Obsah
Chemická vazba a vlastnosti látek
charakteristika a typy chemické vazby
Základními stavebními jednotkami většiny látek jsou molekuly. To jsou nejmenší částice látky, které si zachovávají její chemické vlastnosti. Moderní chemie na molekulu pohlíží jako na vícejadernou částici, ve které jsou jádra dohromady spojena chemickou vazbou, která může být narušena pouze chemickou reakcí.
Molekuly můžeme různě rozlišovat:
• Homonukleární jsou takové, které tvoří stejné atomy (H2, N2 atd.)
• Heteronukleární jsou takové, které tvoří odlišné atomy (H2O, NH3 atd.)
• Makromolekuly obsahují mnoho jednotek (molekul) pospojovaných dohromady. Příkladem jsou polymery.
• Krystaly obsahují velký a proměnlivý počet částic. Ne jejich struktuře se mohou podílet různé typy vazeb.
• Molekulové ionty jsou nabyté částice, většinou rozpuštěné ve vodě (NH4+ ).
• Radikály se vyznačují zvýšenou reaktivitou. Obsahují jeden nebo více nepárových elektronů. (biradikál kyslíku, radikál NO atd.)
Za standardních podmínek jsou pouze vzácné plyny tvořené volnými atomy. Všechny ostatní prvky jsou nějak propojeny do složitějších celků (Cl2, S8, krystalové mřížky, kovové mřížky). Síly, které drží tyto celky pohromadě, se nazývají chemické vazby. Rozlišujeme vazbu kovalentní, iontovou a polární. Tyto 3 vazby jsou navzájem poměrně odlišné, proto si je popíšeme zvláště.
Vznik chemické vazby
Vznik vazby je podmíněn přibližováním se dvou atomů k sobě. K tomuto přibližování dochází pomocí vzájemných přitažlivých sil. Potencionální energie vazby (tedy nově vznikajícího systému) bude klesat, čímž se systém stane stabilnějším. Při přibližování se atomy zastaví v bodě, kdy se jejich elektronové obaly začnou prolínat. Potencionální energie v tomto bodě dosáhne svého minima a tedy systém má v tomto bodě největší stabilitu. Vzdálenost mezi jádry dvou vazebných atomů se označuje l a říká se jí délka chemické vazby. Délka této vazby závisí na řadě faktorů. Na typu vazby, na reagujících atomech a jejich vlastnostech…
Pokud by přibližování atomů pokračovalo, začali by na sebe působit atomy odpudivými silami (respektive by se projevovali mezi elektrony obou atomů), čímž by radikálně vzrostla energie atomů.
Neustále se zde opakuje termín energie chemické vazby, ale co to vlastně je? Je to tedy energie, která se při vzniku dané vazby uvolní. Je tedy jasné, že na uvolnění atomů z vazby bychom museli dodat stejnou hodnotu energie. V tomto případě by se ale označovala jako disociační energie. Její hodnota je stejná jako energie vazby, ale v zápisu má opačné znaménko.
Kovalentní vazba
Na vzniku vazby kovalentní se podílí od každého atomu jeden, dva a nebo tři elektrony a podle toho rozlišujeme vazbu jednoduchou, dvojnou a trojnou. Důležité je, že si elektrony, zapojené do tvorby vazby zachovávají opačný spin, než elektron druhého vazebného atomu.
Jednoduchá neboli σ-vazba je charakteristická tím, že má největší elektronovou hustotu v rovině se spojnicemi jader obou atomů. Tato spojnice se poté stává osou vazby.
Naproti tomu u násobných neboli π-vazeb dochází k symetrickému rozložení hustoty elektronů mimo spojnici obou jader. Tato odlišnost od σ vazeb je dána vzájemnou polohou překrývajících se valenčních orbitalů. Důvod pro výskyt elektronů mimo spojnici vazeb je prostý. Na násobných vazbách se podílí jen p /nebo d orbitaly. Jejich tvar zaručuje, že se valenční elektrony potkají vždy mimo spojnici, než na ní. S tím souvisí hybridizace orbitalů.
Polární vazba
Popis kovalentní vazby v předchozí kapitolce je obrazem ideální reakce, za vzniku ideální vazby. V běžném chemickém životě k tomuto dochází pouze za předpokladu, že spolu reagují 2 atomy stejného prvku, tedy 2 prvky s naprosto shodnou elektronegativitou (X). V případě, že spolu reagují 2 odlišné atomy, s odlišnou X, dochází k posunu vazebných elektronů k jednomu z vazebných atomů. Zpravidla se elektrony posunují k tomu elektronegativnějšímu prvku. Tímto dochází k vzniku parciálních nábojů na obou atomech. Ty se na atomech označují δ+ δ-. Tato polarita by sváděla nazvat tyto vazby polární.
To ale není tak přesné označení. Ve skutečnosti byla uzavřena dohoda, že se prvky, jejichž rozdíl elektronegativity bude od 0,4 do 1,7 se budou nazývat polární vazby. Vazby s rozdílem X menším než 0,4 jsou nepolární a vazby s rozdílem X věším než 1,7 se nazývají iontové.
Iontové vazby jsou extrémním příkladem polárních vazeb. Při nich totiž nedochází jen posunu elektronů blíže prvku s větší X, při nich dochází k pohlcování vazebného elektronu prvku s nižší X tím s vyšší X. Důsledkem vzniku iontové vazby mezi 2 atomy (nejčastěji a nejsnadněji tato reakce běží mezi alkalickými kovy a halogeny) je vznik elektricky nabytých částic, tzv. iontů. (př. iontová sůl)
Kovová vazba
Kovy tvoří 80% všech známých prvků. Z jejich elektronové konfigurace vyplívá, že mají v poslední vrstvě poměrně malý počet elektronů (vazebné elektrony jsou u d prvků v předposlední řadě) a zároveň mají nízkou X. Tato fakta zapříčiňují speciální vazby, které jsou pro kovy charakteristické.
Všechny specifické vlastnosti kovů jsou způsobeny právě zvláštním typem vazeb mezi jednotlivými atomy. Na utváření vazeb v kovech je řada teorií. Jedna z nich uvažuje o jádrech atomů kovů jako o kationtech ve vrcholech krystalové mřížky. Jejich valenční elektrony se zatím volně pohybují mezi nimi ve formě elektronového plynu. Tyto vazebné elektrony jsou společné všem atomům tvořícím mřížku. Lze tedy kovovou vazbu označit jako delokalizovanou.
Právě na základě tohoto faktu lze vysvětlit základní vlastnost kovů, tedy vodivost. Elektrický proud vlastně jen usměrněný pohyb elektronů, a tudíž v prostředí s tolika volnými elektrony dochází k dalšímu vedení proudu, tedy k jejich usměrnění. Při zpracovávání kovů kováním dochází k posunu jednotlivých vrstev krystalové mřížky. Tento posun je umožněn právě delokalizovanými elektrony, které se pouze přemístí.
Vazby v koordinačních sloučeninách (koordinačně kovalentní vazba)
Pro tento typ vazby neplatí, že by musel každý z účastníků poskytnout alespoň jeden elektron. U koordinačně kovalentní vazby poskytuje jeden z reagujících atomů volný elektronový pár. Druhá částice se ale jen „neveze“, na vazbě se podílí druhou podmínkou vzniku: musí mít prázdný, neboli vakantní orbital. Charakteristická je tato vazba pro všechny komplexy, ale také třeba pro tvorbu amoniového kationtu reakcí amoniaku s protonem.
Komplexní sloučeniny jsou složeny z částic obsahujících centrální atom nebo iont, na který jsou koordinačními vazbami vázány atomy, popřípadě atomové skupiny, které se označují jako ligandy. Centrální atom je akceptorem elektronových párů (Lewisova kyselina), zatímco ligandy jsou jejich donorem (Lewisova báze). Vznik komplexu je možné vysvětlit jako reakci lewisovské kyseliny a báze. Pro komplexní sloučeniny je charakteristické, že počet ligandů převyšuje oxidační číslo centrálního atomu.
Jako centrální atomy vystupují v komplexech většinou d-prvky, i když jsou známy i koordinační sloučeniny p- a s-prvků (např. Na3[AlF6], Li[BH4], [Be(OH)4]2-). Běžné komplexy obsahují pouze jeden centrální atom (jsou tzv. jednojaderné), ale existují i sloučeniny se dvěma nebo více centrálními atomy (dvoujaderné, polyjaderné).
Jako ligandy vystupují v komplexních částicích molekuly nebo ionty, které mohou do koordinačně kovalentní vazby poskytnout volný vazebný elektronový pár (= nevyužitou dvojici elektronů ve vazebném orbitalu). Elektronový pár je v ligandu obvykle lokalizován na nějakém elektronegativním atomu (nejčastěji jde o halogen, kyslík nebo dusík, ale mohou to být i jiné nekovy).
Komplexní sloučeniny se často dělí na základě koordinačního čísla, které je dáno celkovým počtem atomů vázaných na centrální atom. V komplexních sloučeninách se můžeme setkat s komplexními čísli 2 až 7, výjimečně i s vyššími. Nejběžnější jsou KČ 4 a 6.
Koordinační číslo 2
KČ 2 je v podstatě známo pouze u komplexů Cu+, Ag+, Au+ a Hg2+, což jsou centrální atomy se zcela zaplněnými d-orbitaly. Struktura těchto komplexů je lineární. Typickým příkladem je [Ag(NH3)2]+ vznikající přídavkem amoniaku do roztoku Ag+.
Koordinační číslo 3
KČ 3 je ještě vzácně jší než KČ 2. Bylo prokázáno jen u ně kterých komplexů s objemnými ligandy, např. [Cu{SC(NH2)2}3]+. Z komplexů s jednoduššími ligandy je toto KČ známo pouze u [HgI3]- ve spojení s vhodným kationtem. Tvar je trojúhelníkový. KČ 3 je u komplexů často jen zdánlivé. Např. komplexní anion [CuCl3]- je ve skutečnosti polymerní s KČ 4.
Koordinační číslo 4
KČ 4 je naopak velmi běžné a obvykle mu odpovídá tetraedrické nebo čtvercové uspořádání koordinační sféry. Výběr mezi oběma geometriemi je do určité míry závislý na elektronové konfiguraci centrálního atomu.
Jestliže jde o atom se sféricky symetrickou elektronovou konfigurací (elektrony jsou pravidelně uspořádány kolem já dra), pak se budou ligandy snažit uspořádat tak, aby byly co nejdále od sebe. Tomu odpovídá tetraedrické uspořádání. Tato situace nastává u komplexů s a p-prvků (např. [BF4]-) a u těch d-prvků , které buď dosáhly skupinového oxidačního čísla (všechny orbitaly prázdné, např. Mn+7), nebo mají konfiguraci d5 příp. d10 (symetrické konfigurace, např. Fe+3, Cu+, Ni0).
Centrální atomy s jinou konfigurací budou náchylné k tvorbě čtvercových komplexů. Platí to především pro konfiguraci d8 (Pd+2, Pt+2), která ve většině případů vede ke čtvercovému uspořádání. Čtvercové uspořádání ovšem vyžaduje alespoň jeden volný d orbital pro hybridizaci dsp2.
Koordinační číslo 5
KČ 5 se dříve považovalo za vzácné. Dnes jsou známy komplexy s tímto KČ od všech centrálních atomů s konfigurací od d1 do d9. KČ 5 odpovídají dvě mezní struktury – čtvercová pyramida a trigonální bipyramida.
Koordinační číslo 6
KČ 6 patří k nejčastěji se vyskytujícím KČ v chemii komplexů přechodných prvků. Základním a téměř výlučným tvarem koordinační sféry s tímto KČ je oktaedr. V reálných komplexech je tetraedr vždy ně jakým způsobem deformován. Existují v podstatě tři typy deformací pravidelného okatedru: protažení nebo stlačení ve směru dvou protilehlých vrcholů, protažení nebo stlačení ve směru dvou protilehlých stěn a vzájemná rotace dvou protilehlých stěn. Příkladem jsou komplexy Co3+.
Koordinační číslo 7
Tomuto KČ odpovídají tři základní prostorová uspořádá ní: pentagonální bipyramida a dvě odvozená od trizonálního prizmatu nebo oktaedr, přičemž sedmý ligand je umístěn nad některou ze stěn.
Názvosloví
Při určování názvosloví nejprve pojmenujeme ligandy, název a jejich počet, pak určíme jaký je centrální atom a napíšeme jej za ligandy. Nesmíme zapomínat na jejich oxidační číslo. Je-li ligandů více než jeden, postupujeme z leva do prava a píšeme je dohromady. V tabulce je shrnuto, jak jednotlivé ligandy nazývat.
Slabé vazebné interakce
Prostřednictvím těchto vazeb se navzájem nepoutají jednotlivé atomy, ale vzájemně se jimi ovlivňují molekuly. Díky těmto vazbám se některé látky při nižších teplotách seskupují do agregátních stavů, tedy do kapalného nebo plynného skupenství. Tato vlastnost podmiňuje výšku bodu tání a varu. Slabé vazebné interakce rozlišujeme na van der Waahlsovy síly a vodíkové můstky.
Vodíkové můstky
Tento typ vazeb je podmíněn 2 faktory:
• Existencí volného elektronového páru ne jednom z atomů v molekule.
• Přítomností atomu vodíku vázáného iontovou vazbou (minimálně vysoce polární vazbou)
Tím, že je díky vysoké polaritě vazby jediný elektron vodíku přitažen buď úplně do valenční vrstvy druhého prvku či pouze jen dále od vodíku, dochází k odhalení jádra vodíku. Tímto vznikne na vodíku kladný parciální náboj. Ten se projeví přitahováním záporných elektronů ve formě volného elektronového páru. Tímto dochází k vazbě vysoce elektronegativní molekuly s molekulou s volným elektronovým párem pomocí H můstku.
Energie vazby zprostředkované přes vodíkový můstek je výrazně nižší než energie kovalentní vazby, tedy jedná se o slabší vazbu. Její pevnost závisí na velikosti δ+ vodíku a na elektonegativitě druhého prvku. Typickým příkladem molekuly s H můstky je voda. Jsou-li H můstky dostatečně silné, mohou ovlivňovat některé fyzikální vlastnosti. Obecně platí, že sloučeniny p prvků s vodíkem (azan, stihán, alan…) mají v jedné periodě se stoupající molekulovou hmotností i stoupající TV (teplota varu). Je-li ale nejelektronegativnější prvek (zpravidla ten nejvýše položený a tudíž s nejmenší molární hmotností) schopen tvořit H můstky, je jeho TV (teplota varu) mnohonásobně vyšší než u zbytku periody. Tuto skutečnost odůvodňuje právě existence H můstků. Neplatí to ale pro všechny p prvky. Například methan (tedy IV. skupina) nemá volný elektronový pár a není proto schopen tvořit H můstky. Jeho TV je tedy nejnižší z celé skupiny.
Toto platí i v organice, konkrétně si to lze dokázat na éteru a lihu. Obě látky mají stejný sumární vzorec, ale líh ve své struktuře obsahuje –OH skupinu. Ta má jak vodík, tak 2 volné elektronové páry na kyslíku, který je zároveň dost elektonegativní. Líh tedy může tvořit a taky tvoří H můstky. Éter má sice také volné el. páry, stejnou elektonegativitu, ale nemá ve své bezprostřední blízkosti žádné atomy H. Ty co jsou mu vzdáleny přes vazbu s C, jsou znevýhodněny tím, že na ně elektronegativita kyslíku působí jen jako na část systému, jinak řečeno že se elektronegativita kyslíku rozkládá a částečně působí ne na jeden, ale na 6 uhlíků se stejnou intenzitou. Tímto nedochází k dostatečnému δ+ na vodíku. Tímto je jasné, proč je TV éteru -24°C a TV lihu +78°C.