1 Elektronová afinita = energie, která se uvolní (nebo kterou musíme dodat) při přidání jednoho elektronu k atomu. Je to energetická bilance děje, při kterém vzniká z prvku v základním stavu anion. Elektrony jsou snadněji vázány takovými atomy, jejichž elektronová valenční vrstva je zaplněna podobně jako valenční vrstva vzácného plynu. Prvky s velkou elektronovou afinitou (např. F, Cl, Br, I) snadno tvoří anionty. Výsledek obrázku pro electron affinity Výsledek obrázku pro electron affinity Elektronové afinity klesají v každé skupině periodické tabulky s rostoucím atomovým číslem a rostou v každé periodě s růstem atomového čísla. Elektronová afinita Existují dvě diskontinuity v trendu elektronové afinity: Diskontinuita mezi skupinami IA a IIA. Elektron přidaný k II.A prvku přichází do p-orbitalu, nikoliv do s-orbitalu. Elektron je tak dále od jádra a podléhá repulzi od s-elektronů. Diskontinuita mezi skupinami IVA a VA. Skupina VA nemá prázdné orbitaly. Přidaný elektron musí přijít do již obsazeného orbitalu, což vede k repulzi. Elektronová afinita https://chem.libretexts.org/@api/deki/files/41653/5f219fa0e900696b2a59ce113d2a9b01.jpg?revision=1&s ize=bestfit&width=929&height=456 Elektronová afinita • •Elektronegativita c = schopnost přitahovat vazebné elektrony. • Elektronegativita SouvisejÃcà obrázek Pauling: disociační energie vazeb (D). Mulliken: ionizační energie (Ei) a elektronová afinita (Eea) Allred a Rochow: efektivní náboj jádra (Zeff) a kovalentní poloměr (rcov). ENM = 3.15 x ENP http://perso.numericable.fr/vincent.hedberg/periodicity/periodicity_Page_08.jpg Elektronegativita Iontový poloměr http://perso.numericable.fr/vincent.hedberg/periodicity/periodicity_Page_06.jpg http://abulafia.mt.ic.ac.uk/shannon/ Výsledek obrázku pro ionic radii chem college ionic radius perfect periodic table ions best of chem college ionic radius ionic size Diagonální analogie •mezi prvky 2. a 3. periody je obdoba v chemickém chování po diagonále • • Li - Mg • Be - Al • B - Si • C - P • N - S • O - Cl https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/e/e7/DiagonalRelation.png/1280px-DiagonalRelat ion.png Periodic table - Wikipedia | WordDisk podobné elektronegativity, obdobná hustota náboje Li a Mg tvoří s kyslíkem pouze oxidy, zatímco Na tvoří peroxidy a ostatní alkalické kovy tvoří také superoxidy. Li je jediný prvek 1. skupiny tvořící stabilní nitrid Li3N. Mg, stejně jako ostatní prvky 2. skupiny, také tvoří nitridy. Uhličitan, fosforečnan a fluorid lithný jsou špatně rozpustné ve vodě (na rozdíl od ostatních prvků 1. skupiny). Odpovídající soli prvků 2. skupiny jsou nerozpustné (nízké mřížkové a solvatační energie). Li a Mg tvoří kovalentní organokovové sloučeniny. Li(CH3) a Mg(CH3)2 jsou používány jako činidla v organické syntéze. Obdobné sloučeniny ostatních prvků 1. a 2. skupiny jsou extrémně reaktivní iontové sloučeniny. Chloridy Li a Mg jsou rozpustné v alkoholu a pyridinu, jsou hygroskopické (absorbují vlhkost s okolí) a tvoří krystalické hydráty (LiCl·2H2O resp. MgCl2·6H2O). Uhličitan lithný i uhličitan hořečnatý jsou nestabilní, zahřátím vznikají příslušné oxidy a uvolňuje se CO2. Li – Mg Be – Al tepelná nestálost uhličitanů a hydroxidů Be a Al. B – Si B a Si tvoří monomerní těkavé, reaktivní, samozápalné hydridy, polovodiče, kyselinotvorné oxidy atd. Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky Chemická vazba SouvisejÃcà obrázek Chemická vazba Iontová vazba (elektrovalentní) Anionty i kationty nabývají konfigurace inertního plynu odtržením/přijetím elektronu (Kossel 1916). Kovalentní vazba Atomy mohou nabýt konfigurace inertního plynu sdílením elektronů (Lewis 1916). NH4+ v amonných solích H+ = akceptor NH3 = donor Koordinačně kovalentní (dativní vazba, donor-akceptorová) Jediný atom poskytne celý elektronový pár (tj. volný elektronový pár) Akceptor = prvky (kationty) 3. skupiny, d-prvky, H+ Donor = prvky (anionty) 5.-7. skupiny, H- Obsah obrázku objekt, hodinky, hodiny Popis byl vytvořen automaticky Chlorid hlinitý existuje v plynném stavu jako Al2Cl6 Al = akceptor, Cl = donor Obsah obrázku objekt, hodiny Popis byl vytvořen automaticky BH4- v tetrahydridoboritanech H- = donor BH3 = akceptor Výsledek obrázku pro covalent bond Kovalentní vazba = vzniká sdílením jednoho nebo více valenčních elektronů oběma prvky vazebného páru. Kovalentní vazba je tvořena překrytím atomových orbitalů a dle principu nerozlišitelnosti částic nelze určit, který elektron patří kterému atomu. Pravděpodobnost výskytu elektronů v prostoru zaujímaném molekulou lze popsat vlnovou funkcí, které určuje molekulové orbitaly. Pokud atomy tvořící vazbu nemají k dispozici dostatek elektronů, může vzniknout násobná vazba (O=O, -NºN). Porušení vazby zvýší celkovou energii systému, k tomuto účelu tedy musí být energie dodána zvenčí. Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky Lewisova teorie a teorie valenční vazby Teorie molekulových orbitalů (MO LCAO) Povídání o pejskovi a kočičce Download PDF Teorie kovalentní vazby Vaznost (covalence) Vaznost je číslo, které udává, kolik vazeb je atom daného prvku schopen vytvořit. Souvisí s počtem valenčních elektronů. Maximální kovalence prvku závisí na jeho poloze v periodické tabulce: Vodík: 1 2. Perioda (Li - F): 4 3. a 4. perioda (Na – Br): 6 Ostatní periody (Rb – U): 8 Maximální vaznost (Sigdwick 1928) je definováno jako maximální počet kovalentních vazeb které může atom tvořit s okolními atomy. Maximální vaznost je číselně rovna číslu skupiny v periodické tabulce. Prvky 3. a vyšší periody, s prázdnými d-orbitaly mohou rozšířit jejich oktet přenosem elektronů z volného páru do prázdného d-orbitalu. Obsah obrázku hodiny, velké, visící, vsedě Popis byl vytvořen automaticky Např. pro síru: V excitovaném stavu má síra 6 nepárových elektronů a má vaznost 6, e.g. in SF6. 2. perioda- výjimečné postavení •Prvky 2. periody (Li - F) nemají ve valenční vrstvě d-orbitaly, což má řadu důsledků: •- nejmenší velikost atomů a nejvyšší IE. •- menší vazebné možnosti (pouze 4 orbitaly). Maximální vaznost prvků 2. periody je 4 na rozdíl od 6 prvků 3. periody ([SiF6]2-, PCl6-, SF6). Např. neexistuje NCl5, na rozdíl od PCl5, AsCl5 a SbCl5. BiCl5 je nestabilní v důsledku relativistického efektu. •- nejvyšší elektronegativitu, uplatnění H-vazby u elektronegativnějších členů periody. Fluor má ze všech prvků nejvyšší elektronegativitu, vyskytuje se ve sloučeninách pouze jako F-. • - u prvků vyšších period se uplatňují d-orbitaly, které zvyšují reaktivnost •Např. : CCl4 + 4 H2O ® nereaguje • SiCl4 + 4 H2O ® Si(OH)4 + 4 HCl (bouřlivě) • Stabilita uhlíkatých řetězců –C-C-C-C- je mnohem větší než obdobných řetězců –Si-Si-Si-Si-, v důsledku menší vazebné energie Si-Si, a také přítomností prázdných d-orbitalů, které usnadňují hydrolýzu. -u prvků druhé periody (C, N, O) se vyskytují násobné vazby. Např. O2 (dvojná vazba) vs. S6 (jednoduché vazby), N2 (trojná vazba) vs. P4, (jednoduché vazby), sloučeniny s motivem Si=Si analogické alkenům nejsou známy. CO2 je plynný monomer s 2 dvojnými vazbami vs. SiO2 je krystalická látka, trojrozměrná síť tetraedrů SiO4. -u hydridů prvků druhé periody (C, N, O, F) se výrazně projevují vodíkové vazby. Obsah obrázku kreslení Popis byl vytvořen automaticky Počet valenčních elektronů Oktetové pravidlo 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). Elektronová konfigurace mnoha iontů odpovídá konfiguraci vzácného plynu. 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. Týká se pouze prvků 2. a 3. periody. Pravidlo 8 – N Pravidlo 8-N (Hume Rothery 1931): V krystalech, resp. v molekulách, prvků V. – VII. skupiny je počet nejbližších sousedních atomů 8 - N, kde N je číslo skupiny daného prvku v periodické soustavě (atomy si tak doplňují oktet). Rozdíl 8 - N reprezentuje počet nepárových valenčních elektronů a tudíž udává počet možných kovalentních vazeb. Platí pouze v případech, když splněno oktetové pravidlo. Vzácné plyny: existují pouze v atomární formě (8 – N = 8 – 8 = 0). Halogeny: tvoří jednu jednoduchou vazbu (8 – N = 8 – 7 = 1), existují tedy ve formě molekul X2. Chalkogeny: v molekule kyslíku O2 je jedna dvojná vazba, zatímco atom síry je v molekule S8, resp. v řetězcích –S-S-S-S- , vázána dvěma jednoduchými vazbami (8 – N = 8 – 6 = 2). Pentely: v molekule dusíku N2 je jedna trojná vazba, fosfor je v molekule P4 vázán třemi jednoduchými vazbami (8 – N = 8 – 5 = 3). Tetrely: atomy těchto prvků (např. C, Si) jsou vázány čtyřmi vazbami (8 – N = 8 – 4 = 4). Počet vazebných elektronů Lewisovy vzorce 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. Týká se pouze prvků 2. a 3. periody. v = počet valenčních elektronů daného atomu v základním stavu (t.j. před tvorbou vazby). b = počet vazeb (včetně σ a π vazeb) tvořeného daným atomem. c = náboj atomu (pozor: nemusí souhlasit s nábojem celé molekuly/iontu). Počet volných elektronových párů Počet sigma vazeb Počet sigma vazeb vycházejících z daného atomu je číselně roven počtu atomů navázaných na tento atom. Počet valenčních elektronů Počet valenčních elektronů je číselně roven číslu (pořadí) skupiny Formální náboj FC = (č. skupiny) - [(počet vazeb) + (počet nevazebných elektronů)] = hypotetický náboj za předpokladu rovnoměrného sdílení elektronů v chemické vazbě. Volné elektronové páry patří k příslušnému atomu. 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. http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/3/38/Diazomethane-resonance-structures-2D.png diazomethan Určování Lewisových struktur 1. Určit celkový počet valenčních elektronů každého atomu. 2. Shromáždit atomy kolem centrálního atomu (tj. atomu s nejnižší elektronegativitou). 3. Naplnit oktet u atomů vázaných na centrální atom. 4. Naplnit oktet u centrálního atomu přiřazením zbylých elektronů do nevazebných elektronových párů, případně doplnit násobné vazby. Příklad: Lewisova struktura NF3 cha56011_ma0903 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 H C O H H C O H Příklad: Ze dvou možných struktur formaldehydu (CH2O) vyberte pravděpodobnější z nich. Rozlišení proveďte pomocí formálního náboje jednotlivých atomů. C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- 2 jednoduché v. (2x2) = 4 1 dvojná v. = 4 2 volné páry (2x2) = 4 celkem = 12 H C O H -1 +1 C – 4 e- O – 6 e- 2H – 2x1 e- 12 e- H C O H 0 0 2 jednoduché v. (2x2) = 4 1 dvojná v. = 4 2 volné páry (2x2) = 4 celkem = 12 formální náboj na C = 4 - 2 - ½ x 6 = -1 formální náboj na O = 6 - 2 - ½ x 6 = +1 = 4 - 0 - ½ x 8 = 0 = 6 - 4 - ½ x 4 = 0 formální náboj na C formální náboj na O Z hlediska formálního náboje je pravděpodobnější druhá varianta. = centrální atom má jiný počet valenčních 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 (hypervalence). http://www.mikeblaber.org/oldwine/chm1045/notes/Bonding/Except/IMG00020.GIF Výjimky z oktetového pravidla Izoelektronové částice Izoelektronové částice mají stejnou elektronovou strukturu a stejný počet valenčních elektronů. Příklad: 1) Na+ má 10 elektronů, Ca2+ má také 10 elektronů. Jsou tedy izoelektronové. 2) CO (oxid uhelnatý) má 6 + 8 = 14 elektronů, N2 (dusík) has 2 x 7 = 14 elektronů. jsou tedy izoelektronové. 3) CH3COCH3 a H3CN=NCH3 mají tentýž počet elektronů, ale různou elektronovou strukturu. Tudíž nejsou izoelektronové. Grimmovo pravidlo posuvu Grimm (1925): Atom prvku, který stojí před vzácným plynem o 1-4 místa (skupiny IV.A – VII.A), mění své vlastnosti sloučením s atomy vodíku v počtu n ≤ 4 tak, že vzniklý komplex se chová jako pseudoatom, analogický prvku, jenž stojí v periodické soustavě o n míst napravo. NH4+ bývá označován jako „pseudoalkalický“, vzhledem k iontovému poloměru však má poměrně vysokou hodnotu elektronegativity. Pseudo-halogeny a pseudo-halogenidy Pseudo-halogenidy jsou anionty vykazující podobné chování s halogenidovými ionty. Tvoří soli s alkalickými kovy a mohou být ligandy a tvořit koordinační sloučeniny (komplexy). Často jsou odvozeny od příslušných konjugovaných kyselin odtržením protonu. Hydridy pseudo-halogenidů jsou slabé kyseliny a stejně jako halogenkyseliny mohou reagovat s hydroxidy za tvorby vody a solí – např. HN3 + NaOH → H2O + NaN3 jako analog klasické reakce HCl + NaOH → H2O + NaCl. Image result for pseudo alkaline Pseudo halogen Přítomnost dvojných i trojných vazeb ve vnitřní stavbě pseudohalogenidů nemá žádný zřejmý vliv na jejich chemické chování. B Sc. PART I INORGANIC CHEMISTRY HALOGEN GROUP PSEUDOHALOGENS When two or more P-block elements combine together with a unit ne Řád vazby = „násobnost“ vazby. Charakterizuje počet elektronových párů sdílených mezi atomy (nemusí být nutně celočíselný). Je parametrem stability molekul. Výsledek obrázku pro MO H2 Teorie valenční vazby (Valence Bond Theory) Vychází z Levisovy teorie chemické vazby. Předpokládá se přiblížení dvou atomů na takovou vzdálenost, že dojde k minimalizaci energie, překryvu atomových orbitalů a valenční elektrony se mohou stejně pravděpodobně vyskytovat v silovém poli jader obou atomů (již nerozliším původ elektronu); atomové orbitaly si ovšem zachovávají svůj původní charakter (jsou lokalizovány u příslušných jader atomů). (W. Heitler, F. London,L. Pauling, G.N. Lewis 1923-1930) Obsah obrázku mapa Popis byl vytvořen automaticky •= založena na představě hybridizace (směšování AO) - opět vychází z teorie superpozice stavů Þ lineární kombinace AO nalezených řešením Schrödingerovy rovnice jsou pro umístění elektronů právě tak vhodnými orbitaly jako původní AO. Umožňuje vysvětlit i případy, geometrie AO atomů jež vytvářejí molekulu nedovoluje vysvětlit vznik těchto vazeb jednoduchým překryvem AO • •např. ze 2 energeticky a geometricky rozdílných AO vznikají 2 energeticky degenerované orbitaly, mající stejný tvar, liší se pouze orientací v prostoru • •Podmínky: •energie hybridizujících se AO nesmí být příliš rozdílná •vhodná symetrie •vzniká tolik HAO, kolik se AO hybridizace účastní •odvození tvaru jednoduché molekuly vychází z předpokladu, že tvar molekuly je určován tvarem HAO na středovém atomu. Vazby středového atomu s ostatními vazeb. partnery jsou realizovány překryvem HAO s AO vazebných partnerů. Teorie hybridizace Hybridizace Výsledek obrázku pro oktetove Výsledek obrázku pro hybridization orbitals Výsledek obrázku pro diagram state carbon Výsledek obrázku pro hybridization orbitals Jain, V. K.: Indian Journal of Applied Research 4, 2014, 53-55 Počet orbitalů zahrnutých do hybridizace (H): H = (V + M – C + A)/2 kde V = počet elektronů ve valenční vrstvě centrálního atomu, M = počet jednovazných atomů, C = náboj kationtu, A = náboj aniontu. H = 2 → sp (1s + 1p = 2) H = 3 → sp2 (1s + 2p = 3) H = 4 → sp3 (1s + 3p = 4) Hodnota H je číselně rovna tzv. sterickému číslu (steric number, SN) Počet orbitalů zahrnutých do hybridizace Obsah obrázku text Popis byl vytvořen automaticky s-orbitaly mají nižší energii než p-orbitaly. Větší s-charakter hybridního orbitalu snižuje energii hybridnch orbitalů a proto se více podobají s-orbitalům. Větší p-charakter zvyšuje energii hybridních orbitalů a proto se tyto více podobají p-orbitalům. s-charakter hybridního orbitalu - hybridní orbital má vyšší podíl původního s-orbitalu a nižší podíl původního p-orbitalu. p-charakter hybridního orbitalu - hybridní orbital má vyšší podíl původního p-orbitalu a nižší podíl původního s-orbitalu. s- a p-charakter hybridních orbitalů s-orbitaly jsou blíže jádru, jsou více penetrující a elektronová hustota je méně dostupná pro vazbu - proto stabilizují volný elektronový pár. Důsledkem většího s-charakteru je menší repulse, menší hybridizační energie a menší vazebný úhel. Totéž platí vice versa o vyšším p-charakteru hybridních orbitalů. Nejstabilnější uspořádání je tudíž využití p-orbitalů pro vazbu a s-orbitalů pro tvorbu volných elektronových párů. s-orbital je nejblíže atomovému jádru, vazebný elektronový pár tvořený s-orbitalem (má větší s-charakter) je více přitahován k jádru - atom vykazuje vyšší elektronegativitu. Čím je vyšší s-charakter, hybridního orbitalu, tím pevnější je vazba. Elektronegativita a hybridizace s- a p-charakter hybridních orbitalů 723 Bentovo pravidlo Elektronegativnější atomy preferují vazbu s hybridními orbitaly s menším s-charakterem a větším p-charakterem, které jsou elektropozitivnější. Elektropozitivnější atomy preferují vazbu s hybridními orbitaly s větším s-charakterem a menším p-charakterem, které jsou elektronegativnější. Which, among the following hybridized orbitals, has the ... sp3 sp2 sp Bentovo pravidlo a vazebný úhel Bent's rule - Wikipedia Hybridizace a vazebný úhel Příklad Fluorid siřičitý (SF4) Molekula SF4 má obsahuje 4 atomy fluoru a volný elektronový pár, hybridizaci sp3d a tvar trigonální bipyramidy (TBP). TBP geometrie zahrnuje 3 sp2 orbitaly v ekvatoriální pozici a 2 pd orbitaly v axiální pozici. Příklad Difluorid trichlorid fosforečný (PCl3F2) Molekula PCl3F2 má obsahuje 3 atomy chloru a 2 atomy fluoru, hybridizaci sp3d a geometrii trigonální bipyramidy (TBP). TBP geometrie zahrnuje 3 sp2 orbitaly v ekvatoriální pozici a 2 pd orbitaly v axiální pozici. Methyl fluorid (CH3F) Molekula má sp3 hybridizaci jako methan. Protože však rozdělení s-charakteru není, v důsledku přítomnosti elektronegativního atomu F u všech hybridních orbitalů stejnoměrné, změní se i vazebné úhly. Podle Bentova pravidla orbital s menším s-charakterem bude orientován směrem k více elektronegativnímu prvku – tudíž vazba C-F má menší s-charakter ve srovnání s C-H vazbami a vazebný úhel se zmenší (experimentálně je H-C-F 108.2°) oproti vazebnému úhlu v methanu (109.5°). Protože s-charakter C-F vazby poklesl, dochází k nárůstu s-charakteru u ostatních tří C-H vazeb, což vede ke zvětšení vazebných úhlů mezi nimi (experimentálně je H-C-H 110.2°) oproti vazebnému úhlu v methanu (109.5°). Příklad Fluormethaan - Wikipedia Sigma bonds come in six varieties: Pi bonds come in one ... Hybridizace a délka vazby Délka vazby – závisí na podílu s orbitalů tj. klesá v řadě p > sp3 > sp2 > sp Which hybrid orbitals have different bond lengths? - Quora Suka Chemistry: Differences between Single, Double and ... theoretical chemistry - Utility of Bent's Rule - What can ... Bentovo pravidlo a délka vazby Vazby s větším s-charakterem jsou obecně kratší. Délky vazeb se mohou měnit přítomností elektronegativních substituentů a změnou hybridizace centrálních atomů. Pokud molekula obsahuje strukturu X-A--Y, záměna substituentu X více elektronegativním substituentem, dojde ke změně hybridizace centralního atomu A a zkracuje se sousední A--Y vazba. Hybridization influences bond length and bond strength in ... Energie vazby – závisí na podílu s orbitalů tj. roste v řadě p < sp3 < sp2 < sp Hybridizace a energie vazby Model VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) -model odpuzování elektronových párů valenční sféry. Model VSEPR lze aplikovat pouze u molekul se středovým atomem nepřechodného prvku. Založen na 4 postulátech: • 1)Každý z daného počtu el. párů (σ a n) se snaží zaujmout takovou polohu, aby jeho vzdálenost od ostatních byla co největší. Elektronové páry středového atomu molekuly vazebné (označené např. jako s) i nevazebné (označené jako n) se rozmísťují tak, aby byly co nejdál od sebe a měly tedy minimální energii v důsledku slabé repulze. • • Vzájemná poloha σ a n elektronových párů určuje samotný tvar molekuly. Přítomnost π • elektronových párů je pro určení tvaru molekuly bezvýznamná. • • •2) Vazebný elektronový pár soustředěný u více elektronegativního vazebného partnera zaujímá menší prostor než u méně elektronegativního. •3) Nevazebný el. pár zaujímá větší prostor než vazebný, protože odpuzuje ostatní el. páry více než vazebný pár - jde o extrémní případ bodu 2) • •4) Elektronové páry v násobných vazbách zaujímají dohromady větší prostor než elektronový pár v jednoduché vazbě. U dvojné a trojné vazby jsou elektronové páry typu s doprovázeny elektronovými páry typu p. Vzniklé dvojice (s+p) nebo trojice (s+p+p) odpuzují el. páry více než samotný pár s. • Sterické číslo Stanoví se z Lewisova vzorce nebo výpočtem Steric number = no. of σ-bonds + no. of lone pairs Das, A.: Indian Journal of Applied Research 3, 2013, 594-595 CO2 sterické číslo = 2 NH3 sterické číslo = 4 NH4+ sterické číslo = 4 H2CO sterické číslo = 3 Obsah obrázku kreslení Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku kreslení, hodiny Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku objekt, hodiny Popis byl vytvořen automaticky Odhad sterického čísla molekul z Lewisova vzorce VSEPR SouvisejÃcà obrázek Lindmark, A. F.: Journal of Chemical Education 87, 2010, 487-491 Pro skupinu resp. molekulu (AXn)m- platí CN = (v/2) – 3n kde v = počet valenčních elektronů ve sloučenině, n = počet atomů X (kromě vodíku). CN = koordinační číslo (odpovídá sterickému číslu SN a hybridizaci H). CN = 2 AX2 CN = 3 AX3 AX2E CN = 4 AX4 AX3E AX3E CN = 4 (čtvercově planární tvar u komplexních sloučenin) CN = 5 AX5 AX4E AX3E2 AX2E3 VSEPR: odhad tvaru molekuly bez Lewisova vzorce vseprx Lindmark, A. F.: Journal of Chemical Education 87, 2010, 487-491 CN = 6 AX6 AX5E AX4E2 AX3E3 AX2E4 CN = 7 AX7 (např. IF7) Compare the shapes and bond angles of these oxynitrogen ... Vazebné úhly Vazebná energie Při vzniku chemické vazby se energie uvolňuje ( vazebná energie ) a při štěpení chemických vazeb se musí energie dodávat. (disociační energie). Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky Stabilita sloučenin Velká záporná hodnota slučovacího tepla (slučovací entalpie) = velká odolnost proti rozkladu na prvky. 4 Al + 3 O2 = 2 Al2O3 ΔH298 = - 3351.4 kJ/mol slučovací teplo Al2O3 : ΔH298 /2 = - 1675.7 kJ/mol Stabilní: Al2O3 : - 1675.7 kJ/mol NaCl : - 411 kJ/mol HF: - 271.1 kJ/mol Nestabilní: Cl2O7 : +75.73 kJ/mol NCl3: + 230 kJ/mol SnH4: +162.8 kJ/mol Stálé sloučeniny lze rozložit elektrolyticky, nestálé se rozkládají při mírném zahřátí nebo za chladu, někdy explozívně. Délka vazby Výsledek obrázku pro bond length Výsledek obrázku pro bond length electronegativity relationship Výsledek obrázku pro electronegativity and bond length souvisí s řádem vazby: čím více elektronů se vazby účastní, tím je vazba kratší. Je také nepřímo úměrná síle vazby a disociační energii vazby. rAB = rA + rB Vliv elektronegativity rAB = rA + rB – 0.09(XA - XB) (Schoenmaker, Stevenson) Polarita vazby Distribuce elektronů bývá v heteronukleárních biatomických molekulách nerovnoměrně rozdělena mezi oba atomy. To vede ke vzniku polární vazby (nerovnoměrné sdílení elektronového páru dvěma atomy). Příklad: Vazba v molekule HF je polární, s elektronovým párem lokalizovaným blíže atomu F. Atom fluoru nese parciální záporný a atom vodíku parciální kladný náboj. Image result for hydrogen fluoride Image result for hydrogen fluoride Image result for hydrogen fluoride Polarita vazby Polarita molekuly, dipólový moment Dipolový moment molekuly = vektorový součet všech vazebných dipolů. Může být nulový, i v případě nenulových vazebných dipolů které se navzájem kompenzují (např. SF6, SiF4, CF4, …) Polarizovatelnost vazby = vlastnost vazby změnit pravděpodobnost výskytu elektronů v důsledku působení vnějších elektrických nábojů, např. vlivem iontu v těsném okolí molekuly nebo působením polárních molekul rozpouštědla. Obecně polarizovatelnost vazeb roste s poloměrem vazebných partnerů (tj. vzdáleností valenčních elektronů od jádra). Iontovost vazby Mezi iontovým a kovalentním charakterem vazby je plynulý přechod (Pauling): i = exp[-0.21(XA - XB)2] SouvisejÃcà obrázek S rostoucím iontovým charakterem vazby se zpravidla mění fyzikální vlastnosti: roste teplota tání a varu, roste rozpustnost ve vodě, klesá rozpustnost v nepolárních rozpouštědlech. Iontová vazba = založená na elektrostatickém přitahování opačně nabitých iontů. Ve sloučenině s iontovou vazbou existují kladně a záporně nabité ionty (kationty a anionty), které si navzájem kompenzují náboj – sloučenina musí být elektroneutrální. 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). K + F K+ F - 1s22s22p63s23p64s1 [Ar] 1s22s22p63s23p6 Výsledek obrázku pro ionic bond Sloučeniny s iontovou vazbou jsou typicky soli, tvořící za běžných podmínek krystaly s vysokou teplotou tání. Fajansova pravidla pro iontovou vazbu Iontová vazba vzniká 1. mají-li vzniklé ionty stabilní elektronovou strukturu s plně obsazenou kulově symetrickou vrstvou. 2. mají-li malý náboj, 3. mají-li atomy, z kterých vznikají anionty, malý atomový objem a atomy, z kterých vznikají kationty, velký atomový objem. Nejsou-li tyto podmínky splněny, vzniká místo vazby iontové polarizovaná vazba kovalentní. Stabilita iontu – schopnost zachovat si svou elektronovou konfiguraci, nepodlehnout další oxidačně-redukční změně. Ion je tím indiferentnější, 1. čím stabilnější je jeho elektronová konfigurace (vzácný plyn > pseudovzácný plyn > nepravidelná konfigurace) 2. čím menší má náboj Na+ > Mg2+ > Al3+ > Si4+ 3. čím větší je atomové číslo atomu, z něhož vzniká kation Cs+ > Na+ 4. čím menší je atomové číslo atomu, z něhož vzniká anion F- > I- Polarizace iontů Dispozice ke kovalentním interakcím roste se vzrůstající polarizační silou kationtu a/nebo polarizovatelností aniontu. Polarizační síla kationtů (nestabilní kation má velkou polarizační sílu, deformuje elektronový obal aniontu) -roste s klesajícím poloměrem (Cs+ < Rb+ < K+ < Na+ < Li+) -roste se vzrůstajícím kladným nábojem (Na+ < Mg2+ < Al3+ < Si4+, Fe2+ < Fe3+) -roste s nestabilitou konfigurace (Ca2+ < Cu2+) Polarizační síla kationtu souvisí s hustotou náboje (náboj iontu/objem iontu). Polarizovatelnost aniontů (nestabilní anion je snadno polarizovatelný, deformovatelný) -roste s rostoucím poloměrem (F– < Cl– < Br– < I–) -roste se vzrůstajícím záporným nábojem (Cl– < S2– < P3– < Si4–) S klesající stabilitou iontů, tj. se vzrůstající polarizační silou kationtu a polarizovatelností aniontu se zvyšuje kovalentní charakter (prvky s vysokým oxidačním číslem neexistují jako ionty, ale jsou součástí kovalentních molekul), roste míra hydratace a hydrolýzy, resp. tvorby komplexů (= snaha rozprostřít svůj náboj na větší povrch). F- Cl- Br- I- Ag+ - bílá nažloutlá žlutá Tl+ - bílá nažloutlá žlutá Hg22+ - bílá bílá žlutá Hg2+ bílá bílá bílá oranžovo-červená Pb2+ bílá bílá bílá žlutá O2- S2- Se2- Te2- Zn2+ bílá bílá žlutá červená Ga3+ bílá žlutá červená černá As3+ bílá oranžová hnědočerná černá Vliv polarizace na zbarvení Obsah obrázku text, mapa Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku text Popis byl vytvořen automaticky van Arkel – Ketelaarův trojúhelník Vztah mezi elektronegativitou a typem vazby. Pouze pro s- a p-prvky. Goldschmidtova pravidla (Goldschmidt 1937) 1.Ionty jednoho prvku mohou v iontových krystalech extenzívně nahrazovat jiné prvky, pokud jejich se jejich poloměry liší méně, než o zhruba 15 %. 2.Ionty jejichž náboje se liší o jednotku se snadno nahrazují mezi sebou, pokud je zajištěna elektroneutralita krystalu. Pokud se náboje liší o víc než jednotku, je substituce nevýznamná. 3. Příklad: náhrada Ca2+ místo Na+ v nerostu plagioklasu je vyrovnána substitucí Al3+ místo Si4+). 3. Pokud dva různé ionty mohou obsadit určitou pozici v krystalové mřížce, je preferován ion s vyšší ionizační energií, tvořící silnější vazbu s okolními anionty. 1. Ringwoodovo doplnění Goldschmidtových pravidel (Ringwood 1955) 4. Substituce je omezená v případě pokud jsou sice splněna první dvě pravidla (velikost, náboj), ale ionty mají rozdílnou elektronegativitu. Příklad: Na+ a Cu+ mají obdobný poloměr i náboj, ale díky rozdílným elektronegativitám ke vzájemné substituci nedochází. Goldschmidtova pravidla Obsah obrázku text Popis byl vytvořen automaticky High Field Strength Elements (HFSE) Large Ion Lithophile Elements (LILE) Mantle Rock Forming Elements (MRFE) Stopové prvky v horninách Chemické složení zemské kůry https://etn-demeter.eu/wp-content/uploads/2016/09/Marty-photo.png Výsledek obrázku pro earth crust elements Alotropické modifikace Alotropie (polymorfie) je vlastnost chemického prvku označující jeho schopnost vyskytovat se v několika různých strukturních formách, které mají výrazně odlišné fyzikální vlastnosti. Jednotlivé alotropické modifikace se liší typem krystalové soustavy, fyzikálními a mechanickými vlastnostmi. Výsledek obrázku pro sio2 allotropes Příklad: Stabilita alotropických modifikací Stálé modifikaci je za standardních podmínek přiřazena nulová entalpie. C (diamant) à C (grafit) ΔH298 = - 1883 kJ/mol P (bílý) à P (červený) ΔH298 = - 17,57 kJ/mol Výsledek obrázku pro grafit diamant Výsledek obrázku pro red white phosphorus Přeměna diamantu na grafit může probíhat (termodynamická nestálost) , je však neměřitelně pomalá (kinetická stálost). Kovová vazba Výsledek obrázku pro metal bond = valenční elektrony sdíleny více atomy v krystalické mřížce kovu (kovové ionty jsou obklopeny „elektronovým plynem“) . Přítomnost takových volných elektronů velmi dobře vysvětluje vysokou tepelnou a elektrickou vodivost, kovový lesk, pravidelnou krystalickou mřížku, nízkou elektronegativitu, tvorbu kationtů, neprůhlednost a další vlastnosti kovů. Elektrony jsou rozděleny do několika energetických pásů a pouze některé z nich mají energii, která umožňuje volný pohyb elektronů po struktuře. V závislosti na množství elektronů ve vodivostních pásech se odvíjí schopnost celé struktury přenášet teplo nebo elektrický náboj. Kovový charakter SouvisejÃcà obrázek Vodíkové můstky Vodíková vazba (často také vodíkový můstek) je nejsilnější z nevazebných interakcí. Je podstatně slabší než iontová nebo kovalentní vazba, ale silnější než většina ostatních mezimolekulárních sil. Vodíkovou vazbu tvoří na jedné straně skupina vodík + silně elektronegativní prvek (kyslík nebo dusík) a na druhé straně atom s volným elektronovým párem (kyslík, fluor nebo dusík). Protože má atom vodíku pouze jeden elektron, dojde při vytvoření vazby k výrazně elektronegativnímu prvku ke značnému odhalení jeho atomového jádra, tedy kladně nabitého protonu. Vzniklý parciální kladný náboj na atomu vodíku může poutat nevazebné elektronové páry okolních molekul (v případě intramolekulární vazby jde o elektronové páry stejné molekuly). Výsledek obrázku pro vodÃková vazba Výsledek obrázku pro Hydrogen Bond Vodíkové můstky https://4.bp.blogspot.com/-fdFE2o3113E/VaTMg2wQWRI/AAAAAAAAAnU/WGG1LrfiaN4/s400/figure-2.jpg Vodíková vazba způsobuje zvětšení mezimolekulárních přitažlivých sil, což silně ovlivní fyzikálně-chemické vlastnosti systému (teplotu varu a tání, hustotu, viskozitu, (všechny se zvyšují) atd.). Díky vodíkové vazbě má voda H2O teplotu varu 100 °C, zatímco sulfan H2S, který vodíkové vazby nevytváří, vře při −60,75 °C. Výsledek obrázku pro vodÃková vazba Mezimolekulové interakce Elektrostatická interakce (Keesomův efekt): elektrostatické přitahování opačně nabitých pólů polárních molekul. Aby bylo dosaženo minima energie, budou se dipóly samovolně orientovat souhlasně. Lze jí vysvětlit skutečnost, že polární pevné látky se rozpouštějí v polárních rozpouštědlech. Je přitažlivá i odpudivá. Indukční interakce (polarizační interakce, Debyeho efekt): interakce typu dipól-indukovaný dipól. Permanentní dipól jedné molekuly je schopen indukovat dipólový moment v druhé molekule. Pokud permanentní dipól přestane působit, zmizí také indukovaný dipól druhé molekuly. Energie interakce závisí na vzdálenosti, velikosti permanentního dipólu a schopnosti druhé molekuly se polarizovat. Je pouze přitažlivá. Disperzní interakce (Londonův efekt): rozložení elektronů v molekulových orbitalech nepolárních molekul není neměnné, ale neustále se velmi rychle mění, čímž nastává polarizace dvou elektronových hustot, takže vzniká proměnný nebo oscilující dipól. Vzájemná interakce těchto krátkodobých dipólů vede k synchronizaci jejich oscilaci, což je podstatou přitažlivých disperzních sil. Tato interakce například umožňuje zkapalňování vzácných plynů nebo působí mezi vrstvami v grafitu či při stabilizaci dvojšroubovice DNA. Je pouze přitažlivá. Výsledek obrázku pro gekon Výsledek obrázku pro london dispersion forces in graphite https://is.muni.cz/do/rect/el/estud/prif/js11/fyz_chem/web/obr/2/tab_vdW-interakce.gif Repulzní interakce (Pauliho repulze): je způsobena repulzí vzájemně se překrývajících elektronových hustot a její podstatou je Pauliho princip výlučnosti dvou elektronů se stejným spinem ve stejném elektronovém obalu. Je vždy odpudivá a její velikost roste s klesající vzdáleností. Výsledek obrázku pro Evarcha arcuata Van der Waals Forces — Overview & Role in Biology - Expii jod grafit skákavka gekon Krystalová struktura Krystal je pevná látka, v níž jsou stavební prvky (atomy, molekuly nebo ionty) pravidelně uspořádány v opakujícím se vzoru, který se zachovává na velké vzdálenosti (oproti atomárním měřítkům). Struktura krystalu je tak určená základní jednotkou vzoru, nazývanou jednotková buňka, jejíž periodické opakování ve třech rozměrech tvoří krystalovou mřížku. Eulerova rovnice Euler's Formula - Cuemath Příklad F + V − E = 2 V = počet vrcholů (vertices) E = počet hran (edges) F = počet ploch (faces) Základní (elementární) buňka krystalu Prostorová mřížka – vychází z určitého bodu, jeho počátku a postupuje ve třech směrech po krocích o velikostech a, b, c., - Tím se vytyčí určité body zvané uzlové body, – prostorová mřížka je souborem uzlových bodů v prostoru (v rámci krystalu) Elementární buňka - nejmenší část prostorové mřížky, která se periodicky opakuje (uzly při 1 kroku). Mřížkové parametry a, b, c – délky hran elementární buňky v směre souřadných os. Podle velikosti uhlů α, β, γ mezi nimi a vzájemném poměru délky mřížkových parametrů rozdělujeme krystalické látky do krystalografických soustav. http://www.chem1.com/acad/webtext/states/state-images/lattice-cell.gif Krystalografické soustavy Krystalografické soustavy – 7 rovnoběžnostěnů, lišících se velikostí hran a úhlů. Stensenův zákon (zákon o stálosti úhlů hran): Pro každý krystalovaný minerál jsou charakteristické úhly krystalových hran, které svírají jeho jednotlivé plochy. U všech krystalů téhož nerostu jsou úhly krystalových hran stejné bez ohledu na velikost krystalu (je třeba vždy porovnávat úhly mezi stejnými plochami). Bravaisovy buňky Obsah obrázku text, mapa Popis byl vytvořen automaticky Elementární (základní) buňka je nejmenší část krystalické struktury. Je to rovnoběžnostěn, který je jednoznačně určen třemi translačními vektory a, b, c a úhly, jimi sevřenými. Mnohonásobným opakováním této buňky se beze zbytku vyplní prostor krystalu. Bravais definoval 14 možných typů základních buněk. Obsah obrázku text Popis byl vytvořen automaticky koordinační číslo počet nejbližších sousedů koeficient zaplnění celkový objem atomů v buňce ------------------------------------ celkový objem buňky Počet atomů patřících elementární buňce 1.Atom v tělesném středu elementární buňky patří pouze této buňce. 2.Atom ve středu plochy elementární buňky je sdílen dvěma buňkami, každé z nich patří jeho jedna polovina. 3.Atom na hraně elementární buňky je sdílen čtyřmi buňkami, každé z nich patří jeho jedna čtvrtina. 4.Atom ve vrcholu elementární buňky je sdílen osmi buňkami, každé z nich patří jeho jedna osmina. Jednoduchá krychlová struktura: r = a/2, atomy se dotýkají podél hran. Plošně-centrovaná krychlová struktura: r = a/(2√2), atomy se dotýkají podél diagonály na ploše krychle. Prostorově-centrovaná krychlová struktura: r = √(3a)/4, atomy se dotýkají podél příčné diagonály krychle. http://www.chemprofessor.com/solids_files/image019.jpg http://www.chemprofessor.com/solids_files/image011.jpg Iontový poloměr v krychlové soustavě Obsah obrázku objekt Popis byl vytvořen automaticky Pokud je kation příliš malý (pomě rc/ra = 0.155), struktura bude nestabilní v důsledku repulze mezi anionty. „Cation-anion radius ratio“ Abstract Image Radius Ratio Coordination number Type of void Example < 0.155 2 Linear 0.155 - 0.225 3 Triangular Plana B2O3 0.225 - 0.414 4 Tetrahedral ZnS, CuCl 0.414 - 0.732 6 Octahedral NaCl, MgO 0.732 - 1.000 8 Cubic CsCl, NH4Br Huttig 1920 Magnus 1922 Goldschmidt 1927 Pauling 1931 Obsah obrázku text, mapa Popis byl vytvořen automaticky Moore – Pearsonův graf Ionic and ion-derived solids 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) DE = + 69 kJ Pozitivní energie DE Þ reakce není energeticky přípustná (neproběhne samovolně). Hybnou silou procesu tudíž musí být tvorba krystalické tuhé fáze: K+(g) + Cl-(g) ® KCl(s) Výsledek obrázku pro kcl crystal structure Mřížková energie = energie potřebná k rozrušení iontové vazby a sublimaci iontů (je vždy kladná). Energie systému tvořeného kulovitými ionty dosahuje minima, pokud je každý z nich obklopen maximálním počtem iontů s opačným nábojem. Počet nejbližších sousedů = koordinační číslo. Mřížkovou energii lze určit z rovnic: Born – Landého rovnice NA = Avogadrova konstanta; M = Madelungova konstanta (souvisí s geometrií krystalu); z+ = náboj kationtu, z− = náboj aniontu; e = elementární náboj; ε0 = permitivita vakua; r0 = vzdálenost k nejbližšímu iontu; n = Bornův exponent (číslo mezi 5 a 12, odvozeno experimentálně z kompresibility krystalu nebo experimentálně). Born – Mayerova rovnice (zahrnuje i repulzní člen) ρ = konstanta závislá na kompresibilitě krystalu; pro alkalické halogenidy je 30 pm) Kapustinského rovnice K = 1.20200 × 10−4 J·m·mol−1; d = 3.45 × 10−11 m; ν = počet iontů v empirickém vzorci; z+ a z− = elementární náboje kationtu a aniontu; r+ a r− = poloměry kationtu a aniontu (v m). Kromě výpočtu z rovnic lze mřížkovou energii určit na základě Haber – Bornova cyklu. U látek s vysokým podílem kovalence se experimentální a vypočítané hodnoty mřížkové energie výrazně liší. 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. • cha56011_0902 Bornův-Haberův cyklus pro určení mřížkové energie DHoverall = DH1 + DH2 + DH3 + DH4 + DH5 Výsledek obrázku pro ionisation dissociation bond Mřížková energie Obsah obrázku malé, interiér, chlapec, stůl Popis byl vytvořen automaticky Struktura NaCl (fcc) Struktura CsCl (bcc) Struktura iontových krystalů typu AX Struktura fluoritu CaF2 (fcc) Struktura rutilu TiO2 (bcc) Struktura iontových krystalů typu AX2 Obsah obrázku malé, vsedě, chlapec, držení Popis byl vytvořen automaticky Perovskit (BaTiO3 nebo CaTiO3 ) Obsah obrázku interiér, stůl, počítač, vsedě Popis byl vytvořen automaticky Ilmenit (FeTiO3) spinel (MgAl2O4) Obsah obrázku text, mapa Popis byl vytvořen automaticky Izomorfie Izomorfie = schopnost látek vytvářet při krystalizaci ze společného roztoku nebo taveniny směsné krystaly (krystaly obsahující obě látky). Podmínkou je příbuzná stechiometrie: mezi částicemi existují analogické síly, částice jsou přibližně stejně velké (viz. Goldschmidtova pravidla), nebo mají alespoň podobnou krystalovou strukturu. Příklady: 1. Síran draselný a síran amonný jsou izomorfní. Oba krystalují v kosočtverečné soustavě. 2. K2SO4, K2SeO4, K2CrO4 a KMnO4 jsou izomorfní. Mají stejný typ aniontu XO42-. 3. LiCl a KCl nejsou izomorfní, netvoří směsné krystaly. Délka hrany elementární buňky je u KCl 0.626 nm, u LiCl 0.515 nm. 4. Olivín je kosočtverečný minerál s proměnlivým podílem železa (iontový poloměr 0,86 Å) a hořčíku (iontový poloměr 0,80 Å). Podobně existuje řada směsných krystalů také mezi fayalitem Fe2SiO4 a forsteritem Mg2SiO4. Izomorfní krystaly tvoří skalice, kamence, schoenity a spinely. Atomové kovalentní (valenční) krystaly Částice v krystalu jsou navzájem poutány kovalentními vazbami. Kovalentní vazby jsou velmi pevné, je obtížné je rozrušit. Krystal je proto tvrdý, netavitelný a netěkavý (body tání a varu jsou velmi vysoké). Diamant: b.t. > 3500 °C, b.v. = 4200 °C Karbid křemíku, SiC: sublimuje za současného rozkladu při 2600 °C Nitrid hliníku, AlN: sublimuje kolem 2000 °C Cristobalit, SiO2: b.t. = 1710 °C, b.v. = 2230 °C Wurtzit, ZnS: b.t. 1850 °C (pro tlak 152 bar) Obsah obrázku interiér, malé, vsedě, vyrobeno Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku interiér, stůl, velké, vsedě Popis byl vytvořen automaticky A.kubická struktura sfaleritu. B.hexagonální struktura wurtzitu Typickými krystalovými strukturami jsou struktury s koordinačním číslem 4: sfalerit (diamant) a wurtzit. Pravidlo 8 – N Pravidlo 8-N (Hume Rothery 1931): V krystalech, resp. v molekulách, prvků V. – VII. skupiny je počet nejbližších sousedních atomů 8 - N, kde N je číslo skupiny daného prvku v periodické soustavě (atomy si tak doplňují oktet). Rozdíl 8 - N reprezentuje počet nepárových valenčních elektronů a tudíž udává počet možných kovalentních vazeb. Platí pouze tehdy, je-li splněno oktetové pravidlo. Vzácné plyny: existují pouze v atomární formě (8 – N = 8 – 8 = 0). Halogeny: tvoří jednu jednoduchou vazbu (8 – N = 8 – 7 = 1), existují tedy ve formě molekul X2. Chalkogeny: v molekule kyslíku O2 je jedna dvojná vazba, zatímco atom síry je v molekule S8, resp. v řetězcích –S-S-S-S- , vázána dvěma jednoduchými vazbami (8 – N = 8 – 6 = 2). Pentely: v molekule dusíku N2 je jedna trojná vazba, fosfor je v molekule P4 vázán třemi jednoduchými vazbami (8 – N = 8 – 5 = 3). Tetrely: atomy těchto prvků (např. C, Si) jsou vázány čtyřmi vazbami (8 – N = 8 – 4 = 4). Obsah obrázku malé, kreslení Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku stůl, vsedě, box, černá Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku stůl Popis byl vytvořen automaticky diamant Kristobalit (SiO2) Křemík (Si) Grimm–Sommerfeldovo pravidlo Grimm–Sommerfeldovo pravidlo: Binární sloučeniny prvků (N-k)-té a (N+k)-té skupiny mají vlastnosti prvků N-té skupiny. Binární kovalentní sloučeniny, mající v průměru 4 elektrony na 1 atom, budou mít strukturu s tetraedrickou koordinací atomů (t.j. wurtzitovou strukturu). Příklady: IV. skupina: SiC, III.-V. skupina: InP, GaAs II.-VI. skupina: CdS, CdSe Pravidlo může být rozšířeno i na predikci délky vazeb predict v látkách splňujících Grimm–Sommerfeldovo pravidlo – když je stejná suma atomových čísel, je stejná i délka vazby: Např. vazba Ge–Ge v germaniu, vazba Ga–As v galium arsenidu, vazba Zn–Se v ZnSe a vazba Cu–Br v CuBr mají délky skoro stejné (v rozmezí 244.7 pm to 246 pm). Pravidlo platí i pro ternární sloučeniny, jejichž průměrný počet valenčních elektronů na atom je 4. Např. CuGe2P3 má sfaleritovou strukturu. Obsah obrázku dřevěné, stůl, vsedě, fotka Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku interiér, stůl, vsedě, počítač Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku tráva, vsedě, jablko, fotka Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku hvězda, déšť Popis byl vytvořen automaticky 4:4 3:5 2:6 1:7 2:6 Obsah obrázku držení, vyrobeno, baseballový míček, netopýr Popis byl vytvořen automaticky GaAs3:5 Obsah obrázku držení, zobrazení, plast, baseballový míček Popis byl vytvořen automaticky BAs 3:5 Obsah obrázku fialová, růžová, černá, žena Popis byl vytvořen automaticky CuI 1:7 3-7 = III.A-VII.A skupina, 1 = I.B skupina, 2 = II.B skupina Výsledek obrázku pro diamond lonsdaleite Carbon Boron nitride Obsah obrázku objekt, hodiny, červená, metr Popis byl vytvořen automaticky Borazol (borazin) Borazan Obsah obrázku kreslení Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku objekt, hodiny, stůl Popis byl vytvořen automaticky Krystaly s van der Waalsovými silami Obsah obrázku fialová, interiér, růžová, počítač Popis byl vytvořen automaticky jod argon Obsah obrázku červená, interiér, stůl, vsedě Popis byl vytvořen automaticky CO2 Obsah obrázku objekt, plot Popis byl vytvořen automaticky Ethan Obsah obrázku text, mapa, stůl, drát Popis byl vytvořen automaticky grafit Obsah obrázku stůl, jídlo, talíř, různé Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku počitadlo, kabel Popis byl vytvořen automaticky Molekulové krystaly s vodíkovou vazbou Obsah obrázku tráva, malé, držení, raketa Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku text, mapa Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku interiér, vsedě, fotka, chlapec Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku objekt Popis byl vytvořen automaticky Kyselina boritá (vrstevnatá struktura, vrstvy spojeny van der Waalsovými silami) Fluorovodík Voda (led) sp3 sp2 Typy krystalů vzhledem k periodické tabulce Kovalentní pevné látky Amorfní: nemají velké oblasti pravidelného vnitřního uspořádání. Krystalické: částice jsou pravidelně uspořádány v krystalické mřížce. Kovalentní vazby často bývají v krystalické struktuře kombinovány s jiným typem vazeb (iontová, van der Waalsova, vodíková vazba) Pásový model (pásová struktura) V pevné látce vzniká vždy mnoho elektronových pásů. Tyto pásy se mohou vzájemně překrývat nebo mezi nimi může být určitá mezera, kde se nevyskytuje žádný možný stav a tato mezera se nazývá zakázaný pás. Elektrony v látce pak zaplňují elektronové pásy od energeticky nejnižších (nejvýhodnějších) stavů. Poslední elektronový pás obsazený elektrony je nazýván valenční pás podle toho, že jej tvoří valenční elektrony z jednotlivých atomů krystalu. První neobsazený elektronový pás je nazýván vodivostní pás, protože elektrony v zaplněném valenčním pásu nemohou přispívat k elektrické vodivosti materiálu. Až poté, co se elektrony dostanou do vodivostního pásu, se látka stává vodivou. Zakázaný pás se u polovodičů rozděluje na přímý a nepřímý (například u křemíku). Výsledek obrázku pro bonding antibonding metal V pevné krystalické látce jsou atomy ve velké koncentraci složeny do pravidelného tvaru. Elektrony jsou zde 'delokalizované', vzájemně interagují a vytvářejí pásy povolených energií. S pásovou strukturou úzce souvisí i zbarvení a elektrická vodivost jednotlivých látek. Související obrázek Výsledek obrázku pro effective nuclear charge periodic table http://periodictable.com/Properties/A/ElectricalConductivity.st.log.gif Topological matter in optical lattices Polovodiče Čisté polovodiče jsou ve srovnání s kovy velmi špatné vodiče. Elektrony jsou totiž poutány v kovalentních vazbách mezi atomy a nemohou se volně pohybovat v krystalové mřížce. Mezi polovodiče patří prvky křemík, germanium, selen, sloučeniny arsenid galia GaAs, sulfid olovnatý PbS aj. Většina polovodičů jsou krystalické látky, existují však také polovodiče amorfní (např. chalkogenidová skla). \resizebox{1.3\halflength}{!}{ \includegraphics[width=1.3\halflength]{figs/elements.eps}} Vlastní polovodiče: Si, Ge, InP, GaAs, CdSe, … (splňují Grimm-Sommerfeldovo pravidlo) What is a Compound Semiconductor? | Toshiba Electronic Devices & Storage Corporation | Americas – United States p-type Semiconductor | Toshiba Electronic Devices & Storage Corporation | Asia-English polovodič typu P polovodiče typu P nebo polovodič typu N n-type Semiconductor | Toshiba Electronic Devices & Storage Corporation | Asia-English polovodič typu N Nevlastní polovodiče polovodiče typu N – majoritními nositeli náboje jsou volné elektrony (e–) polovodiče typu P – majoritními nositeli náboje jsou elektronové vakance, tzv. díry (h+) Obsah obrázku snímek obrazovky, kreslení Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku snímek obrazovky, kreslení Popis byl vytvořen automaticky Příklad: Polovodič GaAs má šířku zakázaného pásu 1.42 eV. Jakou maximální vlnovou délku musí mít světlo, aby bylo pohlceno? Eg = 1.42 eV = 1.42 x 1.602177⋅10-19 J = 2.27⋅10-19 J (h = Planckova konstanta) νmin = Eg/h = 2.27⋅10-19 J / 6.626⋅10-34 J . S = 3.42⋅1014 s-1 (c = rychlost světla ve vakuu) λmax = c/ νmin = 299792458 m.s-1 / 3.42⋅1014 s-1 = 876 nm (infračervená oblast) Image result for Galium arsenide Obsah obrázku čepice Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku hodiny Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku text Popis byl vytvořen automaticky Pásová struktura a barva Obsah obrázku text Popis byl vytvořen automaticky Diamant je bezbarvý minerál. Většinou se v něm ale vyskytují chemické příměsi, které způsobují jeho zabarvení. A tak se diamanty vyskytují v nejrůznějších barevných odstínech. V diamantu bez příměsí se elektrony mohou excitovat z do prázdného vodivostního pásu ze zaplněného valenčního pásu. Energie potřebná k excitaci elektronu z valenčního do vodivostního pásu se nachází v UV oblasti. Proto je diamant bezbarvý. Dusík má o jeden valenční elektron více než uhlík. Několik atomů dusíku na 1 milion atomů uhlíku v diamantu vede ke vzniku donorové hladiny v zakázaném pásu. Díky je absorbováno záření v UV oblasti (modré a fialové světlo) , což vede ke žlutému zabarvení diamantu. Bor má o jeden valenční elektron méně než uhlík. Několik atomů boru na 1 milion atomů uhlíku v diamantu vede ke vzniku děr s energií zakázaného pásu, které mohou akceptovat elektron z valenčního pásu (akceptorová hladina). Zbarvení diamantů Příklad: Sulfid kademnatý (CdS) má šířku zakázaného pásu 2.4 eV. Odhadněte jeho barvu. Řešení: Eg = 2.4 eV = 2.4 x 1.602177⋅10-19 J = 3.84⋅10-19 J (h = Planckova konstanta) νmin = Eg/h = 3.84⋅10-19 J / 6.626⋅10-34 J . S = 5.8⋅1014 s-1 (c = rychlost světla ve vakuu) λmax = c/ νmin = 299792458 m.s-1 / 5.8⋅1014 s-1 = 517 nm => zelená barva Maximální absorbovaná vlnová délka odpovídá zelené barvě, vyšší vlnové délky odpovídající žluté, oranžové a červené barvě absorbovány nejsou. Proto je CdS žlutý až žlutooranžový. LED diody Image result for led principle LED (Light-Emitting Diode) je polovodičová dioda, která emituje viditelné (případně infračervené nebo ultrafialové) záření. Vegardův zákon Vegard (1921): Mřížkový parameter tuhého roztoku dvou komponent je přibližně váženým průměrem mřížkových parametrů obou složek při téže teplotě. Vegardův zákon je jednou z variant tzv. pákového pravidla, předpokládá že obě složky A a B v čisté formě (t.j. před smísením) mají stejnou krystalovou strukturu. Vegardův zákon úplně platí jen zřídka; obvykle jsou pozorovány odchylky od lineárního chování. V praxi se používá k přibližným odhadům mřížkových parametrů v případě, že tyto nejsou dostupné experimentálně. aA(1-x)Bx je mřížkový parametr tuhého roztoku, aA a aB jsou mřížkové parametry čistých složek, x je molární zlomek složky B v tuhém roztoku. Vlnovou délku emitovaného světla LED diod lze měnit „smícháním“ různých polovodičů. Šířka zakázaného pásu u polovodičů je přibližně lineární funkcí mřížkového parametru. Pokud mřížkový parametr polovodiče sleduje Vegardův zákon, lze lineární vztah mezi šířkou zakázaného pásu a složením. Pro InPxAs1-x platí V případech, že vztah mezi energií zakázaného pásu a složením není přesně lineární, přidává se empirický parametr b, reprezentující nelinearitu: Vegardův zákon u polovodičů THE 'OPTO' IN OPTOELECTRONICS — Part 4 | Nuts & Volts Magazine Vytvořte polovodič GaxAl1-xAs (x < 1) emitující oranžové světlo. Šířka zakázaného pásu je pro GaAs 1.42 eV a pro AlAs 2.16 eV. Oranžové světlo má λmax cca 650 nm a tudíž energii 1.9 eV. 1.42 x + 2.16 (1 - x) = 1.9 x = 0.35 Stechiometrie polovodič je tudíž Ga0.35Al0.65As. Příklad Příklad Krystalická struktura kovů Kovová vazba nemá směrový charakter, struktura (uspořádání jader v mřížce) vychází z nejtěsnějšího uspořádání koulí. metallicblue Obsah obrázku světlo Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku ovoce, kreslení Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku kreslení Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku objekt, počitadlo, míč Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku hra Popis byl vytvořen automaticky Engel – Brewerův model U přechodných kovů závisí strukturní typ především na počtu d-elektronů (Engel-Brewer theory) Výjimky: Mn, Fe, Hg Tepelná a elektrická vodivost Je ovlivněna elektronovým plynem který se nachází mezi uzlovými body mřížky. Například u hořčíku je počet valenčních elektronů 3s v tomto případě , dochází k překryvu vrstev 3s a 3p , takže ze všech molekulových orbitalů z valenční vrstvy vzniklého z vrstvy 3s a 3p o dané energii je jich zaplněna jen čtvrtina. Elektrony mohou v kovech snadno přecházet do volných molekulových orbitalů ve valenční vrstvě a způsobují tak dobrou elektrickou vodivost. Čím jsou uzlové body blíž u sebe tím elektrony hůře prochází. (vodivost je tak slabší) IGCSE Physics: 4.6 Describe how energy transfer may take place by conduction, convection and radiation electrons Výsledek obrázku pro vodivost kovů Kujnost Při kování nebo tváření se díky delokalizaci vazebných elektronů jednotlivé vrstvy krystalové mřížky po sobě volně posouvají. Kujnost je ovlivněna vzdáleností uzlových bodů. Čím jsou uzlové body více u sebe tím je kov tvrdší, ale křehčí. V opačném případě je kov měkčí a snadno se upravuje. Podle Frenkelovy teorie lze tažnost a kujnost kovů vysvětlit pohybem dislokací v krystalové mřížce kovu. Malleability and Ductility | MATSE 81: Materials In Today's World Learn Physical Properties of Metals in 3 minutes. mshiftAn Tepelná roztažnost gap-in-rails ExpansionJoint 800px-500kv-power-lines-australia 0814e Během zahřívání kovů se s teplotou zvětšuje jejich objem/délka. α je teplotní součinitel délkové roztažnosti Roztavené kovy jsou běžně mísitelné. Po ochlazení se směs dvou kovů může chovat: 1.Každá z nich se oddělí v čistém stavu, tj. v pevné fázi jsou složky navzájem nerozpustné. 2. 2.Vzniknou dva pevné roztoky díky částečné rozpustnosti v pevné fázi. 3. 3.Mohou tvořit spojitou řadu pevných roztoků (substitučních nebo intersticiálních). 4. 4.Mohou vznikat intermetalické fáze, v nichž je poměr atomů dvou rozdílných kovů zdánlivě stechiometrický. Obsah obrázku jídlo, kreslení Popis byl vytvořen automaticky Mísitelnost roztavených kovů Tuhý roztok má atomovou mřížku základní složky, kterou může být čistý kov nebo chemická sloučenina. Atomy příměsových prvků jsou uloženy v atomové mřížce základního kovu. Podle toho kde tyto atomy jsou umístěny rozlišujeme dva základní typy tuhých roztoků. Tuhé roztoky Soustava substitučního tuhého roztoku Tuhý roztok substituční - velikosti a vlastnosti atomů legujících prvků a základního kovu jsou podobné. Atomy základního kovu a přídavného prvku se v atomové mřížce mohou vzájemně zastupovat. Substituční tuhé roztoky tvoří kupříkladu nikl, mangan, chrom, křemík se železem, nebo zlato se stříbrem, měď s niklem ap. Tuhý roztok intersticiální Intersticiální (mezerový) tuhý roztok se vytváří když se atomy přídavného prvku umisťují do prostoru krystalografické mřížky mezi atomy základního kovu. Toto je jen tehdy možné, když jsou atomy přídavného prvku výrazně menšího poloměru v poměru k atomům kovu základního. Se železem tvoří intersticiální tuhé roztoky uhlík, dusík, vodík a bor. Soustava intersticiálního tuhého roztoku Hume-Rotheryho pravidla - popisují podmínky za kterých se prvek rozpouští v kovu za vzniku tuhého roztoku, existuje řada výjimek. Pravidla pro substituční tuhé roztoky 1.Atomové poloměry atomů základního a přídavného prvku se nesmí lišit o více než 15 %: 2. Krystalová struktura základního a přídavného prvku musí být podobná. 3. Úplná rozpustnost nastává když základní a přídavný prvek mají stejnou valenci. Přídavný prvek s nižší valencí se rozpustí spíše v základním prvku s vyšší valencí než naopak. 4. Základní a přídavný prvek by měly mít podobnou hodnotu elektronegativity. Pokud je rozdíl elektronegativit příliš velký, je tendence tvořit intermetalické fáze namísto tuhých roztoků. Pravidla pro intersticiální tuhé roztoky 1. Atomy přídavného prvku by neměly mít poloměr větší než 15 % poloměru základního atomu. 2. Základní a přídavný prvek by měly mít podobnou hodnotu elektronegativity. 3. Intersticiální tuhé roztoky vykazují široké rozpětí pokud jde o složení. 4. Základní a přídavný prvek by měly mít stejnou valenci. Velký rozdíl v jejich valencích snižuje rozpustnost. Příklad Darken-Gurryho mapy Velká rozpustnost se očekává v případě, že atom rozpouštěného prvku je ve vnitřní elipse (< 0.2 rozdíl ΔX a < 7.5 % rozdíl Δr mezi rozpouštěným prvkem a rozpouštědlem). Rozpustnost > 5 % se očekává, pokud atom rozpuštěného prvku je uvnitř vnější elipsy (< 0.4 rozdíl ΔX a < 15 % rozdíl Δr mezi rozpouštěným prvkem a rozpouštědlem). Darken-Gurryho mapa pro Al Coatings | Free Full-Text | Effects of Ti, Ni, and Dual Ti/Ni Plasma Immersion Ion Implantation on the Corrosion and Wear Properties of Magnesium Alloy | HTML Darken-Gurryho mapa pro Mg Obsah obrázku text, mapa Popis byl vytvořen automaticky Pro danou krystalovou strukturu je poměr celkového počtu valenčních elektronů k počtu atomů (e/a) prakticky konstantní. e/a = (v1m1+v2m2+...+vnmn) /100 vn = celkový počet valenčních elektronů ve valenční sféře n-tého prvku. mn = molární % n-tého prvku. Intermetalické fáze Intermetalické fáze Metallkristalle - Intermetallische Phasen - Chemgapedia Intermetallische Phasen, Kap. 4.1 Cu 60, Zn 40 (wt%) brass, Widmanstätten microstructure ... Cu 60 wt% + Zn 40 wt% Widmanstättenova microstruktura mosaz (Cu + Zn) Intermetalické fáze ocel a litina (Fe + C) Výsledek obrázku pro austenite ferrite Sklo Podchlazená, extrémně viskozní kapalina, s malou ochotou krystalizovat (= metastabilní agregátní stav). 1.Při nižší teplotě (většinou již pokojové) tvoří souvislou, mechanicky pevnou látku. 2.Jsou izotropní (na rozdíl od krystalických látek). 3.Netají ostře při určité teplotě, zahříváním nejprve měknou. 4.Vnitřní struktura skla odpovídá chaotickému uspořádání kapaliny. Technicky nejvýznamnější skla tvoří oxidy (SiO2, B2O3, v menší míře i oxidy prvků z 3., 4. a 5. skupiny) a některé oxo- soli (křemičitany, boritany a fosforečnany alkalických kovů, kovů alkalických zemin, olova a často též hliníku). V polovodičové technice se uplatňují skla ze sloučenin chalkogenů, arsenu, antimonu, germania, aj. Zachariasenova pravidla Zachariasenova pravidla tvorby skel (na základě empirických pozorování oxidů): 1. Žádný atom kyslíku není spojen s více než dvěma kationty. 1. 2. Koordinační čísla kationtu jsou velmi malá: 3 nebo 4. 3. Koordinační polyedry tvořené atomy kyslíku se navzájem spojují pouze vrcholy, nikoli hranami nebo plochami. 4. V trojrozměrné struktuře se navzájem spojují nejméně tři vrcholy. Obsah obrázku mapa, stůl, kreslení Popis byl vytvořen automaticky Paulingova pravidla 1. Kolem kationtu se tvoří koordinační polyedr aniontů, vzdálenost aniont - kationt je určena součtem iontových poloměrů a koordinační číslo kationtu poměrem poloměrů kationt - aniont. elektrostatická valence v halitu a fluoritu 2. Princip elektrostatické valence. Ve stabilních krystalových strukturách je celková pevnost valenčních vazeb, které sahají k okolním aniontům, rovna náboji aniontu. Pevnost elektrostatické vazby lze definovat jako náboj iontu dělený koordinačním číslem (ektrostatická valence). Krystaly, ve kterých mají všechny vazby stejnou pevnost, se označují jako izodesmické. Paulingova pravidla 3. Existence společných hran a nebo stěn dvou polyedrů snižuje celkovou stabilitu struktury. Tento efekt je větší pro velké kationty s vysokou valencí a nízkým koordinačním číslem a také v případech, kdy se poměr iontů blíží dolnímu limitu stability koordinačních polyedrů. společné prvky koordinačních polyedrů 4. V krystalech s různými kationty, které mají vysokou valenci a nízké koordinační číslo, je tendence nesdílet navzájem prvky polyedrů. Pokud k tomu dojde, sdílené hrany se smršťují a kationty jsou vychýleny ze svých centrálních poloh v polyedru, dále od sdílené hrany nebo plochy. Paulingova pravidla 5. Princip „šetrnosti“. Počet druhů základních stavebních jednotek v krystalu bývá co nejmenší, obvykle jen několik rozdílných typů kationtových a aniontových pozic. Neexistuje minerál, zahrnující větší množství různých prvků, proto většina hornin obsahuje různé minerály. Ve strukturách s komplikovaným složením však mohou různé ionty obsazovat stejné strukturní pozice (např. v amfibolu). Textbook structure rules formulated by Linus Pauling 90 ... Příklad Související obrázek Výsledek obrázku pro phase change enthalpy Fázová přeměna http://perso.numericable.fr/vincent.hedberg/periodicity/periodicity_Page_09.jpg SouvisejÃcà obrázek Výsledek obrázku pro solvation periodic table Rozpouštění solutu (rozpouštěná látka) : 1. Částice solutu se navzájem oddělí. 2. Částice rozpouštědla se navzájem oddělí, aby umožnily částicím solutu proniknout mezi ně. 3. Částice solutu a rozpouštědla spolu navzájem interagují (dipól – dipólová interakce) a vytvářejí roztok. Pokud je rozpouštědlem voda, mluvíme o hydrataci Rozpouštění a hydratace iontů Hydratační enthalpie iontu: energie uvolněná rozpuštěním 1 molu iontů v plynném stavu ve velkém množství vody. Mx+ (g) + n H2O = Mx+ (aq) where Mx+ (aq) reprezentuje ionty obklopené molekulami vody a rozptýlené v roztoku. S klesajícím atomovým poloměrem kationtu hydratační enthalpie roste, protože interakce mezi iontem a vodou je silnější a při hydrataci se proto uvolňuje více energie. Hydratační enthalpie iontu S rostoucím nábojem kationtu hydratační enthalpie roste, protože s rostoucím nábojem iontu klesá jeho atomový poloměr. Podle Coloumbova zákona je E ≈ 1/r Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky Výsledek obrázku pro dissolution enthalpy Hydratační enthalpie iontu Obsah obrázku hodiny, držení, metr, žena Popis byl vytvořen automaticky Příklad: Určete tepelnou změnu při rozpuštění 4.00 g KCl ve 100 g vody. Tepelná kapacita roztoku je 4.18 J/K.g, rozpouštěcí enthalpie jsou uvedeny v tabulce. ΔHsoln / MKCl = (C . (mKCl + mW) . ΔT ΔT = ΔHsoln / (MKCl . C . (mKCl + mW) ) = 17200/(74.56 . 4.18 . (4 + 100)) = 0.54 K Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky Hydráty a aquakomplexy Výsledek obrázku pro copper sulphate anhydrous https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/6/67/Copper%28II%29-sulfate-3D-vdW.png/800px-C opper%28II%29-sulfate-3D-vdW.png Hydráty jsou soli, v jejichž krystalech jsou zabudovány molekuly vody. Vlastnosti hydrátů solí se liší od jejich bezvodých solí. Aquakomplexy jsou koordinační sloučeniny obsahující ion přechodného kovu pouze s vodou jako ligandem. Learn Hydration Of Ions And Hydration Energy Of Alkaline Earth Metals meaning, concepts, formulas through Study Material, Notes – Embibe.com Mg Ca Sr Ba chlorid 12, 8, 6, 4 6, 4, 2, 1 6, 2, 1 2 dusičnan 9, 6, 2 4, 3, 2 4 0 síran 12, 7, 6, 1 2, 1/2 0 0 Počet molekul krystalové vody v chloridech, dusičnanech a síranech kovů skupiny II.A Klesající počet molekul krystalové vody v některých solích kovů ukazuje, že menší ionty jsou snadněji hydratovány a jejich soli tvoří větší počet hydrátů s vyšším stupněm hydratace. Hydráty kovů alkalických zemin obsahují více molekul vody než odpovídající soli alkalických kovů, protože velikost iontů kovů alkalických zemin je menší než velikost iontů alkalických kovů a tím je větší i jejich hydratační energie. Rozpustnost iontových látek ve vodě Obsah obrázku text, mapa Popis byl vytvořen automaticky Rozpustnost oxidů Rozpustnost hydroxidů Rozpustnost halogenidů Rozpustnost sulfidů Rozpustnost fosforečnanů, uhličitanů a siřičitanů Solubility Rozpustnost síranů Double Displacement Reactions - Chad's Prep® Rozpustnost ionových sloučenin může být odhadnuta pomocí Hessova zákona z mřížkové energie (enthalpie, ΔHlattice) a hydratačních enthalpií kationtu a aniontu (ΔHhyd). Soli tvořené ionty velmi rozdílné velikosti mají sklon být maximálně rozpustné, zatímco soli s ionty podobné velikosti budou mít tendenci k mnohem menší rozpustnosti. Příklad: Rozpustnost CsF a CsI. Větší hydratační enthalpie CsF (F- je anion s menším poloměrem) indikuje, že CsF je rozpustnější než CsI, přestože CsF má vštší mřížkovou enthalpii. Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky Rozpustnost iontových látek Entropy ΔG = ΔH – TΔS Vznik sraženin Kombinace nestabilního kationtu a aniontu. Dochází ke spontánnímu vzniku sraženin, v důsledku nerozpustnosti výsledných sloučenin. ΔH může být kladná i záporná (exotermní i endotermní), reakce je řízena dominantním entropickým členem –TΔS. Kombinace nestabilního kationtu a stabilního aniontu, resp. stabilního kationtu a nestabilního aniontu. Obvykle nedochází ke srážení, reakce je endotermní s neutrálním nebo mírně negativním entropickým členem –TΔS. Kombinace stabilního kationtu a aniontu. Obvykle nedochází ke srážení, ΔH je záporné (jsou obvykle exotermní), ale bývá kompenzováno entropickým členem –TΔS k téměř nulové ΔG. Ke srážení dochází pouze v případě výrazně záporných hodnot ΔG. Gibbsova energie a rozpouštění iontových solí Obsah obrázku text Popis byl vytvořen automaticky Entropický člen v rovnici pro Gibbsovu energii krystalizace závisí na poměru Z2/r Reakce iontových sloučenin 1. Největší stabilita je dána nejtěsnějším uspořádáním iontů => molární objemy (Mr/hustota) produktů budou celkově menší než molární objemy výchozích látek. Příklad: KF (22.8 cm3/mol) + MF2 (19.6 cm3/mol) = KMgF3 (38.6 cm3/mol) KMgF3 krystaluje v perovskitové struktuře (prostorově úsporná). 2. Při podvojném rozkladu alkalických halogenidů ve vodných roztocích musí vzniknout dvojice látek, v nichž jsou navzájem vázány největší a nejmenší ionty. Příklad: LiBr + KF = KBr + LiF (souvislost s hodnotami mřížkových energií) U kationtů s vysoce obsazenými d-slupkami (Cu+, Ag+, Au+, Tl+, Zn2+, Cd2+, Hg2+, Pt2+) klesá rozpustnost s polarizovatelností koordinačního partnera (F- < Cl- < Br- < I-), patrně v důsledku výrazného podílu polarizačních a disperzních sil na mřížkovou, resp. vazebnou energii. Malou rozpustnost halogenidů a sulfidů kationtů s vysoce obsazenými d-slupkami působí disperzní síly velké u snadno polarizovatelných aniontů (Cl-, Br-, I-, S2-), ale relativně malé u molekul vody odolných vůči polarizaci (viz. sirovodíkový způsob dělení kationtů v kvalitativní analýze). 3. Ze dvou iontových párů se sloučí na iontový krystal oba ionty s nejvyšším a oba s nejnižším nábojem (mezi ionty bude největší elektrostatická přitažlivost). Příklad: 2 NaF + CaCl2 = 2 NaCl + CaF2 Na2SO4 + BaCl2 = 2 NaCl + BaSO4 Výsledek obrázku pro Solubility Product table Součin rozpustnosti Vliv polarizace na rozpustnost Sulfidy 1. Kationty zakončené vnější skupinou 18 elektronů dávají se sirovodíkem nerozpustné sulfidy v kyselém prostředí (Zn2+, Cd2+, Hg2+, Cu+, Ag +, Au+). Vnější slupka je zaplněna 18 elektrony také u Ga3+, In3+, GeIV, SnIV, SbV, AsV, které se rovněž srážejí sirovodíkem. Sulfidy této skupiny jsou pro nižší hodnoty Z/r nerozpustné v sulfidu amonném, od Z/r = 4.9 jsou již rozpustné. 2. Kationty s neúplnou vnější elektronovou slupkou mezi 8 – 18 elektrony tvoří rovněž nerozpustné sulfidy, při menší polarizovatelnosti v neutrálním nebo alkalickém prostředí, při větší polarizovatelnosti objemnějších elektronových obalů i z kyselého prostředí. 3. Kationty s vnější slupkou 2 nebo 8 elektronů nedávají nerozpustné sulfidy ani v kyselém, ani v zásaditém prostředí (Li+, Be2+, Na+, K+, Ca2+, Zr4+). Uhličitany Rozpustnost ve vodě Li špatně rozpustný Na dobře rozpustný K dobře rozpustný Soli Ca Rozpustnost ve vodě F- nerozpustný Cl- rozpustný Br- rozpustný Vliv polarizace na rozpustnost X Be2+ Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ OH- 6.92×10-22 5.61 x 10-12 5.02 x 10-6 rozpustný rozpustný F- rozpustný 5.16 x 10-11 3.45 x 10-11 4.33 x 10-9 1.84 x 10-7 CO32- 6.82 x 10-6 3.36 x 10-9 5.60 x 10-10 2.58 x 10-9 SO42- rozpustný 4.93 x 10-5 3.44 x 10-7 1.08 x 10-10 Vliv polarizace na rozpustnost F- Cl- Br- I- Ag+ rozpustný 1.7 x 10-10 4.1 x 10-13 1.5 x 10-16 Tl+ rozpustný 1.86 x 10-4 3.71 x 10-6 5.54 x 10-8 Hg22+ 3.10 x 10-6 1.43 x 10-18 6.40 x 10-23 5.2 x 10-29 Hg2+ - rozpustný 6.2 x 10-20 2.9 x 10-29 Pb2+ 3.3 x 10-8 6.60 x 10-6 8.9 x 10-6 9.8 x 10-9 Mg2+ 5.16×10-11 rozpustný rozpustný rozpustný Ca2+ 3.45 x 10-11 rozpustný rozpustný rozpustný Vliv polarizace na rozpustnost LiCl NaCl KCl CaCl2 . 6H2O SrCl2 . 6H2O BaCl2 . 2H2O Rozpustnost 13,9 5,4 4,0 5,5 3,1 1,6 Li2SO4 . H2O Na2SO4 . 10H2O K2SO4 CaSO4 . 2H2O SrSO4 BaSO4 Rozpustnost 2,9 1,3 0,63 1,5.10-2 6,2.10-4 1,0.10-5 LiF NaF KF CaF2 SrF2 BaF2 Rozpustnost 0,10 1,0 11,6 1,9.10-4 9,3.10-4 9,1.10-3 KCl RbCl CsCl Rozpustnost 4,0 5,7 7,5 Li2CO3 Na2CO3 . 10H2O K2CO3 . 1,5H2O Rozpustnost 0,18 2,0 6,0 F- Cl- Br- I- Ag+ - bílá nažloutlá žlutá Tl+ - bílá nažloutlá žlutá Hg22+ - bílá bílá žlutá Hg2+ bílá bílá bílá oranžovo-červená Pb2+ bílá bílá bílá žlutá O2- S2- Se2+ Te2+ Zn2+ bílá bílá žlutá červená Ga3+ bílá žlutá červená černá As3+ bílá oranžová hnědočerná černá Vliv polarizace na zbarvení AgCl AgBr AgI Rozpustnost 1,4.10-5 8,1.10-7 1,1.10-8 barva bílá světle žlutá žlutá ZnS CdS HgS Rozpustnost 7,1.10-5 9,0.10-6 5,4.10-8 barva bílá žlutá černá Vliv polarizace na zbarvení Enviroweb Home Ionic potential map of various metallic ions. Arrheniova teorie HA = H+ + A− Brønstedova–Lowryho teorie Teorie se týkala pouze protických rozpouštědel, předpokládala solvataci uvolněných protonů molekulami rozpouštědla. kyseliny = donory protonu zásady = akceptory protonu H+ + H2O = H3O+ RNH2 + H2O = RNH3+ + OH− HCN + H2O = CN− + H3O+ Kyseliny = látky schopné odštěpit proton. Teorie nebrala v úvahu funkci rozpouštědla. HCl = H+ + Cl- HNO3 = H+ + NO3- Látky se chovají jako kyseliny jen v přítomnosti zásady a naopak. Acidobazické chování Solvoteorie rozšíření Brønstedovy teorie pro aprotická rozpouštědla, požadavkem této teorie je autoionizace rozpouštědla. kyseliny = látky, které při interakci s rozpouštědlem zvyšují koncentraci kationtů produkovaných autoionizací rozpouštědla. Např. roztok hydrogensíranu v kapalném amoniaku se chová jako kyselina: 2 NH3 = NH4+ + NH2− (autoionizace) HSO4− + NH3 = NH4+ + SO42− HCl + H2O.jpg Výsledek obrázku pro lewis theory of acid and base HA + H2O A- + H3O+ Rovnovážná konstanta : K = [H3O+] . [A- ] [HA] [H2O] Pokud roztok není příliš koncentrovaný, je voda v nadbytku, její koncentraci můžeme považovat za konstantní a zahrnout ji do konstanty, dostáváme tzv. disociační konstantu KA : K . [H2O] = [H3O+] . [A- ] KA = [H3O+] . [A-] [HA] [HA] Disociace vícesytných kyselin probíhá jako postupné odštěpování protonů z molekuly kyseliny, o rovnovážných koncentracích rozhoduje disociace kyseliny do 1. stupně, platí: KA1 >> KA2 >> KA3 Disociace kyselin ve vodě a pKa pKa = - log(Ka) Výsledek obrázku pro h3po4 titration curve Výsledek obrázku pro h3po4 titration curve Nižší pKa u vyšších stupňů souvisí s tím, že k uvolnění protonu ze záporně nabité částice je třeba více energie. silné kyseliny: KA > 10-2 ve vodě jsou úplně disociovány na oxoniové ionty a příslušné anionty příklady: HClO4, HCl, H2SO4, HNO3, HI, HBr středně silné kyseliny: KA = 10 -4 - 10-2 ve vodných roztocích jsou koncentrace nedisociovaných molekul a disociací vzniklých iontů srovnatelné příklady: HF, H3PO4, HNO2 slabé kyseliny: KA < 10-4 ve vodě jsou disociovány velmi málo, převažují nedisociované molekuly příklady: H2CO3, H2S, HCN, HOCl, H3BO3 Síla kyselin a reaktivita ZnS + 2 HCl = ZnCl2 + H2S 1. Silnější kyselina má schopnost vytěsnit slabší kyselinu (tedy její anion) z její soli. BaO + 2 HCl = BaCl2 + H2O 2. Přednostně probíhají reakce, při nichž vzniká slabší konjugovaná báze i slabší konjugovaná kyselina. Al(OH)3 + 2 HCl = AlCl3 + 3 H2O Al(OH)3 + KOH = K+ + [Al(OH)4]- B + H2O HB+ + OH- Disociační konstanta KB : obdobně jako pro kyseliny KB = [HB+] . [OH-] [ B ] silné zásady KB > 10-2 ve vodě jsou úplně disociovány příklady: hydroxidy, oxidy, sulfidy a hydridy alkalických kovů a kovů alkalických zemin středně silné zásady KB= 10-4- 10-2 ve vodě jsou částečně disociovány příklady: fosforečnany a uhličitany alkalických kovů slabé zásady KB < 10-4 ve vodě jsou nepatrně disociovány příklady: NH3, siřičitany, hydrogenuhličitany, hydrogensulfidy Disociace zásad ve vodě a pKb This figure includes a table separated into a left half which is labeled “Acidsâ€� and a right half labeled “Bases.â€� A red arrow points up the left side, which is labeled “Increasing acid strength.â€� Similarly, a blue arrow points downward along the right side, which is labeled “Increasing base strength.â€� Names of acids and bases are listed next to each arrow toward the center of the table, followed by chemical formulas. Acids listed top to bottom are sulfuric acid, H subscript 2 S O subscript 4, hydrogen iodide, H I, hydrogen bromide, H B r, hydrogen chloride, H C l, nitric acid, H N O subscript 3, hydronium ion ( in pink text) H subscript 3 O superscript plus, hydrogen sulfate ion, H S O subscript 4 superscript negative, phosphoric acid, H subscript 3 P O subscript 4, hydrogen fluoride, H F, nitrous acid, H N O subscript 2, acetic acid, C H subscript 3 C O subscript 2 H, carbonic acid H subscript 2 C O subscript 3, hydrogen sulfide, H subscript 2 S, ammonium ion, N H subscript 4 superscript +, hydrogen cyanide, H C N, hydrogen carbonate ion, H C O subscript 3 superscript negative, water (shaded in beige) H subscript 2 O, hydrogen sulfide ion, H S superscript negative, ethanol, C subscript 2 H subscript 5 O H, ammonia, N H subscript 3, hydrogen, H subscript 2, methane, and C H subscript 4. The acids at the top of the listing from sulfuric acid through nitric acid are grouped with a bracket to the right labeled “Undergo complete acid ionization in water.â€� Similarly, the acids at the bottom from hydrogen sulfide ion through methane are grouped with a bracket and labeled, “Do not undergo acid ionization in water.â€� The right half of the figure lists bases and formulas. From top to bottom the bases listed are hydrogen sulfate ion, H S O subscript 4 superscript negative, iodide ion, I superscript negative, bromide ion, B r superscript negative, chloride ion, C l superscript negative, nitrate ion, N O subscript 3 superscript negative, water (shaded in beige), H subscript 2 O, sulfate ion, S O subscript 4 superscript 2 negative, dihydrogen phosphate ion, H subscript 2 P O subscript 4 superscript negative, fluoride ion, F superscript negative, nitrite ion, N O subscript 2 superscript negative, acetate ion, C H subscript 3 C O subscript 2 superscript negative, hydrogen carbonate ion, H C O subscript 3 superscript negative, hydrogen sulfide ion, H S superscript negative, ammonia, N H subscript 3, cyanide ion, C N superscript negative, carbonate ion, C O subscript 3 superscript 2 negative, hydroxide ion (in blue), O H superscript negative, sulfide ion, S superscript 2 negative, ethoxide ion, C subscript 2 H subscript 5 O superscript negative, amide ion N H subscript 2 superscript negative, hydride ion, H superscript negative, and methide ion C H subscript 3 superscript negative. The bases at the top, from perchlorate ion through nitrate ion are group with a bracket which is labeled “Do not undergo base ionization in water.â€� Similarly, the lower 5 in the listing, from sulfide ion through methide ion are grouped and labeled “Undergo complete base ionization in water.â€� Výsledek obrázku pro pKa table Hammettova kyselostní funkce Hammettova funkce kyselosti (H0) je míra kyselosti, která se používá pro velmi koncentrované roztoky silných kyselin (včetně tzv. superkyselin), nevodná či směsná prostředí (včetně organických rozpouštědel) nebo pro pevné látky (např. zeolity, pevné kyselé katalyzátory, apod.). Je zobecněním klasické Brønsted – Lowryho stupnice pH vhodné pouze pro zředěné vodné roztoky. In je slabě bázický indikátor, např. trinitroanilin , InH+ je jeho protonizovaná forma, H0 – udává hodnotu pKA, kterou by měl mít indikátor, aby v daném prostředí byl poměr obou jeho forem jednotkový. Ve zředěných vodných roztocích, kde se aktivitní koeficient blíží 1 přechází tato funkce na klasickou stupnici pH. Hammett indicators suitable for the visible titration of colorless solids. Hammettova kyselostní funkce Hammett indicators suitable for the visible titration of ... Superkyseliny Superkyseliny jsou látky, které jsou kyselejší než 98% kyselina sírová. Mají nižší hodnotu Hammettovy kyselostní funkce než -12. Patří mezi ně: Kyselina fluoroantimoničná (nejsilnější) (H0 = −31,3) Kyselina fluorosírová (H0 = −15,1) Kyselina trifluormethansulfonová (triflic acid) (H0 = −14,9) Kyselina chloristá (H0 = −13,0) Magická kyselina (směs kyseliny fluorsírové a fluoridu antimoničného, molární poměr 1:1) (H0 = −19,2) Kyselina chloristá – Wikipedie Superkyseliny Superkyseliny jsou schopny esterifikace a mohou protonovat i neutrální molekuly (zejm. alkany): CH4 + H+ → CH5+ CH5+ → CH3+ + H2 CH3+ + 3 CH4 → (CH3)3C+ + 3 H2 The Chemistry of CO: Carbonylation: Chem SouvisejÃcà obrázek Acidobazické chování hydridů s atomovým číslem vzrůstá ve skupinách i periodách kyselý charakter hydridů Výsledek obrázku pro oxidation number and acidity Ka pKa HF 6.3 x 10-4 3.1 HCl 1.3 x 106 -7 HBr 1.0 x 109 -9 HI 3.2 x 109 -10 Ka H2O 1 x 10-14 H2S 1 x 10-7 H2Se 2 x 10-4 H2Te 2 x 10-3 Obsah obrázku červená, hodiny, světlo, tmavé Popis byl vytvořen automaticky Výsledek obrázku pro acidity periodic table trend SouvisejÃcà obrázek Acidobazické chování oxidů S atomovým číslem vzrůstá ve skupinách zásadotvorný/zásaditý charakter oxidů, hydroxidů, oxokyselin a klesá v periodách. Acidobazické chování oxokyselin https://media1.shmoop.com/images/chemistry/chembook_acidbase_graphik_15.png Čím slabší je O-H vazba, tím silnější je kyselina. O-H vazba je oslabována rostoucí elektronegativitou centrálního atomu. Zvýšení počtu atomu kyslíku vede ke zvýšení oxidačního čísla centrálního atomu. Vyšší oxidační číslo na centrálním atomu reprezentuje pozitivní náboj na atomu. Výsledek obrázku pro oxidation number and acidity Výsledek obrázku pro oxidation number and acidity •Síla kyseliny roste s vyšším poměrem kyslíků vzhledem k vodíkům: • •HClO nejslabší •HNO2 •H2CO3 •H2SO4 •HNO3 •HMnO4 nejsilnější • • Pravidla pro predikci síly oxokyselin Oxo skupiny zvyšují aciditu v důsledku delokalizace náboje na aniontu rezonancí. Vazebný řád vazeb v oxokyselinách Das, A.: Indian Journal of Applied Research 3, 2013, 41-43. B.O. = Vx + ChA/nA Vx = valence vybraného periferního atomu ChA = náboj aniontu nA = celkový počet periferních atomů SO42- VO = 2, ChA = -2, nA = 4, B.O. = 2 + (-2/4) = 1.5 SO32- VO = 2, ChA = -2, nA = 3, B.O. = 2 + (-2/3) = 1.33 PO43- VO = 2, ChA = -3, nA = 4, B.O. = 2 + (-3/4) = 1.5 NO3- VO = 2, ChA = -1, nA = 3, B.O. = 2 + (-1/3) = 1.5 NO2- VO = 2, ChA = -1, nA = 2, B.O. = 2 + (-1/2) = 1.5 BO33- VO = 2, ChA = -3, nA = 3, B.O. = 2 + (-3/3) = 1.0 CO32- VO = 2, ChA = -2, nA = 3, B.O. = 2 + (-2/3) = 1.33 ClO4- VO = 2, ChA = -1, nA = 4, B.O. = 2 + (-1/4) = 1.75 ClO3- VO = 2, ChA = -1, nA = 3, B.O. = 2 + (-1/3) = 1.66 SiO44- VO = 2, ChA = -4, nA = 4, B.O. = 2 + (-4/4) = 1 XOnCh Pravidla pro odhad hodnot pKa To dovoluje vysvětlit pokles acidity oxokyselin chloru v řadě: HOCl4 > HClO3 > HClO2 > HClO Obdobně platí: H2SO4 > H2SO3 a HNO3 > HNO2. Příklad H2SeO4 1. vzorec kyseliny: O2Se(OH)2 2. pKa do prvního stupně (disociován jeden proton) podle Paulingových pravidel: pKa = 8 - 5*2 = -2 (experimentální hodnota: -3) 3. pKa do druhého stupně (disociovány oba protony) is thus -2 + 5 = 3 (experimentální hodnota: 1.9). Paulingova pravidla 1. Pro oxokyseliny OpE(OH)q hodnota pKa ≈ 8 – 5p 2. Pro každý následující stupeň disociace polyprotických kyselin (pro q > 1) se hodnota pKa zvýší o 5 jednotek. Ricciho pravidla HaMOb pKa = 8 – 9m – 4n n = a – b kde m je formální náboj (oxidační číslo) centrálního atomu, n je počet ne-hydroxylových kyslíků ve vzorci kyseliny. HaMO(a + 1) pKa = 2.1 + 4.9(n - 1), kde n = 1, 2, 3 pro K1, K2, K3 Ricci, J. E.: Journal of the American Chemical Society 70, 1948, 109-113. Mnoho oxidů nekovů a některé oxidy kovů po rozpuštění ve vodě nepřecházejí kompletně na kyselinu. Odchylky od Paulingových pravidel umožňují tyto skutečnosti odhalit. Obsah obrázku kreslení Popis byl vytvořen automaticky Příklad Rozpuštěním CO2 ve vodě vzniká kyselina uhličitá, jejíž experimentální hodnota pKa = 6.4, zatímco pravidla predikují hodnotu pKa = 3. Chyba je v předpokladu, že veškerý CO2 rozpuštěný ve vodě existuje jako kyselina uhličitá, ve skutečnosti je to pouze 1 - 2 %. X(OH)m pKa XO(OH)m pKa XO2(OH)m pKa XO3(OH)m pKa ClOH 7,2 ClOOH 2 ClO2OH -1,0 ClO3OH -10 BrOH 8,7 IOH 10 IO(OH)5 1,6 IO2OH 0,8 SO(OH)2 1,9 SO2(OH)2 -3 SeO(OH)2 2,6 TeO(OH)2 2,7 NOOH 3,3 NO2OH -1,4 PO(OH)3 2,1 AsO(OH)3 2,3 Sb(OH)3 11 CO(OH)2 3,9 Si(OH)4 10 Ge(OH)4 8,6 Ti(OH)4 8,8 B(OH)3 9,2 Al(OH)3 9,2 Polarizace iontů a acidobazické vlastnosti S klesající stabilitou iontů, tj. se vzrůstající polarizační silou kationtu a polarizovatelností aniontu se zvyšuje kovalentní charakter (prvky s vysokým oxidačním číslem neexistují jako ionty, ale jsou součástí kovalentních molekul), roste míra hydratace a hydrolýzy, resp. tvorby komplexů (= snaha rozprostřít svůj náboj na větší povrch). 1) Nestabilní kationty vytvářejí ve vodném prostředí aquakationty, které reagují jako bronstedovské kyseliny 2) Nestabilní anionty budou vázat protony z molekul vody, vodné roztoky těchto aniontů proto budou reagovat zásaditě. S2- + H2O = HS- + OH- P3- + H2O = PH3 + 3 OH- Obsah obrázku hodiny Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku hodiny Popis byl vytvořen automaticky Kyselé a zásadité ionty přitahují silně molekuly vody v primární hydratační sféře, což vede k silnějšímu poutání molekul i vně této sféry a tvorbu sekundární, případně dalších hydratačních sfér. Mg(H2O)362+ + CO3(H2O)282- Mg(CO3) (s) + 64 H2O Vznik sraženiny je provázen uvolněním velkého množství molekul vody pH při kterém se sráží hydroxid: See the source image See the source image Obsah obrázku text, mapa Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku text Popis byl vytvořen automaticky pKa kovových iontů ve vodných roztocích Obsah obrázku mapa, text, muž Popis byl vytvořen automaticky pKa = 15.14 - 88.16(Z2/r) Wulfsbergův vzorec: Obsah obrázku text, mapa Popis byl vytvořen automaticky pKa = 15.14 - 88.16[(Z2/r) + 0. 096(EN-1.50)] Platí jen pro prvky jejichž Paulingova elektronegativita je větší než 1,5) Wulfsbergův vzorec: Vliv elektronegativity Kationty prvků s elektronegativitami většími než 1.5 mají menší hodnoty pKa (jsou více kyselé) než ionty ostatních prvků obdobného náboje a velikosti. Hybridizace a acidobazické vlastnosti Se zvyšujícím se s-charakterem hybridního orbitalu uhlíku dochází u ke zvýšení kyselosti vodíkového atomu v příslušné C-H vazbě (zvyšuje se elektronegativita atomu C). How electronegativity depends on oxidation number ... How electronegativity depends on oxidation number ... Se zvyšujícím se p-charakterem hybridního orbitalu dusíku dochází u ke zvýšení bazicity v příslušné N-H vazbě. 6.2. Resonance | Organic Chemistry 1: An open textbook Lewisova teorie lze ji aplikovat i na sloučeniny, které neobsahují kyselý proton. Kyselina = každá částice, která je akceptorem volného elektronového páru. Jako Lewisovy kyseliny lze chápat také kationty, včetně protonu. Např. kationty, molekuly s násobnými vazbami na centrálním atomu, molekuly s volnými d-orbitaly na centrálním atomu nebo elektronově deficitní molekuly. Tyto částice jsou schopny přijmout volný elektronový pár jiné částice (báze), tím se vytvoří donor-akceptorní vazba. Báze (zásada) = každá částice, která je donorem volného elektronového páru. Jako Lewisovy báze lze chápat také anionty a neutrální ligandy. Výsledek obrázku pro lewis theory of acid and base Lewisova teorie lze ji aplikovat i na sloučeniny, které neobsahují kyselý proton. Kyselina = každá částice, která je akceptorem volného elektronového páru. Jako Lewisovy kyseliny lze chápat také kationty, včetně protonu. Např. kationty, molekuly s násobnými vazbami na centrálním atomu, molekuly s volnými d-orbitaly na centrálním atomu nebo elektronově deficitní molekuly. Tyto částice jsou schopny přijmout volný elektronový pár jiné částice (báze), tím se vytvoří donor-akceptorní vazba. Báze (zásada) = každá částice, která je donorem volného elektronového páru. Jako Lewisovy báze lze chápat také anionty a neutrální ligandy. Výsledek obrázku pro lewis theory of acid and base Výsledek obrázku pro acidity hydrides Lewisova teorie Výsledek obrázku pro alh4 Výsledek obrázku pro nabh4 Výsledek obrázku pro digallane Teorie Lewisových tvrdých a měkkých kyselin a zásad ("hard and soft (Lewis) acids and bases", HSAB) „Tvrdý" = daná částice je malá, má vysoký náboj (kritérium náboje se vztahuje zejména ke kyselinám, k zásadám jen v menší míře), a není, nebo je jen slabě, polarizovatelná. „Měkký" naopak znamená velký poloměr, malý náboj a velkou polarizovatelnost. vlastnost HA SA HB SB elektronegativita 0,7-1,6 1,9-2,5 2,1-3,0 3,4-4,0 iontový poloměr [pm] < 90 > 90 > 170 ~ 120 náboj ≥ +3 ≤ +2 Tvrdé Lewisovy kyseliny (HA) mají malý iontový poloměr, vysoký pozitivní náboj, bývají silně solvatovány, mají prázdné orbitaly ve valenční sféře (přechodné kovy z počátku 3d řady mají tendenci být silnými Lewisovými kyselinami) a vysokou energii nejnižšího neobsazeného molekulového orbitalu (LUMO). Příklady: H+, kationty alkalických kovů (Li+, Na+, K+ ad.), Be2+, Mg2+, Al3+, Fe3+, Cr3+, Ta5+, Cr6+, Ti4+, BF3, karbokation R3C+ Pearson 1963 Tvrdé Lewisovy zásady (HB) mají malé iontové poloměry , bývají silně solvatovány, jsou vysoce elektronegativní, slabě polarizovatelné a mají vysokou energii nejvyššího obsazeného molekulového orbitalu (HOMO). Příklady: kyslíkaté ionty (OH−, O2-, RO−), malé halogenidové anionty (F−, Cl−), RCOO-, CO32-, hydrazin, azan, Měkké Lewisovy kyseliny (SA) mají velké iontové poloměry, nízký pozitivní náboj, zaplněné atomové orbitaly (přechodné kovy z konce 4d a 5d série s téměř zaplněnými d-orbitaly, s náboji +1 nebo +2) s nízkou energií nejnižšího neobsazeného molekulového orbitalu (LUMO). Příklady: Hg2+, Hg22+, Pt4+ Pd2+, Ag+, BH3 , p-chloranil, ryzí kovy (v oxidačním stavu 0) Měkké Lewisovy zásady (SB) mají velké atomové poloměry, středně velké hodnoty elektronegativity, jsou silně polarizovatelné a mají nízkou energii nejvyššího obsazeného molekulového orbitalu (HOMO). Příklady: H-, S2-, Se2-, I-, PH3, CN-, SCN-, CO, benzen HSAB-Konzept https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/9/9b/Hardsoftacids.png https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/d/dc/Hardsoftbases.png Kyseliny Báze HSAB Energetický rozdíl mezi HOMO/LUMO orbitalem je u komplexu složeného z SA a SB nižší, než u "tvrdých" analogů. Obsah obrázku text Popis byl vytvořen automaticky Podle HSAB tvrdé kyseliny (hard acids,HA) preferují vazbu s tvrdými bázemi (hard bases, HB) za vzniku iontových sloučenin, zatímco měkké kyseliny (soft acids, SA) preferují vazbu s měkkými bázemi (soft bases, SB) za vzniku kovalentních sloučenin. Absolutní tvrdost (absolute hardness) je definována jako HSAB-Absolute hardness ionization energy electron affinity equation HSAB - absolute hardness HOMO LUMO energy gap HSAB hraje roli i ve studiu regioselektivity u molekul s více než jedním centrem reaktivity, kde kyselina působí jako elektrofil a báze jako nukleofil. Např. u enolů a enonů: • tvrdé kyseliny reagují s kyslíkem enolátu. • • měkké kyseliny reagují s uhlíkem enolátu. • tvrdé báze reagují s karbonylovým uhlíkem enonu. • • měkké báze reagují s β-uhlíkem enonu HSAB a regioselektivita Velké rozdíly elektronegativit mezi HA a HB dávají vznik silným iontovým vazbám. Elektronegativity SA a SB jsou téměř stejné a proto mají vazby mezi nimi méně iontový charakter, tj. vazby mezi nimi jsou více kovalentní. Interakce mezi HA – SB nebo SA – HB jsou většinou polárně kovalentní a mají tendenci být reaktivnější nebo méně stabilní. Polárně kovalentní sloučeniny snadno tvoří buď více iontové nebo více kovalentní sloučeniny pokud spolu mohou reagovat (viz elektronegativita). HSAB a elektronegativita Klopman-Salemova rovnice linear--pi-fmo-energy-v1 •hard/hard interakce maximalizují elektrostatický term (tj. více nabité molekuly se navzájem více přitahují) •soft/soft interakce maximalizují term orbitalového překryvu (tj. molekuly s podobnou energií HOMO a LUMO orbitalů nejsnadněji tvoří kovalentní vazbu) Kvantifikuje energetickou změnu při reakci Lewisových hard/soft kyselin. Sirovodíková srážecí metoda kvalitativní analýzy = tradiční kvalitativní metoda analýzy kationtů je založena na rozpustnosti, resp. nerozpustnosti chloridů a sulfidů kovů a jejich následných reakcích. 1.vysrážení kationtů I. třídy roztokem kyseliny chlorovodíkové Chloridový anion je tvrdší zásadou, než sulfidový anion (má menší poloměr) a vysráží proto tvrdší Lewisovy kyseliny (které by se srážely i se sulfanem; v prvním kroku je ale chceme oddělit, aby "nestínily" kationty II. třídy). Mezi tyto tvrdší kyseliny počítáme Ag+, Pb2+ a Hg22+. 2. vysrážení kationtů II-IV. třídy sulfanovou vodou Sulfidový anion je měkkou zásadou (SB) a sráží proto kationty měkčí, než kationty I. třídy. Jde o kationty Bi3+, Cd2+, Cu2+, Hg2+, As3+, As5+, Sb3+, Sb5+, Sn2+, Sn4+. Je zřejmé, že vyšší náboj znamená nižší tvrdost. 3. Od II. třídy tvrdost Lewisových kyselin stoupá, a to až k V. třídě kationtů, která zahrnuje Mg2+, Li+, Na+, K+ a NH4+. Zvláště kationty alkalických kovů platí za tvrdé kyseliny (HA), které jsou velmi dobře solvatovány vodou (hydratovány) a jejich soli jsou proto dobře rozpustné. Tyto ionty se rozlišují plamennými zkouškami. Výsledek obrázku pro cation precipitation hydrochloric Barevnost solí Absorpce záření je u komplexů způsobena vnitřními elektronovými přechody o konkrétní energetické hodnotě. Pokud absorbovaná energie odpovídá vlnové délce v oblasti viditelné části spektra (380 až 770 nm), jsou komplexy barevné. Sůl tvořená SA-SB je tmavší než její "tvrdý" analog. Příkladem může být oxid olovnatý PbO (SA-HB), respektive sulfid olovnatý PbS. (SA-SB). Zatímco PbO je žlutá-oranžová látka, PbS je černý. Katalytické jedy Jako katalyzátory se často užívají elementární kovy (platina, nikl ad.), tedy velmi měkké Lewisovy kyseliny (mají nulový náboj). Jako katalytické jedy proto fungují měkké Lewisovy zásady, např. sulfidy (kovy s nimi zreagují). Galenit (PbS) Fajansova pravidla, elektronegativita a HSAB compound Fajans Pauling HSAB NaCl low + charge, larger cation, smaller anion, ionic 3.16 − 0.93 = 2.19 ionic hard acid, borderline base; ionic AlI3 high + charge, smaller cation, larger anion, covalent 2.66 − 1.61 = 1.05 covalent hard acid, soft base covalent Fajansova pravidla korespondují s Paulingovým výpočtem iontovosti vazby pomocí elektronegtivit a také s HSAB, predikující vlastnosti vazby na základě polarizovatelnosti (založená na velikosti a náboji atomu). Binární sloučeniny soft acid a/nebo soft base jsou obvykle kovalentní. Např. vazba v jodovodíku (HI) je téměř nepolární (rozdíl elektronegativit 0,3), jodovodík je však nejsilnější z halogenvodíkových kyselin v důsledku snadné polarizovatelnosti velkého atomu jodu, zvýšení polarity vazby H-I a následně její elektrolytické disociace Ionty rtuti, Hg(I) a Hg(II), jsou toxické tím, že mohou vytěsňovat ostatní kovy z molekul enzymů a ničit tak jejich aktivitu. a) Jsou tyto ionty tvrdé nebo měkké kyseliny? b) Jaké skupiny aminokyselin se na ně mohou vázat? Hg(I) a Hg(II) jsou velké, polarizovatelné ionty. Jsou tudíž měkké kyseliny a dobře se vážou na měkké báze, jako je atom síry, resp. sulfidový či hydrogensulfidový anion. Z aminokyselin je síra obsažena v cysteinu nebo methioninu. Příklad Biomolecules | Free Full-Text | Oxidative Stress and Maxi ... Řešení Na základě teorie HSAB navrhněte vzorec jednoduchého minerálu, obsahujícího daný prvek: a) zirkonium(IV) b) kadmium(II) c) wolfram(VI) d) zinek(II) e) měď(I) ZrO2 (minerál baddeleyit) CdS (minerály greenockit a hawleyit) WO3 (minerály tungstit a meymacit) ZnS (minerály sfalerit a wurtzit) Cu2S (minerál chalkocit) Příklad Řešení Goldschmidtova klasifikace prvků SouvisejÃcà obrázek Litofilní prvky vykazují silnou afinitu ke kyslíku, vyskytují se v silikátových minerálech, případně jako halogenidy. Litofilní prvky tedy tvoří kationty, které považujeme za tvrdé Lewisovy kyseliny (HA). Ty se vážou s kyslíkem jakožto π-donorem. Chalkofilní prvky mají silnou afinitu k síře; tvoří s ní sulfidy. Oproti litofilním prvkům jsou jejich kationty měkčími kyselinami. Goldschmidtova klasifikace prvků Pomocí konceptu HSAB můžeme vysvětlit, proč se vápník vyskytuje v litosféře jako síran nebo uhličitan (HA-HB, neboť anionty kyslíkatých solí obsahují atomy kyslíku sloužící jako donoři π-elektronů), olovo jako sulfid a zlato jako tellurid anebo ryzí (elementární zlato je nejměkčí kyselinou, což je dáno velikostí, elektronovou strukturou i nulovým nábojem). Goldschmidtova klasifikace prvků Rozpustnost a HSAB Rozpustnost ve vodě Voda rozpouští látky, které disponují alespoň jednou „hard" částí. Sloučenina vznikající kombinací „soft acid" + „soft base" je málo rozpustná v polárních rozpouštědlech jako voda. Příklady Sulfid olovnatý není rozpustný ve vodě (sulfidový anion je měkčí zásadou než oxidový anion; olovnatý kation je měkkou Lewisovou kyselinou). Sulfid sodný ale rozpustný ve vodě je, protože sodný kation je tvrdou Lewisovou kyselinou, kterou voda dobře solvatuje. Jodid stříbrný je nerozpustný ve vodě díky kombinaci soft acid Ag+ and soft base I-. Jodid lithný je výsledek kombinace Li+ (hard acid) a I- (soft base) a tedy rozpustný ve vodě. Výsledek obrázku pro lattice energy trend Hydratace iontů a standardní elektrodový potenciál Ionizační energie a elektronová afinita se týkají vzniku iontů z izolovaných atomů v plynném stavu. Vznik iontů v roztoku zahrnuje: 1.Atomizace: standardní stav -> volný atom (g) 2.Ionizace: volný atom (g) -> volný ion (g) 3.Hydratace: volný ion (g) -> hydratovaný ion(aq) Pokud je tento proces sledován za standardních podmínek (25 °C, 101,325 kPa), předpokládá se, že je prvek ve styku s roztokem svých iontů o koncentraci 1 mol/l měří se srovnáním vůči vodíkovému systému nazývá se sledovaná veličina standardním elektrodovým potenciálem (E), nebo také redoxpotenciálem. 1. Vztah mezi standardním elektrodovým potenciálem a Gibbsovou energií: ΔG = -|z|.F.E z je počet elektronů zůčastněných v oxidačně-redukčním procesu F je Faradayova konstanta (96487 C/mol) Redoxní potenciál (oxidačně-redukční potenciál, redox potenciál) = míra schopnosti redoxního systému převést jednoho z reakčních partnerů do oxidovaného stavu. Vyjadřuje redukční stav systému v milivoltech (napětí mezi standardní vodíkovou elektrodou a příslušným oxidačně-redukčním přechodem) Čím více má činidlo E>0, tím větším je oxidačním činidlem, čím má E<0, tím je silnějším redukčním činidlem. Čím má kov zápornější hodnotu redoxního potenciálu, tím má větší schopnost uvolňovat elektrony. Výsledek obrázku pro beketova Å™ada kovů Beketovova elektrochemická řada napětí Kov stojící v řadě napětí před vodíkem, tj. od vodíku nalevo (zde nahoře nad vodíkem), je schopen redukovat vodík a sám sebe oxidovat (kovy stojící daleko před vodíkem jsou schopny zredukovat vodík dokonce i z vody). . Reakce kovů s kyselinami 2 Na + H2SO4 → H2 + Na2SO4 2 Na + 2H2O → H2 + 2 Na+ + 2 OH− Kov, který stojí za vodíkem, je schopný zoxidovat vodík a sám sebe redukovat: CuO + H2 → Cu + H2O reakce Cu: zředěná HNO3: 3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O konc. HNO3: Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O konc. H2SO4: Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O V neoxidujících kyselinách se měď nerozpouští. reakce Zn: konc. H2SO4: Zn + 2 H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2 H2O zředěná H2SO4: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 konc. HNO3: 4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O reakce s HCl (konc. i zřed.): Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 Substitution Transfer Abstraction Displacement | Chemogenesis Vytěsňování kovů z roztoků jejich solí Kov stojící v řadě napětí vlevo dokáže kov (v kladném oxidačním stavu) stojící vpravo redukovat a sám se tím pádem oxidovat, a naopak – kov, který stojí v řadě napětí napravo je schopný kov stojící vlevo zoxidovat a sám se redukuje Výsledek obrázku pro redox potential elements Výsledek obrázku pro redox potential periodic table Elektrochemická řada napětí Výsledek obrázku pro beketova Å™ada kovů http://www.zschemie.euweb.cz/redox/rada.gif Řada aktivity kovů Grade10: CHAPTER 2 REACTIVITY SERIES SEMESTER 1 Predicting reactions of a metal using the reactivity ... O Level Chemistry : 06/29/13 My Share Learning Content: 3.3 Reactivity Series of Metals ... BBC Bitesize - National 4 Chemistry - Properties of metals ... tell me reactivity series of non metal. - Brainly.in Reactivity Series of Metals and Nonmetals » Selftution Během vytěsňovacích reakcí více aktivní nekov vytěsňuje méně aktivní nekov ze sloučeniny. Aktivita nekovů závisí na jejich schopnosti přijímat z roztoku elektrony, za tvorby pozitivních iontů. Čím snadněji nekov přijímá elektrony, tím je aktivnější, a tím výše je v řadě reaktivity nekovů. Reaktivita nekovů Reaktivita C10.2 - Reactivity Series - IGCSE AID The amount of hydrogen given off rates metals in reactivity Frostův diagram MnFrostDiagram.png Výsledek obrázku pro frost diagram halogen Tendence dvou látek k synproporcionaci či disproporcionaci lze vyjádřit Frostovým diagramem oxidačních čísel; pokud je u látek hodnota ΔG/F níže než čára spojující příslušná oxidační čísla na obou stranách, pak tyto látky, jsou-li společně přítomny v roztoku, podléhají synproporcionaci. Koordinační sloučeniny • Mn+ + xL = MLxn+ • (M = centrální atom, L= neutrální ligand) • Mn+ + xLy- = MLxn+ - (x.y-) • (L= aniontový ligand) • •Koordinační číslo - počet atomů ligandů přímo vázaných na centrální atom v jeho koordinační sféře prostřednictvím tzv. donorového atomu (většinou C, P, N, O, S nebo halogen) http://images.tutorvista.com/cms/images/80/Ligand-Binding.jpg Stabilita komplexů 1. Nejvýše nabité kationty vážou přednostně nejmenší anionty. Např.: K[FeCl6] + 6 KF = K[FeF6] + 6 KCl (F- < Cl-) 2. Při vzniku iontových komplexů mohou hrát významnou roli elektrostatické síly, což vysvítá z řady stability: s rostoucí velikostí iontů (a tím pádem i vzdáleností iontů) vznikají méně stabilní komplexní ionty. To platí zejména tehdy, má-li centrální kation konfiguraci vzácného plynu nebo vysoký náboj. AlF63- > AlCl63- > AlI63-; FeF63- > FeCl63- > FeBr63-; CeF63- > CeCl63- > CeBr63- U neutrálních jednovazných (monodentate) ligandů, tvoří stabilnější komplexy ligandy s menší velikosti a větším dipólovým momentem. 3. Četné výjimky z tohoto pravidla indikují zapojení také jiných než čistě elektrostatických interakcí. Např. K4[HgCl4] + 4 KI = K4[HgI4] + 4 KCl (Cl- < l-) 4. Stabilita komplexů se zvyšuje u ligandů obsazujících několik koordinačních míst najednou (tzv. cheláty). 5. Bazičtější ligandy vytvářejí stabilnější komplexy. 5. Komplexy některých iontů (Cr3+, Co3+, Pt2+, Pt4+, Ni2+) velmi neochotně mění ligandy. Tyto ionty mají nezaplněné d-slupky. d3: Cr3+, d6: Co3+, Pt4+ d8: Ni2+, Pt2+ U nezaplněné d-slupky vzniká nepříznivé rozložení náboje pro přísun dalšího ligandu, který má nahradit jeden z původních. Irwing-Williamsova řada stability Stabilita vysokospinových komplexů 3d prvků s běžnými ligandy se zvyšuje v řadě Mn2+ < Fe2+ < Co2+ < Ni2+ < Cu2+ > Zn2+ Vyšší stabilita komplexů Cu2+ oproti Ni2+ je důsledkem Jahnova-Tellerova jevu. The Irving-Williams Series - Chemistry LibreTexts 1,2-diaminoethan (en), první konstanty stability (logK1) pro ionty M(II) •Klasifikace koordinačních sloučenin podle koordinačního čísla centrálního atomu (hybridizace): • •koord. č. 2 (zřídka) - lineární [Ag(CN)2]- • •koord. č. 3 (zřídka) - trojúhelník [HgI3]- • •koord. č. 4 (často) - tetraedr [Cu(CN)4]2- nebo čtverec [Pt(NH3)4]2+ • •koord. č. 5 (zřídka) - trojboká pyramida nebo čtvercová pyramida [Fe(CO)5] • •koord. č. 6 (nejčastější) - oktaedr [Co(NH3)6]3+ • •koord. č. 7 (zřídka) – pentagonální bipyramida [ZrF7]2- What hybridization is generally utilized by the central ... Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek d2sp3 Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek sp3 dsp2 Compare the following complexes with respect to their shape, magnetic behaviour and the hybrid orbit Compare the following complexes with respect to structural shapes of units, magnetic behaviour and hybrid orbitals involved in units: - Sarthaks eConnect | Largest Online Education Community Teorie krystalového a teorie ligandového pole •Teorie krystalového pole uvažuje pouze elektrostatické interakce, teorie ligandového pole je zobecněním předchozí teorie, zahrnuje i jiné typy interakcí. • •- vysvětlují elektronovou konfiguraci (a s tím související vlastnosti komplexu) centrálního atomu o dané symetrii obklopujících ligandů • Nejčastější je oktaedrická symetrie Þ • centrální atom je obklopen 6 ligandy, elektrony na orbitech dx2-y2 a dz2 jsou lokalizovány v bezprostřední blízkosti záporných nábojů ligandů, zatím co elektrony na zbývajících d orbitalech jsou ovlivněny ligandy méně. Soubor 5 původně degenerovaných d-orbitalů se elektronovou repulzí energeticky štěpí na 2 podhladiny: • dx2-y2, dz2 a dxy, dxz , dyz •Energetický rozdíl mezi těmito podhladiny se nazývá síla ligandového pole, označuje se D a udává se v cm-1. sférické oktaedrické eg t2g DO 3/5 DO 2/5 DO •Velikost Δ závisí: • •I) na povaze centrálního atomu • a) s oxidačním číslem Δ roste • b) s hlavním kvantovým číslem Δ roste • II) na povaze ligandu ligandy lze sestavit podle schopnosti štěpit d-orbitaly centrálního kovu do tzv. spektrochemické řady ligandů: I- , Br-, Cl-, SCN-, F-, S2O3-, CO32-, OH-, NO3-, SO42-, H2O, C2O42-, NO2-, NH3, C5H5N, en, H-, C5H5-, CO, CN- zhruba platí pořadí: halogenkomplexy < aquakomplexy < amminkomplexy < kyanokomplexy http://www.chem1.com/acad/webtext/chembond/CB-images/ligand_strength.png http://www.chem1.com/acad/webtext/chembond/CB-images/cc-highlowfield.gif strong Field.png weak Field.png http://www.dlt.ncssm.edu/tiger/diagrams/complexions/Octahed_Complex_CoF6.gif http://www.dlt.ncssm.edu/tiger/diagrams/complexions/Octahed_Complex_CoNH3.gif http://www.chem1.com/acad/webtext/chembond/CB-images/CCdorbsplit.gif http://www.chem1.com/acad/webtext/chembond/CB-images/CC-dorbsplitting.gif http://images.flatworldknowledge.com/averillfwk/averillfwk-fig23_009.jpg http://chemwiki.ucdavis.edu/@api/deki/files/14823/=weak_Field.png http://images.flatworldknowledge.com/averillfwk/averillfwk-fig23_014.jpg http://bouman.chem.georgetown.edu/S02/lect32/e01.gif •Aplikace teorie ligandového pole • •Magnetické vlastnosti •- přibližně určeny počtem nepárových elektronů •- podle multiplicity dělíme komplexy na nízkospinové a vysokospinové (diamagnetické a paramagnetické) • •Např. pro oktaedrické komplexy Fe2+ (d6) platí: • [Fe(H2O)6]2+ = vysokospinový komplex (D < p = energie párování) • [Fe(CN)6]4- = nízkospinový komplex (D > p ) • (vliv ligandu, postavení ve spektr. řadě) • • [Fe(H2O)6]2+ = vysokospinový komplex • [Co(H2O)6]3+ = nízkospinový komplex • (vliv ox. čísla centrálního atomu) http://www.chem1.com/acad/webtext/chembond/CB-images/ccdefin.gif http://www.chem1.com/acad/webtext/chembond/CB-images/cc-dblock.gif http://www.dlt.ncssm.edu/tiger/diagrams/complexions/Hi-LoSpin.gif •Elektronová spektra a zbarvení komplexů • •- síla ligandového pole často odpovídá energii viditelného záření 13000 - 25000 cm-1 což vede k barevnosti většiny sloučenin přechodných kovů (v absorpčních spektrech absorpční pásy tzv. d-d přechodů) • • • • • • • •Např. zabarvení derivátů kationtu [Co(NH3)6]3+, ve kterých je molekula NH3 substituována ligandem, který stojí ve spektrochemické řadě vlevo od NH3. S klesající silou průměrného ligandového pole se mění zabarvení: • [Co(NH3)6]3+ žlutý • [Co(NH3)5Cl]2+ červený • [Co(NH3)4Cl2]+ fialový • [Co(NH3)3Cl3] modrý • • Obsah obrázku hodiny Popis byl vytvořen automaticky Oxidačně-redukční stálost komplexů Z možných el. konfigurací má univerzální stabilizační vliv konfigurace d0 a d10. Ostatní závisí na symetrii a síle ligandového pole. Např. pro oktaedrické komplexy se slabým ligandovým polem je velmi stálá konfigurace d5 s vysokospinovým uspořádáním (Mn2+, Fe3+), nebo d3 (Cr3+). Při silném ligandovém poli je stálá konfigurace d6, která odpovídá obsazení všech orbitalů t2g. V případě, že el. konfigurace leží mezi uvedenými, je nestálá např.: Cr2+(d4) ® Cr3+(d3) ... oxidace Mn3+(d4) ® Mn2+(d5) ... redukce Cheláty (chelátové komplexy) mají na jeden centrální atom navázané dva či více donorových atomů téhož ligandu. Chelatotvorné činidlo je organická látka, která poskytuje nejméně dva volné elektronové páry na vznik dativní vazby. Některá tato činidla se používají v analytické chemii, např. EDTA (etylendiamintetraoctová kyselina a její soli), biuret a jiné. Řada chelatotvorných činidel se používá v medicíně při akutních otravách kationty některých dvoj- i trojmocných kovů, k jejich vyvázání a odstranění z organismu. Fyziologicky významné jsou též chelátové struktury u mnohých enzymů, dále pak např. hemoglobin, chlorofyl a jiné biologické pigmenty. Cheláty Complexes formation. The figure 2 shows the EDTA ligand ... Polydentant ligand @ Chemistry Dictionary & Glossary EDTA biuret Biuretreaktion - Proteine Popis vazby mezi ligandy a centrální částicí v koordinační chemii pomocí HSAB Teorie HSAB dobře popisuje výběr ligandů k centrálním částicím v komplexních (koordinačních) sloučeninách. Obecně platí, že centrální částice (atom přechodného kovu, případně jeho kation) je Lewisovou kyselinou a ligandy pak Lewisovými zásadami. Stabilní jsou takové komplexy, v nichž se váže tvrdá Lewisovou kyselina s tvrdou Lewisovou zásadou (a měkká s měkkou). 1. Irving-Williamsova řada stability: 2. Určité ligandy tvoří nejstabilnější komplexy s kationty jako jsou Al3+,Ti4+ nebo Co3+, zatímco jiné tvoří stabilní komplexy s Ag+, Hg2+ nebo Pt2+. hard acids soft acids Popis vazby mezi ligandy a centrální částicí v koordinační chemii pomocí HSAB Enterobactin je molekula používaná určitými bakteriemi k zachycování Fe(III) a jeho transportu do buňky (siderofor). Konstanta stability (formation constant) komplexu Fe(III)-enterobactin je cca1049. Vysvětlete vysokou hodnotu konstanty. Fe(III) jako HA se váže silně na donory kyslíku. Enterobactin má několik donorů kyslíku schopných vázat železo - dvojice OH skupin na každém ze 3 benzenových jader enterobactinu (katecholy). Vzhledem k velké vzájemné vzdálenosti katecholových skupin v enterobactinu, je dostatečný prostor k chelataci iontu železa molekulou enterobactinu a vzniku chelátu s vysokou konstantou stability. Příklad Řešení