Chemické vazby

Chemické vazby
Chemické vazby jsou síly, jimiž jsou k sobě navzájem poutány sloučené atomy v molekule. Při vzniku vazby se uvolňuje energie. Čím je uvolněná energie větší, tím pevněji jsou k sobě částice poutány. Tato energie se nazývá vazebná energie.
 
- Kovalentní vazby
Podstatou je společné sdílení valenčních elektronů. Podmínkou vzniku vazby je překrytí valenč. orbitalů. Tak, aby došlo ke vzniku  vazebných elektronových párů, je-li vhodný počet,  energie a prostorové uspořádání valenčních elektronů…dojde k tzv. účinné srážce. Polarita vazby se určuje z rozdílu elektronegativit vázaných atomů. Elektronegativita x je schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony. Vznikne-li vazba atomu o různém x, dojde k posunu vazby.
Nepolární – elektronegativita je 0 ³ Dx £ 0,4
Polární – 0,4 < Dx  £ 1,7
Iontová - Dx  > 1,7
(Kovalentní vazba jednoduchá – může dojít ke vzniku vazby, když mají opačný spin a nebo stejný např. 1s1)
 
Vnik vazby překrytím atomových orbitalů se znázorňuje pomocí rámečku, atomového rámečku, elektronovou rovnicí.
Máme vazbu jednoduchou (sigma)- vzniká překrytím atomových orbitalů na prostoru spojnice jader atomů. Společný elektronový pár patří jednomu i druhému atomu prvku.
 
Násobné vazby – mezi dvěma vazebnými partnery může dojít k překrytí dvou nebo tří valenčních orbitalů za vzniku dvou nebo tří vazebných elektronových párů. Tyto vazby se označují jako dvojné a trojné, souhrnně jako násobné vazby.
 
Vaznost – je číslo, které udává, kolik kovalentních vazeb vytváří atom prvku v určíté sloučenině. Nerozhoduje zda jde o vazby jednoduché nebo násobné.

2.  Iontová vazba
Velký rozdíl v elektronegativitě dvou vzájemně vázaných atomů může vést ke vzniku tk silně polární vazby, že sdílené elektrony patří téměř úplně do elektronového obalu elektronegativnějšího atomu. Z atomů tak vznikají opačně nabité ionty, které jsou poutány elektrostatickými silami.
 
3.  Koordinačně kovalentní vazba
Je zvláštním typem kovalentní vazby.  Oba elektrony zprostředkující vazbu poskytuje pouze jeden z atomů – má ve valenční vrstvě volný elektronový pár (dusík, kyslík). Atom, který poskytuje pro tuto vazbu volný elektronový pár, se nazývá DONOR (dárce) elektronového páru. Druhý vazebný partner musí mít volný orbital. Atom, který volný elektronový pár přijímá, se nazývá AKCEPTOR (příjemce). Koordinační vazba se proto také někdy nazývá donor – akceptorovou.
 
4.  Kovová vazba
Uskutečňuje se mezi atomy kovů v pevném skupenství. V krystalu kovu je každý vnitřní atom obklopen zpravidla 8 až 12 stejnými atomy, s nimiž je bezprostředně vázán. Atomy kovů mají menší počet valenčních elektronů, což neumožňuje vytvářet vazebné el. páry mezi jednotlivými dvojicemi atomů. Proto model kovové vazby předpokládá vytvoření krystalové mřížky z kationtů kovu a delokalizaci valenčních elektronů, které vytvářejí tzv. elektronový plyn, jenž společně sdílejí kationty daného krastalu. Kovová vazba je příčinou charakteristických vlastností kovů, jako jsou elektrická a tepelná vodivost, lesk, neprůsvitnost apod.
 
5.  Mezimolekulové síly
Jsou to interakce (vzájemné působení) mezi molekulami. Jsou podstatně slabší než chemické vazby. Nazývají se van der Waalsovy síly. jejich podstatou je vzájemné působení molekulových dipólů jejichž záporné a kladné konce se vzájemně přitahují a stejně nabité konce se odpuzují.
Zvláštním případem těchto sil jsou vodíkové vazby, které působí mezi molekulami obsahujícími vodík vázaný na atom s vysokou elektronegativitou (kyslík, dusík, fluor). vznik vodíkových vazeb se vysvětluje silnou polaritou vazeb H-F, H-O,H-N.
 
- Hybridizace, typy hybridních orbitalů

Jedná se o tvarové a energetické sjednocení orbitalů různého tvaru a různé, ne však velmi odlišné energie.
 
Hybridizace sp
Vzniklá molekula má lineární prostorové uspořádání, vazebný úhel je 180º.

Hybridizace sp2
prostorovým uspořádáním vzniklé molekuly je rovnostranný pravidelný trojúhelník, vazebný úhel je 120º.
 
Hybridizace sp3
Čtyři hybridní orbitaly sp, obsazené vždy jedním elektronem, směřují do vrcholu pravidelného čtyřstěnu (tetraedru). vazebný úhel je 109º 28´.