1 / 34

Chemická vazba

Chemická vazba. Chemická vazba. Interakce mezi dvěma atomy, která vede ke snížení energie soustavy, je vazebná, vzniká chemická vazba E 0 je energie vazby. Při vzniku vazby se uvolní, pak vazebná Při zániku vazby je třeba ji dodat, pak disociační r 0 je délka vazby. Bonds Between Atoms.

freja
Download Presentation

Chemická vazba

An Image/Link below is provided (as is) to download presentation Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author. Content is provided to you AS IS for your information and personal use only. Download presentation by click this link. While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server. During download, if you can't get a presentation, the file might be deleted by the publisher.

E N D

Presentation Transcript

  1. Chemická vazba

  2. Chemická vazba Interakce mezi dvěma atomy, která vede ke snížení energie soustavy, je vazebná, vzniká chemická vazba • E0 je energie vazby. • Při vzniku vazby se uvolní, pak vazebná • Při zániku vazby je třeba ji dodat, pak disociační • r0 je délka vazby

  3. Bonds Between Atoms Polyatomic Ions Ionic Covalent Metallic Network Solids Molecular Substance Polar Coordinate Covalent Nonpolar What are we going to learn about???

  4. Typy chemické vazby 1 Dle převažující povahy interakce rozlišujeme vazbu • Iontová -základní částice jsou ionty, přitažlivé síly mezi nimi jsou elektrostatické, působí ve všech směrech. Vazba nemá směrový charakter. • Kovalentní -vazba: základní částice jsou atomy, dochází k interakci (překryvu) jejich valenčních orbitalů. Překryv znamená sdílení jednoho až tří elektronových párů. Vazba je přísně směrová. • nepolární - rozdíl elektronegativit atomů je do 0,4 • polární - rozdíl elektronegativit atomů je 0,4 - 1,8 • koordinační – jeden z atomů poskytne celý elektronový pár

  5. Typy chemické vazby 2 • Slabé vazebné interakce • vodíková vazba • van der Waalsovy síly • coulombické • indukčnímolekula s dipolovým momentem indikuje dipol jiné molekuly • disperzní sílyatomová jádra ovlivňují nejen vlastní, ale i elektrony jiných atomů polární vazba + - + - + -

  6. Molekulový orbital • Kombinací (překryvem) AO vzniká molekulový orbital. Elektrony obsazené MO tvoří chemickou vazbu • Větší překryv znamená větší vazebnou energii • Počet MO je roven počtu kombinovaných AO • Existují MO vazebné, protivazebné, nevazebné • Vznikají MO typu snebo p • Obsazování MO elektrony se řídí stejnými pravidly jako obsazování AO • Řád vazby je roven polovině rozdílu mezi počtem elektronů ve vazebných a protivazebných MO (nevazebné MO řád vazby neovlivňují)

  7. Molekulový orbital typu s Interakce s - s protivazebný (antibonding) vazebný (bonding) Molekula H2

  8. Molekulový orbital typu s Interakce s - p, p - p protivazebný (antibonding) vazebný (bonding) protivazebný (antibonding) vazebný (bonding)

  9. Molekulový orbital typu p Interakce p - p

  10. Molekulový orbital typu p Interakce p - d

  11. Molekulový orbital typu p Interakce p - d Interakce d - d

  12. Koordinační vazba

  13. Koordinační vazba var 3 Příklad: Kation [NH4 ]+ Na dusíku je nevazebný elektronový pár. Na něj se naváže svým prázdným AO 1s ion H+.

  14. Hemocyanin oxidovaný /Cu/

  15. Hybridizace AO Elektronová konfigurace C Tvar molekuly CH4 Atom C má celkem 4 valenční elektrony dva typu s, dva typu p. ALE v methanu jsou 4 rovnocenné vazby. Jak to?

  16. Hybridizace AO - typ sp Tvar molekuly: přímka Příklady sloučenin: BeCl2, CO2, C2H2 (ethyn)

  17. Hybridizace AO - typ sp2 Tvar molekuly: rovnostranný trojúhelník, HAO v rovině Příklady sloučenin: BF3, C2H4 (ethen)

  18. Hybridizace AO - typ sp3 Tvar molekuly: tetraedr (deformovaný tetraedr) Příklady sloučenin: CH4, SO42- (NH3, H2O)

  19. Vazby C (dvojná, trojná)

  20. Hybridizace AO - neekvivaletní CH4 NH3 H2O Příčiny: různé substituenty, přítomnost volných (nevazebných) elektronových párů Příklady sloučenin: CH3Cl, NH3, H2O

  21. Vazba lokalizovaná a delokalizovaná • Lokalizovaná vazbap vazba je pouze mezi dvěma atomy (např. ethen, CO2) • Delokalizovaná vazbap vazba je rozprostřena (delokalizována) po celé molekule nebo její části(např. molekula benzenu)

  22. Iontová vazba Konfigurace iontů Ionty vznikají přijetím elektronu (anion) nebo odevzdáním elektronu (kation). Mírou stability jsou hodnoty ionizační energie nebo elektronové afinity a elektronová konfigurace Iontové sloučeniny mají pravidelnou krystalickou strukturu, vysoké body tání (nad 500 °C), roztavené se chovají jako elektrolyty

  23. Metallic Bonding Name 4 Characteristics of a Metallic Bond. What is a Metallic Bond? - A metallic bond occurs in metals. A metal consists of positive ions surrounded by a “sea” of mobile electrons. • Good conductors of heat and electricity • Great strength • Malleable and Ductile • Luster This shows what a metallic bond might look like.

  24. Vodíková vazba 1 Intermolekulární - prostorová Atom vodíku má jen jeden elektron, může tvořit jen jednu vazbu. Je - li jeho vazebným partnerem silně elektronegativní prvek (F, O, N) pokud může nastat slabá vazebná interakce vodíková vazba. Dělí se: • intermolekulární • intramolekulární • intraiontová H2O NH3

  25. Vodíková vazba 2 2 Intermolekulární - lineární Intramolekulární Intraiontová Intermolekulární - dimer

  26. Vodíková vazba 2 3 Deoxyribonukleová kyselina Těkavost binárních hydridů

  27. Isomerie 2 1 Isomery konstituční stereoisomer řetězový polohový funkční optický geometrický

  28. Isomerie 2 2 konstituční řetězová polohová funkční

  29. Isomerie 3 stereoisomerie cis- nebo Z trans- nebo E geometrická jen na násobné vazbě ! optická čtyři různé substituenty na atomu uhlíku

  30. Konformace Řetězců Kruhů židličková (energeticky výhodnější) zákrytová nezákrytová vaničková (energeticky méně výhodná)

More Related