2.maturitná téma

Chemická väzba, vznik, druhy a význam

Veľká bohatosť a rozmanitosť látok, ktoré nás obklopujú je daná schopnosťou atómov zlučovať sa s inými atómami (buď toho istého prvku alebo atómami rôznych prvkov) a schopnosťou vytvárať zložitejšie útvary akými sú molekuly, ióny, kryštály a podobne. Molekuly vznikajú na základe prítomnosti istých súdržných síl medzi atómami. Tieto sily nazývame chemické väzby.

Podmienky vzniku chemickej väzby

1. Atómy sa musia k sebe priblížiť natoľko, aby došlo k prekrytiu valenčných orbitálov.

2. Elektróny v elektrónovom obale musia byť usporiadané tak, aby mohlo dôjsť k vytvoreniu väzbových elektrónových párov – musia mať opačný spin.

Väzba vzniká len vtedy, ak sa použije nespárený elektrón.

Príklad: molekula H₂ je tvorená dvoma atómami vodíka.

H – H

H₁ prvý vodík má v elektrónovom obale jeden elektrón 

H₂ druhý vodík má v elektrónovom obale tiež len jeden elektrón ale s opačným spinom 

Tieto dva elektróny s opačným spinom sa spárujú a vytvoria medzi dvoma vodíkmi chemickú väzbu.

Vznik chemickej väzby opisujú mnohé teórie:

1. Elektrónová teória chemickej väzby

2. Kvantovomechanické teórie chemických väzieb

• Teória valenčných väzieb

• Teória hybridizácie

• Teória molekulových orbitálov

• Tieto teórie vznikli s rozvojom kvantovej mechaniky a kvantitatívne opisujú podstatu chemickej väzby.

Elektrónová teória chemickej väzby

Podľa elektrónovej teórie chemická väzba vzniká vtedy ak dôjde k prerozdeleniu elektrónov v ich valenčných vrstvách. U každého atómu, ktorý sa zúčastňuje chemickej väzby vznikne stabilná elektrónová konfigurácia (oktet alebo dublet, ak ide o molekulu vodíka H₂).

Kvantovomechanická teória chemických väzieb

Kvantovomechanická teória chemických väzieb vychádza z kvantovo mechanického modelu atómu. Pod chemickou väzbou rozumieme také vzájomné interakcie medzi atómami, ktorých podstatou je prerozdelenie elektrónovej hustoty valenčných elektrónov v oblasti, ktorá sa nachádza medzi atómovými jadrami viažucich sa atómov. Pri vzniku chemickej väzby dochádza k uvoľňovaniu energie. Molekula má nižšiu energiu ako atómy, z ktorých vznikla.

E₀ – je väzbová energia, ktorá sa uvoľní pri vzniku chemickej väzby.

d_0 – dĺžka chemickej väzby. Je to vlastne vzdialenosť medzi dvoma atómovými jadrami, medzi ktorými väzba vznikla. Najčastejšie sa vyjadruje v nm (v nanometroch).

V sústave, ktorá je charakterizovaná väzbovou energiou E₀ a medzijadrovou vzdialenosťou d₀ je molekula vodíka H₂ najstabilnejšia. V oblasti, ktorá sa nachádza medzi jadrami dochádza k zväčšeniu elektrónovej hustoty. Elektrónová hustota sa zväčšuje v dôsledku prekrývania valenčných atómových orbitálov (vodíka H₁ a H₂). Elektróny už nie je možné rozlišovať, sú pod vplyvom obidvoch jadier v rovnakej miere – medzi atómami vodíka vznikla kovalentná väzba H-H.

Typy chemických väzieb

• Kovalentná väzba

• Iónová väzba

• Koordinačná väzba

• Kovová väzba

• Vodíková väzba

• Van der Waalsove medzimolekulové intrakcie

Kovalentná väzba

Je tvorená dvoma elektrónmi, ktoré majú antiparalelné - opačné spiny. Pri vzniku kovalentnej väzby dochádza k prekrytiu valenčných atómových orbitálov viazaných atómov. V oblasti medzi jadrami sa zväčšuje elektrónová hustota. V dôsledku zväčšenia elektrónovej hustoty sa zmenšuje energia systému - vzniká stabilná molekula (molekula je stabilnejšia ako voľné atómy). Kovalentná väzba má smerový charakter – orientuje sa do smeru maximálneho prekrytia atómových orbitálov viažúcich sa atómov. Atómy, ktoré tvoria molekulu spoločne vlastnia jeden alebo viacej valenčných elektrónov, tak aby každý z interagujúcich atómov mal vo svojej valenčnej vrstve elektrónový oktet (8 elektrónov). Kovalentná väzba vzniká medzi rovnakými atómami, napríklad H₂, Cl₂ a podobne, a medzi rôznymi atómami, napríklad: HCl, H₂O, NH₃ a podobne.

Kovalentná väzba môže byť:

1. Jednoduchá – napríklad v molekule Cl₂ ( Cl-Cl)

2. Dvojitá – napríklad v molekule O₂ (O=O)

3. Trojitá – napríklad v molekule N₂

Počet väzbových párov toho istého atómu udáva väzbovosť, teda napríklad Cl – Cl, chlór je v molekule Cl₂ jednoväzbový – je viazaný jednou väzbou, kyslík v molekule O₂ je dvojväzbový – je viazaný dvojitou väzbou, dusík v molekule N₃ je trojväzbový, pretože sa viaže trojitou väzbou, v molekule metánu CH₄ je uhlík 4 – väzbový pretože sa viaže so 4 väzbami a vodík je jednoväzbový.

Polarita kovalentnej väzby

Mieru schopnosti kovalentne viazaného atómu pútať k sebe väzbový elektrónový pár voláme elektronegativita. Hodnoty elektronegativity pre jednotlivé prvky určil Pauling a Mulliken. Elektronegativita vyjadruje schopnosť atómu pútať väzbový elektrónový pár. Čím má prvok vyššiu hodnotu elektronegativity, tým má vyššiu schopnosť pútať väzbový elektrónový pár. Rozdiel hodnôt elektronegativít viazaných prvkov určuje či je väzba:

1. Nepolárna – rozdiel elektronegativít je ΔX je z intervalu < 0 - 0,4). Napríklad: O₂, Cl₂ a podobne.

2. Polárna – rozdiel elektronegativít je ΔX je z intervalu <0,4 – 1,7). Napríklad: H₂O.

3. Iónová - rozdiel elektronegativít je ΔX je väčší ako 1,7. Napríklad: NaCl.

Iónová väzba sa chápe ako extrémny prípad polárnej kovalentnej väzby. Iónová väzba nie je smerovo orientovaná.

Napríklad NaCl. Molekula NaCl je tvorená iónmi Na⁺ a Cl^-. Medzi vzniknutými iónmi sú silné elektrostatické príťažlivé sily, ktoré sú podstatou vzniku iónovej väzby Na⁺ + Cl^- → NaCl. Väzbový elektrónový pár patrí výlučne elektronegatívnejšiemu atómu.

Kovalentná väzba sigma σ a pí п

σ väzba vzniká prekrytím atómových orbitálov, ktoré sú lokalizované na spojnici jadier viažúcich sa atómov. Elektrónová hustota je lokalizovaná okolo spojnice jadier. Vzniká prekrytím orbitálov s a s, s a p, p a p. Tieto orbitály sú orientované v smere atómových jadier.

Väzba п vzniká prekrytím atómových orbitálov mimo spojnice atómových jadier - nad a pod alebo pred a za spojnicou atómových jadier. Elektrónová hustota je lokalizovaná mimo spojnice jadier. Na spojnici jadier je elektrónová hustota nulová. Táto väzba vzniká pri prekrývaní orbitálov p a p, p a d, d a d, ktoré sú orientované kolmo na spojnicu jadier atómov.

Ak sú atómy v molekule viazané jednoduchou väzbou jedná sa o väzbu sigma. Ak sú atómy viazané násobnou väzbou napríklad dvojitou, jedna z väzieb je sigma a druhá pí väzba. Ak sú atómy viazané trojitou väzbou, jedna väzba je sigma a dve sú pí väzby.

Rozdiel medzi väzbou sigma a väzbou pí spočíva v pevnosti (dôsledok rôznej veľkosti prekrytia atómových orbitálov). Väzba pí je slabšia ako väzba sigma.

Koordinačná väzba

Vzniká pri prekrytí orbitálu jedného atómu, ktorý obsahuje elektrónový pár s prázdnym orbitálom druhého atómu.

Častica, ktorá poskytuje elektrónový pár – donor

Častica, ktorá prijíma elektrónový pár – akceptor – preto koordinačnú väzbu nazývame aj donorno – akceptorná väzba. Vytvárajú ju hlavne d – prvky. Koordinačnou väzbou sa vytvára štruktúra, ktorá má v strede centrálny atóm, na ktorý sú naviazané skupiny atómov koordinačnou väzbou.

Vodíková väzba

Vodíkovú väzbu nazývame aj vodíkový mostík. Ide o istý druh slabej interakcie medzi molekulami. Je slabšia ako kovalentná a iónová väzba, ale silnejšia ako väčšina medzimolekulových síl. Vznik vodíkovej väzby je nasledovný. Vodíka má iba jeden elektrón. Pri vytvorení väzby k elektronegatívnemu prvku dochádza k značnému odhaleniu atómového jadra vodíka. Parciálny kladný náboj, ktorý vznikol takto na atóme vodíka viaže neväzbové elektrónové páry okolitých molekúl (v prípade intramolekulových väzieb ide o eletrónové páry rovnakej molekuly).

Vznik vodíkovej väzby je možný iba u veľmi elektronegatívnych prvkov, akými sú napríklad fluór, kyslík adusík.

- vodíková väzba. Vodíková väzba vo vode (čierne čiary). Červené čiary: kovalentné väzby medzi atómami kyslíka (červeno) a vodíka (modro).

V dôsledku vodíkovej väzby sa menia aj fyzikálne vlastnosti zlúčenín. Mení sa teplota varu, teplota topenia, viskozita a podobne. Napríklad vodíková väzba je prítomná vo vode, kvôli tomu má voda vysokú teplotu varu. Vodíková väzba sa nachádza aj v amoniaku NH₃ alebo v HF – fluorovodíku.

Van der Waalsova väzba

Je to slabá väzba typická pre kryštály inertných prvkov, ktoré sú stabilné iba pri veľmi nízkych teplotách. Podstatou je elektrostatické príťažlivé pôsobenie medzi časticami (molekulami, iónmi, atómami), ktoré majú určitý elektrický alebo indukovaný náboj.

Ako napríklad: kryštál neónu, jód, chlór, kyslík, vodík.

Kovová väzba

Vzniká v kovoch. V kovovej štruktúre atómy strácajú zo svojej valenčnej vrstvy elektróny a stávajú sa kladne nabitými iónmi. Valenčné elektróny vytvárajú nové energetické hladiny, ktoré sa rozprestierajú po celej kryštálovej štruktúre a tvoria takzvané energetické pásy. Väzbu v kryštálovej štruktúre kovu si môžeme predstaviť ako množstvo pohyblivých elektrónov, ktoré sa nachádzajú okolo kladne nabitých iónov. Kovová štruktúra je pevná kvôli pôsobeniu silných príťažlivých síl medzi pohyblivými elektrónmi a kladnými iónmi. Napríklad: v železe, v medi, v hliníku a podobne. Kryštály majú veľmi dobrú tepelnú a elektrickú vodivosť, povrchový lesk, v hrubších vrstvách sú nepriehľadné. Nedajú sa štiepiť, niektoré z nich sa vyznačujú dobrou kujnosťou a ťažnosťou.

Teória hybridizácie

Základom hybridizácie je predstava, že atóm nevytvára väzbu pomocou energeticky rozdielnych atómových orbitálov vo valenčnej vrstve (s a p orbitálov). Ale že sa vo valenčnej vrstve atómu lineárnou kombináciou energeticky rozdielnych atómových orbitálov vytvárajú energeticky rovnocenné hybridné orbitály. Pri tvorbe hybridných orbitálov platia určité pravidlá:

• Počet vytvorených hybridných orbitálov sa rovná počtu pôvodných atómových orbitálov, z ktorých vznikli;

• Hybridné orbitály môžu vzniknúť lineárnou kombináciou len energeticky blízkych atómových orbitálov (2s – 2p, 1s - 2p – ich lineárna kombinácia nie je možná, lebo ležia na rozdielnych energetických hladinách);

• Hybridné orbitály majú iné tvary ako orbitály, z ktorých pôvodne vznikli. Hybridné atómové orbitály sú nesymetricky rozložené vzhľadom na jadro atómu.

Hybridizácia sp

Vzniká lineárnou kombináciou jedného atómového orbitálu s a jedného atómového orbitálu p. Ich lineárnou kombináciou vznikajú dva energeticky rovnocenné hybridné orbitály sp. V priestore sú umiestnené pozdĺž priamky – lineárne, zvierajú uhol 180°. Napríklad v BeCl₂.

Hybridizácia sp v BeF₂ - fluorid berýlnatý

Hybridizácia sp²

Lineárnou kombináciou jedného atómového orbitálu s a dvoch atómových orbitálov p vzniknú tri energeticky rovnocenné hybridné orbitály – sp². V priestore majú trigonálne usporiadanie a navzájom zvierajú 120° - vé uhly. Napríklad v BF₃.

Hybridizácia sp³

Lineárnou kombináciou jedného atómového orbitálu s a troch atómových orbitálov p vzniknú štyri energeticky rovnocenné hybridné orbitály sp³, ktoré v priestore smerujú do vrcholu tetraédra. Zvierajú 109°28' uhly.

Existuje aj neekvivalentná hybridizácia sp³, ktorá sa vyskytuje napríklad v molekulách NH₃ a v molekule H₂O. Centrálny atóm amoniaku je v hybridizácii sp³ a vytvára štyri hybridné orbitály, z ktorých tri využije vo väzbe s troma atómami vodíka a štvrtý hybridný orbitál obsahuje neväzbový elektrónový pár. Neväzbový elektrónový pár v hybridných orbitáloch spôsobuje deformáciu väzbových uhlov a tým aj zmenu priestorového tvaru molekuly amoniaku.

sp³ hybridizácia v molekule vody

sp³ hybridizácia v molekule amoniaku HN₃

sp² hybridizácia v eténe

- molekula eténu

Existujú aj zložitejšie hybridizácie, kde sa zúčastňujú aj orbitály d a f.

Úloha: Určte typ chemickej väzby v nasledovných zlúčeninách a popíšte ich vlastnosti.

• NaCl, H₂O, I₂, diamant, tuha

Riešenie:

NaCl – v molekule je iónová väzba. Je to bezfarebná kryštalická látka, teplota topenia je 801°C , teplota varu 1440°C. Vo vode je dobre rozpustný.

H₂O – v molekule je polárna kovalentná väzba, medzi molekulami vody sú prítomné aj vodíkové väzby. Molekula vody je lomená, voda je silne polárna látka, je veľmi dobré rozpúšťadlo iónových zlúčenín.

Je to číra kvapalina bez chuti, teplota varu 100°C a teplota tuhnutia 0°C. Vyskytuje sa v pevnom skupenstve – ľad, v kvapalnom skupenstve – voda, v plynnom skupenstve – vodná para.

I₂ - jód (Nepolárna kovalentná väzba)  - Je to sivočierna kovovolesklá tuhá látka, teplota topenia 114°C, teplota varenia 184°C. Ľahko sublimuje. Je menej reaktívny ako ostatné halogény, dobre sa rozpúšťa v mnohých organických rozpúšťadlách a vo vodnom roztoku KI.

Diamant - nepolárna kovalentná väzba. Kryštalická metastabilná modifikácia uhlíka. Je to najtvrdší prírodný minerál. V čistom stave tvorí bezfarebné priehľadné kryštály, ktoré silne lámu svetlo. Má najvyššiu tvrdosť 10 v Mohsovej stupnici tvrdosti.

Tuha – V štruktúre sú prítomné Van der Waalsove sily. Hexagonálny tmavosivý minerál. Tvrdosť 1 v Mohsovej stupnici tvrdosti. Kusová amorfná látka, kryštalická jemne šupinatá forma. Tuha je mäkká, elektricky vodivá.