Valenční elektrony a chemická vazba

Valenční elektrony a chemická vazba

• Ve vnější energetické hladině se nacházejí valenční elektrony, které se mohou podílet na tvorbě chemické vazby.

• Valenční elektrony často znázorňujeme pomocí teček kolem značky prvku (= Lewisova struktura).

• Existují tři základní typy chemické vazby:

- Iontová vazba, založená na elektrostatickém přitahování opačně nabitých iontů (NaCl)

- Kovalentní vazba, která vzniká sdílením jednoho nebo více valenčních elektronů (Cl2)

- Kovová vazba, u které jsou valenční elektrony sdíleny více atomy v krystalické mřížce kovu (Ag)

Zápis valenčních elektronů v Lewisově symbolice

Iontová vazba

• Ve sloučenině s iontovou vazbou existují kladně a záporně nabité ionty (kationty a anionty), které si navzájem kompenzují náboj – sloučenina musí být elektroneutrální.

• Sloučeniny s iontovou vazbou jsou typicky soli, tvořící za běžných podmínek krystaly s vysokou teplotou tání.

• Iontovou vazbu lze chápat jako kombinaci neutrálních atomů, při které dojde k transferu jednoho nebo více elektronů od jednoho atomu k druhému (popř. k několika).

Reakce za vzniku iontů

K + F K+ F -

1s22s22p63s23p64s1

1s22s22p5 1s22s22p6

[Ar]

[Ne]

K K+ + e-

e- + F F -

F -K+ + K+ F -

Atomy se mění na ionty je-li jeden nebo více elektronů předáno z jednoho atomu na jiný.

1s22s22p63s23p6

Oktetové pravidlo

• Elektronová konfigurace mnoha iontů odpovídá konfiguraci vzácného plynu.

• Oktetové pravidlo: Prvky hlavní skupiny (s a p) přijímají, ztrácejí nebo sdílí elektrony tak, aby dosáhly valenčního oktetu (osm elektronů ve zcela zaplněné valenční slupce).

• Např. elektronová konfigurace obou částic v KCl je: – K+ má konfiguraci [Ar] – Cl má konfiguraci [Ar]

• Další elektrony v atomu se obvykle chemické vazby neúčastní.

• Oktetové pravidlo je zvláště důležité u sloučenin s nekovy.

Na Na+

Mg Mg2+

O O2-

Energie iontové vazby

• Když se přiblíží draslíkový a chlorový atom, dojde k výměně elektronu:

K(g) K+(g) + e Ei = +418 kJ

Cl(g)+ e Cl(g) Eea = 349 kJ

K(g)+Cl(g) K+(g) + Cl(g) E = + 69 kJ • Pozitivní energie E reakce není energeticky

přípustná (neproběhne samovolně). • Hybnou silou procesu tudíž musí být tvorba

krystalické tuhé fáze:

K+(g) + Cl(g) KCl(s)

Bornův-Haberův cyklus a mřížková energie

• Celková energetická změna při vzniku krystalické fáze může být určena z Bornova-Haberova cyklu, který zahrnuje všechny postupné kroky při vzniku krystalu z prvků. Např. pro krystalický KCl najdeme:

1. Sublimace draslíku

2. Disociace chloru

3. Ionizace draslíku (Ei)

4. Vznik Cl- aniontu (Eea)

5. Vznik tuhého KCl

Suma reakcí a energií

• Celková energie 434 kJ/mol potvrzuje že jde o energeticky výhodný proces.

• Energie 5. kroku je (záporná) mřížková energie. • Mřížková energie: energie potřebná k rozrušení iontové vazby a

sublimaci iontů (je vždy kladná).

Př.: Určete mřížkovou energii BaCl2 je-li sublimační entalpie Ba 150.9 kJ/mol, jeho 1. a 2. ionizační energie 502, resp. 966 kJ/mol. Slučovací entalpie BaCl2(s) z prvků je 806.06 kJ/mol.

kJ. KCl(s) (g)Cl/ K(s) kJ KCl(s) (g)Cl(g) K

kJ. Cl eCl kJ e K(g) K

kJ Cl(g) (g) Cl/ kJ. K(g) K(s)

4434 21715

6348 418

122 21289

2

2

Bornův-Haberův cyklus pro určení mřížkové energie

Hoverall = H1 + H2 + H3 + H4 + H5o ooooo

Kovalentní vazba

• Odpudivé síly mezi elektrony mohou být překonány přitažlivými silami elektronů a dvou atomových jader.

• Stabilní vazba vznikne v uspořádání s nejnižší energií (nižší než odpovídá dvěma separovaným atomům).

• Pevnost kovalentní vazby: • Porušení vazby zvýší celkovou energii systému, k

tomuto účelu tedy musí být energie dodána zvenčí.

H - H (g) 2H(g) H = 432 kJ• Látky s iontovou vs. kovalentní vazbou

– Iontové látky mají vysoký bod tání a varu a za běžných podmínek bývají krystalické;

– Sloučeniny s kovalentní vazbou mají obvykle nižší bod tání a varu protože přitažlivé síly mezi molekulami jsou relativně slabé.

Možnosti vzniku kovalentní vazby

• Oktet může být zaplněn sdílenými elektrony každého atomu nebo jeden z atomů může poskytnout oba vazebné elektrony.

Př.: H+ + NH3 koordinačně-kovalentní vazba

• Pokud atomy tvořící vazbu nemají k dispozici dostatek

elektronů, může vzniknout násobná vazba. – O=O– NN

• Násobné vazby jsou kratší a silnější než vazby jednoduché.

4NH

43 BFFBF

Lewisovy struktury víceatomových molekul

• Procedura u komplikovanějších molekul:

– Určit celkový počet valenčních elektronů každého atomu.

– Shromáždit atomy kolem centrálního atomu (tj. atomu s nejnižší elektronegativitou).

– Naplnit oktet u atomů vázaných na centrální atom.

– Naplnit oktet u centrálního atomu přiřazením zbylých elektronů do nevazebných elektronových párů, případně doplnit násobné vazby.

Lewisova struktura – příklady (NF3)

1. N je méně elektronegativní než F, tedy N bude centrální atom

F N F

F

2. Spočítat valenční elektrony: N - 5 (2s22p3) a F - 7 (2s22p5)

5 + (3 x 7) = 26 valenčních elektronů

3. Nakreslit jednoduchou vazbu mezi atomy N a F a doplnit na nich oktet

4. Kontrola, zda je počet e- v této struktuře roven počtu valenčních e- :

3 jednoduché vazby (3x2) + 10 volných párů (10x2) = 26 elektronů

1. C je méně elektronegativní než O, tedy C bude centrální atom

2. Spočítat valenční elektrony: C - 4 (2s22p2) a O - 6 (2s22p4), náboj - 2

4 + (3 x 6) + 2 = 24 valenčních elektronů

3. Nakreslit jednoduchou vazbu mezi atomy C a O a doplnit na nich oktet



O C O

O

Lewisova struktura – příklady (CO32-)

1. C je méně elektronegativní než O, tedy C bude centrální atom

2. Spočítat valenční elektrony: C - 4 (2s22p2) a O - 6 (2s22p4), náboj - 2

4 + (3 x 6) + 2 = 24 valenčních elektronů

3. Nakreslit jednoduchou vazbu mezi atomy C a O a doplnit na nich oktet



5. Příliš mnoho elektronů: doplnit násobnou vazbu a znovu zkontrolovat počet e-

O C O

O

2 jednoduché vazby (2x2) = 4

1 dvojná vazby = 4

8 volných párů (8x2) = 16

celkem = 24

Lewisova struktura – příklady (CO32-)

Struktura a formální náboje

• Formální náboj (atomu) je hypotetický náboj za předpokladu rovnoměrného sdílení elektronů v chemické vazbě. Volné elektronové páry patří k příslušnému atomu.

• Znalost formálních nábojů umožňuje odhadnout pravděpodobnou strukturu a umístění násobných vazeb: – Formální náboje by měly být co nejbližší nule.– Případné záporné formální náboje by měly být u

atomů s nejvyšší a kladné u atomů s nejnižší elektronegativitou.

Lewisova struktura – příklady (formaldehyd)

H C O HH

C OH

Dvě možné skeletové struktury formaldehydu (CH2O). Rozlišení

provedeme pomocí formálního náboje jednotlivých atomů:

formální náboj atomu v Lewisově sktruktuře

= 1

2

počet vazebných elektronů( )

počet valenčních elektronů ve volném atomu

-počet nevazebných elektronů

-

H C O HC – 4 e-

O – 6 e-

2H – 2x1 e-

12 e-

2 jednoduché v. (2x2) = 4 1 dvojná v. = 4

2 volné páry (2x2) = 4celkem = 12

formální náboj na C = 4 -2 - ½ x 6 = -1

formální náboj na O = 6 -2 - ½ x 6 = +1

-1 +1



= 1

2 ( )počet valenčních elektronů ve volném atomu


-počet vazebných elektronů

C – 4 e-

O – 6 e-

2H – 2x1 e-

12 e-

HC O

H

= 4 -0 - ½ x 8 = 0

= 6 -4 - ½ x 4 = 0

0 0


2 jednoduché v. (2x2) = 4 1 dvojná v. = 4

2 volné páry (2x2) = 4celkem = 12


= 1

2 ( )počet valenčních elektronů ve volném atomu


-počet vazebných elektronů

formální náboj na C

formální náboj na O

Strukturní rezonance

• V některých případech lze nakreslit více vyhovujících (ekvivalentních) struktur.

• Př.: SO2: O=S-O a O-S=O. – Obě struktury jsou stejně pravděpodobné.

– Skutečná struktura molekuly je rezonančním hybridem těchto ekvivalentních struktur.

• Experimenty ukazují že v karbonátovém iontu jsou ve skutečnosti všechny vazby C-O stejné a mají hybridní charakter, odpovídající struktuře D:

Rezonanční struktura benzenu

C

CC

CC

C

H

H

H

H

H

H

C

CC

CC

C

H

H

H

H

H

H

Výjimky z oktetového pravidla

• Ačkoli mnoho molekul splňuje oktetové pravidlo, existují výjimky kdy centrální atom má jiný počet elektronů než 8.– Je-li centrální atom nekov ze třetí nebo

vyšší periody, může být kolem shromážděno až 12 elektronů.

– Tyto prvky mají nezaplněnou podslupku “d”, kterou mohou využít k vazbě.

Výjimky z oktetového pravidla - příklady

N – 5e-

O – 6e-

11e-

NO N O

SF6

S – 6e-

6F – 42e-

48e-

S

F

F

F

FF

F

6 jednoduchých v. (6x2) = 1218 volných párů (18x2) = 36

celkem = 48

H HBeBe – 2e-

2H – 2x1e-

4e-

BeH2

Disociační energie vazby

• Disociační energie chemické vazby, D – energie potřebná k rozrušení jednoho molu příslušných vazeb v izolovaných molekulách v plynné fázi.

• Disociační energie vazby je vždy kladná (k rozrušení vazby je nutné energii dodat).

• Z vazebných energií lze odhadnout energetické změny neznámých reakcí vhodnou kombinací dílčích dějů a jim odpovídajících energetických změn (Hessův zákon).

Použití disociačních energií vazeb

• Př.: Odhadněte slučovací teplo H2O(g) z vazebných

energií:

H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) = ?

Hodnoty vazebných energií z tabulek: H – H (g) 2H(g) H1 = 432 kJ

½ O=O (g) O(g) H2 = 494/2 = 247

kJ

2H(g) + O(g) H – O – H (g) 2 H3 = 2*459 kJ

H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) H = 239 kJ

experimentální hodnota H = 241.8 kJ

• Mezi dílčí procesy je často nezbytné zařadit fázovou změnu protože některé reaktanty nebo produkty nejsou plynné fázi.

• Př.: Vypočítejte slučovací entalpii CCl4(l).

C(s) + 2Cl2(g) CCl4(l) = ?

• Dílčí reakce a jim odpovídající energie:

C(s) C(g) H1 = 715 kJ

2Cl – Cl(g) 4Cl(g) H2 = 480

C(g) + 4Cl(g) CCl4(g) H3 = 1308

CCl4(g) CCl4(l) H4 = 43

C(s) + 2Cl2(g) CCl4(l) H = 156 kJ

exp. = 139 kJ

Použití disociačních energií vazeb

Hodnoty disociačních energií vazeb

Documents

Valenční elektrony a chemická vazba