Struktura látek

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