Chemická vazba: Porovnání verzí
Z WikiSkript
m (zvýraznění textu + související články) |
m (typo) |
||
| Řádek 1: | Řádek 1: | ||
= interakce, která k sobě navzájem poutá sloučené [[atom|atomy]] prvků v molekule (nebo ionty v krystalu) prostřednictvím valenčních [[elektron|elektronů]]. | = interakce, která k sobě navzájem poutá sloučené [[atom|atomy]] prvků v molekule (nebo ionty v krystalu) prostřednictvím valenčních [[elektron|elektronů]]. | ||
== Obecná pravidla == | == 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 energie|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 [[atom|atomů]], které mají dostatečně vysokou energii a správnou prostorovou orientaci. | ||
== Vazba sigma a pí == | == 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 '''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 === | ||
* | * 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''' | # 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 je uskutečněná sdílením pouze jednoho elektronového páru. | ||
* | * 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]] je 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 === | === 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 == | == Odkazy == | ||
=== Související články === | === Související články === | ||
Verze z 14. 3. 2015, 15:02
= 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 je uskutečněná sdílením pouze jednoho elektronového páru.
- Je tvořena vazbou σ a je delší a slabší než násobné vazby (dvojná, trojná).
Dvojná vazba
- Kovalentní vazba je 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.
