Chemická vazba

V dávných dobách člověk nemohl plně chápat jednoduchost a zákonitost chemického dění.
V četných chemických reakcích, které pozoroval kolem sebe s utajeným dechem, viděl divotvorné jevy a mnohým sloučeninám zrozeným z těchto dějů připisoval nadpřirozenou moc. Z prosté chemie se stávala pozvolna tajuplná věda opředená závojem kouzla. Rodila se alchymie. Alchymisté byli ve své době tím, čím jsou dnes chemikové. Měli však zcela jiné zaměření, a hlavně jiné motivy pro své bádání. Snažili se přeměnit obecné kovy ve zlato. Věřili, že existuje kouzelná látka, kámen mudrců, která jako ,,velká tinktura" dovede nejen měnit kovy ve zlato, ale je i univerzálním lékem, který vrací tělu sílu a zdraví, udržuje věčné mládí a zajišťuje tak svému majiteli nesmrtelnost. Proto se každý alchymista snažil onen kámen mudrců či elixír života získat.
Původ alchymie musíme hledat hluboko ve středověku, do Evropy pronikla prostřednictvím Arabů, kteří ovládli počátkem 8. Století dnešní Španělsko a jimž se dostalo později jména Maurové. Ve středověku se stala alchymie módou na šlechtických a vladařských dvorech. Mít kámen mudrců znamenalo dosáhnout bohatství, vědění a moci.
Proto alchymisty podporovali hlavně vladaři a panovníci, kteří potřebovali peníze a toužili po moci. Jenže k poctivým a naivně věřícím alchymistům se přidružila smečka šejdířů a podvodníků zvaných zlatoději,kteří zneužívali obecné víry v možnost přípravy umělého zlata.
Skutečností zůstává, že praví a nadšení alchymisté nesčetnými pokusy a pracemi rozmnožili obecné chemické znalosti a přispěli tak účinně k rozšíření zprvu jen úzkého obzoru neživého světa přírody.

Chemická vazba
Chemické vazby jsou soudržné síly poutající navzájem sloučené atomy v molekulách a krystalech. Ke vzniku i štěpení chemických vazeb dochází při chemických reakcích. Podle kvantově mechanického výkladu chemické vazby dochází při těsném přiblížení slučujících se atomů ke změnám rozložení elektronové hustoty, jejichž výsledkem je stálejší uspořádání
( s nižší energií ) atomových jader a elektronů. Elektronová struktura atomů vázaných v molekule se liší od struktury atomů volných. Molekula je považována za soubor atomových jader a elektronů a stejně pro atomy se používá orbitalový model.

Vazba iontová
Ke vzniku iontové vazby dochází mezi atomy, jejichž rozdíl elektronegativit je větší než 1,7
( vazba mezi prvky umístěnými v periodické soustavě daleko od sebe). Je to extrémní případ polární kovalentní vazby. Sdílené elektrony jsou v obalu elektronegativnějšího atomu.
V podstatě došlo ke vzniku aniontu a kationtu, které jsou vzájemně poutány elektrostatickou silou. Iontová sloučenina ( např. NaCl ) není tvořena molekulemi, ale anionty a kationty,
které se vzájemně přitahují a vytvářejí prostorové iontové mřížky. Iontové sloučeniny se vyznačují vysokou teplotou tání a varu ( vazby jsou pevné, k rozštěpení je třeba velké množství energie). Ve vodném roztoku vedou elektrický proud.

Vazba kovalentní
Vznik kovalentních vazeb je možno vysvětlit přechodem elektronů atomových do vazebných molekulových orbitalů. Kovalentní vazba je založená na sdílení elektronů (nejčastěji jejich dvojic) mezi vázanými atomy. Elektrony jsou společné oběma jádrům a nelze je od sebe lišit.
Podle počtu sdílených elektronů rozlišujeme kovalentní vazbu jednoduchou, dvojnou a
trojnou. Zvláštním případem kovalentní vazby je koordinačně kovalentní, kdy oba elektrony zprostředkovávající vazbu poskytuje pouze jeden z atomů. Kovalentní vazby mezi atomy jsou pevné. Kovalentní sloučeniny jsou za pokojové teploty kapalné nebo plynném, nevedou el. proud, mají nízké teploty tání a varu.
V molekulách tvořených dvěma kovalentně vázanými atomy s různou elektronegativitou
je na straně atomu s větší elektronegativitou záporný náboj, u atomu s menší elektronegativitou náboj kladný. Molekula má tedy kladný a záporný pól a vytváří tak dipól.
Kovalentní vazba může být tedy polární. Kovalentní vazbu charakterizujeme jako polární tehdy, je-li rozdíl elektronegativit dvou vázaných atomů větší než 0,4 a menší než1,7. Je-li rozdíl elektronegativit menší než 0,4, je vazba nepolární, čistě kovalentní. Charakter kovalentní vazby je tedy proměnlivý: o čistě kovalentního (nepolárního) přes polárně-kovalentní až po extrémně polární čili iontový.

Vazba kovalentní a iontová je vazbou mezi dvěma jádry. Vlnově- částicový charakter elektronů však umožňuje ještě jiný druh vazby, kdy elektrony vnější vrstvy, tj. elektrony vytvářející vazbu, nejsou sdíleny dvěma jádry, ale velkým množstvím jader. Tato situace nastává v kovech. Kovy tvoří více než tři čtvrtiny všech známých prvků, a proto je namístě
Se s vazbou jejich atomů seznámit blíže. Atomy kovů se vyznačují malým počtem elektronů ve vnější vrstvě: většinou mají jen jeden nebo dva elektrony v orbitalu. Tyto vnější, vazebné (valenční) elektrony vytvářejí v poli pravidelně rozmístěných jader obklopených elektrony vnitřních vrstev jediný, souvislý a celým prostorem kovového krystalu prostupující elektronový oblak. Jinak řečeno, těleso kovu vytváří jedinou obrovskou molekulu, ve které jsou pravidelně rozmístěny kationty, mezi kterými se volně pohybují vazné elektrony. Elektrostatické přitažlivé síly působící mezi těmito kantionty a souvislým elektronovým oblakem jsou pak podstatou, kterou nazýváme vazba kovová.

Mírou schopnosti atomu přitahovat sdílené elektrony je relativní veličina, tzv. Elektronegativita. Jako základ pro stanovování hodnot elektronegativity je přijímána hodnota elektronegativity vodíku 2,2 nebo fluoru nebo elektronegativita jiného vybraného prvku. Její hodnota pro daný atom závisí na způsobu vazby s druhým atomem a na charakteru tohoto druhého atomu. Proto často uvažujeme průměrnou hodnotu elektronegativity daného prvku, získanou výpočtem z měřění jeho různých sloučenin. Elektronegativita prvků se pohybuje od 0, 97 ( Li - nízká elektonegativita) přes 2,1 resp. 2,2 ( H - střední elektrnegativita) do 4,1 ( F - vysoká elektronegativita ). Prvky s vysokou elektronegativitou jsou nekovy: vedle fluoru je to kyslík (3,5), dusík (3,1) a chlor (2,8). Prvky s nízkou elektronegativitou jsou alkalické kovy, zejména francium a cesium ( oba 0,86). Již z těchto údajů je patrné, že elektronegativita prvků souvisí s jejich kovovým a nekovovým charakterem .

Neon
Značka: Ne
Rok objevení: 1898
Prot. číslo: 10

Neon je prvkem ze skupiny vzácných plynů. Je to jednoatomový plyn bez chuti a zápachu. Jeho malé množství je obsaženo ve vzduchu, ze kterého se rovněž ( frakční destilací )získává Neon je nereaktivní prvek, zatím nejsou známi žádné jeho sloučeniny. Používá se hlavně v reklamních výbojkách.

Neon: světla tvoří obrazce a slova
Neonová světla, vytvarovaná do efektních obrazců, propagují jména značek v reklamách po celém světě. Na rozdíl od tradičních elektrických žárovek se úzké neonové trubičky snadno ohýbají do podoby písmen a spletitých kontur. Za svůj půvab vděčí jevu nazývanému elektrický výboj v plynech. Přestože jsou plyny obvykle nevodivé ( jsou dobrými izolátory), mohou se proměnit na vodiče snížením tlaku a vlivem vysokého napětí.
Záblesku červenooranžového světla emitonovaného plynem si vědci poprvé všimli na přelomu 19. a 20. století, když zkoumali elektrický výboj ve vzácném plynu neonu při nízkých tlacích.
Neonové světlo se rozsvítí ve chvíli, kdy se na konce skleněného válce naplněného neonem přivede elektrický proud. Částice atomu zvané elektrony , pohybují se od jednoho konce ke druhému, se během své cesty srážejí s atomy neonu.Výsledkem je excitace elektronů z vnějšího elektronového obalu atomů neonu. Elektrony tím získávají nadbytečnou energii - podobně jako když kulečníková koule nabude energii po srážce s jinou koulí. Při návratu do původního místa v elektronovém obalu atomu se elektrony zbavují přebytečné energie ve formě elektromagnetického záření.Jeho frekvence leží v oblasti viditelného světla a my ji vnímáme jako jasné červenooranžové světlo s podobným jevem se setkáme i u jiných plynů zatavených do trubic. Uvidíme však odlišné barvy, protože elektrony různých plynů vydávají přebytečnou energii ve formě elektromagnetického záření o různých frekvencích. Heliu vyzařuje zlatožluté světlo, zatím co krypton bleděfialové. Fluorenční materiály obsahující rtuť nebo argon, někdy v kombinaci s barevným sklem, pak překvapí dalšími barvami.

Helium
Značka: He
Rok objevu: 1895
Prot. číslo: 2

Helium je prvním členem VIII. skupiny, tzv. vzácných plynů.Je to jednoatomový plyn bez chuti a zápachu, nacházející se v zemské atmosféře. Helium je naprosto nereaktivní ( má velmi stabilní strukturu elektronového obalu - plně obsazenou vnější elektronovou slupku), proto není známá žádná jeho sloučenina. Helium se vyrábí frakční destilací z kapalného vzduchu. Pro svojí nízkou hustotu a nehořlavost se používá k plnění vzducholodí a balonů dále jako složka dýchacích směsí pro potápěče a v neposlední řadě jako náplň reklamních a osvětlovacích trubic.

Argon
Značka: Ar
Rok objevu: 1894
Prot. číslo: 18

Argon je další vzácným plynem VIII. skupiny,je to nejrozšířenější plyn této skupiny.
Jeho obsah v atmosféře je asi 0,6 %. Argon je plyn bez barvy a zápachu, tvořící jednoatomové molekuly . Získává se ze vzduchu jeho frakční destilací. Žádná sloučenina argonu není známa, je zcela nereaktivní. Používá se k plnění fluorescenčních trubic a žárovek

Krypton
Značka: Kr
Rok objevu: 1898
Prot číslo: 36
Krypton je dalším prvkem Z VIII. skupiny( vzácných plynů). Je jednoatomový plyn bez barvy a zápachu obsažený v malém množství ve vzduchu. Z něj se rovněž frakční destilací získává. Je velmi málo reaktivní ( jediná známá sloučenina je fluorid kryptonu KrF).
Krypton je používán v laserech a osvětlovacích trubicích.

Xenon
Značka: Xe
Rok objevu: 1898
Prot. číslo: 54
Je to opět plyn bez barvy a zápachu tvořící jednoatomové molekuly.Získává se frakční destilací z kapalného vzduchu. Je téměř nereaktivní je známo pouze několik sloučenin.
Xenon se používá hlavně jako náplň žárovek na majácích a do osvětlovacích trubic.

Radon
Značka: Rn
Rok objevu: 1900
Prot. číslo: 86
Radon je posledním prvkem VIII. skupiny( vzácným plynem). Je to radioaktivní plyn
s poločasem rozpadu 3, 82 dne. Vzniká radioaktivním rozpadem radia a je pro lidský organismus nebezpečný.Je velmi málo reaktivní. Jiné uplatnění nemá.

V obrovském plynném obalu Slunce je koncentrace vzácných plynů neonu, kryptonu a xenonu výrazně vyšší než v zemské atmosféře.

Mendělejev Dmitrij Ivanovič

(1834 - 1907) se narodil v Tobolsku na Sibiři a studoval na vysoké škole v Petrohradu. Po studiích pracoval v Heidelbergu, v laboratořích slavného Bunsena . Po návratu roku 1867 se stal profesorem chemie ne petrohradské univerzitě, kde působil až do své smrti. Roku 1869 vyložil v časopise Ruská chemická společnost myšlenku periodické soustavy prvků. Jako první generalizoval vztahy mezi atomovými hmotnostmi prvků.a jejich vlastnostmi. Těchto vztahů vyložil z opravě atomových hmotností prvků a k předpovědi prvků neznámých . Jeho genialitu uznává celý svět.

Tuhnutí a var
Tuhnutí je přeměna kapalné látky na pevnou. Var je přechod kapalné látky v plyn nebo páru. Tyto procesy jsou vlastní většině látek, nejen ve vodě.

Přeměna kapaliny na páru
V kapalinách se molekuly nepohybují všechny stejnou rychlostí. Některé z nich se pohybují tak rychle , že jsou schopny prorazit tenkou povrchovou blánu kapalného tělesa a uniknout do okolního vzduchu ve formě páry. Jestliže necháte odkrytou sklenici s vodou několik dní stát ve vyhřátém pokoji, hladina bude postupně klesat, až konečně ve sklenici nezůstane ani kapka. Tento proces vypařování probíhá z povrchu kapaliny a neměl by se mylně zaměňovat s varem, při kterém změna kapaliny na páru probíhá v celém objemu kapalného tělesa.
Protože skupenství látky závisí na rychlosti pohybu jejích molekul, může se změnit , dojde-li ke změně ve velikosti kinetické energie. Často měníme skupenství látky dodáváním tepla, které je formou energie. Když vaříme vodu, mění se kapalina na plynné skupenství, kterému říkáme vodní pára, protože teplo způsobuje, že se molekuly pohybují rychleji. Nakonec dosáhnou molekuly takové rychlosti, že překonávají přitažlivé síly, které je drží pohromadě. Molekuly se pak uvolňují ve formě páry, říkáme že voda vře. V běžných podmínkách nastává tento děj při teplotě 100°C.

Pára se mění v kapalinu
Pára se změní zpět v kapalinu, odevzdá -li dostatečné množství tepla svému okolí. Tuto přeměnu můžeme často pozorovat například při vaření vody v konvici. Unikající pára se dostává do styku s chladnými předměty v okolí a předává jim páry a své teplo. Tím dojde k ochlazení páry a snížení rychlosti pohybu molekul. Pára se přemění na kapalinu ( říkáme ,že se kondenzuje) , která orosí stěny těchto předmětů. Přechod látky z plynného skupenství do skupenství kapalného se nazývá kondenzace.
Výraz pára je mylně užíváme pro označení bílých obláčků, unikajících z pod hrnce , ve skutečnosti je však pára neviditelná. Bílé obláčky jsou tvořeny drobounkými kapičkami vody. Ty vznikají tehdy když horká pára uniká z hrnce a setkává se s relativně chladným okolním vzduchem.Podíváme-li se zblízka ne hubičku konvice s vařící vodou, zjistíme, že bílé obláčky se tvoří v malá vzdálenosti nad hubičkou. Těsně u otvoru hubičky je malá oblast, ve které se ještě vodní pára nestačila ochladit natolik, aby zkondenzovala - změnila se zpět v drobné bílé kapičky tvořící viditelnou bílou ,,páru".

Přeměna kapaliny v pevnou látku
Kapalinu můžeme změnit v pevnou látku odebráním tepla. Toho lze dosáhnout obklopením kapaliny chladnější látkou. Úbytek tepla způsobí zpomalení rychlosti pohybu molekul.Ty se nakonec zpomalí natolik , že nejsou schopny pohybovat se uvnitř látky a jen kmitají kolem pevného bodu . Jakmile je dosaženo tohoto stavu , kapalina mění své skupenství a stává se pevnou látkou. U vody dochází k tomuto procesu obvykle při teplotě 0 °C, kdy se mění v led.
Většina látek tvoří při přechodu z kapalného skupenství do skupenství pevného krystaly různých tvarů. Například chlorid sodný ( kuch. sůl) tvoří krychlové krystaly. Pevnou látku můžeme opět změnit v kapalinu, látka přidáním tepla jehož energie zvýší rychlost molekul. Když zahříváme pevnou látku, abychom ji změnili na kapalinu , látka teplo přijímá a její teplota stoupá. Jakmile dosáhne teploty tání , teplota se již dále nezvyšuje a zůstává stálá, přestože látka nadále přijímá teplo.Toto teplo, přijaté pří přeměně pevné látky na kapalinu stejné teploty, označujeme za skupenské teplo tání. Teprve když se celé těleso přemění v kapalinu, začne teplota stoupat.

Vypařování
Jestliže pokračujeme v zahřívání kapaliny, její teplota stoupá, až dosáhne bodu baru.
Pak již zůstává stálá a přijímané teplo se využije k přeměně kapaliny na páru o stejné teplotě. Teplo využívané při této teplotě.Teplo využívané při této přeměně označujeme za skupenské teplo vypařování . Jakmile se kapalina změní v páru, její teplota začne opět stoupat pouze tehdy , dodáme-li jí další teplo.
Jestliže odebereme teplo látce v plynném skupenství, její teplota začne klesat. Po dosažení teploty varu dané látky odevzdá pára skupenské teplo kondenzací a změní se v kapalinu o stejné teplotě. Teprve když je veškerá pára zkapalněna, začne teplota opět klesat.
Další ochlazování způsobuje znovu klesání teploty, až kapalina dosáhne teploty tuhnutí. Kapalina pak odevzdá skupenské teplo tuhnutí a přemění se v pevnou látku o stejné teplotě.
Po dokončení přeměny začne teplota pevné látky opět klesat.