chemická vazba
chemická vazba, způsob spojení dvou nebo několika atomů nebo atomových skupin ve složitější částici (molekulu), která je stabilnější (má nižší energii) než její konstituenty, protože vnější (valenční) elektrony zaujmou po vzniku ch. v. stabilnější (energeticky méně náročné) seskupení, než bylo ve výchozích at. Podle povahy výchozích částic je způsob stabilizace různý a podle toho se rozlišují tři zákl. druhy vazeb: a) při úplném předání elektronů vznikne i o n to v á v azb a (někdy zvaná též heteropolární, polární). Za normálních okolností (tlak, teplota, nepřítomnost rozpouštědla) je vzniklou částicí iontový krystal. Např. předá-li at. sodíku svůj jediný valenční elektron z orbitalu 3s (který je k at. vázán relat. volně) at. chloru, který má jedno volné místo v orbitalu 3p, vzniknou ionty Na+ a Cl-. V krystalu soli nelze rozlišit jednotlivé molek., symbol NaCl má pouze význam vzorcové jednotky. Vznik iontové vazby je jev elektrostatický, vazebné síly jsou coulombovské. V roztoku jsou ionty odděleny vlivem rozpouštědla solvatačními silami; b) při zprostředkování vazby sdílením elektronového páru dvěma at., z nichž každý poskytl jeden elektron, vznikne kovalentní vazba (označovaná též homeopolární, nepolární); někdy se pod ch. v. chápe v užším smyslu jen kovalentní vazba. Jeden sdílený elektronový pár vytváří jednoduchou vazbu, dva páry dvojnou a tři trojnou. Elektrony ve vzniklém společném orbitalu mají opět nižší energii než ve volných at., proto je vzniklá molek. stabilnější než volné at. Výklad vzniku kovalentní vazby podává kvantová mechanika. Nejjednodušším příkladem kovalentně vázaných at. je molek. vodíku H2, kde k vazbě přispěl každý at. jedním elektronem 1s. Vznikne-li vazba tak, že jeden atom poskytne oba elektrony a druhý prázdný vazebný orbital, vytvoří se opět kovalentní vazba, zvaná však k o o rd i načn í vazb a (někdy též koordinačně kovalentní vazba, dativní vazba nebo donor-akceptorová vazba, popř. semipolární vazba). Např. v molek. amoniaku NH3 jsou tři kovalentní vazby N-H, v nichž vystupují tři elektrony od atomů vodíku a tři z pěti eletronů ve slupce L atomu dusíku. Zbývající dva elektrony tvoří na dusíku volný elektronový pár, který může koordinačně vázat vodíkový kation. Vznikne amonný kation NH+4, v němž již nelze rozlišit, který vodík byl původně vázán v amoniaku a který byl potom koordinován. - Ryze kovalentní vazba vzniká jen tehdy, jsou-li vázány stejné atomy či skupiny, např. v H2 či ve vazbě C-C v ethanu C2H6. Různé at. (skupiny) mají různou elektronegativitu, tj. různou afinitu k elektronům. Výsledná vazba je více či méně polarizovaná, elektronová hustota je větší u atomu (skupiny) o větší elektronegativitě, vazba jeví dipólový moment, je polární. Ryze iontová vazba se rovněž realizuje jen v mezních případech, takže prakticky v každé vazbě lze rozlišit podíl iontové a kovalentní vazby; c) k stabilizaci vazebných elektronů může též dojít tak, že vazebné orbitaly vytvoří jediný elektronový pás, který elektrony obsadí společně, takže potom již nelze přiřadit jednotlivý elektron jednotlivému iontu. Takto jsou vázány at. kovů v kovových krystalech, a proto se toto spojení nazývá kovová vazba. Pevnost vazby charakterizuje vazebná energie, která u kovalentních vazeb je řádu desítek kJ/mol, u iontových o něco nižší. K ch. v. se zpravidla též počítá vodíková vazba, jejíž energie je však řádu desítek kJ/mol. - Org. slouč. se složitou molek. strukturou (řetězce, kruhové systémy) mají některé specifické rysy ch. v., především vzájemné působení násobných vazeb. Ze dvou elektronových párů, tvořících dvojnou vazbu, je jeden vytvořen překryvem orbitalů ve směru spojnice atomů, což je tzv. σ-vazba; druhý elektronový pár, tvořený bočním překryvem p- orbitalů, představuje tzv. %pi-vazbu. Tyto volněji vázané %pi-elektrony mohou vstupovat do interakce s elektrony dalších násobných vazeb. Tato interakce je význ. zejména u konjugovaných vazeb, kde se jednoduché a dvojné vazby střídají (CH = CH-CH = CH). Příkladem s extrémní interakcí jsou tzv. aromatická jádra, kde jsou střídavě tři dvojné a tři jednoduché vazby umístěny v šestičlenném kruhu; v.t. aromatické sloučeniny; benzen. Ve vzniklém systému je všech šest vazeb rovnocenných, %pi-elektrony jsou symetricky delokalizovány, strukturu nelze vystihnout jedním vzorcem; v.t. mezomerie. Dvě dvojné vazby vycházející z jednoho atomu jsou označovány jako kumulované vazby, například v allenu CH2 = C = CH2, ketenu CH2 = C = O.
