1 / 65

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

CH6 - Chemická vazba Mgr. Aleš Chupáč , RNDr. Yvona Pufferová Gymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o . Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA. Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

feryal
Download Presentation

Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

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. CH6 - Chemická vazbaMgr. Aleš Chupáč, RNDr. YvonaPufferováGymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o. Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. • Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“

  2. Chemická vazba • Atomy většiny prvků nejsou schopny samostatné existence, ale spojují se ve stabilní složitější útvary – molekuly, krystaly tvorba molekul molekuly sloučenin molekuly prvků

  3. Chemická vazba • chemická vazba = soudržná síla mezi atomy v molekulách nebo krystalech • chemická vazba = spojení atomů je prostřednictvím valenčních elektronů

  4. Chemická vazba • valenční elektrony – jsou umístěny ve vnější elektronové vrstvě = valenční vrstvě • vznik chemických sloučenin je založen na stabilní elektronové konfiguraci vzácných plynů • oktetové pravidlo: atomy se slučují prostřednictvím předávání nebo sdílení elektronů tak, aby dosáhly stabilní elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu

  5. ÚKOL ÚKOL č. 1 Napiš značky vzácných plynů a uveď, proč se skládají z nesloučených atomů.

  6. Princip vzniku chemické vazby • Ke vzniku chemické vazby dochází jen v případě, že vznikají energeticky stabilnější produkty, než byly látky výchozí.

  7. Podmínky vzniku chemické vazby • atomy musí mít dostatečnou energii • atomy se musí přiblížit tak, aby se překryly valenční orbitaly (uplatňují se zde přitažlivé síly, které vedou ke snížení energie; dalším přibližováním by došlo k odpuzování atomů nevznikne vazba) • elektrony v orbitalech musí být uspořádány tak, aby došlo ke vzniku elektronového páru • stabilní vazba se vytvoří jedině tehdy, dojde-li při jejím vzniku ke snížení energie obr. č.1 Překrytí orbitalů obr. č.2 Přiblížení orbitalů ANO NE obr.č.3 Vznik vazby

  8. Charakteristiky chemické vazby • Délka vazby- vzdálenost středů atomových jader v řádech pm tj. 10-9 m • Energie vazby • Pevnost vazby - hodnotí se podle energie nutné k jejímu rozštěpení • Prostorové uspořádání - vazebný úhel

  9. Délka vazby I – I závisí: • na velikosti atomů • na rozdílu jejich elektronegativit • na násobnosti vazby Cl – Cl H – H obr. č.4 Délka vazby

  10. Energie • Vazebná energie (Ev)- energie, která se uvolní při vzniku vazby; čím více energie se uvolní, tím stabilnější vazba vznikne, vazebná energie klesá s rostoucí délkou vazby • Disociační energie (Ed ) - energie, která se musí dodatk rozštěpení vazby, liší se od Ev znaménkem H + H→ H-H H-H → H + H H H H H H H H H - EV= ED E = + 458 kJ/mol E = - 458 kJ/mol obr.č.5 Energie vazby

  11. Energie vazby obr. č.6 Graf energie vazby

  12. Energie závisí: • na velikosti atomů • na rozdílu elektronegativit atomů • násobné vazby mají vyšší energii • čím kratší vazba, tím vyšší energie kJ/mol

  13. Prostorové uspořádání vazeb = pravidelné rozdělení prostoru okolo atomu pro vazebné i nevazebné elektrony Základní prostorové tvary molekul lineární lomená tetraedr plošná trojboká bipyramida oktaedr obr. č.7 Tvary molekul

  14. Vyjadřování vzniku chemické vazby • překrytím orbitalů • elektronové strukturní vzorce vazba = valenční čárka – znázorňuje vazebný elektronový pár (popř. nevazebný pár atomu) • pomocí spojnice rámečků spojnice znázorňuje překrytí orbitalů obr. č. 8 Překryv orbitalů obr. č. 9 Vazebný elektronový pár O H H obr. č.10 Nevazebný elektronový pár 1H 1H obr. č.11 Spojnice rámečků

  15. Typy vazeb • Kovalentní (polární, nepolární) • Iontová • Koordinačně – kovalentní (Donor – akceptorová) • Kovová • Slabé vazebné interakce (Vodíkové můstky, van der Waalsovy síly)

  16. Kovalentní vazba • dochází ke sdílení elektronového páru oběma atomy H ↑↓H obr. č.12 Sdíleníelektronů Elektrony chemické vazby

  17. Kovalentní vazba Rozdělení • podle výskytu hustoty vazebného elektronového páru • podle násobnosti vazeb • podle polarity

  18. Překryv s a p orbitalu. Překryv dvou p orbitalů. Překryv dvou s orbitalů. Překryv dvou p orbitalů. Podle výskytu hustoty vazebného elektronového páru • Vazba σ-největší hustota vaz. el. páru se nachází na spojnici jader obou vázaných atomů obr. č.13 Vazba sigma • Vazba π-největší hustota vaz. el. páru je symetricky rozložena mimo spojnici jader (nad a pod spojnicí) obr. č.14 Vazba pí

  19. Podle výskytu hustoty vazebného elektronového páru obr. č.15 Vazba sigma a pí

  20. Podle násobnosti vazeb • jednoduchá 1 vazebný elektronový pár σ delší a slabší než dvojná a trojná • dvojná 2 vaz. el. páry σ + π kratší a pevnější něž vazba jednoduchá • trojná 3 vaz. el. páry σ + 2 π nejkratší a nejpevnější • vaznost = číslo udávající, kolik kovalentních vazeb (vazebných elektronových párů) daný atom vytváří s jinými atomy

  21. 1s ↑↓ 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2s ↑↓ 2p↑↓ ↑↓ 2p↑↓ ↑↓ ↑ F Jednoduchá vazba (vazba sigma) F ↓ 1s ↑↓ 1s ↑↓ 1s ↑↓ 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2s ↑↓ 2s ↑↓ 2s ↑↓ 2p ↑↓↑ ↑ O Dvojná vazba (vazba sigma + vazba pí) O 2p ↑↓ ↓ ↓ Násobná vazba 2p ↑ ↑ ↑ N Trojná vazba (vazba sigma + 2 vazby pí) N 2p ↓ ↓ ↓ obr. č.16 Vazba podle násobnosti

  22. ÚKOL Stabilita vazeb ÚKOL č. 2 • Která vazba (σ nebo π) je stabilnější a proč? Vazba σ . Velké hodnoty  disociačních energií. • Která vazba bude vznikat nejdříve? Ta stabilnější - vazba σ • Která vazba se bude při chemických reakcích přednostně štěpit? Ta méně stabilní – vazba π , je potřeba dodat méně energie.

  23. Podle polarity Elektronegativita (X) - LinusPauling = schopnost atomu přitahovat vazebný elektronový 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 • elektronegativnější atom (s vyšší X, tvoří anionty) ve vazbě poutá el.pár silněji než druhý elektropozitivnější ( s nižší X. tvoří kationty)

  24. ÚKOL Stabilita vazeb ÚKOL č. 3 • Vyhledej v periodické tabulce prvek s největší a nejmenší hodnotou elektronegativity. • Šipkou na vazbě označ, který atom více přitahuje vazebné elektrony: Na – Cl Ag – Br H – O – H Ca – O K – O – H

  25. ÚKOL ÚKOL č.4 S využitím webové stránky http://cs.wikipedia.org/wiki/Elektronegativita http://cs.wikipedia.org/wiki/Linus_Pauling http://www.chem-web.info/cz/doplnky/zivotopisy-chemiku/linus-carl-pauling připravte základní informace o významu a úspěchu na vědeckém poli LinusePaulinga

  26. Podle polarity • Nepolární vazba • Polární vazba • Iontová vazba Nepolární kovalentní vazba Polární kovalentní vazba obr. č.17 Vazba podle polarity Iontová vazba

  27. Cl Cl Určení polarity z rozdílu ∆X • Nepolární vazba - vzniká mezi dvěma stejnými atomy (např.Cl2) - vzniká mezi dvěma různými atomy s podobnou X - rovnoměrné rozdělení elektronové hustoty (ΔX < 0,4) obr. č.18 Nepolární vazba

  28. Určení polarity z rozdílu ∆X H Cl δ+ δ- • Polární vazba • vzniká mezi dvěma různými atomy • vazebný pár posunut k elektronegativnějšímu atomu ( má vyšší hodnotu X) • vytvoření parciálních (částečných) nábojů - molekula tvoří tzv. dipól Cl H ∆X = 0,4 – 1,7 obr. č.20 Polární vazba – parciální náboje H Cl obr. č.19 Polární vazba

  29. Určení polarity z rozdílu ∆X Cl- • Iontová vazba: - vzniká mezi dvěma různými atomy - extrémně polární vazba • sdílené elektrony jsou vtaženy do val.vrstvy atomu s vyšší X, vznikají tak ionty • atomy jsou k sobě vázány elektrostatickými silami ∆X > 1,7 Na+Cl- Na+ - + Cl Na obr. č.22 Vznik iontů obr. č.21 Iontová vazba

  30. ÚKOL ÚKOL č.5 Výpočtem urči druh vazby v molekulách: • Kyslíku (O2) • Oxidu dusičitého (NO2) • Amoniaku (NH3) • Chloridu draselného (KCl) • Vody (H2O) • Fluoridu vápenatého (CaF2) • Bromovodíku (HBr)

  31. Iontová vazba • sloučeniny s tímto typem vazby se nazývají iontové • 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-)

  32. Iontová vazba IONIZAČNÍ ENERGIE - energie potřebná k odtržení 1 molu elektronů z 1 molu atomů → vzniká KATION Na – 1 e–® Na+ ELEKTRONOVÁ AFINITA - energie uvolněná při vzniku aniontů F + 1 e–® F–

  33. Iontová vazba • Každý ion je obklopen určitým počtem opačně nabitých iontů a vytváří tak iontový krystal, který můžeme považovat za makromolekulu. • Při rozpouštění nebo v tavenině se ionty uvolňují a mohou se volně pohybovat. Výsledný roztok nebo tavenina vede díky volnému pohybu iontů elektrický proud. obr. č.23 Pohyb iontů

  34. Koordinačně – kovalentní(Donor – akceptorová, dativní) • celý vazebný elektronový pár poskytuje pouze jeden atom. • atom, který poskytuje celý elektronový pár je donor (dárce), • atom, který elektronový pár přijímá je akceptor (příjemce), má prázdný = vakantní orbital vazebný elektronový pár vakantní elektronový orbital nevazebný elektronový pár obr. č.24 Koordinačně – kovalentní vazba

  35. Koordinačně – kovalentní(Donor – akceptorová, dativní) • rozdíl mezi kovalentní a donor akceptorovou je jen ve způsobu vzniku, vlastnosti mají stejné • typická pro komplexní sloučeniny přechodných kovů, které pro ni poskytují volné orbitaly d • Př.: NH3 + H+® NH4+ K3[Fe (CN)6], [Ag(NH3)2]+, H[AuCl4], [Au(CN)4]–

  36. Vznik amonného kationtu N 1s ↑↓ 2s ↑↓ 2p↑ ↑ ↑ H 1s↓ NH4+ H 1s↓ H 1s↓ H+ 1s obr. č.25 Vznik amonného kationtu

  37. Kovová vazba • prvek je kovem, jestliže počet elektronů jeho nejvyšší zaplňované vrstvy je menší nebo roven číslu periody, v níž se nachází • kovy v pevném stavu = krystalická mřížka, atomy kovů jsou obklopeny zpravidla 8 či 12 sousedními atomy Krystalová mřížka mědi - Cu. Jednotlivé atomy nejsou v kovu rozmístěny nahodile, ale tvoří pravidelné geometrické útvary. obr. č.26 Krystalová mřížka mědi

  38. Kovová vazba • kationty kovu tvoří uzlové body krystalové mřížky • valenční elektrony se zde pohybují v podobě elektronového plynu (jsou delokalizované) • všechny valenční elektrony jsou společné všem členům mřížky • v atomech se vytvářejí energetické pásy, kde jsou lokalizované společné elektrony obr. č.27 Pohyb elektronového plynu

  39. Kovová vazba • překrýváním energeticky stejných valenčních elektronových orbitalů v krystalu kovu vznikají společné energetické pásy • zde se mohou elektrony volně pohybovat a dodávat tak látce specifické vlastnosti kovů - lesk, velkou elektrickou a tepelnou vodivost, kujnost a tažnost i jejich chemické vlastnosti. obr. č.28 Energetické pásy v kovech

  40. Kovová vazba • Tepelná a elektrická vodivost: je způsobena pohyblivostí elektronů. Čím jsou uzlové body blíž u sebe, tím elektrony hůře prochází (vodivost je tak slabší). • Kování nebo tváření: je způsobeno delokalizací elektronů, jednotlivé vrstvy krystalové mřížky po sobě volně posouvají. • Kujnost: je ovlivněna vzdáleností uzlových bodů. Čím jsou uzlové body blíže u sebe, tím je kov tvrdší ale křehčí. Naopak je kov měkčí a snadno se upravuje. obr. č.29 Pohyb elektronů

  41. ÚKOL ÚKOL č.6 S využitím webových stránek zjisti informace o jevu s názvem supravodivost a zpracuj jako krátký referát.

  42. Vlastnosti látek v závislosti na chemické vazbě LÁTKY S KOVALENTNÍ VAZBOU • nízké teploty tání a varu • nerozpustné v H2O • rozpustné v organických sloučeninách • nevodiče Př.: Cl2, H2O, NH3, CH4, křemen, benzen (C6H6),

  43. Vlastnosti látek v závislosti na chemické vazbě LÁTKY S IONTOVOU VAZBOU • vysoké teploty tání a varu • rozpustné v polárních rozpouštědlech (H2O) • nerozpustné v organických rozpouštědlech • tvrdé, křehké • elektrolyt (tavenina nebo roztok) vedou elektrický proud • Př.: roztok NaCl, KF, Na2S, K2O, obr. č.30 Iontová vazba v NaCl

  44. Vlastnosti látek v závislosti na chemické vazbě LÁTKY S KOVOVOU VAZBOU • vysoké teploty tání a varu • nerozpustné • dobře vedou elektrický proud a teplo • tažné, kujné, kovový lesk, neprůsvitné • tvorba slitin Př.: kovy obr. č.31 Zlato

  45. Vlastnosti látek v závislosti na chemické vazbě LÁTKY SE SLABÝMI VAZBAMI • nízké teploty tání a varu • rozpouštějí se v nepolárních rozpouštědlech (benzin, toluen,...) • jsou těkavé • Př.: plyny, voda

  46. [10Ne] 3s ↑↓ 3p ↑↓↑↑ 16S: [10Ne] 3s ↑↓ 3p ↑↑↑ 4s ↑ 16S*: [10Ne] 3s ↑ 3p↑↑↑ 4s↑ 3d↑ 16S**: Základní a excitovaný stav • základní stav - umístění elektronů podle pravidel Stabilní stav – díky nejnižší energii, řada atomů by však v základním stavu nemohla tvořit sloučeniny • excitovaný stav - dodáním energie, dojde k vypuzení elektronu z páru do nejbližšího energeticky vyššího orbitalu. obr. č.32 Základní a excitovaný stav síry

  47. 1200 1800 Prostorový tvar molekul molekula tvar vazebné úhly přímka = lineární tvar spojnice svírají úhel 180° BeCl2 BF3 rovnostranný trojúhelník spojnice svírají úhel 120° CH4 tetraedr (čtyřstěn) spojnice svírají úhel 109,28° obr. č.33 Tvary a vazebné úhly

  48. Prostorový tvar molekul molekula tvar vazebné úhly PCl5 trigonálníbipyramida(3 × 120°, 2 × 90°) (trojboký dvojjehlan) SF6 oktaedr (osmistěn) úhel 90° (čtyřboký dvojjehlan) obr. č.33 Tvary a vazebné úhly

  49. Prostorový tvar molekul Pro určení skutečného tvaru má dále vliv: • přítomnost volného elektronového páru na centrálním atomu • přítomnost násobné vazby na centrálním atomu

  50. TETRAEDR TROJÚHELNÍK LOMENÁ MOLEKULA LOMENÁ MOLEKULA LINEÁRNÍ MOLEKULA TRIGONÁLNÍ BIPYRAMIDA TRIGONÁLNÍ PYRAMIDA OKTAEDR obr. č.33 Tvary a vazebné úhly

More Related