VZNIK A VLASTNOSTI CHEMICKÉ VAZBY

toho, jak snadno vzniká anion

▪ Vyšší EA → snáze vzniká anion (nejvyšší EA VII. A skupina)

− CHEMICKÁ VAZBA:

o = soudržné síly poutající navzájem sloučené atomy v molekulách a krystalech

prostřednictvím valenčních elektronů

o Jejich podstatou je elektronová hustota valenčních elektronů v oblasti jader

vázaných atomů

o Chemické vazby vznikají a zanikají při chemických reakcích
o Vazebná energie = energie, která se uvolní při vzniku chemické vazby (roste

s rostoucí násobností vazeb mezi stejnou dvojicí atomů)

o Disociační energie = energie, kterou musíme dodat k porušení chemické vazby
o Energie vazebná a disociační mají stejnou velikost, liší se znaménkem
o Udávají se v kJ/mol
o Čím je vazebná/disociační energie větší, tím je vazba pevnější
o Délka vazby – vzdálenost jader atomů vázaných v molekule

3

Ep – potenciální energie
r – vzdálenost mezi jádry atomů
r0 – délka chemické vazby
Ev – vazebná energie

− TYPY VAZEB:

o Podle vzniku – kovalentní, iontová, koordinačně kovalentní
o Podle polarity – nepolární (rozdíl ENG < 0,4) , polární (0,4 < rozdíl ENG < 1,7),

iontová (rozdíl ENG > 1,7)

o Podle rozložení elektronů: sigma 𝜎, pí 𝜋

− Kovalentní vazba:

o Tvořena 2 elektrony s opačnými spiny, dojde k překrytí atomových orbitalů

v oblasti mezi jádry (= koligace) a nastává tak zvětšení elektronové hustoty
(elektrony jsou společné oběma orbitalům) → společně sdílený elektronový
pár

o Každý z atomů spojených kovalentní vazbou dosahuje stabilní elektronové

konfigurace nejbližšího vzácného plynu

o K překryvu atomových orbitalů může dojít různým způsobem:

▪ Na spojnici jader

 Pokud je elektronový pár na spojnici jader → vazba 𝜎
 Možnosti: ss, sp, sd, pp, pd, dd

▪ Mimo spojnici jader

 Vazba 𝜋 – slabší než 𝜎, vazba 𝜎 je vždy spolu s vazbou 𝜋
 Možnosti: pp, pd, dd

o Vaznost = počet sdílených elektronových párů (nemusí souhlasit s oxidačním

číslem)

o Pro určení vaznosti prvků 2. a 3. periody e používá oktetové pravidlo → atomy

vytvářejí tolik vazeb, aby sdílením elektronů dosáhly stabilní konfigurace
vzácného plynu

− Násobnost kovalentní vazby:

o Větší počet sdílených elektronových párů mezi 2 atomy

▪ Jednoduchá – 𝜎 – 1 elektronový pár, nejdelší a nejslabší
▪ Dvojná – 𝜎 + 𝜋 – 2 elektronové páry, kratší a pevnější
▪ Trojná – 𝜎 + 2𝜋 – 3 elektronové páry, nejkratší a nejpevnější

− Teorie hybridizace:

o Energetické sjednocení orbitalů s různou energií, všechny vazby jsou stejně

dlouhé (→ tvar molekuly)

− Polarita:

o Elektronegativita (x) – schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony

(elektrony účastnící se vazby)

4

o Atom s vyšší elektronegativitou – silněji poutá elektronový pár než druhý