Chemická vazba

Chemická vazba

Atomy většiny prvků jsou spojeny do větších celků – molekul. Toto spojení je realizováno prostřednictvím valenčních elektronů a nazývá se chemická vazba.

Vznik chemické vazby

– vazba vznikne tehdy, dojde-li při tomto ději k uvolnění energie (vazebná energie),

– čím více energie se uvolní, tím stabilnější vazba vznikne,

– pro rozštěpení chemické vazby je nutno dodat energii, tzv. disociační energii,

– energie vazebná a disociační mají stejnou velikost, liší se pouze znaménkem a udávají se v kJ.mol-1,

– podmínkou vzniku chemické vazby je dostatečné přiblížení atomů tak, aby se překryly valenční orbitaly. Atomy musí mít dostatečně vysokou energii a správnou prostorovou orientaci,

– elektrony v orbitalech musí být uspořádány tak, aby z nich mohly vzniknout vazebné elektronové páry,

– délka vazby je vzdálenost jader atomů vázaných v molekule.

Typy chemické vazby

1. Kovalentní vazba
Je charakteristická společným sdílením dvojic elektronů dvěma atomy, které tak dosahují konfigurace nejbližšího vzácného plynu. Na vzniku kovalentní vazby se každý atom podílí jedním, dvěma nebo třemi valenčními elektrony.
Vazba σ – největší hustota elektronového oblaku se nachází na spojnici jader obou vázaných atomů. Při vzniku vazby σ dochází k překrytí dvou orbitalů na spojnici jader. Tato spojnice se pak stává osou vazby.

Vazba π – největší hustota vazebného elektronového oblaku je symetricky rozložena mimo spojnici obou jader. Vzniká bočním překrytím orbitalů p, d nebo p a d.

Rozdělení vazeb podle násobnosti:

a) Jednoduchá – na vzniku se podílí od každého z vázaných atomů jeden valenční elektron. Je tvořena vazbou σ a je delší a slabší než násobné vazby (dvojná a trojná).
b) Dvojná – na vzniku se podílejí od každého z vázaných atomů dva valenční elektrony. Je tvořena jednou vazbou σ a jednou vazbou π, dvojná vazba je kratší a pevnější než jednoduchá vazba.
c) Trojná – na vzniku se podílejí od každého z vázaných atomů tři valenční elektrony. Je tvořena jednou vazbou σ a dvěma vazbami π, je nejkratší a nejpevnější.

Polarita kovalentní vazby
Elektronegativita X je schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony (elektrony účastnící se vazby). Elektronegativnější atom (atom s vyšší X)ve vazbě k sobě poutá elektronový pár silněji než druhý elektropozitivnější atom (atom s nižším X). Zavedl americký fyzik a chemik Pauling. Za základ stupnice elektronegativit byla konvenčně zvolena elektronegativita vodíku XH = 2,15. Nejnižší elektronegativitu mají alkalické kovy a nejvyšší halogeny.
Polarita chemické vazby se určuje z rozdílu elektronegativit (ΔX) vázaných atomů. Vazebný elektronový pár je vždy více posunut k atomu s vyšší hodnotou elektronegativity. Přitom dojde k vytvoření částečného (parciálního) náboje na obou vázaných atomech.

Rozdělení kovalentních vazeb podle polarity:
a) Vazba kovalentní nepolární
Vzniká mezi dvěma stejnými atomy nebo atomy, jejichž rozdíl ΔX nepřevyšuje hodnotu 0,4. Rozdělení elektronové hustoty mezi oběma atomy je zcela nebo přibližně rovnoměrné. Obě jádra přitahují vazebné elektrony stejnou nebo přibližně stejnou silou (F2, O2, N2).

b) Vazba polární (polárně kovalentní)
Hustota vazebného elektronového páru je nerovnoměrně rozložena mezi vazebné partnery. Vzniká mezi různými atomy 0,4 < ΔX < 1,7 (H2O, HCl). V okolí atomu s vyšší elektronegativitou je elektronová hustota vyšší než v okolí druhého atomu s nižší elektronegativitou. U atomu s vyšší elektronegativitou převládá záporný náboj, u druhého atomu kladný náboj.Molekula má záporný a kladný pól a tvoří tzv. dipól.

c) Vazba iontová
Extrémně polární chemická vazba ΔX > 1,7 (NaCl, KF). Valenční elektron jednoho atomu je vtažen do valenční vrstvy atomu druhého a přitom dojde ke vzniku elektricky nabitých částic – iontů. Elektropozitivnější atom předá elektron druhému atomu a vznikne kladně nabitý ion – kation a záporně nabitý ion – anion. Ionty v iontových sloučeninách jsou vzájemně přitahovány elektrostatickými silami.

2. Koordinační kovalentní vazba (donor akceptorová, dativní)

Vznikne překrytím orbitalu obsahujícího elektronový pár s orbitalem prázdným (vakantním). Donor (dárce) – atom poskytující vazebný elektronový pár a akceptor (příjemce) – atom poskytuje prázdný valenční orbital. Rozdíl mezi kovalentní a koordinační vazbou je pouze ve způsobu vzniku. Vlastnosti mají stejné.

3. Kovová vazba

Vzniká mezi atomy kovu v tuhém stavu a je způsobena elektrostatickou přitažlivostí kationtů kovů a volně se pohybujících valenčních elektronů. Každý atom ve struktuře kovu je obklopen větším počtem atomů, než je počet jeho valenčních elektronů, které se podílejí na vzniku vazeb. Elektrony se tak mohou volně pohybovat kolem kationtů kovu rozmístěných v pravidelné mřížce. Asi 80 % známých prvků jsou kovy. Valenční elektrony v kovech nazýváme také elektronový plyn, protože svým chováním připomínají částice plynu.

Slabé vazebné interakce – mezi sloučeninami a ne ve sloučeninách.
Kromě výše uvedených pevných vazeb existují i slabší vazebné síly, které také ovlivňují vlastnosti látek.

a) Van der Waalsovy síly vznikají na základě vzájemného působení molekulových dipólů a projevují se přitahováním opačných pólů molekul nebo nábojů iontů (u nepolárních molekul, např. vodíku se může dipól vytvořit jako důsledek okamžitých nerovností v rozložení elektronů v molekule).

b) Vodíková vazba (vodíkový můstek) se vyskytuje u sloučenin vodíku s prvkem o vysoké elektronegativitě a nevazebným elektronovým párem(F, O, N), kde atom vodíku jedné molekuly vytvoří slabou vazbu s volným elektronovým párem elektronegativnějšího prvku druhé molekuly. Ve vzorcích ji značíme tečkováním (např. H – F …H – F …H – F). Vodíková vazba představuje silnější spojení než van der Waalsovy síly, ale slabší než kovalentní vazba. Vodíková vazba ve sloučeninách zvyšuje její bod varu oproti analogickým sloučeninám bez vodíkových můstků.

Efekty substituentů, mechanizmy posunu elektronů
Efekt substituentu – působení substituentu na sousední vazby, tj. na jejich polaritu. Týká-li se posun elektronů σ – indukční efekt. Týká-li se posun elektronů π nebo volných elektronových párů – mezomerní (konjugační) efekt.

Indukční efekt
a) – I efekt – vyvolávají atomy nebo skupiny atomů, které přitahují elektrony více, než by je přitahoval vodík, kdyby byl na jejich místě (prvky s vyšší elektronegativitou než vodík).

Př. – F, – OR, – NH2, – Cl, – Br, – I, = O, N, = NR, – NR2, – NO2

b) + I efekt – vyvolávají atomy nebo skupiny atomů, které přitahují elektrony slaběji, než by je přitahoval vodík, kdyby byl na jejich místě (prvky s nižší elektronegativitou než vodík). Př. – O -, – S -, alkyly, kovy. + I efekt alkylů stoupá s počtem uhlíkových atomů a větveností: (CH3)3C – > (CH3)2CH – > CH3CH2 – > CH3 -
Indukční efekt slábne s rostoucí vzdáleností atomu nebo skupiny, která tento efekt vykazuje.

Mezomerní efekt

Velký význam má efekt substituentu, který je vázán na konjugovaný systém π vazeb.

a) – M efekt – vyvolávají skupiny (s násobnou vazbou), které elektrony odčerpávají, a tím dochází k elektronovému zředění na násobných vazbách nebo aromatických systémech.

b) + M efekt – vyvolávají atomy nebo skupiny, které systémům poskytují svůj volný elektronový pár a tím zvyšují elektronovou hustotu na uhlíku s násobnou vazbou nebo na aromatickém systému.