Tadleta stránka neňí pro nějaký vomáčki, takže pokut ťi vaďej trošyčku černý ftipy, rúzný narášky nebo třeba nahota (ukazuju tu pipika) tak sem aňi nechoť!
Chemický vasby sou silný síli, kerý držej atomi pohromaďe ve sloučeninách a molekulách. Bez těchle nevyditelných sil by svjet jak ho známe neekzistoval. Pojď se na to se mnou podívat a pochopyt jak to funguje.
Chemycký vasby sou fundamentální pro strukturu a vlastnosťi fšech látek. Od sylnejch kovalentních vaseb, kterí tvořej základ mnoha bijologickejch molekul, přes jontový vasby, který utvářej pevný kristalický struktury, aš po kovový vasby, který dávaj kovúm jejych unykátní vlastnosti. A nakonec intermolekulární síli ovlivňujou jak molekuli interagujou mezy sebou a ovlyvňujou fizikální vlastnosti látek.
Vasby drží atomy pohromadě
Kdyš dva atomi zdílej svoje elektroni, vzniká mezy nima kovaletní vasba. Přetstavte si to jako dva kamarády, kterí se roshodnou společňe držet jednu tušku. Každej z ňych ji pevně drží, coš je spojuje (vjeř mi, že tuška je ten lepší přípat co mně napadlo co můšou dva kamarádi držet). Kovaletní vasby sou základem pro tvorbu hodňe dúležitích molekul jako je voda (H2O) nebo kislík (O2). Voda, nesbitná pro život, je příkladem molekuli, kde každej vodíkovej atom zďýlí svúj elektron s kislýkovim atomem, čimš vytváří silný spojení.
Kovalentní vasba - sdílení a spolupráce
Eksistujou rúzný druhy kovalentních vaseb. Třeba jednodduché (jako ty), dvojné a trojné. Ta jednoduchá, jako ta molekule vodíku, zahrnuje zdílení jednoho páru elektronú. Dvojná vasba, tipická pro molekulu kislíku, zahrnuje zdílení dvou párú elektronú. Trojná vasba je zas třeba v molekule dusíku, zdílý teda tři pári elektronú. Každej ten tip vasby má svoje specyfický vlastnosti a pevnost. Mezy vlastnosťi patří, že maj nišší teploty tání a varu ve srovnání s jontovejma sloučeňinama. Múžou bejt polárňí (nerovnomněrný sdílení elektronú) nebo nepolární (rovnomněrný zdílení elektronú). Taky múžou bejt pevný, kapalný nebo plinný.
Naproti tomu jontový vasbi vsnikaj, kdyš jeden atom scela předá svúj elektron druhýmu atomu. Tenle proces vede k vitvoření jontú - kladňe nabytejch katijontú a záporňe nabytejch anijontú. Tyle protikladný náboje se přitahujou podobňe jak magneti a vitvářej sylnou vasbu. Tipyckim příkladem jontový vasby je kuchiňská súl (chloryd sodnej, NaCl), kde sodíkovej atom předává svúj elektron chlorovýmu atomu, coš vede k vitvoření stabylní kristalycký struktúry. Jontový sloučeniny sou známý svejma visokejma teplotama tání a varu. Kdyš sou rospušťený ve voďe nebo rostavený, múžou výst elektrickej proud, coš je dúvod proč sou elektrolity dúležitý v chemickejch a bijologickejch procesech.
Příklad jontové vasby
Kovi se svoji unykátní stukturou využívaj kovový vasby. V tomle případu nejsou elektrony pevňe vázaný k jednolivejm atomúm, ale sou delokalyzovaný, coš znamená, že se volňe pohibujou mezi atomama. Říká se tomu elektronovej mrak a poskituje kovúm jejych chrakterystický vlastnosti. To sou apsolutně perfektní vodivost, kujnost a tažnost. Můžeš si to přetstavit jako mněsto, kde sou všichni lidi (to sou jakoše elektrony) neustále v pohibu a múžou richle přenášet energiji (to je jakoše elektryckej prout) z jednoho mýsta na druhý. Tipickym příkladem je třeba Mněď (Cu) a nebo Hlyník(Al).
Elektronový mrak
Kromně vaseb mezy atomama eksistujou taky sýly mezy molekulama, kerý hrajou klýčovou roly v určování fizikálních vlastností látek. Tyle síli, kerým se říká intermolekulární sou zodpovjedný za řadu jevú, jako sou bodi varu a tání, povrchový napjetí, vyskozita a rospoustnost látek. Vodíkoví mústky sou silný intermolekulárňí síli kerý se viskytujou mezi molekulama, kde je vodík vázanej na sylně elektronegatyvňí atom, jako je kislík (O), dusík (N) nebo fluor (F). Tydlety atomy maj visokou schopnost přytahovat elektrony, coš vede k víraznýmu polaryzovnání kovalentňí vasby ve který je vodík přítomnej.
Vodíkový most
Vodíkovej atom, kerej nese parcyální kladnej náboj, je pak přitahovanej k volnýmu elektronovýmu páru na jinym sylně elektronegativnim atomu v sousedňí molekule. Sleduj, dám ti příklat s vodou. Vodíkový mústky mezy molekulama vody sou zodpovjedný za její visokou teplotu varu a schopnost tvořit ledový kristaly. Ve voďe každej kislík tvoří vodíkoví mústky se dvjema vodíkama sousedních molekul, coš vitváří složitou síť.
Van der Waalsovi sýli zahrnujou slapší intermolekulární interakce, kerý taky víznamňě ovlyvňujou vlastnosti látek. Patřý sem dipól-dipólový interakce, dipól-indukovaný dipól a dysperzní sýli. Teť o čem tady melu. Dipól-dipólový interakce nastávaj mezy molekulama, kerý maj stálý dipóli - molekuli s trvalim rosdělenim nábojě. Kladnej konec jedný molekuli přitahuje zápornej konec jiný molekuli. Dispersní sýly vzňikaj v dúsledku okamžitejch dipólú kerý se vitvářej kdyš elektrony v molekule náhodňe rozložej náboj asymetricky. Ikdyš sou tyhle síli velmi slabí (jako ty), sou přítomný ve všech molekulách a stávaj se víznamnejma v nepolárňích látkách. Třeba Argon - tam sou dysperzní síli jeďinym tipem intermolekulárních syl púsobících mezy atomama ušlechťylejch plynú, coš visvětluje jejych velmi níský body varu.
Molekuly s trvalým rozdělením náboje
Intermolekulární síli hrajou klýčovou roly v chemickejch i fizikálních jěvech. Napříklat vyskozita kapalyny závysí na síle těhle syl - sylnější intermolekulární síli vedou k višší viskozitě. Povrchový napjetí vody je visoký kvúli silnejm vodíkovejm mústkům mezy molekulama vodi jak sme si uš říkali. Rospustnost látek jě taki ovlivňena těmahle silama. Polární látki se dobře rospouštěj v polárních rospouštědlech díky dipól-dipólovim interakcím a nepolární zas v nepolárních rospouštědlech díki disperzním sílám.
Pochopení těchle vaseb nám umožňuje líp chápat svjet kolem nás a viužívat tole poznání ve spoustu vjedeckejch a prúmyslovejch aplikací.
Proč se vlastně učit chemii?
Chemycký vasby držej atomi pohromaďě v molekulách a sloučeňinách. Kovalentňí vasby zďílej elektrony, jontový vasby vzňikaj přenosem elektronú a kovový vasby zahrnujou volný elektrony mezy kovovejma atomama. Intermolekulární sýly jako sou voďíkový mústky ovlivňujou fizykální vlastnsťi látek.