Seminář - El. Obal + Chem. Vazby

Front 1

elektron

Back 1

záporně nabitá částice

počet elektronů a protonů v atomu je stejný

Front 2

dualismus

Back 2

elektron se může chovat jako částice i jako vlnění

2 způsoby pohledu na hmotu/elektron

Front 3

orbital

Back 3

funkce popisující prostorové rozložení s největší pravděpodobností

funkce popisující prostorové rozložení možného výskytu elektronu daného kvantového stavu v el. obalu atomu

Front 4

kvant. čísla

Back 4

popisují elektrony a jejich orbitaly v atomovém obalu

Front 5

hlavní kvantové číslo:

1. značení

2. udává …

3. nabývá hodnot …

Back 5

1. n

2. počet el. slupek a jakou energii má daný elektron

3. 1-7

Front 6

vedlejší kvantové číslo:

1. značení

2. udává …

3. nabývá hodnot …

4. konkrétní hodnoty - typ orbitalu

Back 6

1. l

2. tvar orbitalu

3. 0-3

4. 0=s, 1=p, 2=d, 3=f

Front 7

magnetické kvantové číslo:

1. značení

2. udává …

3. nabývá hodnot …

4. závislost

Back 7

1. m

2. počet možných prostor. orientací daného orbitalu

3. -l - 0 - l

4. závislé na l

- hodnota l 0 > hodnota m 1

- hodnota l 1 > hodnota m 3 (-1,0,1)

- hodnota l 2 > hodnota m 5

(-2,-1,0,1,2)

- hodnota l 3 > hodnota m 7

(-3,-2,-1,0,1,2,3)

Front 8

jak se graficky znázorňuje jednotlivý typ orbitalů?

Back 8

pomocí rámečků

Front 9

na čem závisí počet rámečků

Back 9

na počtu prostorových orientací daného typu orbitalu - m

Front 10

co jsou to degenerované orbitaly

Back 10

mají stejné n a l ale liší se m

mají stejnou energii

Front 11

spinové kvantové číslo:

1. značení

2. udává …

3. nabývá hodnot …

Back 11

1. s

2. směr, rotaci elektronu

3. -0,5 nebo 0,5

Front 12

3 základní zákonitosti kterými se řídí zaplňování orbitalů

Back 12

1. Pauliho princip

2. Hundovo pravidlo - autobusové pravidlo

3. výstavbový princip

Front 13

1. Pauliho princip

Back 13

v každém orbitalu pouze dva elektrony, každý musí mít jiný spin

[⬆️⬇️] ✅

[⬆️⬆️] ❌

[⬇️⬇️] ❌

Front 14

2. Hundovo pravdilo - autobusové pravidlo

Back 14

nejdřív musí být každý orbital zaplněný a až potom se můžou zaplňovat “po dvou”

[⬆️⬇️][⬆️][⬆️]✅

[⬆️⬇️][⬆️⬇️][ ] ❌

Front 15

3. výstavbový princip

Back 15

nejprve se elektrony obsadí orbitaly s nejnižší hodnotou energie

zaplňují se v pořadí:

1s, 2s, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, …

4s > n+l = 4+0 = 4

3d > n+l = 3+2 = 5

- první se zaplní 4s.

Front 16

chemická vazba - co to je

Back 16

silové působení mezi val. el.

Front 17

které částice se podílejí na vzniku chem. vazby

Back 17

val. el.

Front 18

podmínky vzniku vazby

Back 18

1. atomy se musí přiblížit tak aby se jejich val. orbitaly překrývaly

2. elektrony v orbitalech musí být uspořádány tak aby z nich mohly vzniknout vazebné elektronové páry

Front 19

k čemu dochází při vzniku chem. vazby

Back 19

k uvolnění energie

Front 20

vazebná energie

Back 20

energie která se uvolní při vzniku chem. vazby

Front 21

délka vazby

Back 21

vzdálenost jader atomů od sebe

Front 22

násobnost, délka a energie vazby

Back 22

jednoduchá : nejdelší, nejslabší

dvojná

trojná : nejkratší, nejsilnější

Front 23

znázornění vzniku chem. vazby pomocí:

Back 23

1. překryvu orbitalů ⚭

2. spojnice rámečků

3. valenční čarky

H

|

H - C - H

|

H

Front 24

klasifikace chem. vazby

Back 24

1. kovalentní

2. kordinačně kovalentní

Front 25

kovalentní vazba + příklad

Back 25

každý poskytuje 1 elektron

jiný vznik než koordinační - ve výsledku ale stejné

N ≡ N

Front 26

koordinačně kovalentní vazba + příklad

Back 26

každý poskytne něco

- donor

- akceptor

donor: poskytuje - poskytne vazebný elektronový pár

akceptor: přijímá - poskytne volný orbital

NH4 - N [He]: [] [][][]

| |||

H HHH

Front 27

sigma vazba

Back 27

⚭

Front 28

pí vazba

Back 28

88

Front 29

co je to elektronegativita

Back 29

schopnost přitahovat elektrony

Front 30

základní stav atomu znamená

Back 30

atom má minimální energii

Front 31

excitovaný stav atomu znamená

Back 31

atom má vyšší energii

Front 32

co je to ionizační energie

Back 32

energie kterou potřebujeme dostat aby elektron vyskočil z atomu

Front 33

co je to elektronová afinita

Back 33

energie která se uvolní po přijetí elektronu

Front 34

znázornění ionizační energie a elektron. afinity v ptp

Back 34

z levého dolního rohu do pravého horního

levá - snadno tvoří kationty

pravá - snadno tvoří anionty

Front 35

co je to molekula

Back 35

více atomů propojených chem. vazbou

Front 36

rozdíl mezi molekulou prvku a molekulou sloučeniny

Back 36

molekula prvku : O2, Cl2, H2

O=O

molekula sloučeniny : CO2, HCl, H2SO4

O=C=O

Front 37

van der Waalsovy síly

Back 37

slabší než vodíková vazba

vyskytují se všude

mezi všemi molekulami

Front 38

vodíková vazba - podmínky vzniku

Back 38

1. musí být H

2. musí být prvek s vysokou hodnotou elektronegativity - F, N, O

Front 39

co ovlivňuje VV

Back 39

teploty tání a varu

Front 40

Lze předpokládat vyšší bod varu u vody nebo u H2Te? Proč?

Back 40

u vody - má vodíkové můstky

u H2Te ne protože nemá vysokou el. neg.

Front 41

pojem: vaznost

Back 41

Počet kovalentních vazeb (dvojná vazba se počítá jako 2 vazby, atd.), které daný prvek tvoří

Front 42

pojem: řád vazby

Back 42

rozdíl počtu elektronů ve vazebných a protivazebných orbitalech.

Front 43

pojem: delokalizovaná vazba + příklad

Back 43

Vazba, která se nenachází na přesně určeném místě

putující vazba

př.: benzen

Front 44

teorie hybridizace vysvětluje

Back 44

vznik rovnocenných kovalentních vazeb z energeticky rozdílných orbitalů a umožňuje předpovědět strukturu takto vzniklých látek. Pro každý typ hybridizace je charakteristické rozmístěni hybridních orbitalů v prostoru, což určuje i prostorové uspořádání chemických vazeb.

Front 45

které orbitaly se hybridizují

Back 45

všechny které se podílejí na vzniku sigma vazeb a všechny které obsahují volný el. pár nebo volný elektron

Front 46

které orbitaly se nehybridizují

Back 46

prázdné orbitaly a ty které se podílejí na vzniku pí vazeb

Front 47

hybridizace jednoduchá a složená

Back 47

jednoduchá - hybridizují se s, p orbitaly

sp, sp2, sp3

složená - hybridizují se s, p, d orbitaly

sp3d, sp3d2

Front 48

hybridizace ekvivalentní a neekvivalentní

Back 48

ekvivalentní - všichni vazební partneři jsou stejní

neekvivalentní - zbývají volné el. páry

Front 49

vazebné úhly

sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2

Back 49

sp - 180

sp2 - 120

sp3 - 109°28’

sp3d - více různých

sp3d2 - více různých

Front 50

které orbitaly jsou stabilní?

Back 50

ty které jsou zpoloviny nebo celé zaplněné

Front 51

kde se setkáváme s vyjímkami v el. konfiguraci?

Back 51

prvky skupiny mědi + Cr + Mo

Front 52

teorie VSEPR - rovnice a co znamená

Back 52

a + b = z

a - počet sigma vazeb

b - počet volných el. párů

z - počet vrcholů základního tvaru

Front 53

k čemu je teorie VSEPR

Back 53

k odvození tvaru molekul