Chemická vazba: Porovnání verzí
Z WikiSkript
m (obrázky) |
m (zvýraznění textu + související články) |
||
| Řádek 11: | Řádek 11: | ||
* její elektronová hustota je největší na spojnici jader atomů | * její elektronová hustota je největší na spojnici jader atomů | ||
* molekulový [[orbital]] může vzniknout překrytím: | * molekulový [[orbital]] může vzniknout překrytím: | ||
# dvou orbitalů s, s a p nebo s a d | # dvou orbitalů '''s''', '''s''' a '''p''' nebo '''s''' a '''d''' | ||
# dvou orbitalů p nebo p a d | # dvou orbitalů '''p''' nebo '''p''' a '''d''' | ||
# dvou orbitalů d | # dvou orbitalů '''d''' | ||
[[Soubor:Sigma-pi bonding.png | thumb | 250px | Vazba sigma a pí ]] | [[Soubor:Sigma-pi bonding.png | thumb | 250px | Vazba sigma a pí ]] | ||
=== vazba PÍ π === | === vazba PÍ π === | ||
| Řádek 21: | Řádek 21: | ||
* je slabší než vazba sigma, proto sloučeniny s násobnou vazbou jsou reaktivnější než sloučeniny s vazbami jednoduchými | * je slabší než vazba sigma, proto sloučeniny s násobnou vazbou jsou reaktivnější než sloučeniny s vazbami jednoduchými | ||
* molekulový orbital může vzniknout překrytím: | * molekulový orbital může vzniknout překrytím: | ||
# dvou orbitalů p | # dvou orbitalů '''p''' | ||
# orbitalů p a d | # orbitalů '''p''' a '''d''' | ||
# dvou orbitalů d | # dvou orbitalů '''d''' | ||
== Násobné vazby == | == Násobné vazby == | ||
=== Jednoduchá vazba === | === Jednoduchá vazba === | ||
* kovalentní vazba uskutečněná sdílením pouze jednoho elektronového páru | * kovalentní vazba uskutečněná sdílením pouze jednoho elektronového páru | ||
* je tvořena vazbou σ a je delší a slabší než násobné vazby (dvojná, trojná) | * je tvořena vazbou '''σ''' a je delší a slabší než násobné vazby (dvojná, trojná) | ||
[[Soubor:CarbonCarbon2Point.gif| thumb | 220px | kovalentní dvojná vazba ]] | [[Soubor:CarbonCarbon2Point.gif| thumb | 220px | kovalentní dvojná vazba ]] | ||
=== Dvojná vazba === | === Dvojná vazba === | ||
* [[kovalentní vazba]] uskutečněná sdílením dvou elektronových párů | * [[kovalentní vazba]] uskutečněná sdílením dvou elektronových párů | ||
* tvoří ji jedna vazba σ a jedna vazba π | * tvoří ji jedna vazba '''σ''' a jedna vazba '''π''' | ||
* dvojná vazba je kratší a pevnější než jednoduchá vazba | * dvojná vazba je kratší a pevnější než jednoduchá vazba | ||
=== Trojná vazba === | === Trojná vazba === | ||
* kovalentní vazba uskutečněná sdílení tří elektronových párů | * kovalentní vazba uskutečněná sdílení tří elektronových párů | ||
* tvoří ji jedna vazba σ a dvě vazby π | * tvoří ji jedna vazba '''σ''' a dvě vazby '''π''' | ||
* trojná vazba je nejkratší a nejpevnější | * trojná vazba je nejkratší a nejpevnější | ||
== Odkazy == | == Odkazy == | ||
=== Související články === | === Související články === | ||
*[[Chemické reakce]] | |||
*[[Orbital]] | |||
=== Zdroje === | === Zdroje === | ||
* LEDVINA, Miroslav, Alena STOKLASOVÁ a Jaroslav CERMAN. Biochemie pro studující medicíny. 2. vyd. Praha: Karolinum, 2009, 269 s. ISBN 978-802-4614-144. | * LEDVINA, Miroslav, Alena STOKLASOVÁ a Jaroslav CERMAN. Biochemie pro studující medicíny. 2. vyd. Praha: Karolinum, 2009, 269 s. ISBN 978-802-4614-144. | ||
Verze z 14. 3. 2015, 14:55
= interakce, která k sobě navzájem poutá sloučené atomy prvků v molekule (nebo ionty v krystalu) prostřednictvím valenčních elektronů.
Obecná pravidla
- chemické vazby vznikají a zanikají při chemických reakcích
- při tvorbě chemické vazby se uvolňuje energie, tzv. vazebná energie
- pro rozštěpení chemické vazby je nutno dodat energii, tzv. disociační energii
- energie vazebná a disociační mají stejnou velikost; čím je vazebná (disociační) energie větší, tím je vazba pevnější
- podmínkou vzniku chemické vazby je dostatečné přiblížení atomů, které mají dostatečně vysokou energii a správnou prostorovou orientaci
Vazba sigma a pí
vazba SIGMA σ
- vzniká obsazením molekulového orbitalu sigma
- její elektronová hustota je největší na spojnici jader atomů
- molekulový orbital může vzniknout překrytím:
- dvou orbitalů s, s a p nebo s a d
- dvou orbitalů p nebo p a d
- dvou orbitalů d
vazba PÍ π
- vzniká obsazením molekulového orbitalu pí
- její elektronová hustota je největší mimo spojnici jader atomů, ale v rovině touto spojnicí procházejí
- vzniká až po vzniku vazby sigma a podílí se na vzniku násobných vazeb
- je slabší než vazba sigma, proto sloučeniny s násobnou vazbou jsou reaktivnější než sloučeniny s vazbami jednoduchými
- molekulový orbital může vzniknout překrytím:
- dvou orbitalů p
- orbitalů p a d
- dvou orbitalů d
Násobné vazby
Jednoduchá vazba
- kovalentní vazba uskutečněná sdílením pouze jednoho elektronového páru
- je tvořena vazbou σ a je delší a slabší než násobné vazby (dvojná, trojná)
Dvojná vazba
- kovalentní vazba uskutečněná sdílením dvou elektronových párů
- tvoří ji jedna vazba σ a jedna vazba π
- dvojná vazba je kratší a pevnější než jednoduchá vazba
Trojná vazba
- kovalentní vazba uskutečněná sdílení tří elektronových párů
- tvoří ji jedna vazba σ a dvě vazby π
- trojná vazba je nejkratší a nejpevnější
Odkazy
Související články
Zdroje
- LEDVINA, Miroslav, Alena STOKLASOVÁ a Jaroslav CERMAN. Biochemie pro studující medicíny. 2. vyd. Praha: Karolinum, 2009, 269 s. ISBN 978-802-4614-144.
- BENEŠOVÁ, Marika. Odmaturuj! z chemie. Vyd. 1. Brno: Didaktis, 208 s. ISBN 80-862-8556-1.
- Prezentace ze stránek Ústavu lékařské biochemie a laboratorní diagnostiky.
