3. CHEMICKÁ VAZBA

3. CHEMICKÁ VAZBA

Spojení mezi atomy se nazývá chemická vazba. Chemická vazba je interakce, která k sobě navzájem poutá sloučené atomy prvků v molekule (nebo ionty v krystalu) prostřednictvím valenčních elektronů a vzniká mezi atomy, které mají nestabilní elektronovou konfiguraci (1 až 7 valenčních elektronů). Vazba vzniká takto:

1. Atomy se k sobě přiblíží

2. Jejich valenční orbitaly se překryjí

3. Atomy získají stabilnější elektronovou konfigurací

Vázané atomy mají nižší energii než izolované atomy, a proto je vzniklá molekula stabilnější. Při vzniku vazby se uvolňuje energie (vazebná energie). Vazebná energie je energie, která se uvolní při vzniku vazby. Je stejná jako energie, která je nutná k rozštěpení této vazby. Velikost vazebné energie charakterizuje pevnost a stabilitu vazby. Pro rozštěpení chemické vazby je nutno dodat disociační energii. Podmínkou vzniku chemické vazby je dostatečné přiblížení atomů, které mají vhodnou energii a správnou prostorovou orientaci. Při chemické reakci se atomy snaží dosáhnout stavu s co nejnižší energií, tedy získat stabilní elektronovou konfiguraci vzácných plynů (elektronový oktet). Mohou je získat dvěma způsoby:

1. Sdílením elektronů s jiným atomem a vznikem větších útvarů- molekula (kovalentní vazba)

2. Přenosem elektronů (iontová vazba)

KOVALENTNÍ VAZBA

Je to společně sdílený vazebný elektronový pár. Elektrony, které tvoří vazebný elektronový pár, mají opačný spin (podle Pauliho principu). Počet kovalentních vazeb vycházejících z atomu prvku ve sloučeninách se nazývá vaznost. Dva atomy mohou spolu sdílet jeden nebo více vazebných elektronových párů. Podle toho rozlišujeme:

• Vazba jednoduchá – jeden společně sdílený vazebný elektronový pár, delší a slabší než násobné vazby, tvořena vazbou σ

• Násobné vazby:

  vazba dvojná: dva sdílené vazebné elektronové páry (O-0), jedna vazba σ a jedna vazba π

  vazba trojná: tři sdílené vazebné elektronové páry (N-N), jedna vazba σ a dvě vazby π. Je nekratší a nejpevnější.

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

Kovalentní sloučeniny se vyskytují jako jednotlivé molekuly. Intramolekulární přitažlivé síly uvnitř molekuly jsou silné, ale intermolekulární (mezimolekulové) přitažlivé síly jsou velmi slabé, a tak se jednotlivé molekuly mohou snadno uvolnit. Mají nízké teploty tání i varu. Ve vodě jsou obvykle nerozpustné a jsou rozpustné v organických rozpouštědlech. Neobsahují ionty a proto jejich roztoky ani taveniny nevedou elektrický proud.

Molekulové orbitaly

Překrytím dvou atomových orbitalů vzniká orbital molekulový. Jeden orbital (vazebný) má energii nižší a druhý orbital (protivazebný) má energii vyšší. Molekulový orbital je část prostoru, kde se vazebný elektronový pár vyskytuje nejčastěji. Podle tvaru rozlišujeme orbitaly typu σ a π: