Chemická väzba
Prečo svet drží pokope?
Od spoločného elektrónového páru až po kryštálovú mriežku soli. Pochop, prečo atómy tvoria väzby, ako vznikajú a prečo určujú vlastnosti látok.
Prečo atómy vôbec tvoria väzby?
Voľný, neviazaný atóm má vyššiu energiu než atóm viazaný v molekule alebo kryštáli. Príroda smeruje k stavom s čo najnižšou energiou — a to je hlavný dôvod, prečo vznikajú chemické väzby.
Atómy sa pritom „snažia” dosiahnuť elektrónovú konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu — oktetové pravidlo (8 elektrónov vo valenčnej vrstve; pri vodíku a héliu ide o dubletové pravidlo — 2 elektróny).
Atómy môžu energeticky výhodnejší stav dosiahnuť rôznymi spôsobmi:
- zdieľanie elektrónového páru — kovalentná väzba
- úplné odovzdanie elektrónu inému atómu — iónová väzba
- delokalizácia elektrónov medzi mnohými atómami — kovová väzba
Atóm chlóru má 7 valenčných elektrónov (bodky okolo symbolu). Získaním jedného ďalšieho — napr. od sodíka, alebo zdieľaním s iným atómom — doplní oktet (8) a stáva sa stabilným, ako najbližší vzácny plyn Ar.
Elektronegativita: kto si pritiahne elektróny?
Elektronegativita (X) vyjadruje, ako silno atóm priťahuje k sebe väzbové elektróny. Najpoužívanejšia je Paulingova stupnica (F má najvyššiu hodnotu 3,98; alkalické kovy najnižšiu).
Rozdiel elektronegativít dvoch viazaných atómov, ΔX = |XA − XB|, je orientačné (školské) kritérium na určenie typu väzby:
ΔX < 0,4
0,4 < ΔX < 1,7
ΔX ≥ 1,7
Kalkulačka: over si to na reálnych prvkoch
Vyber dva prvky vyššie.
Tri tváre väzby medzi atómami
Väzbový elektrónový pár je rozložený takmer rovnomerne medzi oba atómy, pretože majú rovnakú alebo veľmi podobnú elektronegativitu. Rozdiel elektronegativít je malý, takže na väzbe nevznikajú výrazné čiastočné náboje.
Vzniká typicky medzi atómami toho istého prvku: H–H, Cl–Cl, O=O, N≡N. Podľa školského kritéria sem patria aj väzby medzi rôznymi prvkami s veľmi malým rozdielom elektronegativít.
Príklady: H₂, O₂, N₂, Cl₂, diamant (C–C)
Elektrónový pár je posunutý bližšie k elektronegatívnejšiemu atómu. Ten nesie čiastočný záporný náboj δ⁻, zatiaľ čo druhý atóm nesie čiastočný kladný náboj δ⁺..
Vzniká medzi rôznymi nekovmi so stredným rozdielom elektronegativít (0,4 ≤ ΔX < 1,7).
Príklady: H₂O, HCl, NH₃, CO₂ (väzba je polárna, molekula napriek tomu nemusí byť — pozri kapitolu o polarite)
Elektrón sa pri vzniku iónov prenesie z jedného atómu na druhý. Vznikajú ióny — katión (kladný, stratil e⁻) a anión (záporný, prijal e⁻) — ktoré sa navzájom priťahujú elektrostatickou silou. Táto príťažlivosť tvorí základ iónovej väzby.
Vzniká pri veľkom rozdiele elektronegativít (ΔX ≥ 1,7), typicky kov + nekov.
Príklady: NaCl, MgO, KF, CaCl₂
Jednoduchá, dvojitá, trojitá — väzbovosť
Pri porovnaní väzieb medzi rovnakými atómami platí: čím viac zdieľaných elektrónových párov, tým kratšia a spravidla pevnejšia väzba.
Každá kovalentná väzba obsahuje jednu σ (sigma) väzbu, ktorá vzniká čelným prekrytím orbitálov pozdĺž osi spájajúcej jadrá atómov. Pri dvojitej a trojitej väzbe sa k nej pridáva jedna alebo dve π (pí) väzby, ktoré vznikajú bočným prekrytím p-orbitálov nad a pod touto osou.
Jednoduchá: 1 σ
Dvojitá: 1 σ + 1 π
Trojitá: 1 σ + 2 π
Jednoduchá (σ)
H–H · dĺžka ~74 pm · ~436 kJ/mol
Dvojitá (σ+π)
O=O · dĺžka ~121 pm · ~498 kJ/mol
Trojitá (σ+2π)
N≡N · dĺžka ~110 pm · ~945 kJ/mol
Donorno-akceptorová (koordinačne kovalentná) väzba
Osobitný prípad kovalentnej väzby: oba elektróny väzbového páru poskytuje iba jeden atóm — donor. Druhý atóm — akceptor — poskytne prázdny orbital, do ktorého sa väzbový pár umiestni.
NH₃ + H⁺ → NH₄⁺
Dusík v NH₃ má voľný elektrónový pár, ktorý poskytne na vytvorenie novej väzby s H⁺.
Po vzniku väzby sa donor-akceptorová väzba nijako nelíši od ostatných kovalentných väzieb. V ióne NH₄⁺ sú preto všetky štyri väzby N–H rovnocenné.
Príklady:
NH₃ + H⁺ → NH₄⁺
H₂O + H⁺ → H₃O⁺
Iónová väzba
Vzniká medzi atómami s veľkým rozdielom elektronegativít — typicky kov + nekov. Kov elektróny odovzdá (vzniká katión), nekov ich prijme (vzniká anión). Výsledné ióny drží pohromade elektrostatická príťažlivosť v pravidelnej kryštalickej mriežke.
| teplota topenia/varu | vysoká |
| tvrdosť | tvrdé, ale krehké |
| vodivosť (tuhá látka) | nevedie |
| vodivosť (tavenina / roztok) | vedie |
| rozpustnosť | dobrá v polárnych rozpúšťadlách |
Kryštalická mriežka NaCl - striedanie Na+ a Cl-.
Kovová väzba
Katióny kovu (veľké body) sú uložené v kovovej mriežke, valenčné elektróny (malé body) sa medzi nimi voľne pohybujú — nepatria žiadnemu konkrétnemu atómu.
Valenčné elektróny kovov sú delokalizované — nepatria konkrétnemu atómu, ale môžu sa pohybovať celou kryštálovou štruktúrou. Tento zjednodušený model „mora elektrónov“ vysvetľuje viaceré typické vlastnosti kovov:
- elektrická a tepelná vodivosť — delokalizované elektróny umožňujú prenos elektrického náboja a podieľajú sa na prenose tepelnej energie
- kujnosť a ťažnosť — vrstvy iónov sa môžu voči sebe posúvať, pričom delokalizované elektróny naďalej udržiavajú kovovú väzbu
- kovový lesk — delokalizované elektróny interagujú s dopadajúcim svetlom a prispievajú k jeho odrazu
Medzimolekulové sily: neviditeľné, ale rozhodujúce
Van der Waalsove sily
Ide o súbor slabších medzimolekulových interakcií, ktoré sa uplatňujú vo všetkých látkach. Ich význam spravidla rastie s veľkosťou, počtom elektrónov a polarizovateľnosťou častíc.
Vodíková väzba
Je výrazne silnejšia medzimolekulová interakcia než bežné van der Waalsove interakcie. Vzniká vtedy, keď je vodík kovalentne viazaný na veľmi elektronegatívny atóm F, O alebo N a zároveň je priťahovaný voľným elektrónovým párom F, O alebo N v susednej častici. Napríklad medzi molekulami vody: H–O···H–O Bodkovaná čiara znázorňuje vodíkovú väzbu.
Polárna väzba ≠ polárna molekula
Ak majú dva viazané atómy rozdielnu elektronegativitu, väzbové elektróny sú k elektronegatívnejšiemu atómu pritiahnuté viac. Na väzbe tak vzniká dipól — jeden koniec je čiastočne záporný δ⁻, druhý čiastočne kladný δ⁺.
Dipólový moment opisuje veľkosť a smer tohto oddelenia náboja. Jeho šípka sa v chemii kreslí od δ⁺ k δ⁻, teda od menej elektronegatívneho atómu k elektronegatívnejšiemu.
CO₂ — lineárny
Dva rovnaké dipóly mieria presne proti sebe → vyrušia sa. Molekula je nepolárna, hoci väzby C=O polárne sú.
H₂O — lomený
Nesymetrický tvar (aj vplyvom voľných párov) — dipóly sa nevyrušia. Molekula je polárna.