Chemická väzba

Chemická väzba vzniká medzi atómami, čím dochádza k spájaniu atómov za vzniku molekúl alebo kryštálových štruktúr. Pri vzniku chemickej väzby dochádza k zníženiu energetického stavu zúčastnených atómov, čo priamo súvisí s chemickou stabilitou látky a jej schopnosťou zúčastňovať sa na chemických reakciách.

Väzbová energia link

Väzbová (disociačná) energia je energia, ktorá je potrebná na rozštiepenie chemickej väzby. Rovnaké množstvo energie sa uvoľní pri vytvorení chemickej väzby. Táto uvoľnená energia sa niekedy nazýva asociačná energia. Vyjadruje sa v jednotkách kJ na mol.

Čím je vyššia hodnota väzbovej energie, tým je chemická väzba pevnejšia. Závisí od povahy viazaných atómov a typu väzby (σ, π atď.) a je ovplyvnená aj susednými atómami v molekule. Preto sa v tabuľkách uvádzajú zvyčajne priemerné hodnoty väzbových energií. Napríklad disociačná energia väzby O-H v H₂O je 492,2 kJ/mol.

Pevnosť chemickej väzby rastie s násobnosťou väzby (jednoduchá < dvojitá < trojitá). Napríklad, väzbová energia dvojitej väzby je väčšia ako jednoduchá väzba medzi podobne veľkými atómami. Pri násobných väzbách je väzbová energia vo všeobecnosti väčšia ako pri jednoduchých väzbách medzi tými istými atómami.

Dĺžka väzby link

Dĺžka väzby je to vzdialenosť medzi jadrami viazaných atómov a závisí od veľkosti viazaných atómov. V molekule jadrá atómov kmitajú okolo tejto rovnovážnej vzdialenosti.

Pri vzniku molekuly vodíka (H₂) zodpovedá vzdialenosti atómových jadier R = 0,074 nm. Túto vzdialenosť nazývame aj kovalentná väzba H-H.

Pri násobných väzbách je väzbová dĺžka vo všeobecnosti menšia ako pri jednoduchých väzbách medzi tými istými atómami. Napríklad, dĺžka väzieb medzi atómami uhlíka sa skracuje od jednoduchej k trojitej väzbe.

Väzbový elektrónový pár link

Väzbový elektrónový pár vzniká pri prekrytí valenčných orbitálov dvoch atómov. Je to spoločná dvojica elektrónov, ktorá sprostredkúva chemickú väzbu. Tieto elektróny patria obidvom atómom v molekule. Zväčšuje elektrónovú hustotu v priestore medzi atómovými jadrami, čo prispieva k stabilite molekuly.

Počet väzbových elektrónových párov určuje násobnosť väzby: jednoduchá väzba je sprostredkovaná jedným väzbovým párom, dvojitá väzba dvoma a trojitá väzba tromi.

Neväzbový elektrónový pár link

Neväzbový (voľný) elektrónový pár predstavuje valenčné elektrónové páry, ktoré sa nepodieľajú na tvorbe chemickej väzby. Zostávajú lokalizované na konkrétnom atóme v molekule. Môžu ovplyvňovať tvar molekuly a jej polaritu.

Príkladom je atóm dusíka v molekule dusíka (N₂), ktorý má jeden neväzbový elektrónový pár. Atóm kyslíka, ktorý je viazaný na karboxylový uhlík jednou väzbou, má dva neväzbové páry, z ktorých jeden môže vstúpiť do konjugácie s π elektrónmi. Na stredovom atóme prvku molekúl H₂E (chalkogenovodíkov) zostávajú lokalizované dva neväzbové elektrónové páry.

Polarita väzby link

Polarita väzby vzniká, ak sú atómy spojené chemickou väzbou a líšia sa svojou schopnosťou priťahovať väzbový elektrónový pár. Túto schopnosť nazývame elektronegativita.

Atóm prvku s väčšou hodnotou elektronegativity priťahuje väzbový elektrónový pár viac, čím na ňom vzniká čiastkový záporný náboj \( (\delta^-) \), a na atóme s menšou elektronegativitou vzniká čiastkový kladný náboj \( (\delta^+) \).

Polarita väzby ovplyvňuje reaktivitu molekuly.

Elektronegativita link

Elektronegativita \( (\chi) \)je schopnosť atómu priťahovať elektróny v chemickej väzbe. Vyjadruje sa číselnou hodnotou bez jednotky, pričom najčastejšie sa používa Paulingova stupnica.

Periodické trendy:

• V periódach elektronegativita rastie smerom doprava.
• V skupinách elektronegativita klesá smerom nadol.

Najvyššie hodnoty majú prvky v pravom hornom rohu periodickej tabuľky (fluór, kyslík), najnižšie prvky v ľavom dolnom rohu (alkalické kovy).

Prvky s nízkou elektronegativitou:

• Alkalické kovy (1. skupina) – napr. lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), cézium (Cs).
• Kovy alkalických zemín (2. skupina) – napr. vápnik (Ca), horčík (Mg), bárium (Ba).

Prvky s vysokou elektronegativitou:

• Halogény (17. skupina) – fluór (F), chlór (Cl).
• Chalkogény (16. skupina) – kyslík (O), síra (S).
• Dusík (N) – tretia najvyššia elektronegativita po fluóre a kyslíku.

Hodnoty elektronegativity sú orientačné a môžu sa líšiť podľa stupnice.

Polarita molekuly link

Polarita molekuly závisí od polárnych väzieb prítomných v molekule a od geometrického usporiadania (tvaru) molekuly.

Ak má molekula polárne väzby a jej geometria je taká, že sa dipólové momenty jednotlivých väzieb navzájom nerušia, molekula je polárna a má nenulový dipólový moment \( (\mu > 0) \). Ak sú dipólové momenty polárnych väzieb v molekule symetricky usporiadané a navzájom sa rušia, molekula je nepolárna \( (\mu = 0) \).

Homonukleárne molekuly (A-A) (napr. H₂, F₂) sú nepolárne kvôli symetrickému rozloženiu nábojov.

Polárne molekuly sa v elektrickom poli polárne orientujú. Polarita molekúl významne ovplyvňuje látkové vlastnosti, ako sú teploty topenia a varu, rozpustnosť a medzimolekulové interakcie (napr. dipól-dipól interakcie).

Väzbový uhol link

Väzbový uhol je uhol, ktorý zvierajú dve susedné väzby vychádzajúce z centrálneho atómu v molekule. Jeho hodnota závisí od elektrónovej konfigurácie centrálneho atómu, od počtu väzbových a neväzbových elektrónových párov v jeho valenčnej vrstve (teória VSEPR - Valence Shell Electron Pair Repulsion), a od elektronegativity okolitých atómov.

Napríklad, väzbový uhol v molekule formaldehydu (H₂CO) medzi atómami vodíka a uhlíka je 118°, pričom dvojitá väzba medzi uhlíkom a kyslíkom má dĺžku 1,21 Å. Táto geometria je výsledkom hybridizácie sp² na uhlíku, kde elektrónové páry a väzby sa usporiadajú tak, aby minimalizovali odpudivé sily.

Typy chemických väzieb link

Podľa charakteru interakcií medzi atómami a rozloženia elektrónovej hustoty rozlišujeme základné typy chemických väzieb:

• kovalentná väzba – vzniká zdieľaním elektrónov medzi atómami
• iónová väzba – vzniká elektrostatickou príťažlivosťou opačne nabitých iónov
• kovová väzba – vzniká delokalizáciou elektrónov v kovovej mriežke
• koordinačná väzba – špeciálny typ kovalentnej väzby, kde jeden atóm poskytuje celý elektrónový pár

Kovalentná väzba link

Kovalentná väzba vzniká zdieľaním jedného alebo viacerých elektrónových párov medzi dvoma atómami.

Podľa rozdielu hodnôt elektronegativity \( (\Delta \chi) \) atómov vo väzbe rozlišujeme kovalentné väzby na:

• Nepolárne \( (\Delta \chi < 0,4) \) – väzbové elektróny sú rozložené rovnomerne medzi atómami (napr. C-C, C-H).
• Polárne \( (0{,}4 < \Delta \chi < 1{,}7) \) – väzbové elektróny sú posunuté k elektronegatívnejšiemu atómu (napr. H₂O, NH₃, CO).

V rámci kovalentnej väzby rozlišujeme dva základné typy väzieb podľa spôsobu prekrytia orbitálov:

• σ (sigma) väzba – vzniká prekryvom orbitálov na spojnici atómových jadier. Tento typ väzby je silnejší a stabilnejší ako π väzba.
• π (pí) väzba – vzniká bočným prekryvom p-orbitálov, pričom elektrónová hustota je rozložená mimo spojnice jadier. π väzby sú slabšie a menej stabilné ako σ väzby.

Charakteristika:

• σ väzba sa vyskytuje v každej kovalentnej väzbe a umožňuje otáčanie okolo väzby.
• π väzba sa vyskytuje iba v dvojitých a trojitých väzbách a zabraňuje voľnému otáčaniu.

Podľa počtu σ a π väzieb rozlišujeme:

• Jednoduchá väzba – obsahuje iba jednu σ väzbu.
• Dvojitá väzba – obsahuje jednu σ a jednu π väzbu.
• Trojitá väzba – obsahuje jednu σ a dve π väzby.

Významnou črtou kovalentnej chemickej väzby je jej smerový charakter, t. j. väzba pôsobí v smere spojnice atómových jadier.

Iónová väzba link

Iónová väzba vzniká elektrostatickými príťažlivými silami medzi opačne nabitými iónmi (katiónmi a aniónmi). Obvykle vzniká, ak je rozdiel elektronegativít viazaných atómov väčší ako 1,7 (konvenčne prijatá hodnota). V iónových zlúčeninách sa môže čiastočne uplatňovať aj kovalentný charakter väzby.

Typické vlastnosti iónových zlúčenín sú:

• Vysoké teploty topenia a varu – Silné elektrostatické príťažlivé sily medzi opačne nabitými iónmi v kryštálovej mriežke vyžadujú veľké množstvo energie na ich prekonanie.
• Krehkosť – Pri posune vrstiev v kryštálovej mriežke sa ióny s rovnakým nábojom dostanú blízko seba, čo vedie k odpudivým silám a k rozpadu kryštálu.
• Vodivosť v roztoku alebo tavenine – V tuhom stave sú ióny viazané v mriežke a nevedú elektrický prúd, ale v roztoku alebo tavenine sa voľne pohybujú, čím umožňujú elektrickú vodivosť.

Príkladom látky s iónovou väzbou je dusičnan draselný (KNO₃) a sulfid zinočnatý (ZnS – sfalerit). Oxidy kovov (napri. Na₂O – oxid sodný, MgO – oxid horečnatý) často kryštalizujú v kubickej mriežke (podobne ako napr. NaCl), kde sa katióny a anióny pravidelne striedajú v priestore. V roztokoch elektrolytov sa ióny spájajú na iónové dvojice (iónové páry).

Kovová väzba link

Charakter kovovej väzby spočíva v delokalizácii valenčných elektrónov, ktoré tvoria spoločný elektrónový oblak, v ktorom sú rozmiestnené kladné ióny kovových atómov. Kolektívne prekryvy atómových orbitálov valenčnej vrstvy vedú k tvorbe extrémne delokalizovaných viaccentrových väzieb.

Kovová väzba je zodpovedná za typické fyzikálne vlastnosti kovov, ako je elektrická vodivosť a kovový lesk.

Príkladom látky s kovovou väzbou je meď (Cu) alebo železo (Fe).

Koordinačná (donorovo-akceptorová) väzba link

Koordinačná väzba je špeciálny typ kovalentnej väzby, pri ktorom oba väzbové elektróny pochádzajú od jedného atómu (donora), zatiaľ čo druhý atóm (akceptor) poskytuje voľný orbitál na ich prijatie.

Ako príklad koordinačnej väzby môže slúžiť vznik amónneho (NH₄⁺) a oxóniového katiónu (H₃O⁺). V oboch prípadoch sa koordinačná väzba vytvorí medzi donorským atómom (N alebo O) a protónom ako akceptorom.

Vznik amónneho katiónu (NH₄⁺):
Amoniak (NH₃) obsahuje dusík s voľným elektrónovým párom. Keď sa stretne s protónom (H⁺), dusík poskytne tento pár na vytvorenie koordinačnej väzby. Výsledkom je amónny katión (NH₄⁺), kde sú všetky štyri N-H väzby rovnocenné a kladný náboj je rozložený na celú časticu.

Vznik oxóniového katiónu (H₃O⁺):
Molekula vody (H₂O) má na kyslíku dva voľné elektrónové páry. Pri reakcii s protónom (H⁺) kyslík poskytne jeden z nich, čím vznikne koordinačná väzba. Tak sa tvorí oxóniový katión (H₃O⁺) s tromi rovnocennými O-H väzbami a rozloženým kladným nábojom.

Medzimolekulové sily link

Medzimolekulové sily sú zodpovedné za súdržnosť medzi molekulami v kvapalinách a tuhých látkach a ovplyvňujú skupenský stav látok zložených z kovalentne viazaných molekúl. V plynnom skupenstve sú tieto sily prakticky zanedbateľné. Čím sú pevnejšie medzimolekulové sily, tým vyššie sú hodnoty teploty topenia a varu danej látky. Sú to takzvané slabé interakcie, pretože ich energia je približne stokrát menšia, ako energia kovalentnej väzby.

Van der Waalsove sily link

Van der Waalsove sily sú súhrnný názov pre slabé medzimolekulové interakcie. Zahŕňajú:

• Disperzné sily (Londónske disperzné sily) sú najslabšie van der Waalsove sily. Pôsobia medzi všetkými atómami a molekulami, bez ohľadu na ich polaritu. Vznikajú v dôsledku dočasných fluktuácií v rozložení elektrónov, ktoré vytvárajú okamžité dipóly, indukujúce dipóly v susedných časticiach a vedú k slabej elektrostatickej príťažlivosti. Ich veľkosť koreluje s polarizovateľnosťou molekúl.
• Dipól-dipólové interakcie sa uplatňujú medzi polárnymi molekulami, ktoré majú permanentný elektrický dipól. Podstatou je elektrostatická príťažlivosť medzi opačne nabitými koncami dipólov susedných molekúl.
• Dipól-indukovaný dipól predstavuje interakciu medzi polárnou molekulou s permanentným dipólom a nepolárnou molekulou. Elektrické pole polárnej molekuly indukuje dočasný dipól v nepolárnej molekule, čo vedie k príťažlivej sile medzi nimi.
• Dipól-ión vzniká interakciou medzi iónom a polárnou molekulou. Ión so svojím nábojom priťahuje opačne nabitý koniec polárnej molekuly.

Hydrofóbne interakcie link

Hydrofóbne interakcie sú jav, pri ktorom sa nepolárne látky majú tendenciu zoskupovať vo vodnom prostredí. Nie sú to priamo príťažlivé sily medzi nepolárnymi molekulami, ale skôr dôsledok snahy vody vytvoriť čo najviac vodíkových väzieb. Voda vytvára usporiadané štruktúry okolo nepolárnych molekúl, čo je energeticky nevýhodné. Zoskupením nepolárnych molekúl sa táto neusporiadanosť vody znižuje. Dôležité pri tvorbe membrán a stabilizácii biopolymérov.

Vodíková väzba link

Vodíková väzba je špeciálny typ silnejšej dipól-dipólovej interakcie. Vzniká, keď je atóm vodíka kovalentne viazaný na vysoko elektronegatívny atóm s malým atómovým polomerom (napr. kyslík, dusík, fluór) a je priťahovaný k inému elektronegatívnemu atómu s voľným elektrónovým párom. Vodíkové väzby sú silnejšie ako bežné van der Waalsove sily a majú významný vplyv na vlastnosti látok, ako je teplota varu, rozpustnosť a štruktúra biologických molekúl. V tuhom skupenstve vody je až 85% molekúl spojených vodíkovou väzbou.

Príklady pôsobenia medzimolekulových síl link

Na vlastnostiach látok závislých od medzimolekulových síl zohrávajú kľúčovú úlohu typ a intenzita týchto síl.

Porovnanie vlastností H₂S a H₂O:

• H₂O (voda): Molekula vody je polárna a vďaka vysokej elektronegativite kyslíka a prítomnosti dvoch voľných elektrónových párov na atóme kyslíka je schopná tvoriť silné vodíkové väzby medzi svojimi molekulami. Okrem toho prítomné sú aj dipól-dipólové interakcie a Londónske disperzné sily.
• H₂S (sulfán): Molekula sulfánu je tiež polárna, ale elektronegativita síry je nižšia ako kyslíka, a preto sú vodíkové väzby medzi molekulami sulfánu oveľa slabšie alebo sa prakticky nevyskytujú. Prevládajú dipól-dipólové interakcie a Londónske disperzné sily.
• Dôsledky: V dôsledku silných vodíkových väzieb má voda výrazne vyššiu teplotu varu a topenia v porovnaní so sulfánom. Pri izbovej teplote je voda kvapalina, zatiaľ čo sulfán je plyn. Voda má tiež anomálnu hustotu ľadu, čo je opäť dôsledok vodíkových väzieb. Sulfán je ťažší ako vzduch. Rozpustnosť vo vode je tiež ovplyvnená schopnosťou tvoriť vodíkové väzby. Voda je vynikajúce polárne rozpúšťadlo, ktoré dobre rozpúšťa látky schopné tvoriť s ňou vodíkové väzby alebo iónové zlúčeniny.

Porovnanie vlastností etanolu (CH₃CH₂OH) a kyseliny octovej (CH₃COOH):

• Etanol: Molekula etanolu obsahuje hydroxylovú skupinu (-OH), ktorá umožňuje tvorbu vodíkových väzieb vďaka vysoko elektronegatívnemu atómu kyslíka viazanému na vodík a prítomnosti voľných elektrónových párov na kyslíku.
• Kyselina octová: Molekula kyseliny octovej obsahuje karboxylovú skupinu (-COOH), ktorá jej umožňuje tvoriť ešte silnejšie vodíkové väzby ako alkoholy. Karboxylová skupina obsahuje väzbu O-H (umožňuje donáciu vodíkovej väzby) a skupinu C=O s voľnými elektrónovými pármi na kyslíku (umožňuje akceptáciu vodíkovej väzby). Kyselina octová môže tvoriť silné diméry spojené dvoma vodíkovými väzbami.
• Dôsledky: Kyselina octová má vyššiu teplotu varu v porovnaní s etanolom vďaka silnejším medzimolekulovým silám, najmä tvorbe dimérov prostredníctvom vodíkových väzieb. Kyselina octová je kyselina, vykazuje kyslé vlastnosti, zatiaľ čo etanol vykazuje len veľmi slabé kyslé alebo zásadité vlastnosti. Obe látky sú kvapaliny pri izbovej teplote a sú miešateľné s vodou vďaka schopnosti tvoriť s ňou vodíkové väzby. Vodné roztoky kyseliny octovej sú kyslé, zatiaľ čo roztoky etanolu sú neutrálne.

Štruktúra tuhých látok link

Štruktúra tuhých látok je úzko spätá s typom chemických väzieb a intermolekulových interakcií, ktoré v nich pôsobia.

Na základe vnútorného usporiadania svojich častíc delíme tuhé látky na 2 druhy:

1. kryštalické – majú pravidelnú priestorovú štruktúru
2. amorfné – nemajú pravidelné vnútorné usporiadanie svojich častíc

Kryštalické látky link

Kryštalické látky sa vyznačujú pravidelným priestorovým usporiadaním ich základných častíc (atómov, iónov alebo molekúl). Tieto častice tvoria trojrozmernú sieť alebo kryštálovú mriežku, ktorá sa pravidelne (periodicky) opakuje v celom kryštáli, pričom najmenšia opakujúca sa jednotka sa nazýva základná bunka.

Vlastnosti kryštalických látok závisia od typu chemických väzieb a spôsobu usporiadania častíc v kryštálovej mriežke. Podľa povahy väzby rozlišujeme iónové, atómové (kovalentné) a molekulové kryštály.

Kryštalické látky sa vyznačujú nasledovnými vlastnosťami:

• Symetria a geometrická pravidelnosť – Kryštály majú pravidelný geometrický tvar s kryštálovými plochami, hranami a vrcholmi.
• Ostrá teplota topenia – Každý typ kryštálu má presne definovanú teplotu topenia, ktorá závisí od pevnosti väzieb medzi časticami.
• Vysoká hustota – Efektívne usporiadanie častíc v kryštálovej mriežke vedie k vyššej hustote látky.
• Tvrdosť a mechanické vlastnosti – Závisia od typu chemických väzieb:
  • Iónové kryštály sú tvrdé, ale krehké (napr. NaCl).
  • Atómové kryštály sú veľmi tvrdé (napr. diamant).
  • Molekulové kryštály sú mäkké a ľahko sa deformujú (napr. jód, ľad).
• Vodivosť elektrického prúdu – Kryštalické látky môžu byť vodiče alebo izolanty:
  • Iónové kryštály vedú elektrický prúd iba v roztoku alebo tavenine.
  • Atómové kryštály sú väčšinou izolanty (výnimkou je grafit).
  • Molekulové kryštály elektrický prúd nevedú.
• Rozpustnosť – Kryštalické látky sa líšia rozpustnosťou podľa polarity:
  • Iónové kryštály sa dobre rozpúšťajú v polárnych rozpúšťadlách (napr. voda).
  • Atómové kryštály sú vo vode nerozpustné.
  • Molekulové kryštály môžu byť rozpustné alebo nerozpustné v závislosti od polarity molekúl.

Niektoré kryštalické látky vytvárajú dobre vyvinuté monokryštály, iné tvoria polykryštalické štruktúry zložené z mikroskopických kryštálov. Látky ako aktívne uhlie alebo amorfný uhlík majú v skutočnosti kryštalický charakter, hoci sú zložené z neusporiadaných mikrokryštálikov grafitu.

Amorfné látky link

Amorfné látky sú tuhé látky bez pravidelného vnútorného usporiadania častíc, čo im dodáva odlišné fyzikálne vlastnosti oproti kryštalickým látkam.

• Neusporiadaná štruktúra – nemajú kryštalickú mriežku, ich častice sú rozložené nepravidelne.
• Postupné mäknutie – nemajú presnú teplotu topenia, pri zahrievaní sa postupne menia na kvapalinu.
• Tvarová a objemová stálosť – pri bežných teplotách si zachovávajú pevný tvar.
• Absencia súmernosti – nemajú pravidelný vonkajší tvar ani kryštálové plochy.

Príkladmi amorfných látok sú sklo, niektoré polyméry a formy uhlíka ako koks a sadze, ktoré sú sumárne nazývané aj ako „technické“ druhy uhlíka alebo „amorfné uhlie“.