Chemická väzba

Kovalentná väzba je typ väzby medzi dvoma atómami, na ktorej sa podieľajú atómy dvoma elektrónmi. Elektrónový pár tvorí oblak medzi zlúčenými atómami. Podľa prekryvu orbitálov delíme tieto väzby na:

• väzba σ,
• väzba π,
• väzba δ,
• väzba φ (teoretická, zatiaľ nepozorovaná),
• väzba γ (teoretická, zatiaľ nepozorovaná).

Najznámejšie sú σ a π. Väzba σ nastáva, ak je iba jeden prekryv orbitálov na spojnici jadier atómov (prekryv orbitálov s a s, s a p_x,y,z , p_x a p_x). Väzba π nastáva, ak sú dva prekryvy orbitálov mimo spojnice jadier atómov(p_y,z a p_y,z , ...). Väzba δ nastáva, ak sú prekryvy orbitálov štyri mimo spojnice jadier atómov. Tak môžu byť viazané dva atómy viacerými väzbami, tak aby sa geometricky nevylučovali. Podľa počtu väzieb medzi atómami delíme väzby na:

• jednoduchá väzba (σ),
• dvojitá väzba (σ + π),
• trojitá väzba (σ + 2π),
• štvoritá väzba (σ + 2π + δ),
• pätitá väzba (σ + 2π + 2δ),
• šestitá väzba (σ + 2π + 3δ).

Posledné tri nie sú také bežné v chémii, vyskytujú sa len v dvoj- a viaccentrálnych komplexných zlúčeninách kovov : rénium, volfrám, molybdén, chróm a urán.

Tieto väzby delíme podľa toho, či sú darcami elektrónov oba atómy či len jeden na:

• vlastnú kovalentnú väzbu (1+1),
• kovalentnú koordinačnú väzbu (2+0).

Hlavný článok: kovalentná väzba

Je väzba, na ktorej sa podieľajú každý atóm po jednom elektróne. Podľa rozdielu elektronegativít väzbových atómov – polarity väzby (teda podľa posunutia elektrónového mraku k jednému elektronegatívnejšiemu prvku, resp. podľa iónového charakteru väzby) – rozlišujeme väzby na:

• nepolárna kovalentná (0≤Δx<0,4),
• polárna kovalentná (0,4<Δx≤1,7),
• iónová kovalentná (1,7<Δx).

Peptidová väzba je obyčajná kovalentná väzba, je to špecifická skupina v organickej chémii.

Nepolárna väzba Ak je elektronegativita obidvoch atómov rovnaká, ťažisko elektrónového oblaku je uprostred medzi atómami (homeopolárna väzba). Takéto väzby sú napríklad v molekulách, v ktorých sú viazané dva rovnaké atómy v rovnakom stave, napr.: F₂, Cl₂, Br₂, I₂, H₂O₂, H₂S₂, ...

Polárna väzba Pri rozdielnej elektronegativite zlúčených atómov (v intervale 0,4 až 1,7) je ťažisko väzbového orbitálu elektrónového oblaku posunuté k atómu elektronegatívnejšieho prvku. V takýchto zlúčeninách sa označuje kladný a záporný čiastkový (parciálny) náboj na týchto atómoch. Označuje sa ako δ+, resp. δ- (záporný na elektronegatívnejšom prvku). Polárne zlúčeniny: NH₃, H₂O, H₂S, PH₃, ...

Iónová väzba

Hlavný článok: iónová väzba

Elektronegatívnejší prvok si ku sebe pritiahne elektrónový pár až je pritiahnutý do vonkajšej vrstvy. Tak vznikajú opačne nabité časti molekuly: katión (+) a anión (-) (spoločný názov ióny). Pôsobením elektrostatických príťažlivých síl opačne elektricky nabitých iónov drží molekula spolu. Niekedy sa nedá vysvetliť vznik iónovej väzby z kovalentnej väzby (napr. iónové komplexy), lebo nevieme presne určiť, z ktorého atómu komplexu by mala vychádzať táto väzba a všetky atómy sú v tomto prípade rovnako rovnocenné. Niekedy totiž môže mať komplex celkový záporný náboj, i keď centrálny atóm je kladne nabitý. Záporný náboj do komplexu prinášajú potom ligandy (napr. F^-, OH^-, CN^- atď.). To je jeden z hlavných dôvodov, prečo niektorí vedci sú zástancovia toho, aby bola iónová väzba považovaná za osobitný druh väzby, teda oddelene od kovalentnej väzby. Iónové zlúčeniny: NaF, NaCl, NaBr, KI, K₂SO₄, ...

Hlavný článok: koordinačná väzba

Koordinačná väzba (donornoakceptorná) je kovalentná väzba, pri ktorej jeden atóm (donor) odovzdá svoj voľný elektrónový pár do priestoru prázdneho valenčného orbitálu druhého atómu (akceptor). Táto väzba je približne rovnako pevná ako klasická kovalentná väzba. Látky majúce vo svojej štruktúre koordinačnú väzbu sa nazývajú koordinačné zlúčeniny (komplexy), napr.: [Cu(NH₃)₄]SO₄.H₂O, ... Koordinačnú sféru (časť) zlúčeniny tvorí centrálny atóm (akceptor) a ligandy (donor/donory).

Hlavný článok: kovová väzba

Kovová väzba je medzi atómami v kryštálovej štruktúre kovu. Vzniká prekrývaním orbitálov valenčných elektrónov podobne ako kovalentná väzba. Rozdiel je v tom, že atómy kovu majú menej valenčných elektrónov, ako je ich koordinačné číslo. Podstata kovovej väzby: atómy sú v štruktúre kovu obklopené väčším počtom rovnakých atómov. Pri tomto tesnom usporiadaní dochádza k prekryvu neúplne obsadených valenčných orbitálov a tak sa v dôsledku tohto prekryvu dostávajú elektróny pod spoločný vplyv všetkých okolitých atómov a vytvárajú energetický pás. Atómy, ktorých sa valenčné elektróny dostávajú pod spoločný vplyv, sa menia na katióny. Medzi katiónmi a voľne pohybujúcimi sa elektrónmi pôsobia príťažlivé sily – kovová väzba.

Hlavný článok: vodíková väzba

Vodíková väzba (vodíkový mostík) vzniká medzi atómom vodíka a ďalším atómom s veľkou elektronegativitou, ktorý má voľný elektrónový pár (F, N, O).

Van der Waalsové sily sú príťažlivé alebo odpudivé interakcie (sily) medzi molekulami. Sú omnoho slabšie ako kovalentná, či vodíková väzba. Vznikajú najmä v nepolárnych molekulách. Rozlišujeme tri druhy:

• Coulombická sila je spôsobená polaritou molekúl. Ide o čisto elektrostatický jav. Molekuly sa k sebe natočia opačnými pólmi s elektrickým nábojom (pôsobenie dipól – dipól),
• Indukčná sila potrebuje pre vznik trvalo polarizovanú molekulu a tá polarizuje aj ostatné molekuly (aj polárne aj nepolárne) (pôsobenie dipól – nepolár),
• Disperzná sila vychádza z predstavy, že molekula chaoticky kmitá a pri určitom momente sa neutralita poruší a vznikne dipól (pôsobenie nepolár – nepolár).

Podľa druhu interagujúcich častíc vyplýva, že najsilnejšia je Coulombická sila, druhá je indukčná sila a naslabšia je disperzná sila.