Sloučeniny - PowerPoint PPT Presentation

kirby
slou eniny n.
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
Sloučeniny PowerPoint Presentation
Download Presentation
Sloučeniny

play fullscreen
1 / 18
Download Presentation
Sloučeniny
174 Views
Download Presentation

Sloučeniny

- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript

  1. Sloučeniny Chemická vazba Názvosloví a tvorba vzorců Molární hmotnost a koncentrace

  2. Sloučeniny • Chemicky čistá látka, tvořená molekulami stejného druhu, které jsou tvořeny dvěma a více prvky. • Molekuly stejného druhu: • Stejné prvky • Stejný počet jednotlivých atomů • Stejné uspořádání v prostoru • Jednotlivé atomy jsou v molekulách poutány chemickou vazbou

  3. Chemická vazba • Soudržná síla působící mezi jednotlivými atomy (nebo ionty) v molekulách, krystalech, etc. • Je zprostředkovaná valenčními elektrony vázaných atomů (iontů), takže její charakter závisí především na uspořádání valenčních elektronů těchto atomů (iontů)

  4. Kdy vzniká chemická vazba? 1) Atomy se k sobě musí přiblížit tak, aby mohlo dojít k překrytí jejich valenčních orbitalů • Atomy musí mít dostatečnou energii, aby mohlo dojít ke vzniku vazby • Počet, energie a prostorové uspořádání valenčních elektronů musí umožnit vznik vazebných elektronových párů • Při vzniku vazby musí dojít k uvolnění energie  vznikající uskupení musí být energeticky chudší než výchozí částice

  5. Podstata chemické vazby • Překrytí valenčních orbitalů → vznik molekulových orbitalů • Vytvoření elektronových vazebných párů: • Elektrony patří současně oběma atomům • Nelze rozlišit, který elektron patřil původně kterému atomu Proč se tvoří chemické vazby? • Isolované atomy nemají (s výjimkou vzácných plynů) zaplněnou valenční vrstvu → energeticky náročné a nestabilní • Chemická vazba má vést k úplnému zaplnění valenčních orbitalů → energeticky výhodný a stabilní stav • Cíl: dosáhnout elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu → zcela zaplněné valenční vrstvy  energeticky výhodného stavu

  6. Energetika kovalentní vazby • Pokud se dva atomy k sobě přibližují a při tom se jejich valenční vrstvy postupně překrývají, dochází k uvolňování energie • Maximální energie (vazebná, disociační energie) se uvolní, když atomy dosáhnou určité vzdálenosti – rovnovážné vzdálenosti, která odpovídá vazebné délce • Pokud se atomy přiblíží ještě více, dojde k postupně rostoucí repulsi – odpuzování z důvodu přílišné blízkosti kladně nabitých jader

  7. Znázorňování vzniku chemické vazby • Pomocí rámečků • Pomocí vzorců • Stechiometrický vzorec • Sumární vzorec • Funkční vzorec • Strukturní vzorec • Konstituční vzorec • Geometrický vzorec • Konfigurační vzorec • Konformační vzorec

  8. Vaznost prvku • Počet kovalentních vazeb, které atom daného prvku vytváří se nazývá vaznost prvku • H – jednovazný • Prvky 2. periody – maximálně čtyřvazné (snaha o dosažení elektronového oktetu – mimořádně energeticky stabilní stav) • Prvky dalších period – maximální počet vazeb dán celkovou schopností přijmout elektrony do valenční sféry (tj. i včetně možných d-orbitalů), přesto i zde častý oktet

  9. Vazebná energie • Energie, která se uvolní, když se vytvoří jeden mol příslušných vazeb • Energie, která je potřebná k rozštěpení jednoho molu příslušných vazeb (disociační energie) • J.mol-1

  10. Druhy vazeb • Podle násobnosti: • Jednoduchá • Dvojná • Trojná • Podle výskytu vazebných elektronů: • Sigma – s: elektrony se nacházejí (tj. elektronová hustota je největší) na spojnici jader, tvoří se jako první • Pí – p: elektrony se nacházejí (tj. elektronová hustota je největší) nad a pod spojnicí jader, vyskytuje se v násobných vazbách jako doplněk k vazbě s

  11. Základní a valenční stav atomu, hybridisace • Základní stav atomu je energeticky nejchudší, v němž se všechny elektrony nachází v orbitalech s nejnižší možnou energií → ZS je dán takovou elektronovou konfigurací, která vyplývá z výstavbových pravidel • Pro vznik chemické vazby je však toto uspořádání často nevyhovující → je třeba elektrony přeskupit a některé z nich přesunout do energeticky bohatších orbitalů • Hybridisace: děj, při kterém dochází k energetickému splývání orbitalů a přesunu elektronů v rámci nově vznikajícího hybridního orbitalu. Současně dochází k novému prostorovému uspořádání • Valenční stav: energeticky bohatý (excitovaný) stav atomu, který vzniká hybridisací

  12. Druhy hybridisace • Druhy hybridisace se určují podle počtu a druhu splynutých atomových orbitalů • Druh hybridisace určuje i nové prostorové uspořádání molekulových orbitalů • Do hybridních orbitalů se započítávájí orbitaly podílející se na vazbě s a obsahující volné elektrony a nevazebné elektronové páry • Do hybridních orbitalů se nezapočítávají orbitaly tvořící vazby p • sp – přímka • sp2 – trojúhelník • sp3 – tetraedr • sp3d – trojboká bipyramida • sp3d2 – čtyřboká bipyramida

  13. VSEPR • VSEPR = Valence-shell electron-pair repulsion • O základním tvaru molekuly rozhoduje číslo udávající součet počtu vazebných elektronových párů sigma a počtu nevazebných elektronových párů, umístěných na centrálním atomu molekuly. • Vazebné elektronové páry sigma a nevazebné elektronové páry (n) se rozmisťují do prostoru tak, aby si co nejméně překážely, tudíž tak, aby měly co nejnižší energii.

  14. Theorie molekulových orbitalů • Chemickou vazbu je možné popisovat i theorií molekulových orbitalů (MO) • Vznik vazby je popisován matematickou lineární kombinací vlnových funkcí atomových orbitalů (AO) za vniku MO. Vznikající orbitaly jsou příslušné celé molekule, nikoli jen jednomu atomu. • MO popisuje pravděpodobnost výskytu elektronu v molekule • Lineární kombinace: • Součet – vznik vazebného orbitalu • Rozdíl – vznik antivazebného orbitalu Vznik molekulového s – orbitalu

  15. Theorie molekulových orbitalů • HOMO = nejvyšší obsazený MO • LUMO = nejnižší neobsazený MO Vznik molekulového p - orbitalu

  16. Atomová elektronegativita a druhy vazeb • „Atomová elektronegativita (zjednodušeně elektronegativita) X je schopnost vázaného atomu přitahovat vazebný elektronový pár.“ • Podle hodnoty rozdílu elektronegativit (DX) vázaných atomů rozlišujeme vazby: • Kovalentní • Nepolární DX = 0,0 – 0,4 – elektrony jsou sdíleny rovnoměrně, elektronová hustota zhruba uprostřed mezi vázanými atomy. Nepolární látky obsahují buď jen nepolární vazby, nebo vzájemně kompensované vazby polární. • Polární DX = 0,4 – 1,7 – elektrony jsou přitahovány blíže k jednomu z partnerů. Elektronová hustota největší u elektronegativnějšího atomu. Vzniká parciální kladný (d+) a záporný (d-) náboj. Polární látky obsahují alespoň jednu nekompensovanou polární vazbu. • Iontové DX > 1.7 – elektrony jsou zcela přetaženy k elektronegativnějšímu atomu, dochází k rozdělení náboje a vzniku iontů. Vyskytuje se v pevných látkách (soli) a jejich taveninách.

  17. Vlastnosti nepolárních, polárních a iontových sloučenin

  18. Kovová vazba • Vyskytuje se mezi atomy kovů v pevném skupenství. • Vzniká mezi velkými soubory stejných (i nestejných) atomů, jejichž elektronegativity jsou poměrně nízké a vzájemně se příliš neliší. • Představa kladně nabitých atomů, které tvoří mřížku a společně sdílejí valenční elektrony ve formě elektronového plynu. • Kovová vazba je zodpovědná za vlastnosti kovů: kujnost, tažnost, elektrická a tepelná vodivost, vysoké body tání a varu.