Chemická vazba a její vlastnosti

Soudržné síly poutající k sobě sloučené atomy v molekulách a krystalech se nazývá chemická vazba. Ke vzniku i štěpení vazeb dochází v chemických reakcích. Podle dnešního výkladu chemické vazby založeného na kvantové mechanice, dochází při těsném přiblížení slučujících se volných atomů ke změnám elektronové hustoty (k přeskupení –redistribuci elektronů), jejichž důsledkem je takové uspořádání příslušných atomových jader a elektronů, které má nižší energii než izolované atomy, a proto je stálejší. Toto umožňuje dva základní typy vazeb: vazbu iontovou, jejíž podstatou jsou elektrostatické síly působící mezi opačně nabitými ionty,
vazbu kovalentní, založenou na sdílení elektronů (nejčastěji dvojic) mezi vázanými atomy.
Pevnost vazby se hodnotí podle síly potřebné k jejímu rozštěpení. Tato energie je stejná jako energie uvolněná při vzniku téže vazby a nazývá se vazebná energie nebo také disociační energie vazby. Udává se vztažená na 1 mol vazeb (v kJ/mol). Její hodnota závisí na tom, jakých dalších vazeb se účastní atomy spojené s posuzovanou vazbou. Také úzce souvisí s délkou vazby. vazebná energie srovnatelných vazeb zpravidla klesá s jejich rostoucí délkou.

Kovalentní vazba
Jednoduchým příkladem je vazba v molekule vodíku H2. Oba elektrony jsou společné oběma jádrům a nelze je od sebe odlišit. Jelikož se pohybují v poli obou jader, je elektr. hustota na spojnici jader a v jejím blízkém okolí vyšší než hodnoty získané pro tuto oblast prostým součtem elektronových hustot ve dvou nereagujících atomech umístěných ve stejné vzdálenosti jako v molekule. Výsledkem vzájemného přitahování elektronů a jader je potom přitahování jader k místům se zvýšenou elektronovou hustotou, tedy k sobě navzájem.
Chemická vazba ve vodíkové molekule, která je založena na sdílení dvojic elektronů s opačným spinem neboli vazebných elektronových párů, je výsledkem působení elektrostatických sil mezi jádry a elektrony v molekule. Molekulové orbitaly
Pro popis chemické vazby ve složitějších molekulách se stejně jako pro atomy používá orbitalový model, podle něhož je chování jednotlivých elektronů v molekule popsáno pomocí jednoelektronových vlnových funkcí –molekulových orbitalů. Každému orbitalu přísluší určitá energie a rozložení elektronové hustoty, jimiž je charakterizován stav elektronu. Ke znázornění elektronové hustoty se používají hraniční plochy a vrstevnicové diagramy.

Při postupném obsazování hladin energie v základním stavu se uplatňují stejná pravidla jako u atomů: výstavbový princip, Pauliho princip a Hundovo pravidlo. Hladině s nejnižší energií v molekule H2 odpovídá orbital, který lze vyjádřit jako kombinaci orbitalů 1s atomu vodíku. Patří k typu orbitalů s, vyznačujících se osovou souměrností; jeho úplné označení je s1s. Přechod elektronů z AO do tohoto MO při vzniku molekuly z volných atomů je spojen se snížením energie systému, které je příčinou chemické vazby. Takový MO se proto nazývá vazebný a vazba, která je podmíněna jeho obsazením, se jmenuje vazba s. Obsazení druhého MO vzniklého kombinací AO 1s by vedlo ke zvýšení energie (snížení el. hustoty mezi jádry), a proto se mu říká orbital protivazebný.

Vazba s a vazba p
Vazba s je podmíněna obsazením vazebného molekulového orbitalu s, tj. takového, který má osu souměrnosti totožnou se spojnicí vázaných atomových jader a velkou el. hustotu na této spojnici. MO s může vzniknout kombinací (překryvem) dvou orbitalů s nebo kombinací dvou orbitalů p (a) popřípadě orbitalu s a orbitalu p (c). Na obrázku b je také znázorněn překryv orb. p vedoucí k MO p. Osy z AO p jsou rovnoběžné a přitom kolmé na spojnici vázaných atomových jader. V této rovině souměrnosti je elektronová hustota nulová –uzlová rovina.
Kovalentní vazba způsobe-ná jedním el. párem, je vazba jednoduchá. Jednoduchá vazba je téměř vždy vazbou s. Dvojné vazby se účastní dva el. páry a je zpravidla složena z vazby s a vazby p. Trojná vazba, jako např. v molekule N2, je tvořena dvěma vazbami p a jednou vazbou s.
Násobné vazby jsou za jinak stejných podmínek pevnější než vazby jednoduché.
Koordinační vazba
Za zvláštní typ kovalentní vazby se považuje vazba koordinačně-kovalentní. Vyznačuje se tím, že oba elektrony zprostředkovávající vazbu poskytuje jeden z vážících se atomů. To je možné pouze u atomů, které mají volný el. pár –tj. pár valenčních elektronů, které se neúčastní vazby. Nejčastěji to jsou atomy N nebo O. Atom poskytující volný el. pár se nazývá donor (dárce). Druhý atom musí mít volný atomový orbital a nazývá se akceptor (příjemce). Koordinační vazba se proto také nazývá donor-akceptorová. Vazba vznikající mezi atomem N a H+ při tvorbě amonného kationtu.
Koordinační vazbou se vysvětluje existence koordinačních (komplexních) sloučenin přechodných kovů, které pro ni poskytují volné orbitaly d.

Uplatňuje se také při protonaci kyslíku a dusíku v organických sloučeninách.

Polarita kovalentní vazby
Ve dvouatomových molekulách složených z různých atomů je v důsledku jejich nestejného protonového čísla hustota v okolí jednoho jádra větší než v okolí druhého jádra a sdílené elektrony nejsou přitahovány k oběma atomům stejnou silou. Mírou schopnosti atomu přitahovat elektrony sdílené s jiným atomem je relativní veličina zvaná atomová elektronegativita (X). Elektronegativita prvku se vztahuje ke zvolené elektroneg. některého vybraného prvku, zpravidla fluoru. Její hodnota závisí na tom, se kterým atomem a jakým způsobem je daný atom vázán. V tabulkách se proto uvádějí střední hodnoty.
V molekule složené ze dvou atomů s různou elektronegativitou záporný náboj, u druhého atomu kladný. Molekula má kladný a záporný konec a tvoří dipól. Díky tomu, že atomy tvoří póly, dostala vazba název polární. Tento přívlastek se však používá pouze tehdy, pokud rozdíl elektronegativit převyšuje hodnotu 0,4.

Iontová vazba
Iontová vazba je extrémním případem polární kovalentní vazby.Jestliže je rozdíl elektroneg. dostatečně velký, je možné zjednodušeně předpokládat, že sdílené el. patří zcela do el. obalu elektronegativnějšího atomu, neboli že jeden atom předal elektron druhému. Vytvoření vazby tedy splývá se vznikem opačně nabitých navzájem se přitahujících iontů.
Pro přibližnou orientaci se uvádí, že iontová vazba existuje mezi atomy, jejichž elektroneg. se liší alespoň o 1,7.

Kovová vazba
Typické fyzikální vlastnosti kovů (lesk, vodivost, kujnost a tažnost) i jejich chemické vlastnosti úzce souvisí s chemickou vazbou jejich atomů. Každý atom krystalu kovu je obklopen tolika sousedy, že není možné, aby s nimi tvořil lokalizované vazby. Nejjednodušší model kovové vazby tedy předpokládá, že se krystal kovu skládá z kationtů rozmístěných v pravidelné prostorové mřížce.

Vodíková vazba (můstek)
Vyskytuje se zejména u sloučenin H s F, O a N. Vysvětluje se silnou polaritou vazeb HF, OH a NH. Vazebný el. pár je do té míry posunut k elektronegativnějšímu atomu, že atom vodíku může vytvořit slabou vazbu s volným el. párem na atomu další molekuly.
Podmiňuje např. stálost prostorového uspořádání bílkovin a nukleových kyselin. Způsobuje také, že voda je kapalina za podmínek, kdy jí podobné sloučeniny jsou plynné. Ovlivňuje i vlastnosti karboxylových kyselin, alkoholů a dalších organických sloučenin.