Chemická vazba

volné atomy – v přírodě se téměř nevyskytují (vyjímky – vzácné plyny, extrémní podmínky)
Většina atomů v přírodě tvoří nějaké složitější útvary – molekuly, krystaly; důvodem je, že takový systém má nižší energii a je stabilnější.
chemická vazba je síla působící mezi atomy. Chemická vyzba výrazně ovlivňuje fyzikální a chemické vlastnosti. Znázornění chemické vazby:

• spojnice mezi rámečky
  
• valenční čárka (H–H)
• obrázkem průniku orbitalů

Vznik chemické vazby

• přibližování atomů
• dojde k překrytí valenčních orbitalů
• atomy získají stabilnější elektronovou konfiguraci

délka chemické vazby – je to vzdálenost mezi jádry vázaných atomů (na obrázku l)

vazebná energie – energie, která se uvolní při vzniku chemické vazby; udává se v kJ/mol. Čím více energie se uvolní, tím stabilnější je vazba

disociační energie – energie nutná k rozštěpení vazby; má stejnou hodnotu jako vazebná energie, ale opačné znaménko

Typy vazeb

• kovalentní
• iontová
• kovová

Kovalentní vazba

Při kovalentní vazbě musí být překrývající se valenční orbitaly obsazeny jedním elektronem s opačným spinem, po překrytí vzniká společný (vazebný) elektronový pár.

H₂:


HCl:


O₂:

Násobné kovalentní vazby

Mezi dvěma atomy mohou být:

• jeden společný elektronový pár → jednoduchá vazba (H-H)
• dva společné elektronové páry → dvojná vazba (O=O)
• tři společné elektronové páry → trojná vazba (N≡N)

Molekulový orbital

je to část prostoru, ve kterém se společný elektronový pár vyskytuje nejčastěji.

• molekulový orbital σ (vazba σ) – σ je sigma
  je to molekulový orbital na spojnici atomových jader
  • s + s
  • s + p
  • p + p
  
• molekulový orbital π (vazba π)
  molekulový orbital je nad a pod spojnicí atomových jader
  • p + p
  

vazba σ je pevnější než vazba π, protože společný elektronový pár ve vazbě sigma je mezi jádry

Násobné vazby a σ a π

• jednoduchá – σ
• dvojná – σ, π
• trojná – σ, π, π

Strukturní elektronové vzorce

Př.: molekula Cl₂

Cl – Cl – strukturní vzorec
– strukturní elektronový vzorec

Ve strukturním vzorci jsou vyznačeny pouze vazebné elektronové páry
Ve strukturním elektronovém vzorci jsou vyznačeny jak vazebné, tak i nevazebné elektronové páry.

Koordinačně kovalentní vazba

Jeden atom poskytne celý elektronový pár (takovému atomu se říká donor), druhý atom (akceptor) poskytne prázdný orbital.
donor musí mít ve valenční vrstvě volný elektronový pár.
Znázornění:

Kovalentní a koordinačně kovalentní vazby se liší pouze ve způsobu vzniku, jinak jsou úplně stejné.
Příklady, které máme umět:
oxoniový kationt (oxonuim):


amonný kationt (amonium – NH₄⁺):

Polarita kovalentní vazby

elektronegativita – schopnost atomu přitahovat elektrony chemické vazby
elektronegativita kyslíku: X(O) = 3,5 (najdeme v tabulce)
elektronegativita dusíku: X(N) = 3,1
elektronegativita v tabulce – u nepřechodných prvků (s- a p-prvky) platí, že v periodě se elektronegativita zleva–doprava zvětšuje, zhora–dolů zmenšuje (tj. nejvyšší elektronegativitu má prvek vpravo nahoře)
kovy (v levé + střední části tabulky) mají nízkou elektronegativitu, říkáme, že jsou elektropozitivní

Polarita kovalentní vazby se určí z rozdílu elektronegativit vázaných atomů
značí se ΔX, ΔX = X₂ - X₁ (ΔX>0, tj. odečteme menší číslo od většího)
dle hodnoty ΔX ji dělíme na vazbu kovalentní nepolární, vazbu kovalentní polární a vazbu iontovou

• Vazba kovalentní nepolární

  ΔX = 0 až 0,4
  tj. rozdíl elektronegativit je malý (dva atomy mají podobnou elektronegativivu)
  definice: maximální hustota společného elektronového páru je rozmístěna pravidelně mezi atomy (elektrony se pohybují "někde mezi" dvěmi atomy)

• Vazba kovalentní polární

  ΔX = 0,4 až 1,7
  Př: HCl
  HCl X(Cl) = 2,8
  X(H) = 2,2
  ΔX = 0,6
  chlór má větší elektronegativitu, tj. elektrony se pohybují blíže k chlóru, což se značí: H ⇸ Cl
  definice: maximální hustota společného elektronového páru je vyšší u atomu s větší elektronegativitou
  parciální náboje – částečné náboje – k atomu s menší elektronegativitou připíšeme δ₊, k atomu s větší elektronegativitou připíšeme δ_-
  tj např.:
  δ₊ δ_-
  H ⇸ Cl

• Vazba iontová

  ΔX > 1,7
  NaCl:
  X(Na) = 1,0
  X(Cl) = 2,8
  ΔX = 1,8
  elektronový pár se úplně přesune k atomu s větší elektronegativitou – nemůžeme už psát vazbu, místo toho píšeme: Na⁺Cl^-
  definice: dojde k přesunu elektronů z atomu o nízké elektronegativitě do atomu o vysoké elektronegativitě (už tam není kovalentní vazba)

hranice ΔX jsou přibližné
shrnutí:
ΔX < 0,4: kovalentní nepolární
0,4 < ΔX < 1,7: kovalentní polární
1,7 < ΔX: iontová

Polarita molekul

už víme, že polarita vazby závisí na rozdílu elektronegativit – ΔX
polarita molekuly závisí jednak na polaritě vazeb, ale i na tvaru molekuly

• Dvouatomové molekuly

  ve dvouatomových molekulách je jen jedna vazba, ta se tedy nemá jak ovlivňovat s ostatními vazbami → polarita vazby je rovna polaritě molekul.

  Př. – molekula HCl
  X(Cl) = 2,8
  X(H) = 2,2
  ΔX = 0,6
  H^δ₊ ⇸ Cl^δ_-
  vazba je polární, molekula je také polární.

  molekula H₂
  ΔX = X(H) - X(H) = 0
  H – H
  vazba je nepolární, molekula je také nepolární
  

• Víceatomové molekuly

  molekula CO₂
  O = C = O
  budeme zjišťovat polaritu jednotlivých vazeb, tj. polaritu vazby O=C a C=O, které jsou určitě stejné:
  X(C) = 2,5
  X(O) = 3,5
  ΔX = 3,5 - 2,5 = 1
  molekula tedy vypadá:
  δ_- δ₊ δ_- O = C = O Z toho si nakreslíme vektory:
  
  

  
  Určíme vektorový součet, pokud vyjde nulový vektor, molekula je nepolární; pokud vyjde nenulový vektor, molekula je polární.

Iontová vazba

rozdíl elektronegativit (ΔX) je větší než 1,7
je to extrémní případ polární kovalentní vazby
dochází k přenosu elektronu a vzniku iontů

NaCl X(Na) = 0,9
X(Cl) = 3,0
ΔX = 3,0 - 0,9 = 2,1 → vazba je iontová
Na + Cl → Na⁺Cl^-

iontová vazba je elektrostatická síla působící mezi opačně nabitými ionty
iontový krystal – rozmístění iontů do krystalové mřížky
vzorec NaCl udává poměr iontů v krystalické mřížce.

Srovnání kovalentních a iontových sloučenin

• struktura – iontové sloučeniny jsou tvořeny ionty; ty jsou uspořádány do krystalové mřížky; mezi ionty působí silná elektrostatická síla
  kovalentní sloučeniny jsou tvořeny molekulami, v molekule působí mezi atomy velmi silná kovalentní vazba; mezi molekulami působí slabé mezimolekulové síly
• teplota tání a varu – iontové sloučeniny mají vysokou teplotu tání a varu (řádově až 2000ºC), protože elektrostatická síla působící mezi ionty je pevná
  kovalentní sloučeniny mají většinou nízkou teplotu tání a varu (za běžných podmínek jsou to většinou kapaliny a plyny)
• elektrická vodivost – iontové sloučeniny v pevném skupenství nevedou elektrický proud, ale kapalné skupenství/roztok ano
  kovalentní sloučeniny většinou elektrický proud nevedou
• rozpustnost – iontové sloučeniny jsou většinou rozpustné ve vodě, v roztoku jsou volné ionty (molekuly vody obklopí jednotlivé ionty a odtrhnou je)
  kovalentní sloučeniny – jsou většinou ve vodě nerozpustné, ale rozpustné v organických rozpouštědlech; v roztoku jsou v podobě molekul

Kovová vazba

kovy se nacházejí v levé a střední části tabulky; je jich ca 80% ze všech prvků; mají nízkou elektronegativitu (jsou elektropozitivní)

kationty jsou uspořádány do krystalové mřížky
valenční elektrony se volně pohybují mezi kationty (tvoří tzv. elektronový plyn)
valenční elektrony nejsou lokalizovány (jako u kovalentní vazby), ale jsou delokalizovány

Vlastnosti kovů

dobrá elektrická a tepelná vodivost (kvůli delokalizovaným elektronům)
jsou tažné a kujné (kvůli tomu, že se vrstvy po sobě mohou mírně posouvat)
jsou lesklé