P ř ednáška 3

1. Elektronový obal, orbitaly Chemická vazba jako základní fenomén v chemii Typy vazeb a jejich vlastnosti Přednáška 3

2. Elektronový obal Vývoj názorů : 1897 Thomson : atomy všech prvků obsahují částice o hmotnosti 9,1 . 10-31 kg – elektrony Rutherfordův planetární model atomu – elektrony se pohybují po kruhových drahách kolem jádra.

3. Elektronový obal 1913 N. Bohr upravil tuto teorii tak, že se elektrony pohybují kolem jádra po uzavřených drahách o určitém poloměru bez vyzařování elmg záření. Energie elektronu se může měnit pouze nespojitě, ve skocích, v kvantech energie. (Počátek 20. stol. rozmach kvantové mechaniky– Einstein, Pauli, Schrödinger, Fermi, Heisenberg) ELEKTRON má duální charakter –jako částice (korpuskule) i jako vlnění Vlnová teorie elektronů(obecně vlnová mechanika) – elektrony se chovají jako stojaté vlnění

4. Oblast, kde je nejvyšší pravděpodobnost výskytu elektronu – orbital. Orbital a vlastnosti vlnové funkce charakterizují kvantová čísla:

5. s- orbitaly: kulová symetrie, čím je n větší, tím má l větší poloměr

6. p- orbitaly: tvar „činky“, čím je n větší, tím má l větší poloměr

7. Hlavním kvantovým číslůmodpovídají řádky – periody Mendělejevovy soustavy prvků. Pro elektrony stejně jako pro protony či neutrony platí Pauliho vylučovací princip: V daném atomu nemohou existovat dva elektrony ve stejném kvantovém stavu, tj. se stejnými kvantovými čísly n, l, m, s. Pro vyplňování orbitalů elektrony platí ještě Hundovo pravidlo: V každém orbitalu daném magnetickým kvantovým číslem vznikají elektronové páry až po zaplnění každého orbitalu jedním elektronem. Všechny nespárované elektrony mají stejný spin. → elektrony nejprve po jednom vstoupí do orbitalů se stejným n a l a s, ale různým m. Teprve potom vstoupí do těchto orbitalů i s druhým spinem.

8. Valenční (optické) elektrony – elektrony v orbitalech s a p v nejvyšší slupce – určují chemické a optické vlastnosti atomů. Jejich maximální počet je v orbitalech (s+p)8 → elektronový oktetoxidační čísla- buď doplnění do prázdných orbitalů – záporná oxidační č. - nebo odtržení elektronů z orbitalů – kladná oxidační č. Příklady : Na – 1 valenční elektron, vyplatí se mu jej odtrhnout a dostat se na elektronovou konfiguraci předchozího prvku (Ne), který má elektronový oktet. F – 7 valenčních elektronů, vyplatí se mu jej doplnit valenční sféru o 1 elektron a dostat se na elektronovou konfiguraci následujícího prvku (Ne), který má elektronový oktet.

9. Více o orbitalech atd. http://sweb.cz/radek.jandora/f22.htm http://cheminfo.chemi.muni.cz/ianua/hopet/soc9697/node10.html#SECTION00710000000000000000 http://volejnik.tym.cz/02_elektronovy_obal.htm (Ověřeno 6. 10. 2014 12:12)

10. Seřazení prvků v periodické soustavě prvků podle stoupajícího počtu protonů.PLATÍ následující pravidla:1.    Počet elektronů je roven protonovému číslu prvku v periodické soustavě.2.    Stav každého elektronu v atomu je určen čtyřmi kvantovými čísly.3.    Energetické hladiny atomu v základním stavu se obsazují postupně, každý další elektron obsadí dosud volnou hladinu s nejmenší energií.4.    Musí být splněn Pauliho princip

12. Počet elektronů v orbitalu Žádný (prázdný čili vakantní orbital), 1 nebo 2 (s opačnými spiny – el. pár) Pauliho vylučovací princip V daném atomu nemohou existovat dva elektrony ve stejném kvantovém stavu, tj. se stejnými kvantovými čísly n, l, m, s. Hundovo pravidlo V každém orbitalu daném magnetickým kvantovým číslem vznikají elektronové páry až po zaplnění každého orbitalu jedním elektronem. Všechny nespárované elektrony mají stejný spin. → elektrony nejprve po jednom vstoupí do orbitalů se stejným n a l a s, ale různým m. Teprve potom vstoupí do těchto orbitalů i s druhým spinem. Lze lze lze nelze nelze

13. Obsazování orbitalů elektrony Orbitaly s nižší energií se obsazují elektrony dříve než orbitaly s energií vyšší. Příklad : 1s dříve než 2s; 2p dříve než 3p; 4s dříve než 3d Degenerované orbitaly Mají stejnou energii : p-orbitaly jsou 3 x degenerované, d-orbitaly jsou 5 x degenerované. Jejich zaplňování probíhá tak, že elektronové páry vznikají teprve po obsazení každého orbitalu jedním elektronem. Příklad : 3 – p orbitaly : Lze lze nelze nelze

14. Tvary orbitalů s, p, d

18. Výstavbový principudává postup zaplňování orbitalů

19. Výstavbový princip

20. Výstavbový princippostup zaplňování orbitalů a jejich energie pro H až Be H : n = 1, l = 0, m = O, s = +1/21s1 He: n = 1, l = 0, m = O, s = -1/2 1s2 Li: n = 2, l = 0, m = O, s = +1/2 1s12s1 Be: n = 2, l = 0, m = O, s = +1/2 1s12s2 Následuje obsazování pro n = 2, l = 1, m = -1,0,1 a s = +1/2 n = 2, l = 1, m = -1,0,1 a s = -1/2, Tedy celkem 6 hodnot pro 6 prvků: B - Ne

21. Výstavbový princippostup zaplňování orbitalů a jejich energie pro B -Ne

22. LEWISOVY VZORCE

23. Vliv vzdálenosti valenčního elektronu od jádra • Stínící efekt uzavřených vnitřních elektronových slupek • Přebytek „jen“ jednoho elektronu, ten různou silou poután k jádru • Reaktivita stoupá od Li přes Na k K

24. Zápis vzniku kationtů a aniontů Lewisovými vzorci

25. ELEKTRONOVÁ AFINITA - EA Vyjadřuje, jak ochotně atom přijme elektron a stane se z něho anion (tj. jak velká energie se přitom uvolní ) E + e- = E-

26. IONIZAČNÍ ENERGIE (POTENCIÁL) - IEVyjadřuje, jak ochotně atom odevzdá elektron(y) a stane se z něho kation (tj. jak velkou energii je třeba přitom dodat )E - e- = E+

27. Elektronegativita DEFINICE(Linus Pauling) : míra schopnosti daného atomu přitahovat valenční (sdílené) elektrony STANOVENÍ ČÍSELNÝCH HODNOT : R. S. Mullikan : X = konst . (IE + EA)

28. Elektronegativita

29. Srovnání elektronegativit v periodě a skupině

30. Atomy nejsou samotáři V současné době je známo 118 chemických prvků, z nichž je složeno asi 20 000 000 sloučenin. Každý rok je objeveno 300 000 sloučenin nových.

31. S výjimkou atomů vzácných plynů nejsou atomy schopny trvalé existence v nesloučeném stavu, sdružují se do složitějších útvarů – molekul nebo krystalových struktur.

32. Chemická vazba Prvky ( kromě vzácných plynů ) se snaží zaplnit valenční sféru => vznik chemické vazby Podstata a vznik vazby: Atomy jsou v neustálém chaotickém pohybu, dochází ke srážkám a k překrytí orbitalů ( působí přitažlivé a odpudivé síly ). Následně dojde k vytvoření vazby. Každá srážka neznamená vazbu, je nutná určitá energie a rychlost. Mohou se účastnit pouze nepárové valenční elektrony, vznikne vazebný elektronový pár, ve kterém mají elektrony opačný spin.

33. CHEMICKÉ VAZBY Jsou to soudržné síly působící mezi jednotlivý- mi atomy nebo ionty v molekulách, krystalech apod. Chemickou vazbu - tvoří valenční elektrony jednotlivých atomů Vytvoří se vazebný elektronový pár,který leží v  tzv.molekulovém orbitalu Typ vazby závisí na uspořádání valenčních elektronů v atomech.

34. Podmínky vzniku vazby: - atomy musí mít dostatečnou energii - musí se přiblížit dostatečně blízko, aby došlo k překrytí jejich valenčních orbitalů - elektrony musí mít vhodné prostorové uspořádání

35. Stabilní vazba se vytvoří jedině tehdy,dojde- lipři jejím vznikuke snížení energie (stejné množství energie je zapotřebí dodat k opačnému ději – k rozštěpení chem. vazby)

37. Pevnost vazby - hodnotí se podle energie potřebné k jejímu rozštěpení Vazebná energie (disociační energie vazby) - energie potřebná k rozštěpení vazby, - je stejná jako energie uvolněná při vzniku téže vazby, - udává se vazebná energie vztažená na 1 mol vazby, tj. molární vazebná energie v jednotkách kJ / mol-1, - úzce souvisí s délkou vazby = rovna vzdálenosti jader atomů spojených vazbou, - vazebná energie klesá s rostoucí délkou vazby

38. Typy chemické vazby

40. KOVALENTNÍ VAZBA - charakteristickým rysem je sdílení vazebných elektronových párů oběma vázanými atomy • elektronová hustota je největší na spojnici jader • dochází k přitahování jader k místům se zvýšenou elektronovou hustotou

41. ELEKTRONEGATIVITA ATOMŮ(„ X“) • je to schopnost atomu přitahovat vazebný elektro- nový pár • schopnost přitahovat vazebný elektronový pár je u atomů rozdílná, vyjadřuje se číselně, lze ji najít v tabulkách. - čím je hodnota větší, tím má atom větší schopnost přitahovat vazebné elektrony.

42. NEPOLÁRNÍ VAZBA Vazebná elektronová dvojice je umístěna souměrně mezi dvěma atomy rozdíl elektronegativit ∆X < 0,4

43. Vodík - molekula

44. POLÁRNÍ VAZBA Vazebná elektronová dvojice je mírně posu-nuta na stranu elektronegativnějšího atomu. V oblasti atomu s  vyšší elektronegativitou vzniká částečný záporný náboj. rozdíl elektronegativit 0,4 ≤ ∆X ≤ 1,7

45. Vazba kovalentní nepolární a polární

46. IONTOVÁ VAZBA Vazebný elektronový pár patří převážně elektronegativnějšímu atomu. Atomy přecházejí na elektricky nabité částice IONTY Opačně nabité částice jsou pak k sobě poutány přitažlivými elektrostatickými silami rozdíl elektronegativit ∆X > 1,7

47. Iontová vazba • sloučeniny s tímto typem vazby se nazývajíiontové - kationty snadno vznikají z atomů s malou ionizační energií a malým počtem valenčních elektronů (K+, Ca2+, Al3+) - anionty snadno vznikají z atomů s velkou elektronovou afinitou a velkým počtem valenčních elektronů (Cl-, O2-)

48. VZNIK IONTŮ Přijme-li atom značné množství energie, mohou se valenční elektrony dokonce odtrhnout od příslušného atomu. Jiný atom může energii uvolnit přijetím jednoho nebo více elektronů. V obou případech se poruší elektroneutralita atomu neboť počet protonů již není roven počtu elektronů → vytvářejí se tak ionty. IONTY - částice s elektrickým nábojem, vznikají z atomů ztrátou nebo přibráním valenčních elektronů IONIZAČNÍ ENERGIE - energie potřebná k odtržení elektronu(ů)→ vzniká KATION ELEKTRONOVÁ AFINITA - energie uvolněná při vzniku ANIONTŮ

49. Vazba iontová – mříž chloridu sodného

50. VAZBA IONTOVÁ – příklad chloridu sodného