Chemická vazba


Ukázka chemických vazeb v molekule dichlorosilanu

Ukázka chemických vazeb v molekule dichlorosilanu

Chemická vazba je silová interakce, která k sobě poutá atomy nebo ionty v molekulách.

Charakteristiky chemické vazby

Chemickou vazbu lze popsat pomocí dvou parametrů: vazebné délky a vazebné energie. Vazebná délka je vzdálenost mezi atomovými jádry, řádově jde o pm, tzn. 10-9 m. Vazebná energie je energie, kterou potřebujeme na roztržení vazby a oddálení atomů do nekonečna, příp. energie, která se uvolní při vzniku vazby.

Vznik chemické vazby

Chemická vazba vzniká interakcí valenčních elektronů atomů, aby vazba mohla vzniknout, musí být splněny dvě podmínky:

  1. Atomy se k sobě musí přiblížit tak, aby došlo k překrytí jejich valenčníc atmomových orbitalů.
  2. Počet, energie a prostorové uspořádání valenčních elektronů musí být vhodné, aby došlo ke vzniku vazebných elektronových párů.

Podle typu překryvu atomových orbitalů rozlišujeme tři typy vazeb.

Vazba σ

Při vzniku molekuly H2 dochází k překryvu valenčních 1s orbitalů obou atomů vodíku a vzniku dvou molekulových orbitalů, vazebného a protivazebného. Protože osa orbitalů je shodná s osou překryvu, jedná se o tzv, osový překryv a vzniká vazba σ.

Překryv 1s orbitalů v molekule vodíku

Překryv 1s orbitalů v molekule vodíku

Vazebný orbital zvyšuje řád vazby, s každým elektronem uvnitř vazebného orbitalu stoupá řád vazby o 1/2. Protivazebný orbital naopak řád vazby snižuje, má o jednu nodální plochu více než vazebný orbital a označujeme ho hvězdičkou, např. σ*. Vazebný orbital vzniká překryvem laloků atomových orbitalů se stejným znaménkem vlnové fukce, protivazebný pak překryvem orbitalů s opačnými znaménky vlnové funkce.

Molekulový diagram molekuly vodíku.

Molekulový diagram molekuly vodíku. Credit: Chem507f10grp4/Commons

Vazba π

Vazbu π najdeme ve sloučeninách a dvojnou a vyšší vazbou, např. v ethenu (ethylenu).

Strukturní vzorec ethenu

Ethen

Vazba je tvořena dvěma vazebnými elektronovými páry, jeden vznikl σ překryvem a druhý je π vazebný pár, který vzníká bočným překryvem p-orbitalů.

Překryv dvou p-orbitalů za vzniku vazby pi.

Překryv dvou p-orbitalů za vzniku vazby pi.

Model vazebného a protivazebného π-orbitalu najdeme např. na commons, barvy označují znaménka vlnové funkce:

Vazba δ

Vazba delta vzniká překryvem všech čtyř laloků d-orbitalů, nacházíme ji ve vazbách mezi ionty kovu, minimální řád vazby je 4. Příkladem může být paterná vazba mezi atomy chromu. Vazba je tvořena jedním σ-vazebným párem, dvěma π-vazebnými páry a dvěma δ-vazebnými páry, jak je ukázáno na diagramu:

MO diagram paterné vazby

MO diagram paterné vazby. Credit: Jeremyi77/Commons

Následující obrázek ukazuje vznik jednotlivých typů vazeb:

Překryvy AO a vznik MO paterné vazby

Překryvy AO a vznik MO paterné vazby. Credit: Jeremyi77/Commons

Řád vazby

Řád vazby je počet vazeb mezi atomy, nemusí být nutně celočíselný. Např. v molekule H-H je řád vazby 1, v molekule O=C=O mají obě vazby řád 2. Řád vazby (RV) můžeme spočítat podle jednoduchého vztahu:

$$RV = \frac{pocet\ vazebnych\ elektronu – pocet\ protivazebnych\ elektronu}{2}$$

Počet vazebných elektronů odpovídá počtu elektronů ve vazebných orbitalech, počet protivazebných elektronů odpovídá počtu elektronů v protivazebných orbitalech. Molekula vodíku má dva elektrony ve vazebném σ-orbitalu a žádný v protivazebném, řád vazby je tedy:

$$RV = \frac{2 – 0}{2} = 1$$

Pokud z molekuly H2 vyrobíme anion H2, tzn. přídáme jeden elektron, změní se i řád vazby. Elektron musíme umístit do protivazebného σ-orbitalu, takže vztah se změní:

$$RV = \frac{2 – 1}{2} = 0,5$$

Řád vazby tedy nemusí být celočíselný.

Parametry vybraných vazeb

Vazba Vazebná délka [pm] Vazebná energie [kJ.mol-1]
H-H 74 436
H-F 92 568
H-Cl 127 432
H-Br 141 366
H-I 161 298
C-C 154 347
C=C 134 614
C≡C 120 839
N-N 145 170
N≡N 110 945
O-O 148 145
F-F 142 158
C-N 147 308
C=N 129 613
C≡N 116 887
C-O 143 360
C=O 120 799
C≡O 113 1072
C-S 182 272
C-F 135 488
C-Cl 177 330