Chemická vazba

1. podmínky vzniku chemické vazby, vazebná energie

Podmínky a podstata :

• atomy se musí k sobě přiblížit, aby se překryly jejich val. orbitaly
• atomy musí mít elektrony uspořádány v orbitalech tak, aby mohlo dojít k formálnímu spárování – vytvoření vazebných párů
• při přiblížení dochází ke zvýšení elektronové hustoty mezi oběma jádry, jádra jsou tedy vzájemně přitahována
• dochází k překryvu valenčních orbitalů, elektrony se následně rozmístí do nových prostorů :
• vznikají tzv. molekulové orbitaly – vazebné, nevazebné a protivazebné orbitaly o různých energiích – nižších i vyšších než výchozí atomové orbitaly. Do nich se potom umisťují elektrony podle stejných pravidel jako do atomových orbitalů
• každý el. pár ve vazebném molekulovém orbitalu, který není kompenzován párem v nevazebném orbitalu, se stává vazebným párem
• vazebná energie – je energie, která se uvolní při vzniku dané chemické vazby (pokud je udána v kJ/mol, jde o molární vazebnou energii, uvolněnou při vzniku 1 molu daných vazeb)
• disociační energie – je energie, kterou je třeba dodat na rozštěpení dané chemické vazby (opět – kJ/mol znamená 1 mol vazeb – molární disoc. energie)
• délka chemické vazby – mezijaderná vzdálenost obou vázaných atomů

2. typy vazeb (vazba s, vazba p, násobné vazby)

• základním typem chemické vazby je vazba kovalentní
• je založena na rovnocenném sdílení vazebného elektronového páru oběma vázanými atomy
• je to vazba výrazně směrová – je lokalizována mezi atomy
• dalším typem vazby je koordinačně kovalentní vazba. Její podstatou je překryv volného (vakantního) orbitalu jednoho atomu se zaplněným orbitalem jiného atomu – tento atom se nazývá donor (poskytuje elektronový pár), atom s vakantním orbitalem je akceptor, jde tedy o vztah Lewisova báze a kyselina.
• na koordinačně kovalentních vazbách je založena velká skupina látek – koordinační sloučeniny. V nich je centrální atom (většinou atom nebo ion přechodného kovu) akceptorem elektronových párů, které poskytují tzv. ligandy (donory). Počet ligandů obklopujících centrální atom udává koordinační číslo. Vliv ligandů na energie jednotlivých elektronových hladin je zodpovědný za barevnost koordinačních sloučenin. Koordinační chemie je rozsáhlá oblast anorganické chemie.
• vedle zmíněných vazeb existují i další : především iontová vazba (viz. bod c) a dále slabé vazebné interakce – důležitá je vodíková vazba, van der Waalsovy síly – jsou založeny na elekrostatickém působení molekulových dipólů
• dělení kovalentních vazeb :

• vazba s – elektronová hustota je nejvyšší na spojnici jader obou atomů
• vzniká překryvem vhodně prostorově orientovaných orbitalů (s-s pz-pz s-pz atd.)

• vazba p – elektronová hustota je největší mimo spojnici jader (nad a pod ní)
• vzniká překryvem dvou orbitalů px anebo py

• další možné dělení vazeb – dle počtu vazebných párů (řádu vazby) :

• vazba jednoduchá – jeden sdílený pár – vazba s
• vazba násobná – dvojná, trojná – vždy jedna s-vazba a zbytek mimo osu – tedy jedna nebo dvě vazby p

Způsoby popisu a znázornění vazeb :

• u jednodušších molekul ( H2, HCl, …) je přijatelná představa o překryvu valenčních orbitalů – je možno graficky znázornit jako průnik daných rovinných obrazců, představujících řezy orbitaly
• při popisu molekul a chemických vazeb mezi atomy se používá zjednodušeného zápisu elektronové konfigurace – rámečkové diagramy, spojnicí rámečků se vyznačuje vazba, dvojitou šipkou koordinační vazba
• při znázorňování rámečkovými diagramy : atomy, které mají uskutečnit vazbu, musí mít dané elektrony umístěny v orbitalech po jednom – v některých případech je nutno vycházet z tzv. excitovaného stavu, kdy se spárované elektrony rozdělí a umístí do vyšších orbitalů tak, aby byly po jednom
• strukturní vzorce, kde se čárkami kolem a mezi atomy naznačují volné a vazebné elektronové páry – tzv. Lewisovy strukturní vzorce – předpokládají lokalizaci vazeb mezi vázanými atomy (což je ovšem zjednodušující představa ve srovnání s teorií molekulových orbitalů, je ovšem dobře prakticky využitelná)
• na základě strukturních vzorců lze definovat vaznost – počet vazeb, které atom vytváří se sousedními atomy, užívá se tzv. oktetové pravidlo (atom se snaží mít ve své valenční sféře osm elektronů jako vzácný plyn – stabilní elektronovou konfiguraci), které je ovšem vyhovující jen pro část sloučenin
• při odvozování struktury složitějších molekul (zvláště s centrálním atomem) lze úspěšně použít teorii o repulzi elektronových párů ve valenční slupce (VSEPR) – elektronové páry (vazebné i volné) se na základě elektrostatických sil odpuzují, molekula tedy zaujímá takový tvar, v němž je odpuzování co nejmenší
• další důležitou pomocnou teorií je teorie hybridizace – kombinací atomových orbitalů jednoho atomu, které se zapojují do vazby, vznikají nové – hybridizované – orbitaly. Ty mají takové prostorové uspořádání, které vyhovuje vytvoření dané molekuly a mají všechny stejnou energii (jsou degenerované). V praxi se podle známých – stanovených – tvarů hybridních orbitalů odvozuje struktura daných molekul (postup by měl být opačný – podle experimentálně zjištěné struktury odvozovat tvar orbitalů, ale zmíněné využití teorie je velmi praktické)

Přehled hybridních orbitalů :

sp – lineární tvar (180°)

• vznik – hybridizací jednoho orbitalu s a jednoho p vznikají dva hybridní orbitaly sp

sp2 – rovnostranný trojúhelník (vazebný úhel 120°)

• orbitaly jsou tři

sp3 – tetraedr – čtyřstěn (109°28’)

sp3d nebo dsp3 – trigonální bipyramida (trojboký dvojjehlan)

• tvořen z orbitalů s, tří p a jednoho d – buď : ns, 3× np, nd nebo (n-1)d, ns a 3× np

sp3d2 nebo d2sp3 – oktaedr (osmistěn)

ještě existují méně běžnénapř. dsp2 a sp2d (čtverec), nebo sp3d3 (pentagonální bipyramida nebo i složitější tvar)

§ při odvozování struktury z rámečkových diagramů je nutno si uvědomit, že hybridizaci podstupují jen orbitaly, které se účastní s-vazeb

3. polarita kovalentní vazby

• kovalentní vazbu jsme sice popsali jako rovnocenné sdílení elektronového páru, tak tomu ovšem ve skutečnosti není – rozdílná elektronegativita (schopnost prvků přitahovat elektrony) má za následek nepravidelné rozložení elektronové hustoty ve vazbě – dojde k určité polarizaci vazby a následně celé molekuly – vzniká tzv. dipól, molekula je polární
• pokud je rozdíl velký může dojít k přesunu celého vazebného páru na elektronegativnější atom a tedy ke vzniku iontů – samostatných nabitých částic
• iontové sloučeniny mají charakteristické fyzikální i chemické vlastnosti, v běžných podmínkách jsou to krystalické látky – jednotlivé ionty jsou sestaveny do pevné pravidelné struktury, kde jsou vázány iontovými vazbami (elektrostatické interakce mezi opačně nabitými ionty), tyto vazby mají na rozdíl od kovalentních nesměrový charakter. I v iontových sloučeninách v pevné fázi se ovšem vždy vyskytuje určitý podíl kovalentních vazeb.
• jednoduchý klíč pro třídění vazeb na nepolární, polární a iontové je rozdíl elektronegativit atomů :

vazba nepolární DC je v rozmezí 0 – 0,4

vazba polární DC je 0,4 – 1,7

vazba iontová DC je více než 1,7

4. vysvětlení vzniku molekul H2,, O2, N2, NH3, NH4+, HCl, CCl4, H2O, CO2, charakterizovat typ vazby, polaritu, tvar molekul

H2 – dle výše popsaných teorií dojde k přiblížení atomů vodíku (resp. srážce), elektronová hustota se zvýší na spojnici jader – jádra jsou k sobě přitahována

• konfigurace H : 1s1
• vazba s, jednoduchá vazba, nepolární

O2 – O [He]: 2s2, 2p4

• vazba dvojná – jedna s, jedna p, nepolární

N2 – N [He]: 2s2, 2p3

• vazba trojná – jedna s, dvě p, nepolární

NH3 – N [He]:2s2, 2p3

• tři jednoduché vazby N-H, polární, molekula polární
• hybridizace na dusíku sp3 – tetraedr, do jednoho vrcholu směřuje volný pár, takže molekula má tvar trigonální pyramidy

NH4+ – dusík je donorem páru, váže koordinačně kovalentní vazbou proton H+, molekula je kladně nabitá

• tři jednoduché kovalentní vazby, jedna koordinačně-kovalentní, hybridizace dusíku sp3, tvar – čtyřstěn

HCl – Cl [Ne] : 3s2, 3p5

• překryv pz orbitalu chloru a s orbitalu vodíku
• jednoduchá vazba, polární, lineární polární molekula

CCl4 – C* [He] : 2s1, 2p3

• uhlík v prvním excitovaném stavu, čtyři jednoduché vazby C – Cl
• hybridizace sp3, tetraedr, vazby polární, ale vzhledem k symetrii molekuly se ruší dipólové momenty – molekula je nepolární

H2O – dvě jednoduché polární vazby O – H, hybridizace kyslíku sp3, lomená molekula

• vazebný úhel H-O-H je o něco menší než v tetraedru (volné el. páry působí odpudivě), molekula je polární

CO2 – dvě dvojné vazby C=O, polární, jedna vždy s, jedna p

• hybridizace sp – lineární molekula – symetrická, jako celek nepolární