Shrnutí na Chemická vazba a molekulární struktura

## Úvod Chemická vazba je interakce, která drží atomy pohromadě v molekulách nebo krystalech. Vzniká z valenčních elektronů a určuje fyzikální i chemické vlastnosti látek. Tento materiál shrnuje typy vazeb, jejich vznik, vlastnosti, hybridizaci a mezimolekulární síly tak, aby byl srozumitelný pro samostudium. ## Základní pojmy > **Definice:** Chemická vazba je síla, která spojuje atomy v molekule nebo krystalu prostřednictvím valenčních elektronů. > **Definice:** Elektronegativita $X$ je schopnost vázaného atomu přitahovat vazebný elektronový pár. ## 1) Typy chemických vazeb ### Kovalentní vazba - Vzniká překrytím dvou atomových orbitalů, kdy každý atom dává jeden elektron s opačným spinem. - Elektronový pár je sdílený mezi atomy. - Dělení: jednoduchá, dvojná, trojná. - Nepolární kovalentní vazba: $\Delta X = 0{,}0 - 0{,}4$ (např. $\ce{H2}$, $\ce{O3}$). - Polární kovalentní vazba: $\Delta X = 0{,}4 - 1{,}7$ (např. $\ce{H2O}$, $\ce{HCl}$). Vznikají parciální náboje $H^{\delta+}$ a $Cl^{\delta-}$. > **Definice:** Vaznost je počet kovalentních vazeb, které atom vytvoří, aby dosáhl stabilní konfigurace. Praktický příklad: $\ce{H-Cl}$ je polární kovalentní vazba; elektronový pár je blíže k $\ce{Cl}$, proto $\ce{Cl}$ má $\delta-$ a $\ce{H}$ $\delta+$. ### Iontová vazba - Vzniká při velkém rozdílu elektronegativit $\Delta X > 1{,}7$. - Elektrony jsou přeneseny a tvoří se ionty: kationt a aniont (např. $\ce{Na+}$ a $\ce{Cl-}$ -> $\ce{NaCl}$). - Vazba je založena na elektrostatické přitažlivosti mezi ionty; tvoří iontové krystaly, ne molekuly. - Iontové látky mají obecně vysoké body tání/varu a vedou elektrický proud v roztoku nebo tavenině. ### Koordinačně kovalentní vazba (donor-akceptor) - Jeden atom (donor) poskytne celý vazebný elektronový pár, druhý atom (akceptor) má prázdný orbital. - Častá v komplexních sloučeninách (např. ligandy v kovových komplexech). ### Kovová vazba - Typická pro kovy: kladné kovové kationty v mřížce obklopené delokalizovanými valenčními elektrony ("elektronový plyn"). - Vysoká elektrická a tepelná vodivost, kujnost a tažnost. ## 2) Vznik vazby a energetika - Vazba vzniká, když se orbitaly přiblíží natolik, že jejich překrytí sníží celkovou energii systému. - Důležité veličiny: - Vazebná energie: energie uvolněná při vzniku vazby. - Disociační energie: energie potřebná k rozštěpení vazby. - Ionizační energie $I$: energie potřebná k odtržení elektronu. - Elektronová afinita $A$: energie uvolněná při zachycení elektronu. > **Vztah elektronegativity:** $X = \frac{I + A}{2}\,*k$ (obecný vztah, kde $k$ je konstanta v zvolené škále). ## 3) Molekulové orbitaly (MO) - MO vznikají překryvem atomových orbitalů (AO). Počet MO = počet AO podílejících se na vazbě. - Typy MO: - $\sigma$ vazba: největší hustota na spojnici jader (vznik $s+s$, $s+p$, $p+p$ ...). - $\pi$ vazba: hustota mimo spojnici jader (nad a pod osou), vzniká až po vytvoření $\sigma$ vazby. Praktický dopad: jednu $\sigma$ vazbu lze považovat za „první“ vazbu mezi dvěma atomy; další vazby (v dvojných, trojných) jsou $\pi$. ## 4) Násobnost a délka vazby - Jednoduchá vazba: 1 pár elektronů, obsahuje $\sigma$. - Dvojná vazba: 2 páry elektronů, obsahuje $\sigma$ + $\pi$. - Trojná vazba: 3 páry elektronů, obsahuje $\sigma + 2\pi$. - S rostoucí násobnosti se délka vazby zkracuje a pevnost i vazebná energie rostou. ## 5) Hybridizace - Hybridizace je kombinace atomových orbitalů do energeticky rovnocenných hybridních orbitalů, které vysvětlují tvar molekul. - Typy: | Hybridizační stav | Součet vazeb a nespárovaných elektronů | Tvar molekuly | Příklad | | --- | --- | --- | --- | | $\mathrm{sp}$ | 2 | přímka, úhel $180^{\circ}$ | $\ce{BeCl2}$ | | $\mathrm{sp^2}$ | 3 | rovnostranný trojúhelník, úhel $120^{\circ}$ | $\ce{AlCl3}$ | | $\mathrm{sp^3}$ | 4 | tetraedr, úhel $109{,}5^{\circ}$ | $\ce{CH4}$ | | $\mathrm{sp^3d}$ | 5 | trigonální bipyramida | $\ce{PCl5}$ | | $\mathrm{sp^3d^2}$ | 6 | oktaedr, úhel $90^{\circ}$ | $\ce{SF6}$ | Prak