MO4 Chemie

= soudržná síla mezi atomy v molekulách nebo krystalech; = spojení atomů prostřednictvím valenčních elektronů – sdílení elektronového páru; atomy téměř všech prvků (kromě vzácných plynů) se spojují do větších částic – molekul nebo krystalů; oktetové pravidlo - atomy se slučují prostřednictvím předávání nebo sdílení elektronů tak, aby dosáhly stabilní elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu

1. vznik chemické vazby musí být energeticky výhodný a vzniknou energeticky stabilnější produkty než látky výchozí; 2) původní atomové orbitaly (AO) nemají příliš rozdílnou E – účastní se pouze valenční elektrony; 3) účinný překryv (stejné symetrie k ose vazby); 4) vzniklý počet MO je roven původnímu počtu AO

Délka vazby, energie vazby, pevnost vazby, prostorové uspořádání

vzdálenost středů atomových jader v řádech pm (= 10-9 m); závislá na: velikosti atomu, rozdílu elektronegativit (polárnější → kratší vazba), násobnosti vazby (násobnější → kratší vazba – trojná je nejkratší); H-H 74 pm, H-F 92 pm, H-N 101 pm, C-N ... 147 pm, C=-N ... 116 pm

závisí na velikosti atomů, rozdílu elektronegativit, násobné vazbě → vyšší energie, délce vazby – kratší → vyšší E; vazebná energie = EV(-): energie, která se uvolní při vzniku vazby, vyšší uvolněná E → stabilnější vazba, klesá s rostoucí délkou vazby; disociační energie = Ed (+): energie – musí se dodat k rozštěpení vazby, liší se od Ev ve znaménku (-Ev = Ed)

hodnotí se podle energie nutní k jejímu rozštěpení

vazebný úhel

spojnice rámečků, překrytí orbitalů, elektronový strukturní vzorec

1. kovalentní (polární a nepolární → společní sdílení elektronového mraku); 2. iontová (jeden všechno sebere); 3. koordinačně kovalentní (jeden daruje elektrony druhému prvku); 4. kovová; 5. slabé vazebné interakce (vodíkové můstky, Van der Waalsovy síly)

sdílení elektronového páru oběma atomy; klasifikace: a) hustota vazebných elektronových párů (sigma a pí); b) násobnost vazeb (jednoduchá, dvojná, trojná); c) polarita (polární, nepolární, iontová)

vazba Ϭ (sigma): jen jednoduché vazby, největší hustota vazebného elektronového páru – na spojnici jader; vazba π (pí): dvojná vazba, největší hustota vaz. el. páru – mimo spojnici jader (nad i pod ní)

vaznost = číslo udávající, kolik kovalentních vazeb (vazeb el. páru) daný atom vytváří s jinými atomy: jednoduchá vazba Ϭ - 1 vazebný elektronový pár, delší a slabší než dvojná a trojná vazba; dvojná vazba Ϭ + π - 2 vazebné elektronové páry, kratší a pevnější než jednoduchá vazba; trojná vazba Ϭ + 2π - 3 vazebné elektronové páry, nejkratší a nejpevnější

elektronegativita, = schopnost atomu přitahovat vazebný elektronový pár, rozdílná, vyjádřena číselně v tabulkách: I. nepolární – do 0,4 (vzniká mezi dvěma stejnými atomy, Δx < 0,4, C-H x = 2,5 x = 2,1 -> Δx = 2,5 x 2,1 = 0,4); II. polární – do 1,7 (0,4 < Δx < 1,7, δ … parciální (částečný) náboj, H-C ... 0,39 ... na hraně nepolární a polární vazby → vazba slabě polární, téměř nepolární); III. iontová – nad 1,7

Δx > 1,7; vzniká mezi dvěma různými atomy; oxido - redukční děj (výměna elektronů); sdílení elektrony jsou vtaženy do valenční vrstvy atomu s vyšší X → vznikají tak ionty; atomy jsou k sobě vázány elektrostatickými silami; kationty – snadno vznikají z atomů s malou ionizační E a malým počtem valenčních elektronů (K2+, Ca2+, Al3+); anionty – snadno vznikají z atomů s velkou el. afinitou a velkým počtem valenčních elektronů (Cl-, O2-)

celý vazeb. el. pár poskytuje pouze 1 atom; donor (dárce) = atom poskytující celý vazeb. el. pár; akceptor (příjemce) = atom přijímající vazeb. el. pár, má prázdný orbital = vakantní orbital; rozdíl mezi kovalentní a donor-akceptorovou vazbou je jen ve způsobu vzniku – vlastnosti mají stejné; k.k.v. je typická pro komplexní sloučeniny přechodných prvků (poskytují pro ni volné orbitaly d), pro elektronově deficitní prvky (B, Al) a molekuly s nevazebným el. párem (NH3); hranaté závorky → koordinačně kovalentní (komplexní) sloučeniny -> donor = ligand; akceptor = centrální atom

krystalická mřížka - kovy v pevném stavu (jejich jádra); atomy kovů – většinou obklopeny 8 či 12 sousedními atomy (těsně vedle sebe), tvoří pravidelné geometrické tvary (krychlová soustava – Li, Na, šesterečná soustava – Be, Mg); kationty - tvoří uzlové body krystalické mřížky - pevně v mřížce;; a) model elektronového plynu - všechny valenční elektrony jsou společné všem členům mřížky, delokalizované elektrony; b) pásový model - v atomech se vytváří energetické pásy, lokalizované společné elektrony, překrýváním velkého počtu energeticky stejných valenčních AO vznikají delokalizované MO (nepatrně se liší energií, velký počet MO) → vznikne pás hladin;---; tepelná a elektrická vodivost (způsobena pohyblivostí elektronů, uzlové body blíž → elektrony hůře prochází → slabší vodivost); kování nebo tváření (způsobeno delokalizací elektronů, jednotlivé vrstvy krystalické mřížky se po sobě volně posouvají, tažnost – vytáhneme do tenkého pásku); kujnost (ovlivněna vzdáleností uzlových bodů: uzlové body blíže → kov je tvrdší a křehčí / uzlové body dál → kov je měkčí → snadno se upravuje)

podstatně slabší než chemické vazby, jsou důsledkem okamžitých nerovnoměrností rozložení elektronů v molekule → přitažlivé elektrostatické síly, velikost polarity lze vyjádřit pomocí dipólového momentu vazby (μ), ovlivňují fyzikálně – chemické vlastnosti látek; a) Van der Waalsovy, Coulombické, indukční, disperzní, b) vodíková vazba (můstek)

Van der Waalsovy síly = důsledek okamžitých nerovnoměrností rozložení elektronů v molekule, velké polarity lze vyjádřit pomocí dipólového momentu vazby – μ; Coulombické síly = interakce dipól-dipól, dipól-iont způsobená polaritou molekul, elektrostatický jev - molekuly se k sobě natáčí vrcholky s opačnými náboji, jen se přiblíží; indukční síly = interakce dipól-indukovaný dipól, trvale polarizovaná molekula polarizuje ostatní polární i nepolární molekuly, přiblížení → polarizace → oddálení → původní stav; disperzní síly (Londonovské) = nejslabší, u neutrálních molekul, molekuly oscilují (kmitají) chaoticky → v určitých momentech (vykmitnutí) poruší neutrální stav molekuly → vznikne dipól

interakce mezi molekulami (intermolekulární) nebo i v rámci dvou částí jedné molekuly (intramolekulární); podstatně slabší (asi 10 - 15x) než iontová nebo kovalentní vazba; vazebný elektronový pár je posunut k elektronegativnějšímu prvku a atom vodíku může vytvořit slabou vazbu s volným elektronovým párem na atomu další molekuly; vznik vodíkové vazby je možný pouze u velmi elektronegativních prvků - jako jsou F, O a N; tvořena vodíkem a silně elektronegativním prvkem s volným elektronovým párem (H-F -> HF), (H-O -> H2O), (H-N -> AMK -> bílkoviny a NA); vodíkové můstky podmiňují: fyzikální vlastnosti látek – teplota varu a tání; vlastnost, že voda je kapalina – za podmínek, kdy jí podobné sloučeniny jsou plynné (H2S, H2Se); stálost prostorového uspořádání bílkovin a NK (DNA = dvoušroubovice, RNA = šroubovice); vodíkové vazby v chromatinu (chromozomová hmota), β skládaném listu, na rozdíl od alfa helixu se vodíkové vazby v beta skládaném listu vytvářejí mezi NH skupinami v řetězci a CO skupinami na sousedních vláknech, vlastnosti karboxylových kyselin, alkoholů a dalších organických sloučenin

reaktivitu látek značně ovlivňuje tvar molekuly (vzájemné rozmístění atomů a volných elektronových párů), 2 teorie: a) Teorie hybridizace (HAO), b) Teorie VSEPR

energetické sjednocení atomových orbitalů (AO); hybridizují se ty orbitaly, které poskytují své elektrony k vytvoření σ vazeb (jednoduchá vazba) - jsou rovnocenné; výchozí AO musí mít blízkou E; kolik je původních AO, tolik vznikne HAO; atomy často v excitovaném (vybuzeném) stavu – označené *; experimentálně doloženo;; Hybridizace ekvivalentní + Hybridizace neekvivalentní – po vytvoření vazeb zbývají ještě volné elektronové páry, ty mají vliv na tvar molekul

Valence-shell electron-pair repulsion (odpuzování); Tvar molekul a iontů je dán počtem elektronových párů kolem středového atomu (uspořádají se tak, aby elektrostatické odpuzování bylo co nejmenší, nevazebné páry se odpuzují více než vazebné); Π (pí) elektrony se nepočítají; A – centrální atom, B – počet vázaných atomů (sigma vazby), E – počet nevazebných elektronových párů