Slabé vazebné interakce Opakování n Opakování qCo je to atom? Opakování qCo je to atom? n Atom je nejmenší částice hmoty, chemicky dále nedělitelná. Skládá se z atomového jádra obsahujícího protony a neutrony a obalu obsahujícího elektrony. Atomy téměř všech prvků se spojují do větších celků – molekul, pomocí chemické vazby. n n n Opakování qCo je to chemická vazba? n Opakování qCo je to chemická vazba? nChemická vazba je silová interakce mezi atomy. n Opakování qCo je to chemická vazba? nChemická vazba je silová interakce mezi atomy. qJaké energie charakterizují chemickou vazbu? n Opakování qCo je to chemická vazba? nChemická vazba je silová interakce mezi atomy. qJaké energie charakterizují chemickou vazbu? nVazebná energie = energie, která se uvolní při vzniku vazby nDisociační energie = energie potřebná k rozštěpení chemické vazby n Opakování qJaké rozlišujeme typy chemických vazeb? Opakování qJaké rozlišujeme typy chemických vazeb? ØKovalentní vazba n Oba atomy sdílí vazebný elektronový pár, který vznikl tak, že každý partner poskytl 1 elektron. na)Nepolární vazba (0 - 0,4) nb)Polární vazba (0,4 – 1,67) nc)Iontová vazba (1,67 – ) n n Opakování qJaké rozlišujeme typy chemických vazeb? ØKoordinačně kovalentní vazba n ve svých vlastnostech se neliší od vazby kovalentní. Rozdíl je ve vzniku: n jeden reaktant poskytne volný elektronový pár - donor a druhý prázdný orbital - akceptor n Opakování qJaké rozlišujeme typy chemických vazeb? ØKovová vazba n kovy tvoří pravidelnou krystalovou mřížku, valenční elektrony tvoří tzv. elektronový mrak, který se rozprostře v celém prostoru krystalu. n Všechny elektrony patří všem atomům, tedy jsou delokalizovány – to způsobuje vodivost kovů Slabé vazebné interakce n Slabé vazebné interakce nJsou to vazebné síly mezi molekulami nV zásadě je lze rozdělit na: n Van der Waalsovy síly n Vodíkové můstky n 1.)Van der Waalsovy síly n Jejich podstatou je vzájemné působení molekulových dipólů, jejichž existence je důsledkem okamžitých nerovnoměrností v rozložení elektronů v molekule. n Jsou slabší než kovalentní síly (o 2 – 3 řády) a vodíkové můstky. n n Co je to dipól? nPř. HCl…permanentní dipól n Chlór má vyšší elektronegativitu než vodík, tedy elektronový pár si přitáhne blíže k sobě. Elektron je záporně nabitou částicí, v jeho blízkosti vzniká parciální záporný náboj. V okolí vodíku vzniká parciální kladný náboj. n Čím je posun vazebných elektronů větší, tím jsou vzniklé náboje (tedy vzniklý dipól) větší. Co je to dipól? nObecná defince je: dva od sebe oddělené elektrické náboje stejné velikosti, ale opačné polarity n n Velikost dipólu lze vyjádřit pomocí dipólového momentu µ. Ten je dán součinem délky vazby l a parciálního náboje δ. Dipólový moment µ je vektorová veličina a je orientovaná od záporného pólu ke kladnému. Co je to dipól? nDipól nemusí vznikat jen v molekulách tvořených atomy s nestejnou elektronegativitou. Jiný mechanismus vzniku dipólů spočívá v rozložení elektronů v molekule, které se mění. Může se stát, že na jedné straně molekuly je více elektronů než na straně druhé. Molekula se začne jevit jako dipól. nMůže k tomu dojít zcela náhodně, nebo v důsledku přiblížení nabité částice k molekule. Takto vzniklý dipól se nazývá indukovaný. Zároveň je to i dipól dočasný – po skončení interakce zaniká. Van der Waalsovy síly - dělení nDělíme je podle toho, jaké dipóly spolu interagují na: n nDisperzní síly nInterakce dipól – dipól nInterakce dipól – indukovaný dipól nIntrakce dipól – Ion nHydrofobní interakce Van der Waalsovy síly - dělení nDisperzní síly n Nejslabší síly, které obvykle působí mezi nepolárními molekulami (např. F2, O2, N2). Jedná se o vzájemné interakce dočasných dipólů. n Jedná se o interakci okamžitých dipólů vzniklých chaotickou oscilací molekul. Van der Waalsovy síly - dělení nInterakce dipól – dipól n Nejsilnější interakce z van der Waalsových, projevuje se u polárních molekul (H2O, HCl). Podstatou je elektrostatické přitahování opačně nabitých pólů polárních molekul, tedy interakce dvou permanentních dipólů. Pomocí této interakce lze vysvětlit rozpustnost polární látky v polárním rozpouštědle (H2O, C2H5OH). Polární molekula je obklopena polárními molekulami rozpouštědla – tzv. solvatovým obalem. Van der Waalsovy síly - dělení nInterakce dipól – indukovaný dipól n Tato interakce se uplatňuje, jestliže se dostane nepolární molekula do blízkosti polární molekuly. Elektrické pole polární molekuly ovlivňuje rozložení elektronů v nepolární molekule – vzniká indukovaný dipól. Ten pak interaguje s dalšími dipóly popřípadě indukovanými dipóly. Van der Waalsovy síly - dělení nIntrakce dipól – Ion n Je to obdoba interakce dipól – dipól, jedním z interagujících partnerů není dipól, ale nabitá částice, tedy ion. Uplatňuje se např. ve vodných roztocích obsahujících ionty. Van der Waalsovy síly - dělení nHydrofobní interakce n Mezi slabé vazebné interakce patří také interakce hydrofobní. Tyto interakce se projevují v nepolárních částech molekul ve vodném prostředí, které mají tendenci se navzájem spojovat, a tím zmenšovat kontakt s polárními molekulami vody. 2.)Vodíková vazba n 2.)Vodíková vazba nVodík se nachází v I. skupině – 1 valenční elektron – jednovazný x může se vyskytovat uprostřed molekuly, s atomy spojený vodíkovým můstkem n A-H..B n n Kovalentní vazba Vodíková vazba Vznik vodíkové vazby nVodíková vazba vzniká u sloučenin, které obsahují atom vodíku kovalentně vázán na atom fluoru, kyslíku nebo dusíku, tj. na atomy prvků o vysoké elektronegativitě, obsahující volný elektronový pár. Voda a vodíková vazba üKaždá molekula vody se chová jako dipól. üKe kladným pólům jsou přitahovány atomy kyslíku sousedních molekul. üK zápornému pólu jsou naopak přitahovány atomy vodíku. üTyto elektrostatické síly působí nejvíce při teplotě 4°C a způsobují, že má voda při této teplotě největší hustotu. Voda a vodíková vazba nVodíkové vazby můžeme nnalézt i v ledu, kde se každá nmolekula vody pravidelně nváže s čtyřmi molekulami nvodíkovými vazbami a nvytváří struktury s nšestičlennými kruhy s nprázdnými dutinami. Energie vodíkové vazby nEnergie vodíkové vazby závisí na druhu partnerů vodíku a pohybuje se mezi 8 a 40 kJ.mol-1. nKlesá v řadě: FH > OH > NH •F — H … F 28 kj.mol-1 (HF) •O — H … O 18,9 kj.mol-1 (H2O) n 34,3 kj.mol-1 (CH3COOH) •N — H … N 5,44 kj.mol-1 (NH3) • n Pro srovnání: C – C 347 kj.mol-1 n F – F 271 kj.mol-1 Typy vodíkových vazeb qIntermolekulární s trojrozměrnou strukturou -Vodíkové můstky vytvářejí mezi molekulami prostorovou síť – voda qIntermolekulární s lineárním řetězcem n- Vodíkové můstky mezi molekulami vytvářejí lineární lomený řetězec – kapalný fluorovodík Typy vodíkových vazeb qIntermolekulární -Mezi sebou jsou vázány dvě molekuly (vzniká dimer) – vazby mezi karboxylovými kyselinami qIntramolekulární n- Vodík je vázán ke dvěma atomům v rámci jedné molekuly o-hydroxybenzoová kyselina Fyzikální důsledky vodíkové vazby nVodíková vazba je slabší než vazba kovalentní, ale ovlivňuje fyzikální vlastnosti sloučenin. nJejí existence v NH3, H2O a HF vysvětluje jejich anomální teplotu varu v porovnání s hydridy dalších prvků. nPlatí, že s rostoucí molární hmotností látek roste teplota varu. Ale vazba vodíkovým můstkem tento obecný trend porušuje. Například voda n (Ar = 18) má větší teplotu varu než sulfan n (Ar = 34). Fyzikální důsledky vodíkové vazby Děkuji za pozornost J