Chemická vazba, hybridizace

Chemická vazba

Slabé vazebné interakce

= Přitažlivé síly mezi molekulami

Výrazně ovlivňují fyzikální vlastnosti molekul ($t_v, t_t, ...$) a stabilitu biochemických makromolekul

1. van der Waalsovy síly:
   Jsou cca $100 \times$ slabší než chemická vazba
   Princip: přitažlivost částí molekul s opačným parciálním nábojem

2. Vodíkové můstky (vodíková vazba):
   Jsou cca $20 \times$ slabší než chemická vazba

Podmínky pro vytvoření vodíkového můstku

Pro vytvoření $\text{H}$ můstku musí být splněny 2 podmínky

1. Vodík je vázán na $\text{F}$, $\text{O}$ či $\text{N}$

2. V molekule musí být přítomny volné elektronové páry

$\text{H}$ vazba se vyznačuje $...$ (tečkovaně)

Polarita vazeb a polarita molekul

Míru polarity určuje veličina jménem dipólový moment, značka: $\vec{\mu}$, je to vektorová veličina

Směr je vždy od záporného ke kladnému pólu

Jednotka: $\text{C} \cdot \text{m}$ ... coulombmetr

1. Dvouatomové molekuly

Dipólový moment vazby = dipólový moment molekuly

Polární vazba $\to$ polární molekula

2. Víceatomové molekuly

Dipólový moment molekuly je dán vektorovým součtem dipólových momentů vazeb

$\vec{\mu} \ne 0 \to$ molekula je polární $\to$ je rozpustná ve vodě

$\vec{\mu} = 0 \to$ molekula je nepolární $\to$ je nerozpustná ve vodě

Struktura molekul s 1 centrálním atomem

Zjišťování vazebných úhlů

Pomocí teorie hybridizace

Hybridizace = tvarové a energetické sjednocení orbitalů

Methan: všechny vazby jsou $E$ rovnocenné, svírají úhel $109° 28'$

LCAO = lineární kombinace atomových orbitalů, podobná teorii hybridizace

Vznikají orbitaly nových tvarů se stejnou $E$ a novým prostorovým uspořádáním

Hybridizace se neúčastní orbitaly vazby $\pi$, účastní se orbitaly vazby $\sigma$ i orbitaly s volnými $e^-$ páry

Dělení hybridizace

• Jednoduché – pouze orbitaly $s$ a $p$
• Složené – orbitaly $s$, $p$, $d$ či $f$

Dělení hybridizace (jiné)

• Ekvivalentní – orbitaly vazby $\sigma$ (1 orbital = 1 $e^-$)
• Neekvivalentní – orbitaly vazby $\sigma$ (1 orbital = 1 $e^-$) + orbitaly s volnými $e^-$ páry

Konkrétní typy hybridizací

Orbitaly, které se podílejí na hybridizaci, ohraničujeme čárkovaným rámečkem

1. Hybridizace $sp$:
   Účastní se jí 1 orbital $s$ + 1 orbital $p$
   Vznikají jiné 2 orbitaly, ty mají tvar jednoduché kapky, dohromady vypadají jako orbital $p$, navzájem svírají úhel $180° \to$ molekula je lineární (všechna atomová jádra leží na 1 přímce)
   Př.: $\text{BeCl}_2$

2. Hybridizace $sp^2$ [es pé dva]:
   Účastní se jí 1 orbital $s$ + 2 orbitaly $p$
   Vznikají jiné 3 orbitaly, ty mají tvar jednoduché kapky, navzájem svírají úhel $120°$ (směřují do vrcholů rovnostranného $\triangle$) $\to$ molekula je rovinná/planární (všechna atomová jádra leží v 1 rovině)
   Př.: $\text{AlCl}_3$

3. Hybridizace $sp^3$ [es pé tři]:
   Účastní se jí 1 orbital $s$ + 3 orbitaly $p$
   Vznikají jiné 4 orbitaly, ty mají tvar jednoduché kapky, navzájem svírají úhel $109° 28'$ (všechna atomová jádra leží v pravidelném čtyřstěnu = tetraedr) $\to$ molekula je prostorová

   ---

   10. 5. 2022

   Výjimka: $\text{NH}_3$ – jeden z orbitalů obsahuje 2násobný počet $e^- \to$ 2násobný náboj $\to$ více odpuzuje zbylé orbitaly od sebe $\to$ úhel $106° 45'$ = hybridizace $sp^3$-neekvivalentní

   Další výjimka: $\text{H}_2\text{O}$ – 2 z orbitalů mají 2násobný počet $e^- \to$ zbylé 2 orbitaly jsou přiblíženy k sobě $\to$ úhel $104° 30'$

Složené hybridizace