přednáška 3

KÁ VAZBA Pevnost vazby – disociační energie vazby [kJ/mol]
Délka vazby – [pm] Polarita vazby – souvisí s elektronegativitou
kovalentníX < 0,4
polární0,4 < X < 1,7
iontováX > 1,7 délka vazby Iontová vazba
extrémní případ kovalentní vazby
elektrostatické síly mezi ionty d- d+ - + CHEMICKÁ VAZBA Valenční vazba Pauling C. L. (1901–1994)
překryv AO – valenčních elektronů
elektrony se liší spinem
vznik na spojnici jader
nevazebné elektrony (volné elektronové páry)
neúčastní se kovalentní vazby
volné elektronové páry umožňují vznik koordinačně kovalentní vazby TEORIE VALENČNÍ VAZBY Edis 0 H 2 Energie [kJ/mol] R ab [pm] rc H H Edis = pevnost vazby
rc = délka vazby KOVALENTNÍ VAZBA Hybridizace AO =
energetické sjednocení AO  4 hybridní orbitaly sp3 1s 2s 2p 6C: Základní stav atomu,
C je 2-vazný Excitovaný stav
C je 4-vazný, orbitaly nejsou
energeticky ekvivalentní 6C*: + 4 H     6C*: HYBRIDIZACE ATOMOVÝCH ORBITALŮ /1 H H H H C sp3 4 x sp3 HYBRIDIZACE ATOMOVÝCH ORBITALŮ /2 s s ss p s s-p Maximální hustota na spojnici atomových jader VAZBA TYPU  (sigma) pz pz pz  pz Maximální hustota mimo spojnici atomových jader (násobné vazby) VAZBA TYPU  s* protivazebný MO s vazebný MO 1s AO 1s AO Energie H2 x He TEORIE MOLEKULOVÝCH ORBITALŮ H H H H+ N H H H H N + DATIVNÍ KOVALENTNÍ VAZBA Síly van der Waalsovy (J.D. van der Waals 1837 – 1923)
slabé vazby ( ~ 10 kJ/mol)
elektrostatická povaha
vzájemné přitahování dipólů Dipólový moment
kvantitativní vyjádření míry polarity vazby q q+ r SLABÉ MEZIMOLEKULOVÉ VAZBY /1 O Vazba H-můstkem
(O, N, F) H H H H H H O O O H H O H H O H H d+ d+ d- d+ d+ d+ d+ d+ d+ d+ d+ d- d- d- d- SLABÉ MEZIMOLEKULOVÉ VAZBY /2 tuhé látky
kapalné skupenství
plynné skupenství
(plazma) tekutiny rozhodující
teplota
tlak
velikosti soudržných sil dané charakterem částic SKUPENSKÉ STAVY LÁTEK iontové krystaly (NaCl) Silně elektropozitivní atomy (Na+) poutány elektrostatickými silami se silně elektronegativními atomy (Cl) Na+ Cl vysoké body tání
rozpustné v polárních rozpouštědlech
křehké
roztoky a taveniny elektricky vodivé VAZBA V TUHÝCH LÁTKÁCHS KRYSTALICKOU STRUKTUROU /1 molekulové krystaly (jód, síra) – slabé vazby nízké body tání
měkké a těkavé
rozpustné v nepolárních rozpouštědlech S8 S jód VAZBA V TUHÝCH LÁTKÁCHS KRYSTALICKOU STRUKTUROU /2 atomové krystaly (diamant x SiO2, BN)
pevné kovalentní vazby
lokalizované vazby vysoké body tání
nerozpustné
tvrdé
elektricky nevodivé VAZBA V TUHÝCH LÁTKÁCHS KRYSTALICKOU STRUKTUROU /3 kovové krystaly – kovová vazba
delokalizované vazby
plošně nebo tělesově centrovaná krychlová mřížka
šesterečná soustava vysoké body tání
nerozpustné
tvrdé
elektricky a tepelně vodivé Cu VAZBA V TUHÝCH LÁTKÁCHS KRYSTALICKOU STRUKTUROU /4 vychází z teorie MO LCAO E DE PÁSOVÝ MODEL ELEKTRONOVÉ STRUKTURY TUHÝCH LÁTEK plynný stav  molekuly na sebe vzájemně nepůsobí (ideální plyn) p = tlak plynu
V = objem plynu
T = absolutní teplota
R = univerzální plynová konstanta = 8,314 Jmol-1K-1
n = počet molů nR konst T pV = = SKUPENSKÉ STAVY LÁTEK Zákon BoyleMariottův konst. pV = T1 T2 IZOTERMNÍ DĚJ Děj izobarický
Zákon GayLusacův konst. p = k2 T p = Děj izochorický
Zákon Charlesův konst. V = k1 T V = p (V) T p0 (V0) 273,15 koeficient tepelné roztažnosti plynů 273,15 1 α = αT) (1 p p 0 T + = αT) (1 V V 0 T + = DALŠÍ DĚJE Směsi plynů (Daltonův zákon) parciální tlak Stavová rovnice pro reálný plyn (van der Waalsova) ĺ = i i p p ĺ = i i V V p x p n n p A i i A A = = ĺ V x V n n V A i i A A = = ĺ parciální objem ( ) RT b V V a p m 2 m = - ÷ ÷ ř ö ç ç č ć + VZTAHY PRO PLYNY Konec