🔗 Chemická vazba a interakce

Přirovnáním

O čem to je

Sůl se rozpustí ve vodě, ale ne v oleji. Měď vede proud, cukr ne. Voda vře při 100 °C, ale mnohem těžší sirovodík už při −60 °C. Všechny tyhle rozdíly mají jednu příčinu: jak jsou atomy navzájem spojené.

Spojení atomů se říká chemická vazba. Pochopit ji je klíč k celé chemii – proč látky vznikají a jaké mají vlastnosti.

Nové pojmy

Chemická vazbaSíla, která drží atomy pohromadě. Vzniká díky valenčním elektronům – elektronům v nejvyšší vrstvě atomu.
Elektronový párDva elektrony, které spolu tvoří vazbu. Vazbu kreslíme čárkou: H–H.
Elektronegativita XJak silně atom táhne elektrony ve vazbě k sobě. Nejvíc fluor (asi 4,0), málo kovy jako sodík (0,9).

Čtyři způsoby, jak se atomy drží

Kovalentní vazbaDva atomy sdílejí elektronový pár – jako dva sousedé společný plot.H₂, Cl₂, H₂O, CH₄

Když oba atomy táhnou stejně (stejná nebo podobná elektronegativita), pár je uprostřed → nepolární vazba (H₂). Když jeden táhne víc, pár je posunutý k němu → polární vazba. Silnější atom je trochu záporný, slabší trochu kladný (H–Cl).

Iontová vazbaRozdíl v tahání je tak velký, že jeden atom elektron prakticky převezme. Vzniknou kation (+) a anion (−) a drží je přitažlivost opačných nábojů – jako magnety.NaCl: Na⁺ a Cl⁻
Kovová vazbaAtomy kovu odevzdají valenční elektrony „do společné kasy“. Volné elektrony se pohybují mezi kationty jako plyn.Proto kovy vedou proud a dají se kovat.
Vodíkový můstekSlabé přitahování mezi molekulami, ne uvnitř nich. Vzniká mezi vodíkem navázaným na F, O nebo N a sousedním takovým atomem. Funguje jako suchý zip.Molekuly vody se drží vodíkovými můstky – proto voda vře až při 100 °C.

Jak poznat typ vazby

Najdi elektronegativity obou atomů v tabulce.
Odečti větší − menší: dostaneš ΔX.
ΔX menší než 0,4 → nepolární kovalentní.
ΔX 0,4 až 1,7 → polární kovalentní.
ΔX větší než 1,7 → iontová.
Jaká vazba je v HCl? (X(H) = 2,2, X(Cl) = 3,16)
ΔX = 3,16 − 2,2 ≈ 0,96. To je mezi 0,4 a 1,7 → polární kovalentní. Elektrony jsou posunuté k chloru.
Jaká vazba je v NaCl? (X(Na) = 0,93, X(Cl) = 3,16)
ΔX = 3,16 − 0,93 = 2,23 → víc než 1,7 → iontová.

Roztřiď látky podle typu vazby. U prvku se stejnými atomy je ΔX = 0.

Jednoduchá, dvojná, trojná

Atomy mohou sdílet i dva nebo tři elektronové páry. Čím víc párů, tím je vazba pevnější a kratší: C≡C je pevnější než C=C a ta je pevnější než C–C. Energie potřebná k roztržení vazby se jmenuje vazebná energie.

✗Voda vře při 100 °C, protože se při varu trhají vazby mezi H a O.
✓Při varu se trhají jen vodíkové můstky mezi molekulami. Molekuly H₂O zůstanou celé.

Pára je pořád voda H₂O. Vazby uvnitř molekuly jsou mnohem silnější a varem se neruší.

Kovalentní vazba = sdílený pár (nepolární nebo polární), iontová = předaný elektron a přitažlivost iontů, kovová = společné elektrony. Vodíkové můstky drží molekuly u sebe.

Klasifikace

O čem to je

Vazby se dají přesně roztřídit podle tří otázek: jak velký je rozdíl elektronegativit, kolik párů atomy sdílejí a kdo dodal elektrony. Plus zvlášť slabé síly mezi molekulami.

Z typu vazby pak předpovíš vlastnosti látky: teplotu tání, rozpustnost, vodivost.

Nové pojmy

Valenční elektronyElektrony v nejvyšší vrstvě atomu – ty tvoří vazby.
Kovalentní vazbaVazba tvořená sdíleným elektronovým párem mezi dvěma atomy.H–H
Elektronegativita XSchopnost atomu přitahovat vazebné elektrony. Rozdíl elektronegativit ΔX určuje polaritu vazby.
DipólMolekula, která má jeden konec trochu kladný a druhý trochu záporný. Takové molekule se říká polární.

1. Podle rozdílu elektronegativit

ΔXVazbaPříklad
< 0,4nepolární kovalentníH₂, CH₄
0,4–1,7polární kovalentníH₂O, HCl
> 1,7iontováNaCl, KF

Pozor: polární vazby ještě neznamenají polární molekulu. Záleží i na tvaru.

Je molekula CO₂ polární?
Vazby C=O jsou polární (kyslík táhne víc). Ale molekula je lineární O=C=O: oba kyslíky táhnou stejně silně na opačné strany. Tahy se vyruší → molekula je nepolární.

2. Podle počtu sdílených párů

Vazba σ (sigma)Vazba, kde je nejvíc elektronů přímo na spojnici jader. Je v každé vazbě jako první. Kolem ní se atomy mohou otáčet.
Vazba π (pí)Vazba s elektrony nad a pod spojnicí jader. Je slabší a přidává se k σ.
VazbaSloženíPříklad
jednoducháσC–C v ethanu
dvojnáσ + πC=C v ethenu
trojnáσ + 2πN≡N, C≡C

Více párů = kratší a pevnější vazba (vyšší vazebná energie – energie potřebná k rozštěpení vazby).

Kolik σ a π vazeb má molekula CH₄ a kolik N₂?
CH₄: čtyři jednoduché vazby C–H → 4 σ, 0 π. N₂: jedna trojná vazba N≡N → 1 σ + 2 π.

3. Podle původu elektronů

Koordinační vazbaKovalentní vazba, kde oba elektrony páru dodá jeden atom (donor). Druhý atom (akceptor) nabídne jen prázdný orbital.NH₃ + H⁺ → NH₄⁺: dusík dá svůj volný pár vodíkovému kationtu, který nemá žádný elektron.

4. Další vazby a síly

  • Iontová vazba – elektrostatická přitažlivost kationtů a aniontů (NaCl). Látky mají vysoké teploty tání; v tavenině a roztoku vedou proud.
  • Kovová vazba – delokalizované (volně pohyblivé) elektrony mezi kationty kovu. Kovy vedou proud a jsou kujné.
  • Vodíkové můstky – slabé síly mezi molekulami s H na F, O, N (voda, led).
  • Van der Waalsovy síly – nejslabší přitahování mezi všemi molekulami.

Roztřiď molekuly. Pozor u CO₂ a CH₄: vazby jsou polární, ale tvar je souměrný.

✗Trojná vazba = tři σ vazby.
✓Trojná vazba = 1 σ + 2 π.

Na spojnici jader se vejde jen jedna σ vazba. Další páry se musí umístit mimo ni – jako π.

ΔX < 0,4 nepolární, 0,4–1,7 polární, > 1,7 iontová. Dvojná = σ + π, trojná = σ + 2π. Koordinační vazba: pár dodá jen donor. Mezi molekulami působí vodíkové můstky.
🗺️Periodická soustava prvků🥚Látkové množství a molární hmotnost