1 / 26

Valenční elektrony a chemická vazba

Valenční elektrony a chemická vazba. Ve vnější energetické hladině se nacházejí valenční elektrony , které se mohou podílet na tvorbě chemické vazby . Valenční elektrony často znázorňujeme pomocí teček kolem značky prvku (= Lewisova struktura). Existují tři základní typy chemické vazby:

lovie
Download Presentation

Valenční elektrony a 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. Valenční elektrony a chemická vazba • Ve vnější energetické hladině se nacházejí valenční elektrony, které se mohou podílet na tvorbě chemické vazby. • Valenční elektrony často znázorňujeme pomocí teček kolem značky prvku (= Lewisova struktura). • Existují tři základní typy chemické vazby: • - Iontová vazba, založená na elektrostatickém přitahování opačně nabitých iontů (NaCl) • - Kovalentní vazba, která vzniká sdílením jednoho nebo více valenčních elektronů (Cl2) • - Kovová vazba, u které jsou valenční elektrony sdíleny více atomy v krystalické mřížce kovu (Ag)

  2. Zápis valenčních elektronů v Lewisově symbolice

  3. Iontová vazba • Ve sloučenině s iontovou vazbou existují kladně a záporně nabité ionty (kationty a anionty), které si navzájem kompenzují náboj – sloučenina musí být elektroneutrální. • Sloučeniny s iontovou vazbou jsou typicky soli, tvořící za běžných podmínek krystaly s vysokou teplotou tání. • Iontovou vazbu lze chápat jako kombinaci neutrálních atomů, při které dojde k transferu jednoho nebo více elektronů od jednoho atomu k druhému (popř. k několika).

  4. - - - - + K K K+ + e- e- + K+ K+ + F F F F F F Reakce za vzniku iontů Atomy se mění na ionty je-li jeden nebo více elektronů předáno z jednoho atomu na jiný. 1s22s22p63s23p64s1 1s22s22p63s23p6 [Ar] K+ 1s22s22p5 1s22s22p6 [Ne]

  5. Oktetové pravidlo • Elektronová konfigurace mnoha iontů odpovídá konfiguraci vzácného plynu. • Oktetové pravidlo: Prvky hlavní skupiny (s a p) přijímají, ztrácejí nebo sdílí elektrony tak, aby dosáhly valenčního oktetu (osm elektronů ve zcela zaplněné valenční slupce). • Např. elektronová konfigurace obou částic v KCl je: • K+má konfiguraci [Ar] • Clmá konfiguraci [Ar] • Další elektrony v atomu se obvykle chemické vazby neúčastní. • Oktetové pravidlo je zvláště důležité u sloučenin s nekovy.

  6. Energie iontové vazby • Když se přiblíží draslíkový a chlorový atom, dojde k výměně elektronu: K(g) K+(g) + eEi = +418 kJ Cl(g)+ e Cl(g) Eea = 349 kJ K(g)+Cl(g) K+(g) + Cl(g) E = + 69 kJ • Pozitivní energieE reakce není energeticky přípustná (neproběhne samovolně). • Hybnou silou procesutudíž musí být tvorba krystalické tuhé fáze: K+(g) + Cl(g)  KCl(s)

  7. Bornův-Haberův cyklus a mřížková energie • Celková energetická změna při vzniku krystalické fáze může být určena z Bornova-Haberova cyklu, který zahrnuje všechny postupné kroky při vzniku krystalu z prvků. Např. pro krystalický KCl najdeme: 1. Sublimace draslíku 2. Disociace chloru 3. Ionizace draslíku (Ei) 4. Vznik Cl- aniontu (Eea) 5. Vznik tuhého KCl Suma reakcí a energií • Celková energie434 kJ/mol potvrzuje že jde o energeticky výhodný proces. • Energie 5. kroku je (záporná) mřížková energie. • Mřížková energie: energie potřebná k rozrušení iontové vazby a sublimaci iontů (je vždy kladná). Př.:Určete mřížkovou energii BaCl2je-li sublimační entalpie Ba 150.9 kJ/mol, jeho 1. a 2. ionizační energie 502, resp. 966 kJ/mol. Slučovací entalpie BaCl2(s) z prvků je 806.06 kJ/mol.

  8. o o o o o o DHoverall = DH1 + DH2 + DH3 + DH4 + DH5 Bornův-Haberův cyklus pro určení mřížkové energie

  9. Kovalentní vazba • Odpudivé síly mezi elektrony mohou být překonány přitažlivými silami elektronů a dvou atomových jader. • Stabilní vazba vznikne v uspořádání s nejnižší energií (nižší než odpovídá dvěma separovaným atomům). • Pevnost kovalentní vazby: • Porušení vazby zvýší celkovou energii systému, k tomuto účelu tedy musí být energie dodána zvenčí. H - H (g)  2H(g) DH = 432 kJ • Látky s iontovou vs. kovalentní vazbou • Iontové látky mají vysoký bod tání a varu a za běžných podmínek bývají krystalické; • Sloučeniny s kovalentní vazbou mají obvykle nižší bod tání a varuprotože přitažlivé síly mezi molekulami jsou relativně slabé.

  10. Možnosti vzniku kovalentní vazby • Oktet může být zaplněn sdílenými elektrony každého atomu nebo jeden z atomů může poskytnout oba vazebné elektrony. Př.: H+ + NH3 koordinačně-kovalentní vazba • Pokud atomy tvořící vazbu nemají k dispozici dostatek elektronů, může vzniknout násobná vazba. • O=O • NN • Násobné vazby jsou kratší a silnější než vazby jednoduché.

  11. Lewisovy struktury víceatomových molekul • Procedura u komplikovanějších molekul: • Určit celkový počet valenčních elektronů každého atomu. • Shromáždit atomy kolem centrálního atomu (tj. atomu s nejnižší elektronegativitou). • Naplnit oktet u atomů vázaných na centrální atom. • Naplnit oktet u centrálního atomu přiřazením zbylých elektronů do nevazebných elektronových párů, případně doplnit násobné vazby.

  12. F N F F Lewisova struktura – příklady (NF3) 1. N je méně elektronegativní než F, tedy N bude centrální atom 2.Spočítat valenční elektrony: N - 5 (2s22p3) a F - 7 (2s22p5) 5 + (3 x 7) = 26 valenčních elektronů 3.Nakreslit jednoduchou vazbu mezi atomy N a F a doplnit na nich oktet 4.Kontrola, zda je počet e-v této struktuře roven počtu valenčních e- : 3 jednoduché vazby (3x2) + 10 volných párů (10x2) = 26 elektronů

  13. O C O O Lewisova struktura – příklady (CO32-) 1. C je méně elektronegativní než O, tedy C bude centrální atom 2. Spočítat valenční elektrony: C - 4 (2s22p2) a O - 6 (2s22p4), náboj -2 4 + (3 x 6) + 2 = 24 valenčních elektronů 3. Nakreslit jednoduchou vazbu mezi atomyC a Oa doplnit na nich oktet 4.Kontrola, zda je počet e- v této struktuře roven počtu valenčních e- : 3 jednoduché vazby (3x2) + 10 volných párů (10x2) = 26 elektronů

  14. O C O 8 volných párů (8x2) = 16 O Lewisova struktura – příklady (CO32-) 1. C je méně elektronegativní než O, tedy C bude centrální atom 2. Spočítat valenční elektrony: C - 4 (2s22p2) a O - 6 (2s22p4), náboj -2 4 + (3 x 6) + 2 = 24 valenčních elektronů 3. Nakreslit jednoduchou vazbu mezi atomyC a Oa doplnit na nich oktet 4.Kontrola, zda je počet e- v této struktuře roven počtu valenčních e- : 3 jednoduché vazby (3x2) + 10 volných párů (10x2) = 26 elektronů 5. Příliš mnoho elektronů: doplnit násobnou vazbu a znovu zkontrolovat počet e- 2 jednoduché vazby (2x2) = 4 1 dvojná vazby = 4 celkem = 24

  15. Struktura a formální náboje • Formální náboj (atomu) je hypotetický náboj za předpokladu rovnoměrného sdílení elektronů v chemické vazbě. Volné elektronové páry patří k příslušnému atomu. • Znalost formálních nábojů umožňuje odhadnout pravděpodobnou strukturu a umístění násobných vazeb: • Formální náboje by měly být co nejbližší nule. • Případné záporné formální nábojeby měly být u atomů s nejvyšší a kladné u atomů s nejnižší elektronegativitou.

  16. H H C O H C O H formální náboj atomu v Lewisově sktruktuře počet valenčních elektronů ve volném atomu počet nevazebných elektronů 1 - - = 2 Lewisova struktura – příklady (formaldehyd) Dvě možné skeletové struktury formaldehydu (CH2O). Rozlišení provedeme pomocí formálního náboje jednotlivých atomů: ( počet vazebných elektronů )

  17. H C O H C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- formální náboj atomu v Lewisově sktruktuře počet valenčních elektronů ve volném atomu počet nevazebných elektronů 1 - - = 2 jednoduché v. (2x2) = 4 2 1 dvojná v. = 4 2 volné páry (2x2) = 4 celkem = 12 Lewisova struktura – příklady (formaldehyd) -1 +1 ( ) počet vazebných elektronů formální nábojna C = 4 - 2- ½ x 6 = -1 formální nábojna O = 6 - 2- ½ x 6 = +1

  18. C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- formální náboj atomu v Lewisově sktruktuře počet valenčních elektronů ve volném atomu počet nevazebných elektronů 1 - - = 2 jednoduché v. (2x2) = 4 2 1 dvojná v. = 4 2 volné páry (2x2) = 4 celkem = 12 Lewisova struktura – příklady (formaldehyd) 0 0 H C O H ( ) počet vazebných elektronů formální nábojna C = 4 - 0- ½ x 8 = 0 formální nábojna O = 6 - 4- ½ x 4 = 0

  19. Strukturní rezonance • V některých případech lze nakreslit více vyhovujících (ekvivalentních) struktur. • Př.: SO2: O=S-O aO-S=O. • Obě struktury jsou stejně pravděpodobné. • Skutečná struktura molekuly je rezonančním hybridem těchto ekvivalentních struktur. • Experimenty ukazují že v karbonátovém iontu jsou ve skutečnosti všechny vazby C-O stejné a mají hybridní charakter, odpovídající struktuře D:

  20. H H C H H C H H C C C C C C C C H H C H H C H H Rezonanční struktura benzenu

  21. Výjimky z oktetového pravidla • Ačkoli mnoho molekul splňuje oktetové pravidlo, existují výjimky kdy centrální atom má jiný počet elektronů než 8. • Je-li centrální atom nekov ze třetí nebo vyšší periody, může být kolem shromážděno až 12 elektronů. • Tyto prvky mají nezaplněnou podslupku “d”, kterou mohou využít k vazbě.

  22. Be – 2e- N – 5e- S – 6e- 2H – 2x1e- N O H Be H 6F – 42e- O – 6e- 4e- 48e- 11e- F 6 jednoduchých v. (6x2) = 12 F F celkem = 48 S 18 volných párů (18x2) = 36 F F F Výjimky z oktetového pravidla - příklady NO BeH2 SF6

  23. Disociační energie vazby • Disociační energie chemické vazby, D – energie potřebná k rozrušení jednoho molu příslušných vazeb v izolovaných molekulách v plynné fázi. • Disociační energie vazby je vždy kladná (k rozrušení vazby je nutné energii dodat). • Z vazebných energií lze odhadnout energetické změny neznámých reakcí vhodnou kombinací dílčích dějů a jim odpovídajících energetických změn (Hessův zákon).

  24. Použití disociačních energií vazeb • Př.: Odhadněte slučovací teplo H2O(g) z vazebných energií: H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) = ? Hodnoty vazebných energií z tabulek:   H – H (g)  2H(g) H1 = 432 kJ  ½ O=O (g) O(g) H2 = 494/2 = 247 kJ 2H(g) + O(g)  H – O – H (g)2 H3 = 2*459 kJ   H2(g) + ½ O2(g)  H2O(g) H = 239 kJ experimentální hodnotaH = 241.8 kJ

  25. Použití disociačních energií vazeb • Mezi dílčí procesy je často nezbytné zařadit fázovou změnu protože některé reaktanty nebo produkty nejsou plynné fázi. • Př.: Vypočítejte slučovací entalpii CCl4(l). C(s) + 2Cl2(g)  CCl4(l) = ? • Dílčí reakce a jim odpovídající energie:

  26. Hodnoty disociačních energií vazeb

More Related