Chemie · Střední škola · kapitola 2

Chemická vazba a struktura látek

Vzácné plyny téměř nereagují – mají stabilní elektronovou konfiguraci. Ostatní atomy se spojují vazbami, aby takové stability dosáhly. Typ vazby pak rozhoduje o tom, zda je látka plyn, tvrdý krystal nebo vodivý kov.

1Vznik chemické vazby

Vazba vzniká, když se atomy přiblíží a jejich valenční orbitaly se překryjí nebo se přesunou elektrony – energie soustavy se tím sníží. Vazebná energie je energie, která se uvolní při vzniku vazby (stejně velká je potřeba k jejímu rozštěpení, tzv. disociační energie); délka vazby je vzdálenost jader. Vícenásobné vazby jsou kratší a pevnější: C–C 348 kJ/mol, C=C 614 kJ/mol, C≡C 839 kJ/mol.

Typ vazby odhadneme z rozdílu elektronegativit ΔX:

2Kovalentní vazba

Kovalentní vazbu tvoří sdílený elektronový pár. Podle překryvu orbitalů rozlišujeme vazbu σ (sigma) – překryv na spojnici jader, umožňuje volnou rotaci – a π (pí) – boční překryv p orbitalů nad a pod spojnicí. Jednoduchá vazba je σ, dvojná σ + π, trojná σ + 2π.

V polární vazbě se elektrony posunou k elektronegativnějšímu atomu, vzniknou parciální náboje δ+ a δ−. Molekula je polární (má dipólový moment), pokud se dipóly vazeb nevyruší: H₂O je polární (lomená molekula), CO₂ nepolární (lineární, dipóly se ruší).

Koordinační (donor-akceptorová) vazba vzniká, když jeden atom (donor) poskytne celý volný elektronový pár a druhý (akceptor) prázdný orbital: NH₃ + H⁺ → NH₄⁺. Je základem komplexních sloučenin – centrální atom (často přechodný kov) obklopený ligandy, např. [Cu(NH₃)₄]²⁺ (tmavě modrý), hemoglobin, chlorofyl.

3Iontová vazba

Při velkém rozdílu elektronegativit elektron přejde úplně: vznikne kation a anion, které drží elektrostatická přitažlivost. Iontové sloučeniny tvoří krystalové mřížky (NaCl – každý Na⁺ je obklopen šesti Cl⁻), mají vysoké teploty tání, jsou tvrdé a křehké, často rozpustné ve vodě a jejich taveniny a roztoky vedou proud.

4Kovová vazba

V kovech tvoří kationty pravidelnou mřížku a valenční elektrony jsou delokalizované – volně se pohybují celým krystalem („elektronový plyn“). To vysvětluje elektrickou a tepelnou vodivost, kovový lesk, kujnost a tažnost (vrstvy kationtů po sobě mohou klouzat, aniž by se vazba porušila).

5Hybridizace a tvar molekul

Valenční orbitaly se mohou „smíchat“ do energeticky rovnocenných hybridních orbitalů. Tvar molekuly předpovídá teorie VSEPR: elektronové páry kolem centrálního atomu se odpuzují a zaujmou co nejvzdálenější polohy; volné páry odpuzují silněji než vazebné.

6Mezimolekulové síly

Mezi molekulami působí slabší síly, které určují teploty tání a varu, rozpustnost a skupenství.

• Vodíkové vazby (můstky) – mezi vodíkem vázaným na velmi elektronegativní atom (F, O, N) a volným párem jiného takového atomu. Díky nim má voda neobvykle vysokou teplotu varu (100 °C, kdežto H₂S vře při −60 °C), led je lehčí než voda, a drží pohromadě dvoušroubovici DNA a strukturu bílkovin.
• Van der Waalsovy síly – dipól-dipólové interakce mezi polárními molekulami a disperzní (Londonovy) síly mezi všemi molekulami, které rostou s velikostí molekuly (proto jsou vyšší alkany kapalné a pevné).

Pravidlo rozpustnosti: podobné se rozpouští v podobném – polární a iontové látky ve vodě, nepolární (tuky, jod) v nepolárních rozpouštědlech (benzin, hexan).

7Typy krystalových mřížek

Grafit má vrstevnatou strukturu (atomy uhlíku sp² ve vrstvách, mezi vrstvami slabé síly) – vrstvy se snadno posouvají a delokalizované elektrony vedou proud. Jediná vrstva grafitu je grafen (Nobelova cena 2010). Různé formy téhož prvku se nazývají alotropické modifikace (diamant, grafit, fullereny; kyslík O₂ a ozon O₃).

8Kvíz – procvič si kapitolu