Chemická vazba, podmínky vzniku a důležité vlastnosti vazby

Úvod
Chemické vazba je elektromagnetická interakce (síla), která k sobě poutá jednotlivé atomy v molekulách sloučenin. Zprostředkovávají ji valenční elektrony, tj. elektrony, které jsou nejslaběji vázány k jádru atomu daného prvku. Atomy účastnící se příslušné chemické vazby mají přitom nejmenší možnou potenciální energii vůči sobě. Jsou tedy v rovnovážné poloze, která je charakterizovaná minimem energie. Tento stav (a tedy i chemická vazba takto vzniklá) je tedy nejstabilnější. Vzhledem k tomu, že atomy a molekuly jsou objekty mikrosvěta, nelze podstatu těchto sil vysvětlit na základě klasické elektrodynamiky. Vysvětlení chemických vazeb podala až kvantová teorie ve 20. letech 20. století (W. Heitler, F. London v roce 1927). Od té doby se datuje vznik kvantové chemie.
Obecně platí: Chemické vazby vznikají a zanikají při chemické reakci Podmínkou vzniku vazby je dostatečné přiblížení atomů, které navíc musejí mít dostatečnou energii a správnou orientaci Účelem vzniku chemických vazeb je nalézt nejstabilnější energetickou konfiguraci (tedy aby každý atom měl konfiguraci nejbližšího vzácného plynu – elektronový oktet, elektrony zprostředkovávající vazbu patří k oběma atomům současně) Délka vazby je vzdálenost jader atomů spojených touto vazbou
Vazba a energie
Stálost molekul vzhledem k atomům se projevuje tím, že se při tvorbě chemických vazeb uvolňuje energie (vazebná energie). K jejich štěpení je naopak nutno energii dodávat (disociační energie). Spotřeba i uvolnění energie při těchto procesech jsou stejné. Čím je disociační energie vyšší, tím je molekula stabilnější. V tabulkách najdeme obvykle vazebnou energii jako molární vazebnou energii (přepočtenou na 1 mol dané látky).
Druhy chemické vazby
Kovalentní vazba
Kovalentní vazba vzniká tak, že při vzájemném přiblížení dvou atomů se jejich atomové orbitaly vzájemně překryjí a vznikne oblast, kde je možno s určitou pravděpodobností nalézt elektrony náležející původně jak k jednomu, tak k druhému atomu. Každý atom dává vazbě po jednom elektronu, vazbu tvoří elektrony s opačným spinem. Podle principu nerozlišitelnosti částic nelze tyto elektrony od sebe rozeznat a atomy jsou tímto společným vlastnictvím elektronů vázány. V chemii takové elektronové dvojice vytvářející kovalentní vazbu znázorňujeme čárkou, přičemž tyto vazby mohou být i vícenásobné. Násobné vazby jsou za jinak stejných podmínek vždy pevnější než vazby jednoduché. Násobnost vazby určuje počet volných nespárovaných elektronů v elektronových obalech
daných atomů.
Vaznost je počet kovalentních vazeb vycházejících z atomu prvku ve sloučenině. Vaznost atomu prvku souvisí s elektronovou konfigurací valenční vrstvy jeho atomu i atomů, se kterými se slučuje.
Překryvem valenčních orbitalů atomů vzniká energeticky výhodnější molekulový orbital. Rozlišujeme orbitaly σ a π.
Vznik vazby σ je podmíněn obsazením vazebného molekulového orbitalu σ (překryv s-s, s-p, s-d, p-d …). Tento orbital je charakterizován velkou elektronovou hustotou na spojnici dvou atomových jader atomů účastnících se dané vazby (spojnice je zároveň osou souměrnosti). Vazba σ vzniká vždy přednostně.
Dále existuje vazba π. Ta vzniká překryvem dvou orbitalů tak, že největší elektronová hustota není na spojnici jader obou atomů účastnících se vazby, ale nad nebo pod touto spojnicí (překrývající se stojaté osmičky). Přímo na spojnici obou jader je elektronová hustota nulová. Tato vazba je pohyblivá (delokalizovaná). Mohou vzniknout dva orbitaly π se stejnou energií (takovým orbitalům se pak říká degenerované orbitaly). Vazba π je slabší než vazba σ, podílí se na vzniku vícenásobných vazeb, proto jsou sloučeniny s vícenásobnými vazbami reaktivnější (ALE: vícenásobná vazba je kratší a pevnější, to, že je molekula reaktivnější znamená, že se vícenásobná vazba snadno mění na jednodušší, nikoli že je snadnější ji rozbít úplně). Běžně hovoříme o vazbách jednoduchých, dvojných a trojných. Existuje i čtverná vazba, která je tvořena sdílením čtyř elektronových párů. Protože obsahuje vazbu δ (Vazba δ (delta) vzniká překrytím dvou orbitalů d, největší elektronová hustota leží opět mimo spojnici jader obou vázaných atomů, tato vazba je slabší než vazba typu π a vyskytuje se např. v kovových krystalech.), mohou tento typ vazby vytvářet pouze přechodné kovy. Je poměrně vzácná, popsána byla např. ve sloučeninách molybdenu a ruthenia. Byly již popsány i případy chemické vazby vykazující charakter paterné a šesterné vazby.
Podle polarity (rozložení náboje v molekule) rozlišujeme vazby nepolární, polární a iontové. Polarita vazby je závislá na elektronegativitě zúčastněných atomů. Elektronegativita je v chemii vlastnost atomu, vyjadřující jeho schopnost přitahovat vazebné elektrony. Pojem zavedl Linus Pauling. Vyšší hodnoty elektronegativity mají ty prvky, které vznikem aniontu dosáhnou elektronové konfigurace následujícího vzácného plynu (nejelektronegativnější je fluor).
Podle rozdílu elektronegativity rozlišujeme vazby na: nepolární (rozdíl elektronegativity je menší je 0,4) – rovnoměrné rozdělení elektronové hustoty polární (rozdíl je 0,4 – 1,7) – jeden atom je parciálně záporný a druhý parciálně kladný, z molekuly se stává dipól (např. HCl) iontová = extrémně polární (1,7 a více)
NEBO Kovalentní vazba (rozdíl elektronegativity: 0,0 ≤ Δx < 0,5) Polární kovalentní vazba (rozdíl: 0,5 ≤ Δx < 1,5) Přechod k iontové vazbě (rozdíl: 1,5 ≤ Δx < 2,0) Iontová vazba *soli+ (rozdíl: Δx ≥ 2,0)
Iontová vazba je extrémní případ polární kovalentní. Sdílené elektrony patří téměř úplně do elektronového obalu elektronegativnějšího atomu. V látce tak vznikají kationty a anionty.
Vazba koordinačně-kovalentní
V koordinačně kovalentní vazbě jeden atom – donor poskytne oba elektrony, druhý atom akceptor má ve valenční vrstvě volný orbital a oba elektrony přijme. Kromě mechanismu vzniku má stejné vlastnosti jako klasická kovalentní vazba. Umožňuje vznik komplexních sloučenin, kde akceptorem je tzv. centrální atom, částice, které vystupují v roli donoru (molekuly, ionty) jsou ligandy.
Kovová vazba
Poměry kovové vazby nejjednodušeji vysvětluje představa pravidelně uspořádaných kationtů kovu obklopených delokalizovanými elektrony uvolněnými z valenčních vrstev atomů (elektronový plyn). Schematicky je kovová vazba uvedena na obrázku. Důsledky kovové vazby: Vysoká elektrická vodivost – klesá se zvyšující se teplotou Vysoká tepelná vodivost (pohyb elektronů) Absorpce fotonů – neprůhlednost Mechanické vlastnosti – kujnost a tažnost
Slabé vazebné interakce
Van der Waalsova síla zahrnuje několik druhů interakcí, které jsou všechny založeny na elektrostatickém základě (přitahování dipólů). Nejznámější příklad výskytu je mezi vrstvami grafenu v grafitu. Disperzní síly (Londonovské) – nejslabší: Působí mezi nepolárními molekulami, jsou výsledkem vzájemného přitahování dipólů krátkodobě vzniklých oscilacemi kladného a záporného náboje v molekulách. Interakce dipól – dipól – nejsilnější: Základem je vzájemné působení opačně nabitých pólů polárních molekul. Interakce dipól – indukovaný dipól: Působení polární molekuly na nepolární molekulu (hlavně v roztocích). Interakce iont – dipól: Uplatňuje se hlavně v roztocích a krystalických hydrátech (hydratace
iontů).
Vodíkové můstky u sloučenin vodíku s prvkem o vysoké elektronegativitě a nevazebným elektronovým párem. Výrazně elektronegativní atom k sobě přitáhne vazebný elektronový pár (získá parciální záporný náboj) a na atomu vodíku vznikne parciální kladný náboj. Pokud
geometrické podmínky molekuly dovolí přiblížení jiného vhodného elektronegativního atomu splňující ho zmíněné podmínky do těsné blízkosti atomu vodíku s parciálním kladným nábojem, vznikne mezi těmito atomy vodíková vazba. Tato vazba má kombinovaný charakter van der Waalsovy síly dipól – dipól (elektrostatické přitahování) s určitým podílem koordinačně kovalentní vazby (do vznikající vazby vstupují dva elektrony z nevazebného páru elektronegativního atomu, vodík poskytuje pouze prázdné orbitaly). Elektronegativní atom (F, O, N) může být z jiné molekuly téže sloučeniny nebo jiného vhodného atomu téže molekuly bez přímé kovalentní vazby s příslušným vodíkem. Vodíkové můstky jsou v přírodě velmi důležité: jsou příčinnou anomálie vody, komplementarity dusíkatých bází v DNA, sekundární a terciální strukturu bílkovin,…
Hybridizace
Každý orbital má danou svojí energii hlavním kvantovým číslem. Pokud se budou vázat chemickou vazbou atomy pomocí elektronů patřících do různých orbitalů, nevytvořila by se stabilní molekula. Aby stabilní molekula vznikla, je nutné energii orbitalů určitým způsobem „sjednotit“ pro vytvoření pevné chemické vazby. Sjednocení energií jednotlivých orbitalů lze zajistit změnou prostorové konfigurace vytvořené molekuly. A to je podstatou hybridizace. Hybridizace je sjednocení energeticky různých orbitalů daného atomu. Při hybridizaci tedy vznikají nové orbitaly (tzv. hybridní orbitaly).
Hybridizace tak vysvětluje vznik rovnocenných kovalentních vazeb z energeticky rozdílných orbitalů a umožňuje předpovědět strukturu nově vzniklých molekul. Tato předpověď je možná na základě toho, že každý typ hybridizace charakterizuje jisté rozmístění hybridních orbitalů v prostoru. Pro vytvoření stabilní molekuly se tedy musí celá molekula „zkroutit“ tak, aby orbitaly podílející se na chemické vazbě molekuly měly stejnou energii.
V závislosti na tom, jaké orbitaly společně hybridizují, má pak molekula příslušné prostorové uspořádání. Hybridní orbitaly se označují podle toho, jaké orbitaly a kolik daných orbitalů se příslušné vazby účastní:
sp
vazby se účastní orbital s a orbital p; Hybridní orbitaly vycházejí ze středového atomu a jejich osy navzájem svírají úhel 180° – molekula má tedy tvar úsečky, lineární tvar. Tento tvar má např. molekula BeCl2, CO2, HCN, …
sp2
vazby se účastní jeden orbital s a dva orbitaly p; Vzniklé orbitaly tvoří tři chemické vazby, osy hybridních orbitalů směřují k vrcholům pravidelného trojúhelníku (tj. rovnostranný trojúhelník) a navzájem svírají úhel 120°. Molekuly s tímto druhem hybridizace jsou tedy rovinné (tj. leží v rovině). V případě, že je jedna z vazeb dvojná, svírají osy hybridních orbitalů obecný úhel a molekula má tvar
lomené úsečky. Tvar rovnostranného trojúhelníku mají např. molekuly BCl3, BF3, SO3, …, tvar lomené úsečky má např. molekula SO2.
sp3
vazby se účastní jeden orbital s a tři orbitaly p; V této konfiguraci nejčastěji hybridizuje atom uhlíku v organických sloučeninách. Osy čtyř vzniklých hybridních orbitalů směřují do vrcholů pravidelného trojbokého jehlanu (tj. čtyřstěnu) a svírají navzájem úhel 109°28‘. Tento tvar mají např. molekuly CH4, CF4, …
sp3d
vazby se účastní jeden orbital s, tři orbitaly p a jeden orbital d; V tomto případě vzniká pět hybridních orbitalů, z nichž tři leží v rovině centrálního atomu (jejich osy svírají navzájem úhel 120°) a dva jsou na tuto rovinu kolmé. Molekula má tedy tvar pravidelného trojbokého dvojjehlanu. Tento tvar mají např. molekuly PCl5, …
sp3d2
vazby se účastní jeden orbital s, tři orbitaly p a dva orbitaly d; V tomto případě vzniká šest rovnocenných hybridních orbitalů, jejichž osy směřují do vrcholů pravidelného čtyřbokého dvojjehlanu. Tento tvar mají např. molekuly SF6, …
Pozor! Horní index za označením příslušného orbitalu neznačí počet elektronů, ale značí počet orbitalů daného typu podílejícího se na chemické vazbě!
Další teorií na tvar molekul je Metoda VSEPR – Valence-Shell Electron-Pair Repulsion založená na odpudivých silách mezi elektronovými páry.