Obecná chemie - výpisky

3. CHEMICKÁ VAZBA

- elektronová teorie chemické vazby

- atomy vzácných plynů – velmi stabilní elektronová konfigurace

-> každý atom v molekule se snaží dosáhnout elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu

-> proto vytváří chemické vazby

1. přijetí (předání) elektronů

- NaCl Na: (Ne)3s1 Na -> Na+ + 1e- - sodík předá svůj valenční elektron atomu chloru

Cl: (Ne)3s23p5 Cl + 1e- -> Cl-

- z Na vznikne stabilní kation s elektronovou konfigurací neonu, z Cl stabilní anion s konfigurací argonu

- jedna z příčin vazby – elektrostatické přitahování + a – („iontová vazba“ - není to jediná příčina)

2. společné sdílení valenčního elektronu s valenčním elektronem jiného atomu (sdílení elektronových párů)

- vzniká kovalentní vazba – společné sdílení 1-3 elektronových párů (jednoduchá, dvojná, trojná)

Cl: (Ne)3s23p5 – 3 elektronové páry a jeden nepárový elektron -> Cl2

- volné elektrony chlórů vytvoří elektronový pár – patří oběma chlórů (stabilnější)

- atomy se snaží dosáhnout elektronového oktetu (v případě vodíku elektronového dubletu)

- vlnově mechanický popis chemické vazby – platí pro biatomické sloučeniny

- předpokladem vzniku molekuly z atomů je jejich přiblížení (srážka), při které dojde k částečnému průniku a spojení jejich elektronových obalů -> vynikne nový útvar, který je energeticky chudší, než původní 2 atomy

- nejprve se projeví přitažlivé síly, poté odpudivé síly – při velmi malých vzdálenostech atomů

- poté, co se přitažlivé a odpudivé síly vyrovnají, je systém v rovnováze

-> celková energie má nejnižší hodnotu -> vynikla chemická vazba

- disociační energie vazby = vazebná energie

– energie potřebná na rozštěpení chemické vazby = energie uvolněná při jejím vzniku

- hnací síla ke vzniku vazby – pokles energie v systému

- Schrödingerova rovnice: Hψ = Eψ

- řešení rovnice pro různé vzdálenosti obou přibližujících se atomů

- výsledkem je hodnota potenciální energie systému a příslušné vlnové funkce (molekulového orbitalu MO)

- v okolí obou jader, pro každou vzdálenost

- přesné řešení je možné pouze pro molekulu vodíku, u jiných se používají přibližné metody

- MO = orbital vzniklý překrytím atomových orbitalů – zaplňovaný elektrony z AO – vznik kovalentní vazby

- MO LCAO - lineární kombinace atomových orbitalů

- pro každý atom známe příslušné hodnoty AO – navrhneme molekulové orbitaly

ψMO = c1 . ψAO(A) + c2 . ψAO(B)

- energetický diagram MO – počet MO odpovídá počtu vložených AO (stačí kreslit jen orbitaly ve valenční vrstvě)

- nevazebný MO – přibližně stejná energie jako výchozí AO

- vazebný – nižší energie; antivazebný – vyšší energie (označené *)

- vazba σ a π

- kombinace překryvů AO, které vedou ke vzniku MO, a tím ke vzniku vazby