Chemická väzba - poznámky

Vznik chemickej väzby

• Dĺžka chemickej väzby a väzbová (disociačná) energia.

• Čím je väzbová energia väčšia, tým je väzba pevnejšia.

• Molekula má menšiu energiu ako atómy, z ktorých vznikla.

• Prekryv orbitálov pri vzniku trojitej väzby.

• Typy väzieb:

  • σ (sigma) - s-s, s-p, p-p.

  • π (pi) - slabšia ako sigma, p-p, p-d, d-d.

Polarita chemickej väzby

• Polarita závisí od sily, akou atómy priťahujú elektróny v chemickej väzbe.

• Elektronegativita (χ).

  • Čiastočný kladný náboj (kladný pól).

  • Čiastočný záporný náboj (záporný pól).

  • Príklad: HCl.

• Rozdiel elektronegativít a typy väzieb:

  • 0 - 0,4: kovalentná nepolárna.

    • Príklad: 2,1 - 2,1 = 0.

  • 0,4 - 1,7: kovalentná polárna.

    • Príklad: 3 - 2,1 = 0,9.

  • nad 1,7: iónová.

    • Príklad: 3 - 0,9 = 2,1.

• Nepolárne molekuly: N2, CH4, SF_6.

• Polárne molekuly: H2O, HF, NH3.

Iónová väzba

• Elektrostatické sily, ktoré pôsobia medzi katiónmi a aniónmi.

• Vzájomné obklopovanie sa katiónov a aniónov vedie k vzniku 3-rozmerných štruktúr - iónových kryštálov.

• Pravidelné usporiadanie iónov v kryštálovej štruktúre.

• Vysoká pevnosť, tvrdosť a veľmi vysoké teploty topenia.

• Dôležitá vlastnosť: rozpustnosť v polárnych rozpúšťadlách.

• Nevedú elektrický prúd v tuhom stave, ale ich roztoky a taveniny áno.

Kovová väzba

• Nemá smerový charakter.

Typy chemických väzieb

1. Podľa rozdielu elektronegativít:

   • Kovalentná polárna.

   • Kovalentná nepolárna.

2. Podľa počtu spoločných elektrónových párov:

   • Jednoduchá (najdlhšia).

   • Násobná (dvojitá, trojitá).

3. Kovová.

4. Podľa prekryvu väzbových orbitálov:

   • σ (sigma).

   • π (pi).

5. Slabé väzbové interakcie:

   • Vodíková väzba.

   • Van der Waalsove sily.

Kovalentná väzba

• Prekryv atómových orbitálov.

• Tvorená spoločným väzbovým elektrónovým párom.

Koordinačná (donor-akceptorová) kovalentná väzba

• Neväzbový elektrónový pár.

• Prázdny elektrónový orbitál.

• Väzbový elektrónový pár.

• Donor (darca).

• Akceptor (príjemca).

• Príklad: amónny katión (NH_4^+).

  • NH3 + H^+ \rightarrow NH4^+

Úloha vodíkových väzieb vo vode

• Vysoké teploty varu a tuhnutia.

• Voda je kvapalina pri bežných teplotách.

• Vysoká tepelná kapacita.

• Anomália vody.

• Povrchové napätie.

• Menšia hustota ľadu.

• Univerzálne rozpúšťadlo.

• Kapilarita v rastlinách - schopnosť vody stúpať proti gravitačnej sile.

Úloha vodíkových väzieb v DNA a bielkovinách

• Držia pohromade 2 špirály DNA (sú nimi spojené reťazce DNA).

• Prispievajú k štruktúre proteínov, ktorá je rozhodujúca pri ich funkcii.

• Enzým - substrát má možnosť sa naviazať na enzým.

Kovalentná väzba (vlastnosti)

• Spoločné elektrónové páry.

• Nenabité molekuly.

• Nevedú elektrický prúd.

Porovnanie iónovej, kovovej a kovalentnej väzby

• Kovalentná väzba: malý rozdiel elektronegativít.

• Kovová väzba: kombinácia atómov kovov.

  • Príťažlivé sily medzi voľne sa pohybujúcimi elektrónmi a katiónmi v kryštáloch.

  • Spoločne zdieľajú valenčné elektróny - elektrónový plyn.

  • Najdôležitejšie vlastnosti kovov: vysoká elektrická vodivosť, vysoká tepelná vodivosť, kujnosť a ťažnosť, vysoký lesk.

• Iónová väzba: vznik iónov, veľmi silná väzba, veľký rozdiel elektronegativít atómov.

Medzimolekulové sily

1. Van der Waalsove sily:

   • Najslabšie.

   • Elektrostatický charakter.

   • Ovplyvňujú skupenský stav - čím pevnejšie sily, tým vyššia teplota varu.

   • Vznikajú medzi molekulami vo všetkých skupenstvách.

   • Podstatné je vzájomné pôsobenie medzi čiastočnými nábojmi.

   • Ich energia je 100-krát menšia ako u kovalentných väzieb.

     • Pevnosť závisí od:

       • Veľkosti trvalého dipólu v molekule (čím sú molekuly polárnejšie, tým silnejšie sa priťahujú).

       • Veľkosti molekuly (čím sú molekuly väčšie, tým van der Waalsove sily sú väčšie).

2. Vodíkové väzby:

   • Vznikajú medzi atómom vodíka kovalentne viazaného na silne elektronegatívny atóm (fluór, kyslík, dusík) a atómom susednej molekuly s veľkým záporným čiastočným nábojom alebo voľným elektrónovým párom.

   • Ich prítomnosť zvyšuje teplotu varu.

   • Dôležité pre živé organizmy.

Reakcie (príklady)

1. Reakcia kyseliny chlorovodíkovej s hydroxidom draselným: vzniká chlorid draselný a voda.

   • HCl + KOH \rightarrow KCl + H_2O

2. Reakcia vodíka s dusíkom: vzniká amoniak.

   • 3H2 + N2 \rightarrow 2NH_3

   • Stechiometrické koeficienty.

3. Reakcia zinku s kyselinou chlorovodíkovou: vzniká chlorid zinočnatý a vodík.

   • Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl2 + H2

4. Reakcia sodíka s chlórom: vzniká chlorid sodný.

   • 2Na + Cl_2 \rightarrow 2NaCl

5. Reakcia sodíka s vodou: vzniká vodík a hydroxid sodný.

   • 2Na + 2H2O \rightarrow H2 + 2NaOH

6. Železo reaguje s chlórom: vzniká chlorid železitý.

   • 2Fe + 3Cl2 \rightarrow 2FeCl3

7. Hydroxid sodný reaguje so vzdušným oxidom uhličitým: vzniká uhličitan sodný a voda.

   • 2NaOH + CO2 \rightarrow Na2CO3 + H2O