Chemická vazba

Chemická vazba

= Spojení atomů pomocí valenčních elektronů, kdy vznikají větší částice (molekuly, krystaly, ...)

Při vzniku chemické vazby dojde k přeskupení elektronových hustot a dojde k uvolnění energie (snížení $E$ daného systému)

Při přiblížení 2 atomů se snižuje energie této soustavy (uvolňuje se vazební energie), v určitém bodu se naopak energie soustavy začne prudce zvyšovat (atomová jádra na sebe působí odpudivými silami)

Vzdálenost atomových jader atomů vázaných ve vazbě se nazývá délka vazby, značí se $l$

Např.:

Pokles energie při přibližování atomů se nazývá vazebná energie, značí se $E_v$

Vazebná energie se při vzniku vazby uvolní

Např.:

Vazebná energie se také uvádí v elektronvoltech

$E_d$ ... Disociační energie = energie potřebná na rozbití chemické vazby, je stejná, jako vazebná energie, ale je spotřebovaná, ne uvolněná

Někdy se hodnota disociační energie zapisuje s kladným znaménkem, vazebná energie se zapisuje se záporným znaménkem

Podmínky vzniku chemické vazby

1. Přiblížení atomů $\to$ dojde k průniku valenčních orbitalů
2. Dojde k uvolnění $E$ – čím více se $E$ uvolní, tím je vazba pevnější
3. Uspořádání elektronů ve valenčních orbitalech musí umožnit vznik vazebného elektronového páru

Typy chemické vazby

1. Vazba kovalentní
2. Vazba iontová
3. Vazba kovová

1. Vazba kovalentní

Je založená na společném sdílení vazebného elektronového páru

Na vzniku sdíleného elektronového páru se oba atomy podílí rovnoměrně

Např.:

$\text{H} + \text{H} \to \text{H}_2$

Zápis chemické vazby

1. Pomocí tvarů orbitalů
2. Pomocí valenční čárky (představuje vazebný elektronový pár)
3. Pomocí spojnic v rámečcích elektronové konfigurace – elektrony ve vazebném elektronovém páru musí mít opačný spin, zbývá volný elektronový pár

Vazba koordinačně kovalentní

Má stejné vlastnosti jako vazba kovalentní ($l; E_v$)

Založena na sdílení vazebného elektronového páru

Vzniká překryvem 2 orbitalů, jeden je prázdný (vakantní), druhý je plný (s elektronovým párem)

Atom s prázdným orbitalem se nazývá příjemce (akceptor), atom s orbitalem s elektronovým párem se nazývá dárce (donor)

$\to$ Také se nazývá donor-akceptorová vazba

Násobnost vazby

Udává počet sdílených vazebných elektronových párů

1. Vazba jednoduchá:
   Sdílení 1 vazebného elektronového páru
   Např. $\text{Cl}_2$

2. Vazba násobná:

   1. Vazba dvojná:
      Sdílení 2 vazebných elektronových párů
      Např. $\text{O}_2$
   2. Vazba trojná:
      Sdílení 3 vazebných elektronových párů
      Např. $\text{N}_2$

S rostoucí násobností roste pevnost vazby ($E_v$)

S rostoucí násobností klesá délka vazby ($l$)

Vaznost prvku

Udává počet vazebných elektronových párů, které daný atom sdílí s ostatními atomy

Např. u $\text{H}_2\text{SO}_4$ má $\text{S}$ vaznost 6 (je šestivazná), $\text{O}$ vaznost 2 (je dvojvazný) a $\text{H}$ vaznost 1 (je jednovazný)

Typy kovalentní vazby podle umístění vazebných elektronových párů

1. Vazba sigma ($\sigma$):
   Vazebný elektronový pár (průsečík orbitalů) leží na spojnici atomových jader
   Vzniká překryvem: $s \times s, s \times p, p \times p$

2. Vazba pí ($\pi$):
   Vazebný elektronový pár neleží na spojnici atomových jader
   Vzniká překryvem: $p \times p, p \times d, ...$

Vazba $\pi$ je slabší než vazba $\sigma$, přednostně zaniká

Vazba jednoduchá je vždy tvořena 1 vazbou $\sigma$

Vazba dvojná je vždy tvořena 1 vazbou $\sigma$ a 1 vazbou $\pi$

Vazba trojná je vždy tvořena 1 vazbou $\sigma$ a 2 vazbami $\pi$

Vazby $\pi$ přiřazujeme k orbitalům zcela vpravo

Chybějící zápis z 5. 4.

2. Vazba iontová

Není vazbou kovalentní

Je založena na elektrostatických přitažlivých silách mezi kationtem a aniontem

3. Vazba kovová

U kovů v pevném skupenství

Dochází k překryvu valenčních orbitalů všech atomů $\to$ vzniká společný prostor pro všechny valenční $e^-$ = elektronový plyn (elektrony jsou delokalizovány)