Pojem chemické vazby má v různých oblastech chemie jako vědy nemalý význam. Je to dáno tím, že právě s jeho pomocí se jednotlivé atomy dokážou spojovat do molekul a vytvářet nejrůznější látky, které jsou zase předmětem chemického výzkumu.
Rozmanitost atomů a molekul je spojena se vznikem různých typů vazeb mezi nimi. Různé třídy molekul se vyznačují svými vlastními rysy distribuce elektronů, a tedy i svými vlastními typy vazeb.
Základní pojmy
Chemická vazba je soubor interakcí, které vedou k vazbě atomů za vzniku stabilních částic složitější struktury (molekuly, ionty, radikály), ale i agregátů (krystaly, skla atd.). Povaha těchto interakcí je elektrické povahy a vznikají během distribuce valenčních elektronů v přibližujících se atomech.
Valence se obvykle nazývá schopnost atomu vytvořit určitý počet vazeb s jinými atomy. V iontových sloučeninách se počet daných nebo připojených elektronů bere jako hodnota valence. Vv kovalentních sloučeninách se rovná počtu společných elektronových párů.
Oxidační stav je chápán jako podmíněný náboj, který by mohl být na atomu, kdyby všechny polární kovalentní vazby byly iontové.
Vazebná multiplicita je počet sdílených elektronových párů mezi uvažovanými atomy.
Vazby uvažované v různých odvětvích chemie lze rozdělit na dva typy chemických vazeb: ty, které vedou ke vzniku nových látek (intramolekulární), a ty, které vznikají mezi molekulami (intermolekulární).
Základní komunikační charakteristiky
Vazebná energie je energie potřebná k přerušení všech existujících vazeb v molekule. Je to také energie uvolněná při vytváření vazby.
Vazebná délka je vzdálenost mezi sousedními jádry atomů v molekule, při které jsou síly přitažlivosti a odpuzování vyváženy.
Tyto dvě charakteristiky chemické vazby atomů jsou měřítkem její síly: čím kratší je délka a čím větší energie, tím silnější je vazba.
Vazebný úhel se obvykle nazývá úhel mezi znázorněnými čarami procházejícími ve směru vazby přes jádra atomů.
Metody pro popis odkazů
Nejběžnější dva přístupy k vysvětlení chemické vazby, vypůjčené z kvantové mechaniky:
Metoda molekulárních orbitalů. Molekula považuje za soubor elektronů a jader atomů, přičemž každý jednotlivý elektron se pohybuje v poli působení všech ostatních elektronů a jader. Molekula má orbitální strukturu a všechny její elektrony jsou distribuovány podél těchto drah. Tato metoda se také nazývá MO LCAO, což znamená „molekulární orbital – lineární kombinace atomových orbitalů“.
Metoda valenčních vazeb. Představuje molekulu jako systém dvou centrálních molekulárních orbitalů. Navíc každý z nich odpovídá jedné vazbě mezi dvěma sousedními atomy v molekule. Metoda je založena na následujících ustanoveních:
- Tvorbu chemické vazby provádí dvojice elektronů s opačnými spiny, které se nacházejí mezi dvěma uvažovanými atomy. Vytvořený elektronový pár patří dvěma atomům stejně.
- Počet vazeb tvořených jedním nebo druhým atomem se rovná počtu nespárovaných elektronů v základním a excitovaném stavu.
- Pokud se elektronové páry neúčastní tvorby vazby, pak se nazývají osamělé páry.
Elektronegativita
Je možné určit typ chemické vazby v látkách na základě rozdílu v hodnotách elektronegativity atomů, které tvoří. Elektronegativita je chápána jako schopnost atomů přitahovat společné elektronové páry (elektronový oblak), což vede k polarizaci vazby.
Existují různé způsoby, jak určit hodnoty elektronegativity chemických prvků. Nejčastěji se však používá stupnice založená na termodynamických datech, kterou navrhl již v roce 1932 L. Pauling.
Čím větší je rozdíl v elektronegativitě atomů, tím výraznější je jeho iontovost. Naopak, stejné nebo blízké hodnoty elektronegativity indikují kovalentní povahu vazby. Jinými slovy, je možné matematicky určit, která chemická vazba je v konkrétní molekule pozorována. K tomu je potřeba vypočítat ΔX - rozdíl v elektronegativitě atomů podle vzorce: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Pokud ΔХ>1, 7, pak je vazba iontová.
- Pokud je 0,5≦ΔХ≦1,7, pak je kovalentní vazba polární.
- Pokud ΔХ=0 nebo se mu blíží, pak je vazba kovalentní nepolární.
Iontová vazba
Iontová je taková vazba, která se objevuje mezi ionty nebo v důsledku úplného stažení společného elektronového páru jedním z atomů. V látkách se tento typ chemické vazby provádí silami elektrostatické přitažlivosti.
Ionty jsou nabité částice vytvořené z atomů v důsledku získávání nebo ztráty elektronů. Když atom přijme elektrony, získá záporný náboj a stane se aniontem. Pokud atom daruje valenční elektrony, stane se kladně nabitou částicí zvanou kation.
Je charakteristický pro sloučeniny vzniklé interakcí atomů typických kovů s atomy typických nekovů. Hlavním procesem je aspirace atomů k získání stabilních elektronických konfigurací. A k tomu potřebují typické kovy a nekovy dát nebo přijmout pouze 1-2 elektrony,což dělají s lehkostí.
Mechanismus tvorby iontové chemické vazby v molekule se tradičně uvažuje na příkladu interakce sodíku a chlóru. Atomy alkalických kovů snadno darují elektron tažený atomem halogenu. Výsledkem je kationt Na+ a anion Cl-, které jsou drženy pohromadě elektrostatickou přitažlivostí.
Neexistuje ideální iontová vazba. Ani v takových sloučeninách, které jsou často označovány jako iontové, nedochází ke konečnému přenosu elektronů z atomu na atom. Vytvořený elektronový pár se stále běžně používá. Proto se mluví o stupni ionismu kovalentní vazby.
Iontová vazba se vyznačuje dvěma hlavními vlastnostmi, které spolu navzájem souvisí:
- nesměrové, tj. elektrické pole kolem iontu má tvar koule;
- Nenasycenost, tj. počet opačně nabitých iontů, které lze umístit kolem jakéhokoli iontu, je určen jejich velikostí.
Kovalentní chemická vazba
Vazba vytvořená překrytím elektronových oblaků nekovových atomů, to znamená, že je realizována společným elektronovým párem, se nazývá kovalentní vazba. Počet sdílených párů elektronů určuje násobnost vazby. Atomy vodíku jsou tedy spojeny jednoduchou vazbou H··H a atomy kyslíku tvoří dvojnou vazbu O::O.
Existují dva mechanismy jeho vzniku:
- Výměna - každý atom představuje jeden elektron pro vytvoření společného páru: A +B=A: B, přičemž spojení zahrnuje vnější atomové orbitaly, na kterých je umístěn jeden elektron.
- Donor-akceptor - pro vytvoření vazby poskytuje jeden z atomů (donor) pár elektronů a druhý (akceptor) - volný orbital pro jeho umístění: A +:B=A:B.
Způsoby, kterými se elektronová oblaka překrývají, když se tvoří kovalentní chemická vazba, jsou také různé.
- Přímo. Oblast překrytí mraků leží na přímé pomyslné čáře spojující jádra uvažovaných atomů. V tomto případě se tvoří σ-vazby. Typ chemické vazby, která se v tomto případě vyskytuje, závisí na typu elektronových oblaků, které se překrývají: s-s, s-p, p-p, s-d nebo p-d σ-vazby. V částici (molekule nebo iontu) se může mezi dvěma sousedními atomy vyskytovat pouze jedna σ-vazba.
- Strana. Provádí se na obou stranách čáry spojující jádra atomů. Tak vzniká π-vazba a možné jsou i její varianty: p-p, p-d, d-d. Odděleně od σ-vazby se π-vazba nikdy nevytvoří, může být v molekulách obsahujících více (dvojných a trojných) vazeb.
Vlastnosti kovalentní vazby
Určují chemické a fyzikální vlastnosti sloučenin. Hlavní vlastnosti jakékoli chemické vazby v látkách jsou její směrovost, polarita a polarizovatelnost a také nasycení.
Směrovost vazby určuje vlastnosti molekulystruktura látek a geometrický tvar jejich molekul. Jeho podstata spočívá v tom, že nejlepší překrytí elektronových mraků je možné při určité orientaci v prostoru. Možnosti tvorby σ- a π-vazeb již byly zváženy výše.
Saturace je chápána jako schopnost atomů vytvořit určitý počet chemických vazeb v molekule. Počet kovalentních vazeb pro každý atom je omezen počtem vnějších orbitalů.
Polarita vazby závisí na rozdílu hodnot elektronegativity atomů. Určuje rovnoměrnost rozložení elektronů mezi jádry atomů. Kovalentní vazba na tomto základě může být polární nebo nepolární.
- Pokud společný elektronový pár stejně náleží každému z atomů a je umístěn ve stejné vzdálenosti od jejich jader, pak je kovalentní vazba nepolární.
- Pokud se společný elektronový pár posune do jádra jednoho z atomů, vytvoří se kovalentní polární chemická vazba.
Polarizovatelnost je vyjádřena vytěsněním vazebných elektronů působením vnějšího elektrického pole, které může patřit jiné částici, sousedním vazbám ve stejné molekule nebo pocházet z vnějších zdrojů elektromagnetických polí. Kovalentní vazba pod jejich vlivem tedy může změnit svou polaritu.
Pod hybridizací orbitalů rozumíme změnu jejich forem při realizaci chemické vazby. To je nezbytné pro dosažení co nejúčinnějšího překrytí. Existují následující typy hybridizace:
- sp3. Jeden s- a tři p-orbitaly tvoří čtyři„hybridní“orbitaly stejného tvaru. Navenek připomíná čtyřstěn s úhlem mezi osami 109°.
- sp2. Jeden s- a dva p-orbitaly tvoří plochý trojúhelník s úhlem mezi osami 120°.
- sp. Jeden s- a jeden p-orbital tvoří dva "hybridní" orbitaly s úhlem mezi jejich osami 180°.
Metal bond
Rysem struktury atomů kovů je poměrně velký poloměr a přítomnost malého počtu elektronů ve vnějších orbitalech. Výsledkem je, že u takových chemických prvků je vazba mezi jádrem a valenčními elektrony relativně slabá a snadno se rozbije.
Kovová vazba je taková interakce mezi atomy kovů-ionty, která se provádí pomocí delokalizovaných elektronů.
V kovových částicích mohou valenční elektrony snadno opustit vnější orbitaly a také na nich obsadit prázdná místa. V různých časech tedy stejná částice může být atomem a iontem. Elektrony odtržené od nich se volně pohybují celým objemem krystalové mřížky a vytvářejí chemickou vazbu.
Tento typ vazby má podobnosti s iontovými a kovalentními. Stejně jako pro iontové jsou ionty nezbytné pro existenci kovové vazby. Pokud jsou však pro realizaci elektrostatické interakce v prvním případě zapotřebí kationty a anionty, pak ve druhém hrají roli záporně nabitých částic elektrony. Porovnáme-li kovovou vazbu s vazbou kovalentní, pak vznik obou vyžaduje společné elektrony. Nicméně, vna rozdíl od polární chemické vazby nejsou lokalizovány mezi dvěma atomy, ale patří všem kovovým částicím v krystalové mřížce.
Kovové vazby jsou zodpovědné za speciální vlastnosti téměř všech kovů:
- plasticita, přítomná v důsledku možnosti přemístění vrstev atomů v krystalové mřížce držené elektronovým plynem;
- kovový lesk, který je pozorován díky odrazu světelných paprsků od elektronů (v práškovém stavu není žádná krystalová mřížka, a proto se po ní pohybují elektrony);
- elektrická vodivost, která je prováděna proudem nabitých částic a v tomto případě se malé elektrony volně pohybují mezi velkými kovovými ionty;
- tepelná vodivost, pozorovaná díky schopnosti elektronů přenášet teplo.
Vodíková vazba
Tento typ chemické vazby se někdy nazývá meziprodukt mezi kovalentní a intermolekulární interakcí. Pokud má atom vodíku vazbu s jedním ze silně elektronegativních prvků (jako je fosfor, kyslík, chlor, dusík), pak je schopen vytvořit další vazbu zvanou vodík.
Je mnohem slabší než všechny výše uvedené typy vazeb (energie není větší než 40 kJ/mol), ale nelze ji zanedbat. To je důvod, proč vodíková chemická vazba v diagramu vypadá jako tečkovaná čára.
Výskyt vodíkové vazby je možný díky současné elektrostatické interakci donor-akceptor. Velký rozdíl v hodnotáchelektronegativita vede ke vzniku nadměrné elektronové hustoty na atomech O, N, F a dalších, jakož i k jejímu nedostatku na atomu vodíku. V případě, že mezi takovými atomy neexistuje žádná chemická vazba, aktivují se přitažlivé síly, pokud jsou dostatečně blízko. V tomto případě je proton akceptor elektronového páru a druhý atom je donor.
Vodíkové vazby mohou nastat jak mezi sousedními molekulami, například vodou, karboxylovými kyselinami, alkoholy, amoniakem, tak uvnitř molekuly, například kyselinou salicylovou.
Přítomnost vodíkové vazby mezi molekulami vody vysvětluje řadu jejích jedinečných fyzikálních vlastností:
- Hodnoty jeho tepelné kapacity, dielektrické konstanty, bodu varu a bodu tání by podle výpočtů měly být mnohem nižší než skutečné hodnoty, což je vysvětleno vazbou molekul a potřebou vynaložit energie k rozbití mezimolekulárních vodíkových vazeb.
- Na rozdíl od jiných látek se při poklesu teploty objem vody zvětšuje. To je způsobeno tím, že molekuly zaujímají určitou pozici v krystalové struktuře ledu a vzdalují se od sebe o délku vodíkové vazby.
Toto spojení hraje pro živé organismy zvláštní roli, protože jeho přítomnost v molekulách bílkovin určuje jejich zvláštní strukturu, a tedy i vlastnosti. Kromě toho jsou nukleové kyseliny, které tvoří dvoušroubovici DNA, také přesně spojeny vodíkovými můstky.
Komunikace v krystalech
Naprostá většina pevných látek má krystalovou mřížku – speciálvzájemné uspořádání částic, které je tvoří. V tomto případě je pozorována trojrozměrná periodicita a atomy, molekuly nebo ionty jsou umístěny v uzlech, které jsou spojeny pomyslnými čarami. Podle povahy těchto částic a vazeb mezi nimi se všechny krystalové struktury dělí na atomové, molekulární, iontové a kovové.
V uzlech iontové krystalové mřížky jsou kationty a anionty. Navíc je každý z nich obklopen přesně definovaným počtem iontů pouze s opačným nábojem. Typickým příkladem je chlorid sodný (NaCl). Mají tendenci mít vysoké body tání a tvrdost, protože vyžadují hodně energie, aby se zlomily.
Molekuly látek tvořené kovalentní vazbou se nacházejí v uzlech molekulární krystalové mřížky (například I2). Jsou vzájemně propojeny slabou van der Waalsovou interakcí, a proto lze takovou strukturu snadno zničit. Takové sloučeniny mají nízké body varu a tání.
Atomová krystalová mřížka je tvořena atomy chemických prvků s vysokými hodnotami valence. Jsou spojeny silnými kovalentními vazbami, což znamená, že látky mají vysoké teploty varu, tání a vysokou tvrdost. Příkladem je diamant.
Všechny typy vazeb nalezených v chemikáliích mají tedy své vlastní charakteristiky, které vysvětlují složitost interakce částic v molekulách a látkách. Na nich závisí vlastnosti sloučenin. Určují všechny procesy probíhající v prostředí.
