Chemická vazba: Porovnání verzí

'''Chemická vazba''' je silová [[interakce]] poutající navzájem sloučené [[atom]]y, která je energeticky stabilizuje a vede ke vzniku [[Molekula|molekuly]]. Vzniklá molekula má potom nižší energii, než měly původní atomy před sloučením. Základ všech vazeb spočívá ve společném sdílení nebo předávání vazebných elektronů příslušnými částicemi.

'''Vazebná energie''' -– energie, která se uvolní při vzniku vazby, čím větší je její hodnota, tím pevněji jsou atomy k sobě vázány. Vyjadřuje se v jednotkách energie, nejčastěji v elektronvoltech. Z praktických důvodů se vztahuje na energii jednoho molu, pak se udává v jednotkách kJ/mol.

'''Disociační energie vazby''' -– energie, kterou je nutno dodat, aby se opět vazba rozštěpila. Na základě zákona o zachování energie je číselně rovna energii, která se uvolnila při vzniku vazby, ovšem má opačné znaménko.

'''Délka vazby''' -– mezijaderná vzdálenost (vzdálenost mezi středy atomů spojených vazbou). Nelze ji vypočítat z teorie, lze ji změřit. Zjišťuje se metodami elektronové a neutronové difrakce, difrakce rentgenových paprsků nebo metodami spektrálními. Vyjadřuje se v pikometrech. Závisí na rozměrech jednotlivých atomů, [[kovalentní vazba|řádu vazby]] (vazba vyššího řádu je kratší), typu [[hybridizace orbitalů|hybridizace]] překrývajících se atomových orbitalů (větší podíl orbitalů ''s'' zkracuje délku vazby).

'''Pevnost vazby''' -– značně roste s narůstajícím vazebným řádem (násobností)

* '''[[Kovalentní vazba]]''' -– je vazba mezi atomy buď stejných nebo různých prvků. Vzniká překrytím jejich [[Valenční elektron|valenčních atomových orbitalů]], které jsou obsazeny každý jedním elektronem opačného spinu. Vzniklý vazebný pár je pak sdílen oběma atomy.

* '''[[Koordinační vazba|Koordinačně-kovalentní vazba]]''' (''DA vazba'') -– vzniká překrytím orbitalu obsazeným elektronovým párem (dárce elektronového páru = [[donor]]) s prázdným (vakantním) orbitalem (příjemce elektronového páru = [[akceptor]]). Tento typ vazby má stejné vlastnosti jako vazba kovalentní, liší se pouze způsobem vzniku. Nejčastěji se vyskytuje u komplexních sloučenin, většinou ji vytvářejí [[Přechodné kovy|d-prvky]].

Částice látky v pevném [[skupenství]] mohou být vázány ještě dalšími typy vazeb, které se však zpravidla neoznačují za "chemické"„chemické“, protože jimi nevznikají molekuly sloučenin:

* '''[[Kovová vazba]]''' -– charakteristická pro [[kovy]]. Nejjednodušší model kovové vazby předpokládá, že se krystal kovů skládá z kationtů rozmístěných v pravidelné prostorové mřížce. Valenční elektrony jsou volně pohyblivé, označují se často jako elektronový plyn. Překrýváním energeticky stejných valenčních elektronových orbitalů v krystalu kovu vznikají společné energetické pásy. V těchto pásech se mohou elektrony volně pohybovat a dodávat tak látce specifické vlastnosti kovů - lesk, velkou elektrickou a tepelnou vodivost, kujnost a tažnost i jejich chemické vlastnosti.

* '''[[Slabé vazebné interakce]]''' -– patří mezi [[Molekulové interakce|mezimolekulové interakce]], ovlivňují též prostorovou konfiguraci molekul.

* '''[[Nepolární vazba]]''' -– mezi atomy stejného prvku nebo mezi atomy s velmi malým rozdílem elektronegativit. Elektronová hustota je rovnoměrně rozdělena mezi oba partnery. Rozdíl elektronegativit je menší než 0,4. Např. H-H, Cl-Cl.

* '''[[Polární vazba]]''' -– elektronová hustota je nerovnoměrně rozdělena mezi partnery. Rozdíl elektronegativit v intervalu 0,4-14–1,7. Dochází k posunu vazebných elektronů k atomu s vyšší elektronegativitou, který se jeví jako parciálně (částečně) záporně nabitý, "nedostatek"„nedostatek“ elektronů u druhého atomu způsobí, že je parciálně kladně nabitý. Vzniká [[Elektrický dipól|dipól]]. Např. H-O, H-Cl.

* '''[[Iontová vazba]]''' -– je v podstatě extrémně polární kovalentní vazba, výsledkem vazby je téměř úplný přesun elektronového páru na stranu elektronegativnějšího prvku, vznikají [[iontové sloučeniny]]. Rozdíl elektronegativit je větší než 1,7.

* '''vazba π''' (pí) -– největší elektronová hustota je mimo spojnici jader obou vázaných atomů, setkáváme se s ní u tzv. násobných kovalentních vazeb

* '''vazba δ''' (delta) -– vzniká překrytím dvou [[atomový orbital|orbitalů d]], největší elektronová hustota leží opět mimo spojnici jader obou vázaných atomů, tato vazba je slabší než vazba typu π a vyskytuje se např. v kovových krystalech

* Byly již popsány i případy chemické vazby vykazující charakter '''paterné''' a '''šesterné''' vazby.<ref>http://www.osel.cz/index.php?obsah=6&clanek=2948</ref>{{Citace elektronického periodika

* Na základě VB teorie byla zavedena metoda [[Hybridizace orbitalů|hybridizace]] -– popisuje pouze fenomenologicky vytvoření určité geometrie molekul na základě složení vlnových funkcí energeticky podobných [[atomový orbital|orbitalů]], které pak vstupují do tvorby chemických vazeb. Tato teorie nemá žádný matematický aparát, proto je její použití omezené. Hybridizované orbitaly jsou degenerované ( energeticky rovnocenné), v důsledku toho jsou rovnocenné i vazby vycházející z hybridizovaných orbitalů, jak mezi sebou, tak i s volnými elektronovými páry

* LCAO-[[molekulový orbital|MO]] (linear combination of atomic orbitals -– molecular orbital) -– tato teorie popisuje vznik chemické vazby (molekulového orbitalu) pomocí lineární kombinace [[vlnová funkce|vlnových funkcí]] atomových orbitalů.