Chemická vazba – maturitní otázka z chemie (2)

Otázka: Chemická vazba

Předmět: Chemie

Přidal(a): Tina

Snahou všech systémů, tedy i atomů dosáhnout stavu s co nejnižší energií a co největší stabilitou. Nejstabilnější elektronová konfigurace atomů je se zcela zaplněnými nebo zcela prázdnými valenčními orbitaly. Tohoto stavu mohou dosáhnout:

přijetím nebo odevzdáním elektronů a tvorbou iontů
sdílením elektronů s jiným atomem a vznikem větších útvarů – molekul

Molekula je elektroneutrální skupina dvou nebo více atomů spojených navzájem chemickou vazbou. Je to základní stavební částice řady látek. Molekuly mohou být:

stejnojaderné (homonukleární) – obsahují pouze atomy téhož prvku
různojaderné (heteronukleární) – obsahují různé atomy

Dále existují také:

Molekulové ionty – molekuly s kladným nebo záporným nábojem, např. ; jsou stálé ve vodném prostředí nebo v krystalové struktuře
Radikály – vysoce reaktivní částice obsahující jeden nebo několik nepárových elektronů, např.
Makromolekuly – obrovské molekuly obsahující až statisíce atomů, tvoří je např. bílkoviny, nukleové kyseliny, syntetické polymery

Za běžných teplot a tlaků jsou tvořeny volnými nesloučenými atomy pouze vzácné plyny, protože jejich valenční orbitaly jsou úplně zaplněny a mají proto velmi stabilní uspořádání. Všechny ostatní látky jsou složeny z atomů spojených do molekul popř. krystalové struktur.

Chemická vazba

Je interakce, která k sobě navzájem poutá sloučené atomy prvků v molekule (nebo ionty v krystalu) prostřednictvím valenčních elektronů.

Chemické vazby vznikají a zanikají při chemických reakcích.

Vazebná energie je energie, která se uvolní při vzniku chemické vazby. Čím je vazebná (disociační) energie větší, tím je vazba pevnější. Obvykle se udává molární vazebná energie – energie vztažená na 1 mol vazeb, její jednotkou je . Nabývá hodnot 150 – 1000 (podle typu vazby). Její hodnota ale závisí také na tom, jakých dalších vazeb se účastní atomy spojené posuzovanou vazbou. Roste s rostoucí násobností vazeb mezi stejnou dvojicí atomů.

Disociační energie je energie, kterou je nutno dodat k rozštěpení vazby. Od vazebné se liší znaménkem, jinak má stejnou velikost.

Délka vazby je rovnovážná vzdálenost mezi jádry atomů spojených chemickou vazbou. Pohybuje se řádově v . Úzce souvisí s vazebnou energií. Čím je vazba kratší, tím je pevnější. Délka vazby klesá s násobností vazby.

Předpokladem pro vznik chemické vazby je:

správná vzdálenost jader – dostatečné přiblížení atomů, které mají dostatečně vysokou energii
vyrovnání přitažlivých a odpudivých sil
správná prostorová orientace
překrytí valenčních elektronů a změna elektronové hustoty
uvolnění energie

Druhy chemických vazeb

KOVALENTNÍ VAZBA

Kovalentní vazba je založena na společném sdílení dvojic elektronů (vazebných elektronových párů) oběma atomy. Oba elektrony jsou společné oběma atomům a mají opačný spin (podle Pauliho principu). Každý z atomů spojených kovalentní vazbou dosahuje stabilní elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu.
Vaznost atomu (prvku) – počet kovalentních vazeb, vycházejících z atomu prvku ve sloučenině neboli počet vazebných elektronových párů, které atom sdílí s jinými atomy. Je limitována počtem valenčních atomových orbitalů a závisí na počtu valenčních elektronů.

Excitovaný stav – vaznost atomu nemůžeme posuzovat jen podle jeho elektronové konfigurace v základním stavu. Atomy v excitovaném stavu mohou poskytnout více nepárových elektronů a tím mít i větší vaznost, než atomy v základním stavu.

Např. to, že C je ve svých organických sloučeninách čtyřvazný, odvodíme podle jeho konfigurace v excitovaném stavu

Oktetové pravidlo – používá se pro určení vaznosti prvků 2. a 3. periody. Atomy vytvářejí tolik vazeb, aby sdílením elektronů dosáhly stabilní konfigurace vzácného plynu (s²p⁶). Elektrony zprostředkující vazbu se počítají do valenční vrstvy obou atomů.

Např. kyslík má 6 valenčních elektronů s²p⁴ a do stabilní el. konfigurace nejbližšího vzácného plynu (Ne) mu chybějí 2 elektrony. Tyto dva elektrony získá jejich sdílením s jiným atomem (nebo atomy) za tvorby dvou jednoduchých nebo jedné dvojné vazby, je tedy dvojvazný.

Oktetové pravidlo nelze uplatnit u prvků vyšších period a některých sloučenin P, S a Cl.

Molekulový orbital vzniká přiblížením dvou atomů, kdy dochází k průniku jejich valenčních orbitalů, je energeticky výhodnější (energeticky chudší). Pro obsazování molekulových orbitalů platí stejná pravidla jako pro obsazování atomových orbitalů, tzn. Pauliho princip, Hundovo pravidlo i výstavbový princip. V molekulových orbitalech se elektrony vyskytují stejně jako v atomových orbitalech ve stavech s určitou energií. Systém elektronových stavů v molekulách je složitější než v atomech. Každý molekulový orbital je podobně jako atomový orbital charakterizován určitým prostorovým rozložením elektronové hustoty, má určitý tvar. Podle tvaru rozlišujeme orbitaly typu σ a π.
Vazba σ – vzniká obsazením molekulového orbitalu σ, její elektronová hustota je největší na spojnici jader atomů (s níž je totožná osa souměrnosti molekulového orbitalu σ). Molekulový orbital σ může vzniknout překrytím:
- dvou orbitalů s, s a p, s a d
- dvou orbitalů p nebo p a d
- dvou orbitalů d

Vazba π – vzniká obsazením molekulového orbitalu π, její elektronová hustota je největší mimo spojnici jader atomů, ale v rovině touto spojnicí procházející, vzniká až po vzniku vazby σ a podílí se na vzniku násobných vazeb, je slabší než vazba σ, proto jsou sloučeniny s násobnou vazbou reaktivnější než sloučeniny s vazbami jednoduchými. Molekulový orbital π může vzniknout překrytím:
- dvou orbitalů p
- dvou orbitalů p a d
- dvou orbitalů d

Tvar molekul tvořených třemi a více atomy určuje směr kovalentní vazby (totožný se směrem spojnice vázaných atomů). Vazebné elektronové páry se navzájem odpuzují, a proto vazby vycházející z jednoho (centrálního) atomu jsou orientovány tak, aby byly co nejdále od sebe. Úhel mezi nimi nazýváme vazebný. Vliv na směr vazby mají také volné elektronové páry na centrálním atomů. Např. tříatomové molekuly tak mohou být lineární, např. chlorid beryllnatý, nebo lomené, např. voda.

Polarita kovalentní vazby

Elektronegativita X je schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony (elektrony účastnící se vazby). Elektronegativnější atom (s vyšší X) ve vazbě k sobě poutá elektronový pár silněji než druhý elektropozitivnější atom (s nižší X). Nejvyšší elektronegativitu mají prvky , F, O, Cl, N, Br, I, S…
Polarita vazby určuje iontový charakter vazby a je rovna rozdílu elektronegativit vázaných atomů .
Vazba kovalentní nepolární – vzniká mezi dvěma stejnými atomy nebo atomy jejichž rozdíl elektronegativit nepřevyšuje (0,4 < 0,4), rozdělení elektronové hustoty mezi oběma atomy je zcela (nebo přibližně) rovnoměrné, obě jádra přitahují vazebné elektrony stejnou (nebo přibližně stejnou) silou
Vazba kovalentní polární – vzniká mezi dvěma různými atomy (= 0,4 – 1,7), v okolí atomu s vyšší X je vyšší elektronová hustota než v okolí druhého, u atomu s vyšší X převládá záporný náboj a u druhého atomu kladný náboj, molekula má kladný a záporný pól a tvoří tzv. dipól.
Ve vzorcích polárních molekul kladný pól označujeme horním indexem a záporný pól horním indexem.

U složitějších molekul s více polárními vazbami se dipóly jednotlivých vazeb skládají jako vektory a výsledný dipól závisí na souměrnosti molekuly. Např. lomená molekula vody je polární, protože dipóly jednotlivých vazeb se neruší, lineární molekula oxidu uhličitého je nepolární, protože dipóly jejich vazeb se navzájem ruší.
Míru polarity určuje vektorová veličina dipólový moment μ. Platí následující vztah: , kde je vzdálenost mezi kladným a záporným nábojem a velikost náboje.

Vazba iontová

VAZBA IONTOVÁ

rozdíl elektronegativit vázaných atomů prvků je větší než 1,7 (>1,7); extrémní případ polární kovalentní vazby (přechod polární kovalentní vazby k iontové je plynulý), sdílené elektrony patří téměř úplně do elektronového obalu atomu s vyšší X. Atom s nižší X tak předá elektron druhému atomu a vznikne kladný kation a záporný anion, př. NaCl. Ionty v iontových sloučeninách jsou vzájemně přitahovány elektrostatickými silami.

Kationty tvoří snadno prvky s malou ionizační energií, např. alkalické kovy. Anionty tvoří snadno prvky s velkou elektronovou afinitou, např. halogeny.

Násobnost kovalentní vazby

Čím násobnější je vazba, tím větší je vazebná energie, a tím pevnější je vazba.
Jednoduchá vazba – kovalentní vazba uskutečněná sdílením jednoho elektronového páru, je tvořena vazbou σ, je delší a slabší než násobné vazby
Dvojná vazba – kovalentní vazba uskutečňovaná sdílením dvou elektronových párů, tvoří ji jedna vazba σ a jedna vazba π, je kratší a pevnější než jednoduchá
Trojná vazba – kovalentní vazba uskutečněná sdílením tří elektronových párů, tvoří i jedna vazba σ a dvě vazby π, je nejkratší a nejpevnější

KOORDINAČNĚ KOVALENTNÍ VAZBA

V této vazbě jeden atom – donor (dárce) poskytne oba elektrony, druhý atom – akceptor (příjemce) má ve valenční vrstvě volný orbital a přijme oba elektrony. Takto vzniklá vazba se svými vlastnostmi neliší od vazby kovalentní. Např. při vzniku amonného iontu poskytuje dusík v amoniaku volný elektronový pár a vodíkový kation volný orbital.

Koordinačně kovalentní vazba umožňuje vznik koordinačně kovalentních (komplexních) sloučenin. Je považována za zvláštní druh kovalentní vazby, od níž se liší pouze mechanismem vzniku.

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 kovů rozmístěných v pravidelné mřížce. Valenční elektrony v kovech nazýváme také elektronový plyn, protože svým volným chaotickým pohybem připomínají částice plynu.

SLABÉ VAZEBNÉ INTERAKCE

Kromě výše uvedených pevných vazeb existují i slabší vazebné síly, které také ovlivňují vlastnosti látek :

Van der Waalsovy síly – jsou slabé, vznikají na základě vzájemného působení molekulových dipólů a projevují se přitahováním opačných pólů molekul nebo nábojů iontů
disperzní síly –Nejslabší síly, které obvykle působí mezi nepolárními molekulami (např. F₂, O₂, N₂), nebo mezi atomy (Ar, Ne, atd.). Jedná se vlastně o vzájemné interakcedočasných dipólů, díky tomu vzácné plyny kapalní
elektrostatické síly – přitažlivé síly mezi kladným a záporným nábojem, celistvým u ionizovaných skupin, parciálním u molekulových dipólů. (Dipól-dipól, dipól-indukovaný dipól, dipól-ion)
Vodíková vazba (vodíkový můstek) – silnější spojení než van der Waalsovy síly ale slabší než kovalentní vazba, vyskytuje se u sloučenin vodíku s prvkem o vysoké elektronegativitě a nevazebným elektronovým párem (F, O, N), kde atom vodíku jedné molekuly vytváří slabou vazbu s volným elektronovým párem elektronegativnějšího prvku druhé molekuly, ve vzorcích ji značíme tečkováním, např. H-F…H-F…H-F
Důsledek: Zvyšuje bod varu, zvyšuje bod tání, stabilizace struktury biopolymerů (u DNA mezi bázemi), objemová kontrakce ethanolu

Vodíkové můstky – mohou mít za následek rozdílnou teplotu varu izomerů
př. ethanol a dimethylether

C2H5OH ethanol má vodíkové můstky, teplota varu 78˚C

CH3 – O – CH3 dimethylether nemá vodíkové můstky, teplota varu -23,6 ˚C

Vliv chemické vazby na vlastnosti látek

Látky s kovalentní nepolární vazbou:

nerozpustné ve vodě, rozpustné v nepolárních rozpouštědlech
nevedou elektrický proud

Látky s polární a iontovou vazbou:

rozpustné ve vodě, nerozpustné v nepolárních rozpouštědlech
v tavenině nebo v roztoku vedou elektrický proud

Látky s kovovou vazbou:

vedou elektrický proud (i roztoky iontových sloučenin vedou, tam je vodivost ale způsobena volně pohyblivými ionty) a teplo
jsou kujné a tažné

Struktura látek v pevném stavu
Pevné látky dělíme na amorfní a krystalické.

Amorfní látky mají uspořádání částic nepravidelné, př. sklo, saze.
Krystalické látky mají pravidelné a stálé uspořádání základních částic (atomů, molekul, iontů) čili krystalovou strukturu, mohou vytvářet souměrná tělesa, nazývaná krystaly.

Krystal – geometrické těleso omezené krystalovými plochami, které se stýkají v hranách, a ty se sbíhají ve vrcholech. Základní stavební jednotou krystalu je základní buňka.

Krystalické látky se většinou vyskytují jako polykrystaly (složené z velkého počtu malých krystalků – zrn, v zrnech jsou částice uspořádány pravidelně, poloha zrn je však nahodilá) nebo monokrystaly (stavební částice jsou pravidelně uspořádány v celém monokrystalu). V reálných krystalech se vyskytují poruchy.
Rozlišujeme:

Iontové krystaly – složeny z iontů, každý ion je obklopen co největším počtem opačně nabitých iontů; jsou křehké, mají vysokou teplotu tání, v roztocích a taveninách vedou elektrický proud, př. NaCl

Atomové (kovalentní) krystaly – složen z pravidelně uspořádaných kovalentně vázaných atomů, mají vysoké teploty tání, velmi tvrdé, nerozpustné v běžných rozpouštědlech, nevedou elektrický proud, př. diamant

Molekulové krystaly – složeny z pravidelně uspořádaných molekul navzájem vázaných van der Walsovými silami nebo vodíkovými můstky, mají nízké teploty tání, nevedou elektrický proud, př. jod

Významnou vlastností krystalů je jejich souměrnost, podle níž rozlišujeme 7 krystalových soustav.

Některé látky mohou krystalovat v různých krystalových soustavách a vytvářet tak různé krystalové formy – modifikace lišící se strukturou:

Alotropie – u prvků, např. diamant a grafit nebo červený a bílý a černý fosfor

Polymorfie – u sloučenin, např. uhličitan vápenatý CaCO₃, který krystaluje nejčastěji jako kosočtverečný aragonit nebo klencový kalcit – závisí na podmínkách krystalizace především na tlaku a teplotě

Izomorfie – schopnost různých látek krystalovat ve stejných krystalových soustavách a tvořit spolu směsné krystaly (společně krystalovat ze směsi svých nasycených roztoků nebo tavenin). V krystalové mřížce se částice izomorfních látek mohou vzájemně zastupovat, např. síran hořečnatý, zinečnatý a nikelnatý krystalizující jako heptahydráty. Je nutné aby si zaměňované částice byly podobně (velikost, náboj…)

Existují také kovové krystaly, které si modelově můžeme představit jako co nejtěsněji uspořádané koule (atomy kovu) v krychlové buňce.

Zdroje:

BENEŠOVÁ, Marika. Odmaturuj! z chemie. Vyd. 1. Brno: Didaktis, 2002, 208 s. ISBN 80-862-8556-1.

VACÍK, Jiří. Přehled středoškolské chemie. 1. vyd. Praha: SPN, 1995, 365 s. ISBN 80-859-3708-5.

Další podobné materiály na webu: