2. MO Chemie - Vazba

2. Chemická vazba – podmínky vzniku a důležité vlastnosti vazby

Historie

• První model chemické vazby navrhl pro kovy Paul Drude v roce 1905. Vlastnosti kovů vysvětloval volně pohybujícími se elektrony v jejich struktuře.

• W. Kossel v roce 1916 navrhl model iontové vazby

• G. N. Lewis v roce 1916 rozpracoval model kovalentní vazby a zformuloval oktetové pravidlo.

Chemická vazba

• Chemická vazba – soudržné síly mezi atomy jednoduchých i složitých útvarů (krystaly, složité molekuly).

  • vzniká mezi atomy, které mají nestabilní elektronovou konfiguraci (např.: s1 ,s2 prvky)

  • Vznik: 1. přiblížení atomů, 2. Překrytí valenčních orbitalů 3. atomy získávají stabilnější elektronovou konfiguraci

    • Při vzniku chemické vazby se uvolňuje vazebná energie ( kJ∙mol-1)

• Vazebná energie (disociační) - Energie nutná k rozrušení (rozpojení) chemické vazby.

• Délka vazby - mezijaderná vzdálenost (vzdálenost mezi středy atomů spojených vazbou). Nelze ji vypočítat z teorie, lze ji změřit.

Rozdělení vazeb:

• Rozdělujeme podle rozdílu hodnot elektronegativity sloučených atomů:

Elektronegativita udává schopnost daného elektronu přitahovat k sobě vazebné elektrony.

1. KOVALENTNÍ VAZBU

2. IONTOVOU VAZBU

3. KOORDINAČNĚ-KOVALENTNÍ VAZBA

4. KOVOVOU VAZBU

• Dělení vazeb podle polarity:

1. Polární

2. Nepolární

3. Iontová

• Podle počtu valenčních elektronů podílejících se na tvorbě kovalentní chemické vazby rozlišujeme:

1. Vazba jednoduchá A-B

2. Vazba dvojná A=B (např. O=O ).

3. Vazba trojná A≡B - (3 elektronové páry, např. N≡N, HC≡CH).

• Chemické vazby je možné označit jako vazby σ či vazby π na základě posouzení, zda se nachází na spojnici jader těchto atomů (vazba σ), nebo mimo ní (vazba π).

• Každá kovalentní vazba obsahuje vždy 1x vazbu σ

• Dvojná vazba obsahuje navíc 1x vazbu π (vazba σ + π)

• Trojná vazba dokonce 2x vazbu π. (vazba σ +2 π)

KOVALENTNÍ VAZBA

• Vytváří se mezi atomy, jejichž rozdíl hodnot elektronegativity je ∆X < 1,7. Tento typ vazby se dále rozděluje na vazbu nepolární (∆X < 0,4) a vazbu polární (0,4 < ∆X < 1,7).

• vzniká mezi atomy, které mají ve valenční vrstvě 1 nepárový elektron

  • atomy se přiblíží valenční orbitaly se překryjí oba dva nepárové elektrony vytvoří tzv. vazebný elektronový pár (společný pro oba atomy)

1. Nepolární vazba

   1. Vyskytuje se mezi atomy, jejichž rozdíl hodnot elektronegativity je nulový (atomy téhož prvku), nebo velmi malý. Vazebné elektrony jsou sdílené téměř rovnoměrně mezi oběma vázanými atomy. To má za následek nízké body tání a varu a velmi nízkou elektrickou vodivost těchto sloučenin.

   2. Příkladem nepolárních sloučenin jsou uhlovodíky. V těchto sloučeninách se vyskytují pouze atomy uhlíku C (X = 2,50) a vodíku H (X = 2,20). (∆X = 2,50 - 2,20 = 0,30)

2. Polární vazba

   1. Vazba se nachází mezi atomy s rozdílem hodnot elektronegativity v intervalu 0,4 < ∆X < 1,7.