Struktura llátek átek Chemické Chemick é vazby
Obsah • Stavba atomu • Základní částice mikrosvěta • Jádro • Elektronový obal
• Rozdělení prvků podle elektronové konfigurace • PTP a její zákonitosti • Chemická vazba • Interakce s vazebnými elektrony » » » »
Kovalentní (atomová) vazba Polarizovaná kovalentní vazba Iontová vazba Kovová vazba
• Slabší vazebné interakce » Vazba vodíkovým můstkem » Van der Waalsova vazba
Stavba atomu hmotnost elektronu = 1/1837 hmotnosti protonu → většina hmotnosti atomu je soustředěna do jeho jádra výsledný rozměr celého atomu je až 100 tisíckrát větší než je rozměr jádra velikost atomu lze zaznamenat pomocí maximálního zvětšení na transmisním elektronovém mikroskopu
Základní částice mikrosvěta Proton:
1 1
Neutron:
Elektron:
p
1 0
0 −1
Náboj Hmotnost
+1,602177.10-19C mp=1,67262.10-27kg – mp = 1836 me
Náboj Hmotnost
0C mn=1,67493.10-27kg – mn= 1839 me
Náboj Hmotnost
–1,602177.10-19C me=9, 10939.10-31kg – mp = 1839 me
n
e
Jádro Stavební částice jádra jsou směstnány na velmi malém prostoru → hustota jádra je asi 1014 kg m-3 → mezi kladně nabitými protony působí značné odpudivé síly. Mnohem silnější interakce, které udržují jádra pohromadě ☺ jaderné síly - malý dosah - krátká doba interakce - dosah jaderných sil definuje poloměr jádra atomů hmotnostní úbytek - vazebná energie jádra poloměr atomového jádra kulový tvar mají pouze některá jádra s magickým počtem protonů i neutronů, většina jader má tvar protáhlého elipsoidu, některé jádra jsou dokonce zploštělá.
Elektronový obal M. Planck zformuloval vzorec: 1. vystihoval naměřená data 2. platil pouze za předpokladu, že energie proudí nespojitě, tedy v kvantech Max Planck (1900)
3. energetické kvantum je úměrné frekvenci nebo vlnové délce záření. teoretický předpoklad stanovil čistě matematicky, z fyzikálního hlediska mu příliš nedůvěřoval. Sám nazýval jeho přijetí "aktem zoufalství".
14. prosince 1900 zveřejnil teoretické vysvětlení svého vyzařovacího zákona v Německém fyzikálním institutu. Přijímaná nebo odevzdávaná energie je kvantována, protože každé částici lze přiřadit pouze diskrétní hodnoty vlnové délky (násobky vlnové délky) – jako stojaté vlnění
V roce 1905 se chopil Planckovy teorie světelných kvant A. Einstein. Myšlenka: existence kvant by mohla pomoci vysvětlit starou záhadu tzv. fotoelektrického jevu. Einsteinovi to vyneslo Nobelovu cenu za fyziku a ostatní vědci začali brát kvantovou teorii vážně.
Albert Einstein (1905)
Ernst Rutherford (1911)
E. Rutherford experimentálně zjistil, že veškerá hmotnost atomu je soustředěna v jádře, které je mnohem menší než celý atom. Předpokládal, že elektrony obíhají kolem jádra po drahách a vytvářejí elektronový obal atomu → tzv. planetární model Ruthefordova nukleární koncepce - první koncepce uvažující atomové jádro: kladný náboj je v centru atomu. rozměry jádra jsou v porovnání s rozměry atomu 100 000x menší hmotnost jádra je nepoměrně větší než hmotnost elektronů v atomovém obalu síly v bezprostřední blízkosti jádra jsou obrovské. náboj jádra vyjádřený v energetických kvantech je numericky roven pořadovému (protonovému) číslu atomu a určuje jeho vlastnosti. Nedostatky: kroužící elektrony odevzdávají energii do okolí, postupně se přibližují k jádru až zaniknou – v rozporu se skutečností.
N. Bohr zavedl do pohybových zákonů klasické mechaniky Planckovu teorii, tím odstranil nedostatky Rutherfordova modelu → první kvantově mechanický model atomu.
Niels Bohr (1913)
• myšlenka : elektrony se mohou pohybovat jen po určitých drahách, a nikoliv mezi nimi, energie elektronu tak nemůže nabývat libovolných hodnot. • sestavil teoretický kvantový model atomu vodíku. • na začátku dvacátých let vypracoval Bohr schéma obsazování energetických hladin atomů elektrony Jeho výzkumy umožnily na konci třicátých let pochopit štěpení atomu.
V roce 1923 Arthur Compton experimentálně prokázal, že rentgenové záření má kvantovou podstatu O rok později pak Louis de Broglie přišel s důkazem, že hmota má vlnové vlastnosti → tzv. duální charakter částic. Louis de Broglie V letech 1925 - 1926 se zrodil nový obor fyziky, kvantová mechanika, u (1924) jehož vzniku stáli Niels Bohr, Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg, Max Born a Paul Dirac. Roku 1927 vytvořili tzv. kodaňskou školu kvantové teorie, dospěli k názoru, že atomové jevy jsou jak částicového tak i vlnového charakteru. Škola zahrnuje i Bohrův princip komplementarity (jevy v mikrosvětě jsou neurčité a není možné je popsat jako analogii klasické fyziky), aplikovaný později i na filozofii a biologii.
E.Schrödinger vyšel z Broglieho koncepce "materiálních vln" a již na počátku roku 1926 se objevuje jeho práce “Kvantování jako problém vlastních hodnot”. Obsahuje tzv. Schrödingerovu rovnici a výpočty, které vedou ke stejným výsledkům jako Bohrova teorie. Z této rovnice je možné určit vlnovou funkci, která má význam amplitudy pravděpodobnosti výskytu částice a její kvadrát představuje hustotu pravděpodobnosti. Erwin Schrödinger (1926)
Část prostoru, v níž se nejpravděpodobněji elektron vyskytuje, se nazývá orbit. Pomocí kvantových čísel vyjadřujeme stavy, v jakých se vyskytují elektrony obíhající kolem jádra, tj. může mít určitou energii a elektronovou hustotu kolem jádra. Jednotlivé orbity charakterizují tři kvantová čísla:
Systém kvantových čísel: Elektrony ve stavech se stejným n tvoří elektronovou vrstvu neboli slupku. Jednotlivé vrstvy se označují písmeny K-Q. Elektrony ve stavech se stejným n a l tvoří podslupku a mají stejnou energii. Poslední obsazená vrstva se nazývá valenční a je rozhodující pro vznik vazby.
Idealizovaný tvar atomového orbitalu 1s (vlevo) a 2s (vpravo) podle rozložení elektronové hustoty. Vše podle Kohout, Melník (1997).
Idealizovaný tvar p-orbitalů s různou prostorovou orientací.
Idealizovaný tvar s orbitalu vodíku.
Pravidla zaplňování orbitalů: 1.Výstavbový princip – obsazování elektronů do jednotlivých atomových orbitalů podle jejich rostoucí energie → elektronová konfigurace daného atomu. 2.Pauliho princip – nemohou existovat dva elektrony, jejichž kvantová čísla by byla všechna stejná, tzn. v orbitu existují maximálně dva elektrony s opačným spinovým číslem, tato dvojice se označuje jako elektronový pár. Maximální počet elektronů v jednotlivých vrstvách je 2n2. Na tomto principu je založen periodický systém, který byl potvrzen kvantovou teorií. 3.Hundovo pravidlo – stavy (orbitaly) se stejnou energetickou hodnotou se všechny obsazují nejprve jedním elektronem. V rámci slupky s daným hlavním kvantovým číslem vzrůstá energie orbitalů v pořadí s, p, d, f.
4. pravidlo n+1 – pomáhá rozhodnout o tom, který ze dvou orbitalů má nižší energii, tzn. bude se obsazovat dříve.
Rozdělení prvků podle elektronové konfigurace Přednesl svoji teorii o triádách prvků (skupiny o třech prvcích), které mají podobné vlastnosti a podobně reagují Johann Wolfgang Döbereiner (1829)
Některé trojice Prvek Atomová hmotnost
Hustota
Cl
35.5
1.56 g/ cm3
Br
79.9
3.12 g/ cm3
I
126.9
4.95 g/ cm3
Ca
40.1
1.55 g/cm3
Sr
87.6
2.6 g/cm3
Ba
137
3.5 g/cm3
Tento anglický analytický chemik, navrhl první periodickou tabulku prvků, v které byly prvky uspořádány podle atomové hmotnosti hmotnosti. Tvrdil, že jsou-li prvky takto uspořádány, jako by se u nich opakovaly určité vlastnosti na každém osmém místě – tzv. zákon oktáv a přirovnal uspořádání prvků k oktávám na klávesnici klavíru. John Alexander Všichni se jeho nápadu vysmáli, ale o pět let později publikoval ruský Reina Newlands chemik Mendělejev nezávisle na Newlandsově práci vyvinutější formu (1864) tabulky, jež se používá dodnes.
Viktor Meyer (1864)
Dal do souvislosti atomový objem a atomovou hmotnost.
Mendělejev zjistil, že u prvků seřazených podle vzrůstající atomové hmotnosti se pravidelně (periodicky) opakují podobné vlastnosti. V několika případech však musel udělat výjimku a předřadit těžší prvek lehčímu. Roku 1869 publikoval Mendělejev poprvé periodický zákon, který tuto závislost vyjadřuje, a periodickou tabulku prvků, která je grafickým vyjádřením periodického zákona. V tabulce vynechal místa pro prvky, o kterých předpověděl, že budou objeveny později. Dnes je známo, že prvky nejsou uspořádány podle relativní atomové Dmitrij Ivanovič hmotnosti, ale podle stoupajícího protonového čísla. To byl také důvod, Mendělejev proč musel Mendělejev předřadit těžší prvek lehčímu. (1869) Mendělejevův periodický zákon však byl zpočátku přijat se značným skepticismem a nebyl dlouhou dobu uznáván. Až s objevením prvků gallia (1875), skandia (1879) a germania (1886), které Mendělejev předpověděl již v roce 1871, byl periodický zákon všeobecně přijat. Glenn T. Seaborg je jediný žijící vědec, po kterém je pojmenován prvek (106) Seaborg (*1912)
PTP a její zákonitosti 7 - period – horizontální řady - číslované 1, 2, .. 7, jsou ekvivalentní obsazování elektronů ve valenčních slupkách K, L, M, apod. 16 – skupin – vertikální sloupce (1-16 nebo IA – VIIIA a IB – VIIIB (hlavní a vedlejší)), obsahují atomy, v jejichž valenční sféře je stejný počet elektronů, který odpovídá označení sloupce. vyčleněny lanthanoidy (Z 58 – 71) a aktinoidy (90 – 103) - (vnitřně přechodné prvky) vpravo nahoře nekovy, směrem doleva dolu – narůstá kovový charakter některé části – skupiny prvků – mají své tradiční názvy : alkalické kovy (IA od Li) kovy alkalických zemin (IIA od Ca) chalkogeny (VIA od S) halogeny (VIIA) vzácné plyny (VIIIA) triáda mědi (Cu,Ag,Au) železa (Fe,Co,Ni) lehké platinové kovy (Ru, Rh, Pd) těžké platinové kovy (Os, Ir, Pt)
Chemická vazba Interakce s vazebnými elektrony: Kovalentní (atomová) vazba Polarizovaná kovalentní vazba Iontová vazba Kovová vazba Slabší vazebné interakce: Vazba vodíkovým můstkem Van der Waalsova vazba
Ve výjimečných případech se v přírodě vyskytují volné atomy, např. jednoatomové molekuly vzácných plynů, ostatní se slučují pomocí valenčních sil do složitějších útvarů. Chemická vazba je síla, která drží skupinu dvou či více atomů pohromadě a uděluje jim funkci základní jednotky. Podstatou slučování jsou změny ve valenční sféře atomů vedoucí ke vzniku společného přetvořeného elektronového systému, který má nižší energii a je tedy stabilnější. Chemickou vazbu charakterizuje disociační energie, která odpovídá práci potřebné k rozštěpení vazby mezi atomy (= množství energie uvolněné při vzniku vazby), a délka vazby.
Vztah mezi elektronegativitou a typem vazby
nulový
kovalentní
střední
polárně kovalentní
velký
iontová
kovalentní iontový charakter stoupá
typ vazby
klesá
Rozdíl elektronegativit mezi vazebnými atomy
Kovalentní vazba Vazba atomů téhož druhu → oba rovnocenné atomy si vzájemně doplní vnější elektronové vrstvy na stabilní konfiguraci (oktet). Vazby se účastní sudý počet elektronů 2n (2, 4, 6), nazývají se vazebné, valenční. Nejrozšířenější typ vazby mezi atomy a vyznačuje se splynutím elektronových hladin dvou a více atomů za vzniku molekuly a nezáleží na tom, ke kterému atomu který elektron původně patřil. Např.
Vaznost: počet chemických vazeb, které může atom vytvořit Překrytí dvou orbitů → vazba jednoduchá
Jednoduchá vazba dvou atomů vodíku.
Jednoduchá vazba molekuly HBr.
Překryv dvou, či tří vazebných elektronových párů → vazba dvojná a trojná
Trojná vazba v molekule N2.
Čistě kovalentní sloučeniny: • nepolární • tvoří molekulové krystalové mřížky • ve vodném roztoku nepodléhají elektrolytické disociaci • obvyklé zejména u organických sloučenin
Vazba koordinačně kovalentní - elektronový pár vznikne překrytím orbitu obsahujícího pár s prázdným(vakantním) orbitem → atom poskytující vazebný elektronový pár se nazývá donor (dárce), atom přijímající akceptor (příjemce) Např. [Cu(NH3)4]SO4 síran tetraamminměďnatý -centrální atom - Cu - ligandy (abecedně) - (NH3) - koordinační číslo - 4
V praxi se podle známých – stanovených – tvarů hybridních orbitalů odvozuje struktura daných molekul (postup by měl být opačný – podle experimentálně zjištěné struktury odvozovat tvar orbitalů, ale zmíněné využití teorie je velmi praktické).
Souměrné molekuly – nepolární Nesymetrické molekuly – polární Čistě kovalentní vazby – výjimečně Chemie uhlíku!!!
Kovalentní vazby jsou prostorově orientované. Vazebné úhly jsou určené superpozicí vlnových funkcí obsazených orbitů (hybridizací) a jejich vzájemnou elektrostatickou interakcí.
Polarizovaná kovalentní vazba vazba elektronů s rozdílnou elektronegativitou → vazebný elektronový pár posunut směrem k atomu o vyšší elektronegativitě rozdíl větší než 1,7 → vazba iontová Nerovnoměrné rozdělení elektronů → elektrickou nesymetrii a atomy získávají náboj Měřítkem polarity chemické vazby: dipólový moment molekul -hodnota a směr, orientace
Dipólové momenty víceatomových molekul: vektorový součet dipólových momentů všech vazeb v molekule včetně dipólových momentů způsobených volným elektronovým párem Zákonitosti dipólového momentu: u dvouatomových molekul prvků je nulový (vazby jsou nepolární), viz. vazba kovalentní heterogenní molekuly mají moment větší než nula, vazby jsou polární u iontových sloučenin je vysoký (LiH, KF) víceatomové symetrické sloučeniny jsou nulové (CH4, CO2)
dipólový moment dvouatomové molekuly
Iontová vazba značné elektrostatické síly působící mezi opačně nabitými ionty konfigurace vzácného plynu atom s nižší ionizační energií (elektronegativitou, energie poutající elektrony v atomu) předává valenční elektrony prvku s vyšší hodnotou ionizační energie za vytvoření plně obsazených vnějších hladin → vzniklá částice není elektricky neutrální, nese elektrický náboj = ion Dva takové ionty s opačným nábojem jsou k sobě poutány elektrostatickou silou svých opačných nábojů podle Coulombova zákona. Velikost ionizační energie, elektronegativivty, závisí na umístění v periodické tabulce, roste v téže periodě se skupinou a klesá s rostoucí velikostí atomu.
Tvar iontů:
kulový s různým průměrem
Iontová vazba:
velmi pevná
snadno se rozruší rozpouštědly, např. vodou, dochází k uvolnění iontů, tzv. disociace
Co způsobuje iontová vazba? vysoký bod tání - NaCl asi 800°C velmi vysoký bod varu - NaCl 1442° roztoky iontových sloučenin vedou dobře elektrický proud velká mechanická pevnost pravidelnou iontovou krystalovou mřížku
Příklady látek s iontovou vazbou: NaCl, CaCl2, MgBr2, AlF3, BaO, MnO2
Kovová vazba typická pro kovy nesměrová od atomů kovů se oddělí elektrony a zůstanou volné → pohyblivé → přenáší elektrický proud ve vodičích nejjednodušší model kovové vazby: krystal kovu se skládá z kationtů rozmístěných v pravidelné prostorové mřížce, mezi nimiž se volně pohybují valenční elektrony, tzv. elektronový plyn.
Typické fyzikální vlastnosti kovů: Lesk Vodivost kujnost a tažnost vysoký bod tání a varu Elektrická vodivost kovů: • tím vyšší, čím dokonalejší je uspořádání jejich mřížky • přítomnost nečistot vede k deformaci mřížky a ke snížení vodivosti • vodivost klesá také s rostoucí teplotou, protože tepelný pohyb kationů brání průchodu elektronů
Magnetické vlastnosti: souvisejí s pohybem volných elektronů a se směrem jejich rotace(spinem) Diamagnetické kovy – nulový výsledný magnetický moment v důsledku symetrického uspořádání elektronů v atomu, elektrickou indukcí získají malý magnetický moment, směřující proti směru vnějšího pole → jsou z něj vypuzovány, nezesilují účinek vnějšího magnetického pole. př. Zn, Bi, Cu, Ag,… Paramagnetické kovy – mají nesymetrické uspořádání elektronů v atomu, každý atom má určitý magnetický moment, pokud se vloží do magnetického pole, magnetické momenty všech atomů se zorientují po směru vnějšího pole, kovy zesilují účinek vnějšího magnetického pole zcela nepatrně. př. Na, K, Li, Al, Pt,… Feromagnetické kovy – mají trvalé magnetické momenty prostorově ovlivněné uspořádáním atomů v mřížce. Materiály magneticky měkké se snadno zmagnetizují, ale i snadno odmagnetizuji (nepodrží si své magnetické vlastnosti po zániku vnějšího magnetického pole). Používáme je na stavbu magnetických obvodů u elektrických strojů a přístrojů. Materiály magneticky tvrdé se obtížně magnetizují, ale své vlastnosti si podrží i po zániku vnějšího magnetického pole. Používáme je na výrobu permanentních (stálých) magnetů. př. Fe, Co, Ni,…
http://mujweb.cz/www/pk80/pub/st/data/st1/zk1.htm
Slabší vazebné interakce Síly elektrostatické povahy. Působí ve všech skupenských stavech. Vznikají díky dočasnému nevyváženému uspořádání elektronů – indukovaný dipól. Síly malých vzdáleností. Závisí na míře polarizovatelnosti – vliv na fyzikální vlastnosti sloučenin (skupenství, teploty varu a tání). Nejsnedněji se polarizují nepolární molekuly, hůře ionty.
Vazba vodíková (vodíkový můstek) atom vodíku vázaný na prvky s vysokou elektronegativitou (kyslík, dusík, fluor atd.) a volným elektronovým párem → atom vodíku je zde vázán silně polární kovalentní vazbou a vazbou vodíkovou Vodíkové můstky: intramolekulární - uvnitř téže molekuly, např. DNA intermolekulární – mezi dvěma molekulami, např. voda, čpavek Co způsobuje? mění fyzikální vlastnosti látk omezuje volnou pohyblivost molekul, tím zvyšuje bod varu, měrné teplo a viskozitu. Látky s vodíkovou vazbou vytvářejí určité shluky částic. Zvláště důležité jsou pro tvrdnutí maltovin. Vodíková vazba tedy zahrnuje elektrostatické a kvantově-mechanické interakce, z elektrostatických sil je to hlavně dipól-dipólová interakce a Londonovy disperzní síly.
Van der Waalsovy síly nejslabší mezimolekulové síly vysvětluje se jimi odlišné chování částic v plynném stavu od stavu teoretického (ideálního) Vysvětlení řady jevů: zvýšení teploty varu vzácných plynů, tvorba roztoků, soudržnost molekul v molekulových krystalech
Druhy: 1. Disperzní (Londonovy) interakce (indukovaný dipól - indukovaný dipól) – přednostně vznik přitažlivých sil mezi dipóly 2. Interakce ( Debyaovy) indukované (permanentní dipól – indukovaný dipól) – polární molekuly indukuje dipól nepolární 3. Interakce Keesomovy (mezi permanentními dipóly) – mezi polárními molekulami, popisujeme Coulombovým zákonem
Všechny tři výše uvedené interakce se uplatňují v různé míře, avšak většinou převládají Londonovy disperzní síly nad ostatními, pro nepolární uhlovodíky dokonce dosahují až 100%. Van der Waalsova vazba je sice poměrně dosti slabá, ale má svůj velký význam, neboť se vyskytuje u všech látek (u většiny je však překryta některou ze silnějších vazeb), např. mezi řetězci polymeru. V její čisté podobě se s ní můžeme setkat u inertních plynů v kapalném a pevném stavu.
Typ vazby
Energie vazby (kJ/mol)
Kovalentní, iontová, kovová
40 - 600
Vodíkový můstek
20 - 40
Mezimolekulární interakce
4 - 25
Kde se odráží typ vazby? Neočekávané problémy ve stavební praxi Degradační pochody Vývoj materiálové základny ve stavebnictví – modifikace hmot ovlivněním jejich vnitřní struktury, návrh nových typů kompozitů, kvalitativně nové hmoty Rozložení a typ vazeb způsobuje značně rozdílné vlastnosti plastů. Vysvětlení některých jevů – teploty tání a varu, chování plynů a kapalin, kovové vlastnosti.
Způsob vazby atomů rozhoduje o chování molekul a tím i o chování hmoty.
Literatura •Zumdahl, S.S.: Introductury Chemistry, D.C. Heath and Company, Lexington, Massachusetts, Toronto, 1990. •Brown D.: Andělé a Démoni, ARGO, 2006 •Wagner, A., Král, J.: Základy chemie, SNTL, 1963. •Rais, J. a kol.: Chemie pro nechemické vysoké školy technické, SNTL, 1969 •Webovské stránky
