn skvapalniť - molekulové štruktúry sú z molekúl, ktoré sú pútané v.d.W.s alebo
vodíkovými väz. - majú nízku teplotu topenia a sú prchavé - nepolárne látky sú nerozpustné vo vode ale v nepolárnych rozpúšťadlách
(benzín, benzén)
Vrstevnaté kryštály
- tvoria prechod medzi atómovými a molekulovými kryštálmi.
V rovinách sa viažu kovalentnými väzbami (grafit -tuha), medzi rovinami (vrstvami) pôsobia v.d.W.s. Sú mäkké, štiepateľné, vedú
elektrický prúd.
Kovové kryštály
Za základnú stavebnú bunku v týchto kryštáloch môžeme považovať
bunku vytvorenú atómami daného kovu, medzi ktorými sa nenachádzajú kovalentné väzby. V kovoch sa nachádzajú voľne pohybujúce
elektróny. Preto sa vlastnosťami a väzbovými interakciami kovové kryštály úplne líšia od atómových kryštálov. Kovy sa za bežných
podmienok (okrem ortuti) vyskytujú v tuhom skupenstve. Väzba v kovoch sa nazýva kovová väzba.
Pre kryštálovú
štruktúru kovov je charakteristické najtesnejšie usporiadanie častíc, čo potvrdzuje aj veľké koordinačné číslo atómov v kovových
kryštáloch, najčastejšie 8 a 12. Pre všetky prvky s kovovou štruktúrou (teda všetky kovy) je charakteristická dobrá elektrická
a tepelná vodivosť, kovový lesk, kujnosť a ťažnosť. Niektoré fyzikálne vlastnosti kovov sú však veľmi rozdielne, napríklad teplota
topenia a varu, tvrdosť a hustota.
Zones.sk – Zóny pre každého študenta