Koncept chemickej väzby má v rôznych oblastiach chémie ako vedy nemalý význam. Je to spôsobené tým, že práve s jeho pomocou sa jednotlivé atómy dokážu spájať do molekúl, pričom vznikajú všetky druhy látok, ktoré sú zase predmetom chemického výskumu.
Rozmanitosť atómov a molekúl je spojená so vznikom rôznych typov väzieb medzi nimi. Rôzne triedy molekúl sa vyznačujú svojimi vlastnými vlastnosťami distribúcie elektrónov, a teda aj vlastnými typmi väzieb.
Základné pojmy
Chemická väzba je súbor interakcií, ktoré vedú k väzbe atómov za vzniku stabilných častíc zložitejšej štruktúry (molekuly, ióny, radikály), ako aj agregátov (kryštály, sklá a pod.). Povaha týchto interakcií je elektrická a vznikajú pri distribúcii valenčných elektrónov v približujúcich sa atómoch.
Valencia sa zvyčajne nazýva schopnosť atómu vytvoriť určitý počet väzieb s inými atómami. V iónových zlúčeninách sa počet daných alebo pripojených elektrónov berie ako hodnota valencie. ATv kovalentných zlúčeninách sa rovná počtu spoločných elektrónových párov.
Oxidačný stav sa chápe ako podmienený náboj, ktorý by mohol byť na atóme, ak by všetky polárne kovalentné väzby boli iónové.
Väzbová multiplicita je počet zdieľaných elektrónových párov medzi uvažovanými atómami.
Väzby uvažované v rôznych odvetviach chémie možno rozdeliť na dva typy chemických väzieb: tie, ktoré vedú k tvorbe nových látok (intramolekulárne), a tie, ktoré vznikajú medzi molekulami (intermolekulárne).
Základné komunikačné charakteristiky
Väzbová energia je energia potrebná na prerušenie všetkých existujúcich väzieb v molekule. Je to tiež energia uvoľnená pri vytváraní väzby.
Dĺžka väzby je vzdialenosť medzi susednými jadrami atómov v molekule, pri ktorej sú sily príťažlivosti a odpudzovania vyrovnané.
Tieto dve charakteristiky chemickej väzby atómov sú mierou jej sily: čím kratšia je dĺžka a čím väčšia energia, tým silnejšia je väzba.
Väzbový uhol sa zvyčajne nazýva uhol medzi znázornenými čiarami prechádzajúcimi v smere väzby cez jadrá atómov.
Metódy na popis odkazov
Najčastejšie dva prístupy k vysvetleniu chemickej väzby, požičané z kvantovej mechaniky:
Metóda molekulových orbitálov. Molekula považuje za súbor elektrónov a jadier atómov, pričom každý jednotlivý elektrón sa pohybuje v poli pôsobenia všetkých ostatných elektrónov a jadier. Molekula má orbitálnu štruktúru a všetky jej elektróny sú distribuované pozdĺž týchto dráh. Táto metóda sa tiež nazýva MO LCAO, čo znamená „molekulárny orbitál – lineárna kombinácia atómových orbitálov“.
Metóda valenčných väzieb. Predstavuje molekulu ako systém dvoch centrálnych molekulových orbitálov. Navyše každý z nich zodpovedá jednej väzbe medzi dvoma susednými atómami v molekule. Metóda je založená na nasledujúcich ustanoveniach:
- Tvorbu chemickej väzby vykonáva pár elektrónov s opačnými spinmi, ktoré sa nachádzajú medzi dvoma uvažovanými atómami. Vytvorený elektrónový pár patrí dvom atómom rovnako.
- Počet väzieb vytvorených jedným alebo druhým atómom sa rovná počtu nespárovaných elektrónov v základnom a excitovanom stave.
- Ak sa elektrónové páry nezúčastňujú na tvorbe väzby, nazývajú sa osamelé páry.
Elektronegativita
V látkach je možné určiť typ chemickej väzby na základe rozdielu v hodnotách elektronegativity atómov, z ktorých sa skladá. Elektronegativita sa chápe ako schopnosť atómov priťahovať spoločné elektrónové páry (elektrónový oblak), čo vedie k polarizácii väzby.
Existujú rôzne spôsoby, ako určiť hodnoty elektronegativity chemických prvkov. Najčastejšie sa však používa stupnica založená na termodynamických údajoch, ktorú v roku 1932 navrhol L. Pauling.
Čím väčší je rozdiel v elektronegativite atómov, tým výraznejšia je jeho ionicita. Naopak, rovnaké alebo blízke hodnoty elektronegativity naznačujú kovalentnú povahu väzby. Inými slovami, je možné matematicky určiť, ktorá chemická väzba je pozorovaná v konkrétnej molekule. Na to je potrebné vypočítať ΔX - rozdiel v elektronegativite atómov podľa vzorca: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Ak ΔХ>1, 7, potom je väzba iónová.
- Ak je 0,5≦ΔХ≦1,7, potom je kovalentná väzba polárna.
- Ak ΔХ=0 alebo blízko k nemu, potom je väzba kovalentná nepolárna.
Iónová väzba
Iónová je taká väzba, ktorá vzniká medzi iónmi alebo v dôsledku úplného stiahnutia spoločného elektrónového páru jedným z atómov. V látkach sa tento typ chemickej väzby uskutočňuje silami elektrostatickej príťažlivosti.
Ióny sú nabité častice vytvorené z atómov v dôsledku pribúdania alebo straty elektrónov. Keď atóm prijme elektróny, získa záporný náboj a stane sa aniónom. Ak atóm daruje valenčné elektróny, stane sa kladne nabitou časticou nazývanou katión.
Je charakteristická pre zlúčeniny vznikajúce interakciou atómov typických kovov s atómami typických nekovov. Hlavnou úlohou tohto procesu je ašpirácia atómov na získanie stabilných elektronických konfigurácií. A na to potrebujú typické kovy a nekovy dať alebo prijať iba 1-2 elektróny,čo robia s ľahkosťou.
Mechanizmus tvorby iónovej chemickej väzby v molekule sa tradične zvažuje na príklade interakcie sodíka a chlóru. Atómy alkalických kovov ľahko darujú elektrón ťahaný atómom halogénu. Výsledkom je katión Na+ a anión Cl-, ktoré drží pohromade elektrostatická príťažlivosť.
Neexistuje ideálna iónová väzba. Ani v takýchto zlúčeninách, ktoré sa často označujú ako iónové, nedochádza ku konečnému prenosu elektrónov z atómu na atóm. Vytvorený elektrónový pár sa stále bežne používa. Preto hovoria o stupni ionicity kovalentnej väzby.
Iónová väzba sa vyznačuje dvoma hlavnými vlastnosťami, ktoré spolu navzájom súvisia:
- nesmerové, t.j. elektrické pole okolo iónu má tvar gule;
- Nenasýtenie, t.j. počet opačne nabitých iónov, ktoré môžu byť umiestnené okolo akéhokoľvek iónu, je určený ich veľkosťou.
Kovalentná chemická väzba
Väzba, ktorá vzniká pri prekrývaní elektrónových oblakov nekovových atómov, t. j. uskutočňovaná spoločným elektrónovým párom, sa nazýva kovalentná väzba. Počet zdieľaných párov elektrónov určuje multiplicitu väzby. Atómy vodíka sú teda spojené jednou väzbou H··H a atómy kyslíka tvoria dvojitú väzbu O::O.
Existujú dva mechanizmy jeho vzniku:
- Výmena - každý atóm predstavuje jeden elektrón na vytvorenie spoločného páru: A +B=A: B, pričom spojenie zahŕňa externé atómové orbitály, na ktorých sa nachádza jeden elektrón.
- Donor-akceptor - na vytvorenie väzby jeden z atómov (donor) poskytuje pár elektrónov a druhý (akceptor) - voľný orbitál na jeho umiestnenie: A +:B=A:B.
Spôsoby, ktorými sa elektrónové oblaky prekrývajú pri vytváraní kovalentnej chemickej väzby, sú tiež odlišné.
- Priamo. Oblasť prekrytia oblakov leží na priamke pomyselnej čiary spájajúcej jadrá uvažovaných atómov. V tomto prípade vznikajú σ-väzby. Typ chemickej väzby, ktorá sa v tomto prípade vyskytuje, závisí od typu elektrónových oblakov, ktoré sa prekrývajú: s-s, s-p, p-p, s-d alebo p-d σ-väzby. V častici (molekule alebo ióne) sa môže medzi dvoma susednými atómami vyskytnúť iba jedna σ-väzba.
- Strana. Vykonáva sa na oboch stranách čiary spájajúcej jadrá atómov. Takto vzniká π-väzba a možné sú aj jej varianty: p-p, p-d, d-d. Oddelene od σ-väzby sa π-väzba nikdy nevytvorí, môže byť v molekulách obsahujúcich viacnásobné (dvojité a trojité) väzby.
Vlastnosti kovalentnej väzby
Určujú chemické a fyzikálne vlastnosti zlúčenín. Hlavnými vlastnosťami akejkoľvek chemickej väzby v látkach sú jej smerovosť, polarita a polarizovateľnosť, ako aj sýtosť.
Smerovosť väzby určuje vlastnosti molekulyštruktúra látok a geometrický tvar ich molekúl. Jeho podstata spočíva v tom, že najlepšie prekrytie elektrónových oblakov je možné pri určitej orientácii v priestore. Možnosti vytvorenia σ- a π-väzieb už boli zvážené vyššie.
Saturácia sa chápe ako schopnosť atómov vytvoriť určitý počet chemických väzieb v molekule. Počet kovalentných väzieb pre každý atóm je obmedzený počtom vonkajších orbitálov.
Polarita väzby závisí od rozdielu v hodnotách elektronegativity atómov. Určuje rovnomernosť rozloženia elektrónov medzi jadrami atómov. Kovalentná väzba na tomto základe môže byť polárna alebo nepolárna.
- Ak spoločný elektrónový pár patrí rovnako ku každému z atómov a nachádza sa v rovnakej vzdialenosti od ich jadier, potom je kovalentná väzba nepolárna.
- Ak sa spoločný pár elektrónov posunie do jadra jedného z atómov, vytvorí sa kovalentná polárna chemická väzba.
Polarizovateľnosť je vyjadrená vytesnením väzbových elektrónov pôsobením vonkajšieho elektrického poľa, ktoré môže patriť inej častici, susedným väzbám v tej istej molekule alebo pochádzať z vonkajších zdrojov elektromagnetických polí. Takže kovalentná väzba pod ich vplyvom môže zmeniť svoju polaritu.
Pod hybridizáciou orbitálov rozumieme zmenu ich foriem pri realizácii chemickej väzby. Je to potrebné na dosiahnutie čo najefektívnejšieho prekrývania. Existujú nasledujúce typy hybridizácie:
- sp3. Jeden s- a tri p-orbitály tvoria štyri„hybridné“orbitály rovnakého tvaru. Navonok pripomína štvorsten s uhlom medzi osami 109°.
- sp2. Jeden s- a dva p-orbitály tvoria plochý trojuholník s uhlom medzi osami 120°.
- sp. Jeden s- a jeden p-orbitál tvoria dva "hybridné" orbitály s uhlom medzi ich osami 180°.
Kovová väzba
Črtou štruktúry atómov kovov je pomerne veľký polomer a prítomnosť malého počtu elektrónov vo vonkajších orbitáloch. Výsledkom je, že v takýchto chemických prvkoch je väzba medzi jadrom a valenčnými elektrónmi relatívne slabá a ľahko sa rozbije.
Kovová väzba je taká interakcia medzi atómami kovu-iónmi, ktorá sa uskutočňuje pomocou delokalizovaných elektrónov.
V kovových časticiach môžu valenčné elektróny ľahko opustiť vonkajšie orbitály, ako aj obsadiť na nich voľné miesta. V rôznych časoch teda tá istá častica môže byť atómom a iónom. Elektróny odtrhnuté od nich sa voľne pohybujú po celom objeme kryštálovej mriežky a vytvárajú chemickú väzbu.
Tento typ väzby má podobnosti s iónovými a kovalentnými. Rovnako ako pre iónové sú ióny nevyhnutné pre existenciu kovovej väzby. Ak sú však na realizáciu elektrostatickej interakcie v prvom prípade potrebné katióny a anióny, potom v druhom prípade zohrávajú úlohu záporne nabitých častíc elektróny. Ak porovnáme kovovú väzbu s kovalentnou väzbou, potom na vytvorenie oboch sú potrebné spoločné elektróny. Avšak vna rozdiel od polárnej chemickej väzby nie sú lokalizované medzi dvoma atómami, ale patria všetkým kovovým časticiam v kryštálovej mriežke.
Kovové väzby sú zodpovedné za špeciálne vlastnosti takmer všetkých kovov:
- plasticita, prítomná v dôsledku možnosti premiestnenia vrstiev atómov v kryštálovej mriežke držanej elektrónovým plynom;
- kovový lesk, ktorý sa pozoruje v dôsledku odrazu svetelných lúčov od elektrónov (v práškovom stave neexistuje žiadna kryštálová mriežka, a preto sa po nej pohybujú elektróny);
- elektrická vodivosť, ktorá sa uskutočňuje prúdom nabitých častíc a v tomto prípade sa malé elektróny voľne pohybujú medzi veľkými kovovými iónmi;
- tepelná vodivosť, pozorovaná vďaka schopnosti elektrónov prenášať teplo.
Vodíková väzba
Tento typ chemickej väzby sa niekedy nazýva medziprodukt medzi kovalentnou a intermolekulárnou interakciou. Ak má atóm vodíka väzbu s jedným zo silne elektronegatívnych prvkov (ako je fosfor, kyslík, chlór, dusík), potom je schopný vytvoriť ďalšiu väzbu nazývanú vodík.
Je oveľa slabšia ako všetky vyššie uvedené typy väzieb (energia nie je väčšia ako 40 kJ/mol), ale nemožno ju zanedbať. Preto chemická vodíková väzba v diagrame vyzerá ako bodkovaná čiara.
Výskyt vodíkovej väzby je možný v dôsledku súčasnej elektrostatickej interakcie donor-akceptor. Veľký rozdiel v hodnotáchelektronegativita vedie k objaveniu sa nadmernej hustoty elektrónov na atómoch O, N, F a ďalších, ako aj k jej nedostatku na atóme vodíka. V prípade, že medzi takýmito atómami neexistuje chemická väzba, aktivujú sa príťažlivé sily, ak sú dostatočne blízko. V tomto prípade je protón akceptorom elektrónového páru a druhý atóm je donor.
Vodíkové väzby môžu nastať medzi susednými molekulami, napríklad vodou, karboxylovými kyselinami, alkoholmi, amoniakom, ako aj v rámci molekuly, napríklad kyselinou salicylovou.
Prítomnosť vodíkovej väzby medzi molekulami vody vysvetľuje množstvo jej jedinečných fyzikálnych vlastností:
- Hodnoty jeho tepelnej kapacity, dielektrickej konštanty, bodu varu a bodu topenia by v súlade s výpočtami mali byť oveľa nižšie ako skutočné hodnoty, čo sa vysvetľuje väzbou molekúl a potrebou minúť energiu na prerušenie medzimolekulových vodíkových väzieb.
- Na rozdiel od iných látok, keď teplota klesá, objem vody sa zväčšuje. Je to spôsobené tým, že molekuly zaberajú určitú pozíciu v kryštálovej štruktúre ľadu a vzďaľujú sa od seba o dĺžku vodíkovej väzby.
Toto spojenie zohráva špeciálnu úlohu pre živé organizmy, pretože jeho prítomnosť v molekulách bielkovín určuje ich špeciálnu štruktúru, a tým aj vlastnosti. Okrem toho sú nukleové kyseliny, ktoré tvoria dvojzávitnicu DNA, tiež presne spojené vodíkovými väzbami.
Komunikácia v kryštáloch
Prevažná väčšina pevných látok má kryštálovú mriežku – zvláštnosťvzájomné usporiadanie častíc, ktoré ich tvoria. V tomto prípade sa pozoruje trojrozmerná periodicita a atómy, molekuly alebo ióny sa nachádzajú v uzloch, ktoré sú spojené imaginárnymi čiarami. V závislosti od povahy týchto častíc a väzieb medzi nimi sa všetky kryštálové štruktúry delia na atómové, molekulárne, iónové a kovové.
V uzloch iónovej kryštálovej mriežky sú katióny a anióny. Navyše, každý z nich je obklopený presne definovaným počtom iónov len s opačným nábojom. Typickým príkladom je chlorid sodný (NaCl). Majú tendenciu mať vysoké body topenia a tvrdosť, pretože vyžadujú veľa energie na rozbitie.
Molekuly látok tvorené kovalentnou väzbou sa nachádzajú v uzloch molekulárnej kryštálovej mriežky (napríklad I2). Sú navzájom prepojené slabou van der Waalsovou interakciou, a preto je možné takúto štruktúru ľahko zničiť. Takéto zlúčeniny majú nízke teploty varu a topenia.
Atómovú kryštálovú mriežku tvoria atómy chemických prvkov s vysokými hodnotami valencie. Sú spojené silnými kovalentnými väzbami, čo znamená, že látky majú vysoké teploty varu, topenia a vysokú tvrdosť. Príkladom je diamant.
Všetky typy väzieb, ktoré sa nachádzajú v chemikáliách, majú teda svoje vlastné charakteristiky, ktoré vysvetľujú zložitosť interakcie častíc v molekulách a látkach. Vlastnosti zlúčenín závisia od nich. Určujú všetky procesy vyskytujúce sa v prostredí.
