Chemická vazba

Z WikiSkript

Chemická vazba je interakce, která k sobě navzájem poutá sloučené atomy prvků v molekule (nebo ionty v krystalu) prostřednictvím valenčních elektronů.

Obecná pravidla[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Chemické vazby vznikají a zanikají při chemických reakcích. Při tvorbě chemické vazby se uvolňuje vazebná energie, naopak pro rozštěpení chemické vazby je nutno dodat disociační energii. Energie vazebná a disociační mají stejnou velikost; čím je vazebná (disociační) energie větší, tím je vazba pevnější. Podmínkou vzniku chemické vazby je dostatečné přiblížení atomů, které mají dostatečně vysokou energii a správnou prostorovou orientaci.

Druhy vazeb[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Kovová vazba[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Je tvořena kationty uskupenými v mřižky. Valenční elektrony se vyskytují v podobě elektronového mraku, jsou tedy sdíleny všemi atomy a nelze rozpoznat, který elektron patří kterému kationtu.

Kovalentní vazba[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Kovalentní vazba je zprostředkována buď sdílenou elektronovou dvojicí, kdy každý z partnerů poskytuje jeden elektron, nebo jako vazba donor-akceptorová (koordinačně-kovalentní), kdy jeden z partnerů poskytuje volný orbital a druhý celý elektronový pár.

  • kovalentní nepolární - Δx méně než 0,4
  • kovalentní polární - Δx od 0,4 včetně do 1,67
  • kovalentní iontová - Δx od 1,67 včetně

Iontová vazba[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Extrémně kovalentní vazba, kdy atomy elektrony nesdílejí, ale jeden ho zcela odebere druhému. Tímto mechanismem vznikají ionty.

Dělení vazeb dle pravděpodobnosti výskytu vazebných elektronů[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Vazba sigma - σ[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Vzniká obsazením molekulového orbitalu sigma. Její elektronová hustota je největší na spojnici jader atomů. Molekulový orbital může vzniknout překrytím:

  1.  dvou orbitalů s, s a p nebo s a d;
  2.  dvou orbitalů p nebo p a d;
  3.  dvou orbitalů d.
Vazba sigma a pí

Vazba pí - π[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Vzniká obsazením molekulového orbitalu pí. Její elektronová hustota je největší mimo spojnici jader atomů, ale v rovině touto spojnicí procházející. Vzniká až po vzniku vazby sigma a podílí se na vzniku násobných vazeb. Protože je slabší než vazba sigma, sloučeniny s násobnou vazbou jsou reaktivnější než sloučeniny s vazbami jednoduchými. Molekulový orbital může vzniknout překrytím:

  1.  dvou orbitalů p;
  2.  orbitalů p a d;
  3.  dvou orbitalů d.

Násobné vazby[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Jednoduchá vazba[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Vazba je uskutečněná sdílením pouze jednoho elektronového páru. Tvoří ji vazba σ a je delší a slabší než násobné vazby (dvojná, trojná).

kovalentní dvojná vazba

Dvojná vazba[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Dvojná vazba je uskutečněna sdílením dvou elektronových párů. Tvoří ji jedna vazba σ a jedna vazba π. Je kratší a pevnější než vazba jednoduchá.

Trojná vazba[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Vazba uskutečněná sdílením tří elektronových párů. Skládá se z jedné vazby σ a dvou vazeb π. Trojná vazba je nejkratší a nejpevnější.

Odkazy[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Související články[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

Použitá literatura[✎ upravit | ☲ editovat zdroj]

  • LEDVINA, Miroslav, et al. Biochemie pro studující medicíny. 2. vydání. Praha : Karolinum, 2009. 0 s. ISBN 978-80-246-1414-4.
  • BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRAPOVÁ. Odmaturuj! z chemie. 1. vydání. Brno : Didaktis, 0000. 0 s. ISBN 80-862-8556-1.
  • Prezentace ze stránek Ústavu lékařské biochemie a laboratorní diagnostiky.