Chemie

• Pevné skupenství má částice v organizované struktuře opakujících se vzorů. Říká se tomu krystalická struktura
• Částice v krystalické struktuře vibrují
• Kapalina nemá definitivní tvar, ale má definitivní objem
• Částice v kapalinách se pohybují víc než v pevném skupenství.
• Některé částice v kapalinách být seskupeny dohromady do malých skupin.
• Částice v kapalinách se pohybují mnohem rychleji než v pevném skupenství, síla přitažlivosti není tak silná jako u pevného skupenství, proto nemají kapaliny definitivní tvar. Zároveň jsou tyto síly dost silné na to, aby látku udržely jako jednu masu.
• Plyn nemá definitivní tvar ani objem.
• V plynech jsou částice mnohem dál od sebe než v kap. a solid. a pohybují se relativně nezávisle na sobě.
• Vzdálenost částic v plynu a jejich pohyb, při kterém na sobě nejsou závislé, způsobuje, že plyn zvětšuje svůj objem a snaží se vyplnit celý prostor, do kterého může pronikat.
• Molekuly plynů se neustále neuspořádaně pohybují.
• základní excitovaný stav -

  1. základní stav s nejnižší energií, platí pro něj výše uvedená pravidla 1-3
  2. excitovaný - dodání energie atomu, 1 nebo více val elek. přejde do vyšší energet hladiny
  3. ionizace - proces, při kterém se dodáním dostatečně velké energie odtrhne jeden nebo postupně více elektr od atomu - kation+, ionizační energie. Anion- - elektronová afinita; elektrony se spojí s dalším neutrálním atomem
• 1. termochemický zákon - reakční teplo přímé a zpětné reakce je stejné, liší se pouze znaménkem + a -.
• chemická vazba - silová interakce, která k sobě navzájem přitahuje sloučené atomy prvků v molekule (nebo ionty v krystalu) prostřednictvím valenčních elektronů

  • Přitažlivé síly mezi atomy v molekule (nebo ionty v krystalu)
  • Zprostředkována valenčními elektrony – elektrony v nejvzdálenější vrstvě obalu (= elektrony s nejvyšší energií)
  • Chemické vazby vznikají a zanikají při chemických reakcích
  • Při tvorbě chemické vazby se uvolňuje VAZEBNÁ ENERGIE (Ev) - čím vyšší, tím je vazba pevnější a stabilnější
  • Při rozštěpení chemické vazby je nutno dodat DISOCIAČNÍ ENERGII (Ed)
• PODMÍNKY PRO VZNIK CHV

  • Dostatečné přiblížení atomů s vhodnou (dostatečnou) energií a správnou prostorová orientací a překrytí valenčních elektronů
  • Když jsou atomy v určité vzdálenosti, začnou na sebe působit prostorovými silami
  • Když jsou hodně blízko, začnou na sebe působit odpudivými silami
  • Když se tyto síly rovnají, vzniká chemická vazba (Ed=Ev)
• VELIČINY CHARAKTERIZUJÍCÍ VAZBU

  1. Vazebná energie (Ev)

  • Energie uvolněná při vzniku chemické vazby
  • [Ev] = kJ × mol
  • Čím vyšší (zápornější), tím je vazba pevnější
• 2. Disociační energie (Ed)

  • Množství energie potřebné k rozbití chemické vazby
  • [Ed] = kJ × mol
  • Je rovna vazebné energii, ale s opačným znaménkem
  • Čím vyšší (kladnější), tím je vazba pevnější
• 3. Délka CHV 

  • Vzdálenost středů obou vázaných atomů, klesá s násobností
• 4. Pevnost CHV

  • Vazebná energie + disociační energie
  • Charakter vázaných atomů
  • Vazba ovlivněna též sousedními atomy a vazbami
• 5. Dipólový moment

  • měřítko polarity CHV (pro dvouatomové molekuly)
  • Vektorová veličina, vždy orientovaná od kladného k zápornému pólu
  • Popisuje nesymetrické rozdělení el. náboje
• 6. Elektronegativita 

  • Schopnost atomu přitahovat vazebný elektronový pár
  • Ve skupině klesá, v periodě stoupá
  • Referenční prvek, základ stupnice: H ➝ X(H) = 2,2 / 2,1
  • Nejelektropozitivnější: Cs (X= 0,7), nejelektronegativnější: F (X= 4)
• • Určujeme s chv: 

  1. Oxidační číslo prvků ve sloučenině
  2. ΔX -> typ vazby
  3. Prvky o vysoké X s malým atomovým poloměrem vytvářejí vodíkové můstky (O, F, N)
• druhy vazeb:

  1. Kovalentní vazba

  • Vzniká překryvem dvou orbitalů, z nichž každý obsahuje jeden elektron
  • Společné sdílení dvojic elektronů oběma atomy
• druhy vazeb -

  1. Koordinačně kovalentní (dativní, donor-akceptorová)

  • DONOR (dárce) -neutrální, nebo aniont
  • Poskytne oba elekrtony
  • Ve svém valenčním orbitalu obsahuje vazebný elektronový pár (H2O, NH3 - neutrální), (CN-, F-, Cl- - aniont = ligandy)
  • AKCEPTOR (příjemce)
  • Má prázdný valenční orbital (d-prvky), přijme oba elektrony
  • Vznik amnonného iontu: -> N poskytuje v amoniaku volný el. pár a vodíkový kation volný orbital

  NH3 + H+ -->
• druhy vazeb -

  • Obě (kovalentní a koordinačně kovalentní) vazby mají stejné vlastnosti, liší se pouze způsobem vzruchu

  VAZNOST - počet kovalentních vazeb vycházejících z atomu prvku ve sloučenině, počet vazebních elektronových párů, které atom sdílí s jinými atomy (viz výše: kovalentní vazba), (NH3, Vaznost N = 3)
• Vazba orbitalů SIGMA   a  PÍ π

  1. SIGMA

  • Největší elektronová hustota se nachází na spojnici jader vázaných atomů
  • Vzniká překryvem orbitalů: 

  S-S                  S-P                   S-D                     P-P                  P-D                      D-D
• 1. vazba orbitálů PÍ π

  • Největší elektronová hustota se nachází mimo spojnici jader obou vázaných atomů
  • Je slabší než SIGMA, proto je vazba PÍ více reaktivnější
  • Je symetricky rozložena, vzniká bočním překryvem orbitalů:

  P-P                  P-D                D-D
• Násobnost kovalentní vazby:

  1. Jednoduchá (H2) - sigma, nejdelší a nejslabší, jeden el.pár
  2. Dvojná (O2) - sigma + pí, dva el.éáry
  3. Trojná (N2) -  sigma + pí + pí, nejkratší a nejpevnější, tři el.páry
• polarita kovaletntní vazby-

  1. POLÁRNÍ = kovalentně polární

  • 0,4 < ∆X < 1,7
  • Vzniká mezi atomy prvků s výrazněji rozdílnou hodnotou elektronegativit
  • Rozdíl elektronegativit se projeví vznikem dipólového momentu v molekule (vyšší el.hustota kolem atomu s vyšší X převládá záporný pól)
  • H+ ⊲Cl- ➝ X = 0,9
• pol kov vaz -

  1. IONTOVÁ = extrémně polární

  • ∆X >1,7
  • Vznik iontů : Více elektronegativní prvek vtáhne elektrony prvku elektropozitivnějšího (NaCl, KCl) -> kationty+, anionty-
  • Ionty jsou vzájemně přitahovány elektrostatickými silami 
  • K¹ ⊲Cl ¯¹ 
• pol kov vaz -

  1. KOVOVÁ

  • Většina prvků
  • Atomy prvku jsou uspořádány co nejtěsněji tak, že se překrývají jejich valenční vrstvy, ve kterých se pohybují uvolněné elektrony -> elektronový mrak
  • Podstatou jsou přitažlivé elektrostatické síly mezi kationty+ kovu a elektronovým mrakem
• Vliv chemické vazby na vlastnosti látek

  1. Kovalentní (nepolární) vazba - nerozpustné ve vodě, rozpustné v nepolárních rozpouštědlech, nevedou el.proud
  2. Polární a iontová vazba - rozpustné v polárních (H2O) a nerozpustné v nepolárních rozpouštědlech, v tavenině nebo v roztoku vedou el.proud
  3. Kovová vazba - vedoucí el.proud, kujné, tažné, kovový lesk,.. 
• SLABÉ VAZEBNÉ INTERAKCE

  • Nejsou typické chemické vazby
  • Způsobují vzájemné ovlivňování molekul, které se mohou shlukovat do větších celků
• slabe vaz inter -

  1. VAN DER WAALSOVY SÍLY

  • Vznikají na základě vzájemného působení dipólových momentů
  • DM vznikají okamžitým nerovnoměrným rozdělením nábojů v molekule (grafit)
  • Projevují se přitahováním opačných pólů molekul nebo nábojů iontů
• slabe -

  1. VODÍKOVÁ VAZBA - vodíkové můstky

  • Vznikají mezi atomem H s prvkem o vysoké elektronegativitě a malém atomovém poloměru (F, O, N) a na druhé straně s nevazebným elektronovým párem (F, O, N)
  • atom vodíku jedné molekuly vytváří slabou vazbu s volným elektronovým párem s elektonegativnějšího prvku druhé molekuly (H – F...H – F ...H – F)
  • Tyto sloučeniny často mají záporné teploty tání, varu a další odlišné fyz-ch vlastnosti
  • Pevnější než van der Waalsovy síly, ale slabší než CHV
• slabe - HYBRIDIZACE

  • Vysvětluje vznik rovnocenných kovalentních vazeb a energeticky rozdílných atomových orbitalů daného prvku
  • Energetické sjednocování atomových orbitalů s blízkými hodnotami energie při vzniku vazeb
  • Hybridizované orbitaly jsou degenerované (energeticky rovnocenné)
  • Hybridizace atomu, u kterého ji zkoumáme, určuje úhel, pod jakým vycházejí vazby z tohoto atomu, čímž ovlivňuje tvar molekuly
  • Vysvětluje a umožňuje nám předpovídat prostorové uspořádání atomů v molekule (C): 

  ATOMOVÉ ORBITALY: C                                        HYBRIDNÍ ORBITALY: C*
• • Vysvětluje a umožňuje nám předpovídat prostorové uspořádání atomů v molekule (C): 

  ATOMOVÉ ORBITALY: C                                        HYBRIDNÍ ORBITALY: C*

  • energie orbitalu 2s je menší než energie orbitalu 2p -> pak by vazby vzniklé překryvem těchto čtyř energeticky rozdílných orbitalů nebyly rovnocenné (rozdílná vazebná energie a délka CHV), experimentálně bylo dokázáno, že všechny tyto 4 vazby jsou rovnocenné, proto při vniku těchto vazeb musí mít orbitaly atomu C stejnou energii => došlo k energetickému sjednocení různých atomových orbitalů, tzv. Hybridizace
• • Vlastnosti hybridních orbitalů (HO)
  • HO jsou větší a jinak orientovány než původní  AO
  • HO vytvářejí pevnější vazby než AO
• • Pravidla pro hybridizaci atomů
  • Pro vytváření CHV dochází k hybridizaci nejen orbitalů podílejících se na vzniku vazby, ale všech valenčních orbitalů, které obsazují 1 elektron nebo vazebný el.pár
  • Nehybridizují se ty orbitaly, které vytvářejí vazbu pi
• • Rozdělení hybridizace

  1. Jednouchá - hybridizují se pouze orbitaly s, p
  2. Složená - pouze orbitaly s, p, d
  3. Ekvivalentní - všichni vazební partneři jsou stejní
  4. Neekvivalentní - po vytvoření volné elektronové páry -> nepravidelný tvary (H2O, NH3)
• • Typy hybridizace (stupeň)
  • Hybridizace sp:
  • Hybridizuje se 1 orbital s a 1 orbital p
  • Vazebný úhel vazeb = 180°
  • Prostorové uspořádání molekuly – lineární
  • C2H2, BrCl2
  • Hybridizace sp2:
  • Hybridizuje se 1 orbital s a 2 orbitaly p
  • Atom je ve středu rovnostranného trojúhelníku, vazby z něho míří do vrcholů, vazebný úhel = 120°
  • Prostorové uspořádání molekuly – rovinná
  • C2H4, BF2
  • Hybridizace sp3:
  • Hybridizuje se 1 orbital s a 3 orbitaly p
  • Posuzovaný atom je ve středu čtyřstěnu, vazebný úhel = 109°
  • Prostorové uspořádání molekuly – čtyřstěn (tetraedr)
  • Např. CH4, H2O, NH3…