› = interakce, která k sobě navzájem poutá sloučené atomy prvků v molekule (nebo ionty v krystalu) prostřednictvím valenčních elektronů, vzniká a zaniká při chem. reakcích

› Obecně platí:

o Chemické vazby vznikají a zanikají při chemických reakcích

o Při tvorbě chemických vazeb se uvolňuje vazebná energie

o Při rozštěpení chemické vazby je nutno dodat disociační energii – čím je vyšší, tím je vazba pevnější

o Tyto E mají stejnou velikost, liší se pouze znaménkem, udávají se v kJ ∙ mol^-1,

› podmínky vzniku chemické vazby:

- dostatečné přiblížení atomů s vhodnou energií a správnou orientací na vzdálenost interakce

- překrytí atomových obalů a vznik molekulových obalů

- přítomnost volných valenčních elektronů (nemají ve svém orbitalu druhý elektron s opačným spinem)

› VAZEBNÁ ENERGIE = energie, která se uvolní při vzniku chemické vazby (v grafu je to největší propad), má vždy zápornou hodnotu, čím je zápornější, tím je vazba pevnější

› DISOCIAČNÍ ENERGIE = množství energie potřebné k rozbití (rozštěpení) chemické vazby, je to opak vazebné energie, má vždy kladnou hodnotu, čím kladnější, tím je vazba pevnější, stejně velká jako energie vazebná (má obrácenou hodnotu)

[kJ/mol]

› DÉLKA VAZBY = vzdálenost jader atomů vázaných v molekule

› VAZNOST = počet kovalentních vazeb ,,vycházejících“ z atomu prvku ve sloučenině neboli počet vazebných elektronových párů, které atom sdílí s jinými atomy

› elektronegativita = schopnost atomu přitahovat val. el. atomu jiného prvku

› VAZBA VZNIKÁ VE CHVÍLI, KDY SE STEJNÉ NÁBOJE ODPUZUJÍ STEJNOU SILOU, JAKO SE OPAČNÉ NÁBOJE PŘITAHUJÍ

› VAZEBNÝ ÚHEL:

- úhel mezi 2 vazbami

- ovlivňují jej elektronegativita a nevazebné el. páry

- elektronové vazebné páry (i elektrony tvořící tento pár) se navzájem odpuzují, proto jsou vazebné úhly vždy co největší

TYPY CHEM. VAZEB:

1. TVOŘENÁ ELEKTRONY:

› KOVALENTNÍ

⸗ dle rozdílu elektronegativity – nepolární/polární

⸗ dle rozložení el. hustoty vazby – sigma/pí

⸗ dle násobnosti – jednoduchá/násobná (dvojná, trojná)

⸗ dle vzniku vazebného el. páru – kovalentní/koordinačně kovalentní (donor-akceptorová)

› IONTOVÁ

› KOVOVÁ

2. NENÍ TVOŘENÁ ELEKTRONY = SLABÉ VAZEBNÉ INTERAKCE

› vodíkové můstky

› Van der Waalsovy síly

KOVALENTNÍ VAZBA:

› vzniká při vhodném překrytí orbitalů

› založená na společném sdílení dvojice elektronů oběma atomy (vazebných el. párů)

› oba atomy jsou společné oběma atomům a podle Pauliho principu mají opačný spin

› každý z atomů spojených kovalentní vazbou dosáhne stabilní el. konfigurace nejbližšího vzácného plynu

› OKTETOVÉ PRAVIDLO:
= říká, že prvky hlavní skupiny z druhé periody chemické periodické tabulky mají tendenci se vázat takovým způsobem, že každý atom má pak ve své vnější energetické vrstvě (val. obalu) osm elektronů, což mu dává stejnou elektronovou konfiguraci jako nejbližšímu vzácnému plynu

› MOLEKULOVÉ ORBITALY – přiblížením dvou atomů dochází k průniku jejich atomových orbitalů, vznikají dva molekulové orbitaly

o Z nichž jeden (vazebný) má E nižší

o (protivazebný) má E vyšší

o Podle tvaru rozlišujeme robitaly sigma a pí

› JEDNODUCHÁ – každý atom poskytne do vazby 1 val. el., je tvořena vazbou sigma

› NÁSOBNÁ

- dvojná – každý atom poskytne 2 val. el., z 1 vazby sigma a 1 vazby pí

- trojná – každý atom poskytne 3 val. el. (spol. budou sdílet 6 val. el.), z 1 vazby sigma a 2 vazeb pí

› SIGMA:

- největší EL. HUSTOTA (pravděpodobnost výskytu vaz. el.) NA SPOJNICI JADER obou vázaných atomů

- tvoří jednoduchou vazbu

- vzniká překrytím 2 orbitalů na spojnici jader

› PÍ:

-

disociační energie:
- jednoduchá – 347 kJ/mol
- dvojná – 598 kJ/mol
- trojná – 820 kJ/mol

NEJVĚTŠÍ EL. HUSTOTA JE MIMO (nad a pod nebo před a za) spojnici jader obou vázaných atomů

- vzniká až po vzniku vazby sigma

- podílí se na vzniku násobných vazeb

⸗ dvojná – z 1 vazby sigma a 1 vazby pí

⸗ trojná – z 1 vazby sigma a 2 vazeb pí

- vzniká po bočním překryvu orbitalů p/d

- ČÍM JE VAZBA NÁSOBNĚJŠÍ, TÍM JE TAKÉ KRATŠÍ A PEVNĚJŠÍ à přítomnost pí orbitalů vazbu zkracuje a zpevňuje

› POLARITA KOVALENTNÍ VAZBY

o ELEKTRONEGATIVITA

- Schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony (el. účastnící se vazby). Elketronegativnější atom ve vazbě k sobě poutá elektronový pár silnější než druhý elektropozitivnější atom

o POLÁRNÍ:

- vzniká u atomů, které se mezi sebou vzájemně liší elektronegativitami

- vaz. el. se přesouvají k elektronegativnějšímu atomu a vznikají částečné náboje na obou vázaných atomech (delta +/-), vznikají dipóly

- rozdíl X od 0,4 do 1,7

- polarita/nepolarita ovlivňuje chem. i fyzikální vlastnosti (v tavenině vedou el. proud)

o NEPOLÁRNÍ:

- rozdíl X od 0 do 0,4

- nevedou el. proud

- např.: dvouatomové molekuly téhož prvku

› KOORDINAČNĚ – KOVALENTNÍ:

- zvláštní druh kovalentní vazby

- má stejné vlastnosti jako vazba kovalentní, liší se pouze způsobem vzniku

- vzniká mezi atomem s volným el. párem a atomem s volným orbitalem

- DONOR = poskytuje celý el. pár

- AKCEPTOR = přijímá celý el. pár

- vznik komplexních (koordinačních) sloučenin (= slouč. složené z částic, v nichž jsou na centrální atom vázány ligandy koor. - kov. vazbou; ligand = donor, centrální atom = akceptor, má více vazeb než kolik má val. el, užívá d-orbitaly pro umístění el. párů), koordin. číslo = počet navázaných ligandů, tvorba těchto sloučenin je charakteristická pro přechodné kovy

- př.: vznik amonného iontu poskytuje dusík v amoniaku volný elektronový pár a vodíkový kation:

IONTOVÁ VAZBA:

› extrémní případ polární kovalentní vazby

› dojde k úplnému přetažení val. el. jednoho atomu do el. obalu druhého atomu

› vznikají el. nabité částice = ionty

› rozdíl X je větší než 1,7 – dáno dohodou (čím je větší, tím je vazba pevnější – uplatňují se zde elektrostatické síly, ne chemické)

› je velmi pevná

› vlastnosti sloučenin:

- tyto látky jsou dobře rozpustné ve vodě, v nepolárních rozpouštědlech NE

- v tavenině/roztoku vedou el. proud, pohybují se v el. poli

- pevné, ale křehké

- ionty vytvářejí pravidelnou prostorovou mřížku

KOVOVÁ VAZBA:

› vzniká mezi atomy téhož kovu

› téměř vždy forma krystalické mřížky (plošně/prostorově centrované)

› vzniká mezi atomy kovů v pevném skupenství

› je způsobena elektrostatickou přitažlivostí kationtů kovů a volně se pohybujících val. el.

› atomy kovů sdílejí své val. el. „každý s každým“, netvoří se konkrétní vazby mezi jednotlivými atomy = val. el. jsou DELOKALIZOVÁNY

› kationty kovu jsou rozmístěny do uzlových bodů krystalické mřížky a val. el. se mezi nimi volně pohybují ve formě tzv.: el. plynu

› atomy kovu:

- mají malý počet val. el. (nedostatek pro vytvoření kovalentní vazby v pevném skupenství)

- mají nízkou elektronegativitu

- prvek je kovem, jestliže počet el. jeho nejvyšší zaplňované vrstvy je menší nebo roven číslu periody, v níž se nachází

› látky s kovovou vazbou:

- za běžných podmínek pevné látky

- kovový lesk

- vedou el. proud (díky volnému pohybu el. mezi atomy) a teplo

- jsou kujné (změna tvaru pomocí kování – dochází k posunu vrstev krystalické mřížky díky delokalizaci vazebných el., „klouzání“ vrstev mohou zabraňovat atomy jiného kovu ve slitině) a tažné

- vytváří slitiny

SLABÉ VAZEBNÉ INTERAKCE:

› síly působící mezi molekulami, jsou podstatně slabší než chemické vazby

› ovlivňují fyzikální vlastnosti látek (bod varu/tání)

› VAN DER WAALSOVY SÍLY:

-
vznik na základě vzájemného působení molekulových dipólů, jejichž + a – póly se přitahují a stejně nabité póly se odpuzují

- Columbické síly

o Povaha je čistě elektrostatická

o Působí u molekul s permanentními dipóly

o V důsledku odpuzování stejně nabitých částí dipólů a přitahování částí s náboji opačnými dochází k uspořádání soustavy.

o Tento děj je spojen s poklesem energie systému, a tím i se vzrůstem jeho stability → dynamická rovnováha

o Kapaliny – molekuly se mohou volně pohybovat, toto uspořádání je vlivem tepelného pohybu částic narušováno, vždy se však uspořádání obnovuje

o
Pevné látky – v krystalech pevných látek, je vzniklá struktura zachována

- Indukční síly

o elektrostatické síly, které vznikají působením trvalého (permanentního) dipólu molekuly na jinou, nejčastěji nepolární molekulu. Tím dochází k deformaci elektronového obalu této molekuly a tím ke vzniku indukovaného dipólového momentu

o
Dipólový moment je roven součtu původního a indukovaného dipólového momentu

- Disperzní síly

o Disperzní síly jsou elektrostatické síly, které vznikají nejčastěji mezi nepolárními molekulami. Jsou typem mezimolekulárních sil působících mezi molekulami, které mají elektrony symetricky rozloženy mezi atomy.

› VODÍKOVÉ MŮSTKY:

- vazby mezi molekulami sloučenin, které obsahují H a prvek s vysokou hodnotou X (F/O/N)

- v DNA, bílkovinách, vodě

- způsobuje, že voda je kapalinou, i když jiné látky s podobnou strukturou a molekulovou hmotností jsou plyny

› SMĚROVOST VAZEB

o Směrové – kovalentní, vodíkové

o Nesměrové – kovové, iontové a Van der Waalsovy

› TEORIE HYBRIDIZACE

o umožňuje popsat na základě tvaru hybridních (Hybridizace orbitalů je jev energetického sjednocení energeticky různých orbitalů daného atomu)orbitalů tvar dané molekuly

o záleží kolik vazeb vychází z atomu centrálního prvku a kolik tento atom obsahuje nespárovaných valenčních elektronů

o Podle tohoto součtu se jedná o hybridizační typ a tvar molekuly dle následující tabulky:

Hybridizační stav	Součet vazeb a nespárovaných valenčních elektronů	Tvar molekuly	Příklad sloučeniny
sp	2	přímka	chlorid berylnatý BeCl₂
sp²	3	rovnostranný trojúhelník	chlorid hlinitý AlCl₃
sp3	4	čtyřstěn (tetraedr)	methan CH₄
sp³d	5	trojboký dvojjehlan	chlorid fosforečný PCl₅
sp³d²	6	osmistěn (oktaedr)	fluorid sírový SF₆

› VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)

o teorie odpuzování elektronových párů ve valenční vrstvě

o určen pro kovalentní sloučeniny nepřechodných prvků

o odpuzování nevazebných párů je silnější než odpuzování vazebných párů, což ovlivňuje geometrické uspořádání molekul. Například u centrálního atomu obklopeného pěti elektronovými páry má molekula tvar trigonální bipyramidy, kde nevazebné páry preferují ekvatoriální pozice kvůli menšímu odpuzování.

o V případě molekuly vody, která má čtyři elektronové páry (dva vazebné, dva nevazebné), se úhel HOH zmenšuje na 104,5° oproti ideálnímu tetraedrickému úhlu 109,5° díky silnější repulzi nevazebných párů.

o Dále existují dvě pravidla:

1. Bentovo pravidlo: Vazebné páry s elektropozitivnějšími ligandy odpuzují více. Například v PClF4 preferuje Cl ekvatoriální pozici.

2. Vazba vyššího řádu odpuzuje silněji než vazba nižšího řádu, což vysvětluje větší úhel O=C-Cl (124,1°) ve fosgenu oproti Cl-C-Cl (111,8°).

ELEKTRONOVÁ SPEKTRA - Elektrony, které jsou sdíleny mezi jednotlivými atomy molekuly, se mohou nacházet nejen v základním, ale také v excitovaném stavu. Při přechodu mezi jednotlivými stavy takových elektronů získáváme elektronové spektrum. Energetické hladiny, které obsazují takové elektrony jsou od sebe mnohem více vzdáleny než např. rotační nebo vibrační energetické hladiny. Při přechodech mezi elektronovými hladinami molekuly dochází k vyzařování ve viditelné nebo ultrafialové části spektra. Každá taková spektrální čára se přitom jeví jako série velmi těsně přiléhajících čar, tzv. pás (spektrum je tedy pásové), který vzniká jako důsledek existence rotačních a vibračních stavů v každém elektronovém stavu.

‐ Elektronová spektra jsou pozorována u všech molekul.

‐ Franckův-Condonův princip - vibrační a rotační pohyby atomů v molekule můžeme při elektronových přechodech zanedbat.

‐ Návrat molekuly z excitovaného stavu může probíhat různými způsoby. Může např. dojít k vyzáření fotonu o odpovídající energii, čímž elektron přejde přímo do svého základního stavu. Molekula v excitovaném stavu však může ztratit část své vibrační energie (např. srážkami s jinými molekulami), takže excitovaný elektron se nachází na nižší vibrační hladině. Při přechodu pak dojde k vyzáření fotonu s nižší frekvencí než byla frekvence původně absorbovaného fotonu. Tento jev se označuje jako fluorescence.

VIBRAČNÍ SPEKTRA - Kmitání jednotlivých atomů molekuly je svázáno s vibračními energetickými hladinami. Při přechodech mezi vibračními stavy vzniká vibrační spektrum.

‐ Příčinou těchto energetických hladin jsou vibrace atomů uvnitř molekuly.

‐ Přechody mezi jednotlivými vibračními stavy jsou provázeny pohlcením nebo vyzářením fotonu, podobně jako při přechodu elektronu mezi jednotlivými energetickými hladinami v elektronovém obalu atomu. Mezi jednotlivými vibračními hladinami jsou relativně malé vzdálenosti (∼0,1 eV), tedy i vzdálenosti mezi jednotlivými vibračními spektrálními čárami jsou malé. Vlnové délky se obvykle pohybují v infračervené oblasti spektra v intervalech od 10000 Å do 0,1 mm. Vzdálenosti mezi jednotlivými vibračními hladinami jsou o něco větší než vzdálenosti mezi rotačními energetickými hladinami.

ROTAČNÍ SPEKTRA - S rotací molekul jsou spojovány rotační energetické hladiny. Spektrum vznikající při přechodech mezi rotačními energetickými hladinami se označuje jako rotační.

‐ Příčinou těchto energetických hladin je rotace molekuly jako celku. Moment hybnosti je (v kvantovém světě) omezen pouze na diskrétní hodnoty, a poněvadž molekula je chápána jako kvantový objekt, bude také její rotace kvantována.

‐ Přechody mezi jednotlivými rotačními stavy jsou provázeny pohlcením nebo vyzářením fotonu, podobně jako při přechodu elektronu mezi jednotlivými energetickými hladinami v elektronovém obalu atomu. Mezi jednotlivými rotačními hladinami jsou relativně malé vzdálenosti (∼1 meV), tedy i vzdálenosti mezi jednotlivými rotačními spektrálními čárami jsou malé. Vlnové délky se obvykle pohybují v mikrovlnné oblasti v intervalech od 0,1 mm do 1 cm. Vzdálenosti mezi jednotlivými rotačními hladinami jsou o něco menší než vzdálenosti mezi vibračními energetickými hladinami.

VIBRAČNĚ ROTAČNÍ SPEKTRA - U plynů je obvykle pozorováno rozštěpení vibračních čar, které vzniká v důsledku rotace molekul. Taková spektra se pak označují jako vibračně rotační spektra. Vibračně rotační spektrum představuje hustou soustavu spektrálních čar, které vznikají při přechodu mezi různými rotačními stavy jedné vibrační hladiny a rotačními stavy jiné vibrační hladiny. Pokud má spektroskop, kterým je spektrum získáno, malou rozlišovací schopnost, získáme místo spektrálních čar široké pruhy, které se označují jako vibračně rotační pásy.

Note