INTERATOMICKÉ VAZBY: VLASTNOSTI A TYPY - CHEMIE - 2026

Meziatomové vazba je chemická vazba, která vznikne mezi atomy k produkci molekul. Ačkoli dnes vědci obecně souhlasí s tím, že elektrony se točí kolem jádra, v průběhu historie se předpokládalo, že každý elektron obíhá kolem jádra atomu v oddělené skořápce.

Vědci dnes dospěli k závěru, že elektrony se vznášejí nad konkrétními oblastmi atomu a netvoří orbity, ale valenční obal se stále používá k popisu dostupnosti elektronů.

Obrázek 1: atomy vzájemně reagující prostřednictvím chemických vazeb.

Linus Pauling přispěl k modernímu pochopení chemického spojování tím, že napsal knihu „The Nature of Chemical Bonding“, kde shromažďoval myšlenky od Sir Isaac Newton, Étienne François Geoffroy, Edward Frankland a zejména Gilbert N. Lewis.

V něm spojil fyziku kvantové mechaniky s chemickou povahou elektronických interakcí, ke kterým dochází při vytváření chemických vazeb.

Paulingova práce se soustředila na zjištění, že skutečné iontové vazby a kovalentní vazby leží na koncích vazebného spektra a že většina chemických vazeb je klasifikována mezi tyto extrémy.

Pauling dále vyvinul posuvnou stupnici vázaného typu řízenou elektronegativitou atomů zapojených do vazby.

Paulingovy nesmírné příspěvky k našemu modernímu chápání chemického vázání vedly k tomu, že mu byla udělena Nobelova cena z roku 1954 za „výzkum povahy chemického vázání a jeho aplikaci k objasnění struktury komplexních látek“.

Živé věci jsou tvořeny atomy, ale ve většině případů tyto atomy neplávají pouze jednotlivě. Místo toho obvykle interagují s jinými atomy (nebo skupinami atomů).

Například atomy mohou být spojeny silnými vazbami a uspořádány do molekul nebo krystalů. Nebo mohou vytvářet dočasné slabé vazby s jinými atomy, které se s nimi srazí.

Silná pouta, která vážou molekuly, i slabá pouta, která vytvářejí dočasná spojení, jsou nezbytná pro chemii našich těl a pro existenci samotného života.

Atomy mají tendenci se organizovat co nejstabilněji, což znamená, že mají tendenci dokončovat nebo vyplňovat své nejvzdálenější elektrony.

Spojí se s jinými atomy, aby to udělali. Síla, která drží atomy pohromadě ve sbírkách známých jako molekuly, je známá jako chemická vazba.

Druhy interatomových chemických vazeb

Kovová vazba

Kovová vazba je síla, která drží atomy pohromadě v čisté kovové látce. Taková pevná látka sestává z pevně nabitých atomů.

Ve většině případů se vnější obal elektronů každého z atomů kovu překrývá s velkým počtem sousedních atomů. V důsledku toho se valenční elektrony nepřetržitě pohybují z atomu na atom a nejsou spojeny s žádným specifickým párem atomů.

Obrázek 2: ilustrace kovové vazby

Kovy mají několik jedinečných vlastností, jako je schopnost vést elektřinu, nízká ionizační energie a nízká elektronegativita (takže se snadno vzdávají elektronů, to znamená, že jsou kationty).

Jejich fyzikální vlastnosti zahrnují lesklý (lesklý) vzhled a jsou poddajné a tažné. Kovy mají krystalickou strukturu. Kovy jsou však také tvárné a tažné.

V roce 1900 Paul Drüde přišel s teorií elektronového moře modelováním kovů jako směsi atomových jader (atomová jádra = pozitivní jádra + vnitřní elektronová skořepina) a valenčních elektronů.

V tomto modelu jsou valenční elektrony volné, delokalizované, mobilní a nejsou spojeny s žádným konkrétním atomem.

Iontová vazba

Iontové vazby jsou elektrostatické povahy. Vyskytují se, když se prvek s kladným nábojem spojí s negativním nábojem coulombickými interakcemi.

Prvky s nízkou ionizační energií mají tendenci snadno ztratit elektrony, zatímco prvky s vysokou elektronovou afinitou mají tendenci je získat tak, že produkují kationty a anionty, což jsou formy iontových vazeb.

Sloučeniny vykazující iontové vazby vytvářejí iontové krystaly, ve kterých pozitivní a záporně nabité ionty oscilují blízko sebe, ale není vždy přímá korelace 1-1 mezi kladnými a zápornými ionty.

Iontové vazby mohou být obvykle přerušeny hydrogenací nebo přidáním vody do sloučeniny.

Látky držené pohromadě iontovými vazbami (jako je chlorid sodný) se mohou obvykle rozdělit na skutečné nabité ionty, když na ně působí vnější síla, například když se rozpustí ve vodě.

Dále, v pevné formě, jednotlivé atomy nejsou přitahovány k jednotlivému sousedovi, ale místo toho vytvářejí obří sítě, které jsou přitahovány k sobě elektrostatickými interakcemi mezi jádrem každého atomu a sousedními valenčními elektrony.

Přitažlivá síla mezi sousedními atomy dává iontovým pevným látkám extrémně uspořádanou strukturu známou jako iontová mříž, kde protilehlé nabité částice se vzájemně vyrovnávají, aby vytvořily pevně vázanou tuhou strukturu.

Obrázek 3: krystal chloridu sodného

Kovalentní vazba

Kovalentní vazba nastává, když jsou páry elektronů sdíleny atomy. Atomy se budou kovalentně navazovat na jiné atomy, aby dosáhly větší stability, čehož je dosaženo vytvořením úplného elektronového obalu.

Sdílením svých nejvzdálenějších (valenčních) elektronů mohou atomy vyplnit jejich vnější obal elektrony a získat stabilitu.

Obrázek 4: Lewisův diagram kovalentní vazby molekuly dusíku

Ačkoli se říká, že atomy sdílejí elektrony, když vytvářejí kovalentní vazby, často nesdílejí elektrony stejně. Teprve když dva atomy stejného prvku tvoří kovalentní vazbu, jsou sdílené elektrony skutečně sdíleny rovnoměrně mezi atomy.

Když atomy různých prvků sdílejí elektrony kovalentní vazbou, elektron se bude přitahovat dále k atomu s nejvyšší elektronegativitou vedoucí k polární kovalentní vazbě.

Ve srovnání s iontovými sloučeninami mají kovalentní sloučeniny obvykle nižší teplotu tání a teplotu varu a mají menší tendenci k rozpuštění ve vodě.

Kovalentní sloučeniny mohou být v plynném, kapalném nebo pevném stavu a nevedou dobře elektřinu ani teplo.

Vodíkové vazby

Obrázek 5: vodíkové vazby mezi dvěma molekulami vody

Vodíkové vazby nebo vodíkové vazby jsou slabé interakce mezi atomem vodíku připojeným k elektronegativnímu prvku s jiným elektronegativním prvkem.

V polární kovalentní vazbě, která obsahuje vodík (například OH vazba v molekule vody), bude mít vodík mírný kladný náboj, protože vazebné elektrony jsou přitahovány silněji k druhému prvku.

Díky tomuto mírnému kladnému náboji bude vodík přitahován k jakýmkoli sousedním záporným nábojům.

Odkazy na Van der Waals

Jsou to relativně slabé elektrické síly, které přitahují neutrální molekuly k sobě navzájem v plynech, ve zkapalněných a ztuhlých plynech a téměř ve všech organických a pevných kapalinách.

Síly jsou pojmenovány pro nizozemského fyzika Johannesa Diderika van der Waalse, který v roce 1873 tyto intermolekulární síly nejprve postuloval ve vývoji teorie vysvětlující vlastnosti skutečných plynů.

Van der Waalsovy síly jsou obecný termín používaný k definování přitahování mezimolekulárních sil mezi molekulami.

Existují dvě třídy Van der Waalsových sil: londýnské rozptylové síly, které jsou slabými a silnějšími dipólem a dipólem.

Reference

1. Anthony Capri, AD (2003). Chemické vázání: povaha chemického vázání. Citováno z visionlearning visionlearning.com
2. Camy Fung, NM (2015, 11. srpna). Kovalentní vazby. Převzato z chem.libretexts chem.libretexts.org
3. Clark, J. (2017, 25. února). Kovové lepení. Převzato z chem.libretexts chem.libretexts.org
4. Encyclopædia Britannica. (2016, 4. dubna). Kovová vazba. Převzato z britannica britannica.com.
5. Encyclopædia Britannica. (2016, 16. března). Síly Van der Waals. Převzato z britannica britannica.com
6. Kathryn Rashe, LP (2017, 11. března). Van der Waals Forces. Převzato z chem.libretexts chem.libretexts.org.
7. Khan, S. (SF). Chemické vazby. Převzato z khanacademy khanacademy.org.
8. Martinez, E. (2017, 24. dubna). Co je atomové vázání? Převzato ze sciencing sciencing.com.
9. Wyzant, Inc. (SF). Vazby. Převzato z wyzant wyzant.com.