Chemické vazby
2.1 Vazby primární a sekundární
V přírodě se prvky nevyskytují většinou ve formě atomů, ale slučují se do vyšších strukturních útvarů, molekul, krystalů apod. Příčinou tohoto slučování jsou chemické vazby. Pro popis některých vlastností chemické vazby je možno použít starších představ o stavbě atomu podle Bohra, ale podstatně lepší, kvalitativně i kvantitativně přesnější výsledky dává kvantová mechanika, která ve svém vývoji právě v teorii chemické vazby slavila velké úspěchy.
Chemické vazby se obvykle rozdělují na primární a sekundární. Do skupiny primárních vazeb patří pevné vazby kovalentní, iontová a kovová. Jako sekundární vazby jsou označovány obvykle slabé vazby van der Waalsovy a vodíková vazba.
2.2 Základní pojmy
Chemická vazba se může vytvořit jen tehdy, přiblížíme-li obě (všechna) jádra do určité vzdálenosti, při které dojde ke vzájemné interakci elektronových obalů (nejdříve nejvzdálenějších valenčních elektronů). Tato interakce, přestože se souhlasně nabité elektrony odpuzují, vede ke vzniku vazebných (přitažlivých) sil. Při určité vzdálenosti je dosaženo minima energie, která představuje rovnovážnou vzdálenost jader v molekule. Tuto vzdálenost nazýváme délkou vazby. Oba atomy kmitají kolem této polohy tepelným pohybem. Energie potřebná k přerušení vazby (opětovnému vzdálení atomů) se nazývá vazebná energie. Je důležitým parametrem vazby, udává se buď v elektronvoltech (1eV = 1,6 . 10-19J) na jednu vazbu, nebo v J na mol vazeb (molekul).
V případě, že se vazby účastní více elektronových párů, nazýváme ji vazbou násobnou a značíme ji více čárkami podle jejich počtu. Vazebná energie dvojné, resp. trojné vazby je větší než vazby jednoduché, ale jednotlivé vazby nejsou rovnocenné.
Definujeme také další pojmy jako např.:
· Koordinační číslo – udává počet okolních atomů chemicky vázaných s daným atomem. Toto číslo nemusí být stejné jako počet vazeb.
· Vaznost – udává počet chemických vazeb, které atom tvoří s okolními atomy. Chemické vazby jsou graficky znázorněny čárkami. Vaznost atomu tedy poznáme podle počtu čárek vycházejících z atomu.
· Elektronegativita – schopnost přitahovat k sobě vazebné elektrony. O kolik větší elektronegativitu má daný atom než atom druhý, tím více je vazebný náboj k němu posunut a tím větší procento iontovosti vazby vykazuje. Velikost posunutí elektronů k elektronegativnějšímu atomu je úměrné rozdílu elektronegativit obou atomů a tedy nezáleží na jejich absolutních hodnotách.
· Oxidace, redukce – jestliže atom (ion) odevzdá elektrony, tzn. zvyšuje své oxidační číslo, nazýváme takový děj oxidací. Atom (ion), který elektrony přijímá, snižuje (redukuje) své oxidační číslo a takový děj nazýváme redukce.
· Molekuly polární a nepolární – v důsledku posunutí elektrického náboje mezi jádry sousedních atomu s rozdílnou elektronegativitou dojde k separaci nábojového středu kladného a záporného náboje a k vytvoření elektrického dipólu. Tento dipól však není indukován vnějším elektrickým polem, ale je stálý (permanentní). Takové molekuly označujeme jako polární. Molekul, které permanentní dipól nemají jsou nazývány nepolární.
· Ionizační energie – energie, kterou musíme atomu dodat, abychom vzdálili elektron do nekonečna. Podle toho, kolikátý elektron z původního atomu vyrážíme, označujeme ionizační energii jako první, druhou, třetí apod. Vzdálenější elektrony ve valenční slupce se vyrážejí nejsnadněji. Je proto logické, že druhá, třetí atd. ionizační energie je větší než ta předchozí.
· Elektronová afinita – je energie, která se uvolní, jestliže k neutrálnímu atomu elektron přidáme.