Z MojeChemie
Verze z 14. 2. 2011, 20:43, kterou vytvořila Katka (diskuse | příspěvky) (Založena nová stránka: = Chemická vazba a vlastnosti látek = == charakteristika a typy chemické vazby == Základními stavebními jednotkami většiny látek jsou '''molekuly'''. To jsou n...)
(rozdíl) ← Starší verze | zobrazit aktuální verzi (rozdíl) | Novější verze → (rozdíl)
Přejít na: navigace, hledání

Chemická vazba a vlastnosti látek

charakteristika a typy chemické vazby

Základními stavebními jednotkami většiny látek jsou molekuly. To jsou nejmenší částice látky, které si zachovávají její chemické vlastnosti. Moderní chemie na molekulu pohlíží jako na vícejadernou částici, ve které jsou jádra dohromady spojena chemickou vazbou, která může být narušena pouze chemickou reakcí.
Molekuly můžeme různě rozlišovat:
Homonukleární jsou takové, které tvoří stejné atomy (H2, N2 atd.)
Heteronukleární jsou takové, které tvoří odlišné atomy (H2O, NH3 atd.)
Makromolekuly obsahují mnoho jednotek (molekul) pospojovaných dohromady. Příkladem jsou polymery.
Krystaly obsahují velký a proměnlivý počet částic. Ne jejich struktuře se mohou podílet různé typy vazeb.
Molekulové ionty jsou nabyté částice, většinou rozpuštěné ve vodě (NH4+ ).
Radikály se vyznačují zvýšenou reaktivitou. Obsahují jeden nebo více nepárových elektronů. (biradikál kyslíku, radikál NO atd.)
Za standardních podmínek jsou pouze vzácné plyny tvořené volnými atomy. Všechny ostatní prvky jsou nějak propojeny do složitějších celků (Cl2, S8, krystalové mřížky, kovové mřížky). Síly, které drží tyto celky pohromadě, se nazývají chemické vazby. Rozlišujeme vazbu kovalentní, iontovou a polární. Tyto 3 vazby jsou navzájem poměrně odlišné, proto si je popíšeme zvláště.

Vznik chemické vazby

Vznik vazby je podmíněn přibližováním se dvou atomů k sobě. K tomuto přibližování dochází pomocí vzájemných přitažlivých sil. Potencionální energie vazby (tedy nově vznikajícího systému) bude klesat, čímž se systém stane stabilnějším. Při přibližování se atomy zastaví v bodě, kdy se jejich elektronové obaly začnou prolínat. Potencionální energie v tomto bodě dosáhne svého minima a tedy systém má v tomto bodě největší stabilitu. Vzdálenost mezi jádry dvou vazebných atomů se označuje l a říká se jí délka chemické vazby. Délka této vazby závisí na řadě faktorů. Na typu vazby, na reagujících atomech a jejich vlastnostech…
Pokud by přibližování atomů pokračovalo, začali by na sebe působit atomy odpudivými silami (respektive by se projevovali mezi elektrony obou atomů), čímž by radikálně vzrostla energie atomů.
Neustále se zde opakuje termín energie chemické vazby ale co to vlastně je? Je to tedy energie, která se při vzniku dané vazby uvolní. Je tedy jasné, že na uvolnění atomů z vazby bychom museli dodat stejnou hodnotu energie. V tomto případě by se ale označovala jako disociační energie. Její hodnota je stejná jako energie vazby, ale v zápisu má opačné znaménko.

Kovalentní vazba

Na vzniku vazby kovalentní se podílí od každého atomu jeden, dva a nebo tři elektrony a podle toho rozlišujeme vazbu jednoduchou, dvojnou a trojnou. Důležité je, že si elektrony, zapojené do tvorby vazby zachovávají opačný spin, než elektron druhého vazebného atomu.
Jednoduchá neboli σ-vazba je charakteristická tím, že má největší elektronovou hustotu v rovině se spojnicemi jader obou atomů. Tato spojnice se poté stává osou vazby.
Naproti tomu u násobných neboli π-vazeb dochází k symetrickému rozložení hustoty elektronů mimo spojnici obou jader. Tato odlišnost od σ vazeb je dána vzájemnou polohou překrývajících se valenčních orbitalů. Důvod pro výskyt elektronů mimo spojnici vazeb je prostý. Na násobných vazbách se podílí jen p /nebo d orbitaly. Jejich tvar zaručuje, že se valenční elektrony potkají vždy mimo spojnici, než na ní. S tím souvisí hybridizace orbitalů.

Polární vazba

Popis kovalentní vazby v předchozí kapitolce je obrazem ideální reakce, za vzniku ideální vazby. V běžném chemickém životě k tomuto dochází pouze za předpokladu, že spolu reagují 2 atomy stejného prvku, tedy 2 prvky s naprosto shodnou elektronegativitou (X). V případě, že spolu reagují 2 odlišné atomy, s odlišnou X, dochází k posunu vazebných elektronů k jednomu z vazebných atomů. Zpravidla se elektrony posunují k tomu elektronegativnějšímu prvku. Tímto dochází k vzniku parciálních nábojů na obou atomech. Ty se na atomech označují δ+ δ-. Tato polarita by sváděla nazvat tyto vazby polární.
To ale není tak přesné označení. Ve skutečnosti byla uzavřena dohoda, že se prvky, jejichž rozdíl elektronegativity bude od 0 do 0,4 se budou nazývat polární vazby. Vazby s rozdílem X věším než 1,7 se nazývají iontové.
Iontové vazby jsou extrémním příkladem polárních vazeb. Při nich totiž nedochází jen posunu elektronů blíže prvku s větší X, při nich dochází k pohlcování vazebného elektronu prvku s nižší X tím s vyšší X. Důsledkem vzniku iontové vazby mezi 2 atomy (nejčastěji a nejsnadněji tato reakce běží mezi alkalickými kovy a halogeny) je vznik elektricky nabytých částic, tzv. iontů. (př. iontová sůl)

Kovová vazba

Kovy tvoří 80% všech známých prvků. Z jejich elektronové konfigurace vyplívá, že mají v poslední vrstvě poměrně malý počet elektronů (vazebné elektrony jsou u d prvků v předposlední řadě) a zároveň mají nízkou X. Tato fakta zapříčiňují speciální vazby, které jsou pro kovy charakteristické.
Všechny specifické vlastnosti kovů jsou způsobeny právě zvláštním typem vazeb mezi jednotlivými atomy. Na utváření vazeb v kovech je řada teorií. Jedna z nich uvažuje o jádrech atomů kovů jako o kationtech ve vrcholech krystalové mřížky. Jejich valenční elektrony se zatím volně pohybují mezi nimi ve formě elektronového plynu. Tyto vazebné elektrony jsou společné všem atomům tvořícím mřížku. Lze tedy kovovou vazbu označit jako delokalizovanou.
Právě na základě tohoto faktu lze vysvětlit základní vlastnost kovů, tedy vodivost. Elektrický proud vlastně jen usměrněný pohyb elektronů, a tudíž v prostředí s tolika volnými elektrony dochází k dalšímu vedení proudu, tedy k jejich usměrnění. Při zpracovávání kovů kováním dochází k posunu jednotlivých vrstev krystalové mřížky. Tento posun je umožněn právě delokalizovanými elektrony, které se pouze přemístí.

Vazby v koordinačních sloučeninách (koordinačně kovalentní vazba)

Pro tento typ vazby neplatí, že by musel každý z účastníků poskytnout alespoň jeden elektron. U koordinačně kovalentní vazby poskytuje jeden z reagujících atomů volný elektronový pár. Druhá částice se ale jen „neveze“, na vazbě se podílí druhou podmínkou vzniku: musí mít prázdný, neboli vakantní orbital. Charakteristická je tato vazba pro všechny komplexy, ale také třeba pro tvorbu amoniového kationtu reakcí amoniaku s protonem.
Komplexní sloučeniny jsou složeny z částic obsahujících centrální atom nebo iont, na který jsou koordinačními vazbami vázány atomy, popřípadě atomové skupiny, které se označují jako ligandy. Centrální atom je akceptorem elektronových párů (Lewisova kyselina), zatímco ligandy jsou jejich donorem (Lewisova báze). Vznik komplexu je možné vysvětlit jako reakci lewisovské kyseliny a báze. Pro komplexní sloučeniny je charakteristické, že počet ligandů převyšuje oxidační číslo centrálního atomu.
Jako centrální atomy vystupují v komplexech většinou d-prvky, i když jsou známy i koordinační sloučeniny p- a s-prvků (např. Na3[AlF6], Li[BH4], [Be(OH)4]2-). Běžné komplexy obsahují pouze jeden centrální atom (jsou tzv. jednojaderné), ale existují i sloučeniny se dvěma nebo více centrálními atomy (dvoujaderné, polyjaderné).
Jako ligandy vystupují v komplexních částicích molekuly nebo ionty, které mohou do koordinačně kovalentní vazby poskytnout volný vazebný elektronový pár (= nevyužitou dvojici elektronů ve vazebném orbitalu). Elektronový pár je v ligandu obvykle lokalizován na nějakém elektronegativním atomu (nejčastěji jde o halogen, kyslík nebo dusík, ale mohou to být i jiné nekovy).
Komplexní sloučeniny se často dělí na základě koordinačního čísla, které je dáno celkovým počtem atomů vázaných na centrální atom. V komplexních sloučeninách se můžeme setkat s komplexními čísli 2 až 7, výjimečně i s vyššími. Nejběžnější jsou KČ 4 a 6.