Kovalentní vazba

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání

Kovalentní vazba (homopolární) je vnitromolekulární forma chemické vazby, kterou lze charakterizovat sdílením jednoho nebo více párů elektronů mezi dvěma prvky. Atomy účastnící se vazby si tímto způsobem zaplňují valenční vrstvu elektronového obalu. Energie kovalentní vazby je větší než energie intermolekulárních vodíkových vazeb. Tento druh vazby je typický pro atomy organických molekul a pro anorganické látky s krystalickou mřížkou složenou ze stejných atomů (diamant, křemík, germanium, karbid křemíku).


Polarita vazby[editovat | editovat zdroj]

Polární vazba v HCl

Na základě rozdílu elektronegativit prvků tvořících vazbu rozlišujeme polární a nepolární kovalentní vazbu. Polární vazba je tvořena prvky jejichž rozdíl elektronegativit je větší než 0,4 a menší 1,67. U nepolární vazby musí být hodnota tohoto rozdílu menší než 0,4. Vazby s rozdílem elektronegativit větším než 1,67 nazýváme iontové.

Rozdělení vazeb[editovat | editovat zdroj]

Na 3D modelu molekuly ethenu vidíme dvojnou vazbu tvořenou 1 vazbou σ a 1 vazbou π (vyznačen překryv p-orbitalů)
  • vazba sigma — místo maximálního překryvu orbitalů leží na spojnici jader vazebných atomů
    • typu H–H — dva atomy vodíku se spojí v molekulu H2 — dojde k překrytí dvou orbitalů s, do této skupiny patří i překrytí orbitalů s a p
    • typu F–F — atomy fluoru — dojde k překrytí dvou orbitalů p, do této skupiny patří i překrytí orbitalů p a d
  • vazba pí — místo maximálního překryvu orbitalů leží mimo spojnici jader, orbitaly se překrývají ve dvou místech — např. p-p, p-d, d-d,

Pokud je mezi atomy dvojná nebo trojná vazba je vždy jedna vazba σ a ostatní jsou vazby π

Řád vazby[editovat | editovat zdroj]

Řád vazby charakterizuje počet elektronových párů sdílených mezi atomy (nemusí být nutně celočíselný). Je roven rozdílu počtu vazebných a protivazebných elektronů, dělený dvěma.

  • Jednoduchá vazba je tvořena sdílením jednoho elektronového páru (řád vazby je roven jedné). Jako příklad lze uvést vazbu mezi atomy vodíku a kyslíkem v molekule vody.
  • Dvojná vazba je tvořena sdílením dvou elektronových párů (např. v molekule ethen; tvoří ji jedna sigma a jedna pi vazba).
  • Trojná vazba je tvořena sdílením tří elektronových párů (např. v molekule ethynu; tvoří ji dvě pi a jedna sigma vazba).
  • Čtverná vazba je tvořena sdílením čtyř elektronových párů. Tento typ vazby mohou vytvářet pouze přechodné kovy, protože se na ní podílejí d-orbitaly. Je poměrně vzácná, popsána byla např. ve sloučeninách molybdenu a ruthenia.
  • Paterná vazba je tvořena sdílením pěti elektronových párů. Tento typ vazby mohou vytvářet pouze přechodné kovy, protože se na ní mohou podílet i vyšší orbitaly než d-. Byla zaznamenána ve sloučenině CrC6H3-2,6-(C6H4-2,6-(CHMe2)2)2]2, paterná vazba je mezi chromy.
  • Šesterná vazba je tvořena sdílením šesti elektronových párů. Tento typ vazby mohou vytvářet pouze přechodné kovy, protože se na ní podílí vyšší orbitaly než d-. Teoreticky je v molekule U2, ta však neexistje. Zaznamenána ale byla u wolframu, podobně jako v uranu-W2.
  • Vyšší vazby než šesterné by neměly existovat.

Reference[editovat | editovat zdroj]