CHEMICKÁ VAZBA

Soudržné síly, které navzájem poutají sloučené atomy v molekulách a krystalech pomocí valenčních elektronů

Oktetové pravidlo: Atomy vytváří tolik vazeb, aby sdílením elektronů dosáhly stabilní konfigurace vzácného plynu (s² p⁶). Elektrony zprostředkující vazbu se počítají do valenční vrstvy obou atomů.
Př.:

Podmínky pro vznik chemické vazby

Atomy se přiblíží tak, aby se překrývaly jejich valenční orbitaly
Elektrony musí být v orbitalech uspořádány tak, aby mohly vzniknout vazebné el. páry (el. mají opačný spin)
Chemické vazby vznikají a zanikají při chemických reakcích
Chemická vazba vzniká tehdy, má-li nové seskupení atomů menší energii než jednotlivé atomy

Podmínkou vzniku vazby je dostatečné přiblížení atomů, které mají dostatečně vysokou energii a správnou prostorovou orientaci

Energie vazeb

Při tvorbě chemické vazby se uvolňuje vazebná energie
Pro rozštěpení chemické vazby je nutno dodat tzv. disociační energii
Tyto dvě energie se liší pouze znaménkem, udávají se v kJ·mol^-1
Čím větší je vazebná energie, tím je vazba pevnější

Vlastnosti chemické vazby

Délka vazby – vzdálenost středů atomových jader, která jsou vazbou spojena
Vazebný úhel a prostorové uspořádání vazby – jsou-li vazby rovnocenné a středový atom nemá val. el., jsou vazebné úhly a prostorové tvary následující:
– molekula vody není lineární, ale lomená (kyslík má dva volné el. páry), vazebný úhel je přibližně 105°

Typy vazeb

KOVALENTNÍ VAZBA

Je založena na společném sdílení dvojic elektronů oběma atomy.
Elektrony společné oběma atomům, mají opačný spin (podle Pauliho principu)
Počet kovalentních vazeb vycházejících z atomu prvků ve sloučenině (neboli počet vazebných el. párů, které sdílí s druhým atomem) = vaznost (Lewis)
Přiblížením 2 atomů → průnik valenčních el. → molekulový orbital (podle tvaru molekulové orbitaly: σ a π)
Vazba σ: vzniká obsazením molekulového orbitalu σ, hustota je největší na spojnici jader atomů, vzniká překrytím:
- Dvou orbitalů s, s a p nebo s a d
- Dvou orbitalů p nebo p a d
- Dvou orbitalů d

Vazba π: vzniká obsazením molekulového orbitalu π, elektronová hustota je největší mimo spojnici jader atomů, vzniká až po vzniku vazby σ, podílí se na vzniku násobných vazeb; je slabší, proto sloučeniny s násobnou vazbou jsou reaktivnější; vzniká překrytím:
- Dvou orbitalů p
- Orbitalů p a d
- Dvou orbitalů d

Násobné vazby

Jednoduchá vazba: vazba uskutečněná sdílením pouze jednoho elektronového páru.
Je tvořena vazbou σ (sigma).
Je delší a slabší než násobné vazby.
Dvojná vazba: vazba uskutečněná sdílením dvou elektronových párů.
Je tvořena jednou vazbou σ a jednou vazbou π.
Je kratší a pevnější než jednoduchá vazba.
Trojná vazba: vazba uskutečněná sdílením tří elektronových párů.
Tvoří ji jedna vazba σ a dvě vazby π.
Je nejkratší a nejpevnější.

Elektronegativita

Je schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony
Elektronegativnější atom ve vazbě k sobě poutá elektronový pár silněji než druhý atom

Polarita kovalentní vazby

Vazba polární: vzniká mezi dvěma různými atomy, kde je rozdíl elektronegativit od 0,4 – 1,7
V okolí atomu s vyšší elektronegativitou je hustota elektronů vyšší než v okolí druhého atomu.
U elektronegativnějšího atomu převládá záporný náboj → molekula má kladný a záporný pól → molekula tvoří tzv. dipól.

Vazba nepolární: vzniká mezi dvěma stejnými atomy nebo u atomů, kde rozdíl elektronegativit nepřevyšuje 0,4
Rozdělení elektronové hustoty je přibližně rovnoměrné.
Obě jádra přitahují vazebné elektrony stejnou silou.

Iontovost kovalentní vazby: každá vazba je jakýmsi pomyslným bodem v rozsahu mezi čistě kovalentními (2 stejnými atomy) a čistě iontovými (2 různými atomy) vazbami.
Pokud je rozdíl elektronegativit větší než 1,7, je vazba čistě iontová.
Rozdíl elektronegativit: 0,4-1,7 = polární
Rozdíl elektronegativit 0,4 = nepolární

KOORDINAČNĚ KOVALENTNÍ VAZBA

Jeden atom (donor) poskytne oba elektrony, druhý atom (akceptor) má ve valenční vrstvě volný orbital a oba elektrony přijme.

IONTOVÁ VAZBA

Extrémní případ polární kovalentní vazby
Rozdíl elektronegativit je větší než 1,7
Sdílené elektrony patří téměř úplně do el. obalu elektronegativnějšího atomu
Elektropozitivnější atom předá elektron druhému atomu → kation a anion

KOVOVÁ VAZBA

Mezi atomy kovu v tuhém stavu
Každý atom kovu je v krystalické mřížce obklopen větším počtem stejných atomů, než je počet jeho valenčních elektronů
Překrytím valenčních elektronů těchto atomů se vytváří energetické pásy (zde lokalizovány spol. elektrony)

Vazebné interakce

Van der Waalsovy síly – vznikají na základě vzájemného působení molekulových dipólů a projevuje se přitahováním opačných pólů molekul nebo nábojů iontů.

Vodíkový můstek – vyskytuje se u sloučenin vodíku s prvkem o vysoké elektronegativitě a nevazebným elektronovým párem (F, O, N), kde atom vodíku jedné molekuly vytváří slabou vazbu s volným elektronovým párem elektronegativnějšího prvku druhé molekuly.
Ve vzorcích ji značíme tečkováním.

Vliv chemické vazby na vlastnosti látek

Látky s kovalentní nepolární vazbou: nerozpustné ve vodě, rozpustné v nepolárních rozpouštědlech, nevedou el. proud.

Látky s polární a iontovou vazbou: rozpustné ve vodě, nerozpustné v nepolárních rozpouštědlech, v tavenině nebo v roztoku vedou el. proud.

Látky s kovovou vazbou: vedou el. proud a teplo, jsou kujné a tažné.

Krystaly

Tvoří je látky, které mají pravidelné uspořádání základních částic (iontů, atomů a molekul).
Geometrické těleso omezené krystalovými plochami, které se stýkají v hranách a ty se sbíhají ve vrcholech.
Základní stavební jednotkou je základní buňka (nejjednodušší seskupení částic).
Dělení:
1. Iontové krystaly
  - Složené z iontů, každý ion je obklopen co největším počtem iontů opačně nabitých.
  - Jsou křehké, mají vysoké teploty tání, v roztocích a taveninách vedou el. proud (př. NaCl).
2. Atomové (kovalentní) krystaly
  - Složené z pravidelně uspořádaných kovalentně vázaných atomů.
  - Vysoké teploty tání, tvrdé, nerozpustné v běžných rozpouštědlech, nevedou el. proud (př. diamant).
3. Molekulové krystaly
  - Složené z pravidelně uspořádaných molekul.
  - Ty jsou navzájem vázány van der Waalsovými silami nebo vodíkovými můstky.
  - Nízké teploty tání, nevedou el. proud (např. jód).

KLASIFIKACE CHEMICKÝCH REAKCÍ

Podle počtu fází
- Homogenní reakce – všechny reakční složky tvoří jednu fázi
  H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g)
- Heterogenní reakce – reakční složky tvoří různé fáze, reakce probíhají na fázovém rozhraní reaktantů
  2 Na(s) + 2H₂O(l) → 2 NaOH(aq) + H₂(g)
Podle vnějších změn
- Reakce skladné (syntéza) – z jednoduchých reaktantů vznikají složitější produkty.
  NH₃ + HCl → NH₄Cl
- Reakce rozkladné (analýza) – složitější reaktanty se štěpí na jednodušší produkty.
  CaCO₃ → CaO + CO₂
- Substituční reakce – atom nebo skupina atomů je nahrazena za jiný atom nebo jinou skupinu atomů.
  Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu
- Podvojná záměna – vzniká spojením dvou substitučních reakcí.
  NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl
Podle vazebných změn
- Adice – reakce, při níž se na organickou sloučeninu nesoucí násobnou vazbu přidávají (adují) molekuly jiné látky (halogenvodíků, vody) a násobná vazba zaniká.
  CH₂═ CH₂ + Cl₂ → CH₂Cl–CH₂Cl
- Eliminace – reakce, při níž dochází k odštěpení jednoduché anorganické sloučeniny a současně se vytvoří násobná vazba.
  CH₃–CH₂Cl → CH₂═CH₂ + HCl
- Substituce – reakce, při níž je atom nebo skupina atomů zaměněna za jiný atom nebo skupinu atomů. Násobnost vazby se nemění.
  radikálová substituce – charakteristická pro sloučeniny s nepolárními kovalentními vazbami (alkany), dochází k homolitickému štěpení vazeb a vznikají radikály.
  elektrofilní substituce – typická pro aromatické uhlovodíky.
  Nukleofilní substituce – nukleofilní činidlo reaguje s uhlíkovým atomem s částečně kladným nábojem (alkylhalogenidy).
- Přesmyk – izomerační reakce, při níž dochází k přeskupení atomů uvnitř molekuly.
Podle přenášených částic
- Oxidačně-redukční (redoxní) – reakce, při níž dochází k přesunu elektronů mezi reakčními složkami. Určité atomy se oxidují a současně jiné atomy se redukují.
  Oxidace – zvyšování oxidačního čísla.
  Redukce – snižování oxidačního čísla.

Acidobazické (protolitické) – reakce, při níž dochází k výměně vodíkových protonů.
Látky odštěpující kation H⁺ nazýváme kyseliny.
Látky přijímající kation H⁺ nazýváme zásady.
HNO₃ + KOH → H₂O + KNO₃ (kyselina, zásada, kyselina, zásada).
Koordinační (komplexotvorné) – reakce, při níž dochází k přenosu celých skupin atomů a vzniku koordinačních (komplexních) sloučenin.
CuSO₄ + 4 H₂O → [Cu(H₂O)₄]SO₄

Chemická vazba a chemická reakce