Chemická vazba, iontová vazba, kovalentní vazba, koordinační vazba, vodíková vazba
Chemická vazba
Na vazbě mezi dvěma prvky se podílí jejich elektrony
Souběžně s poznáváním elektronového obalu jádra atomů se rozvíjela i představa o podílu elektronů na chemické vazbě. Základ této představě dal J. J. Thomson, který dokázal, že součástí každého atomu jsou elektrony a poprvé vyslovil názor, že slučování atomů umožňuje přechod elektronu z jednoho atomu na druhý. O něco později (1904) vyslovil P. Drude předpoklad, že pozitivita v mocenství je dána počtem elektronů, které jsou v atomu vázány volněji a jsou tedy schopné přecházet na jiný atom s negativní valencí.
Důležitým okamžikem byl poznatek R. Abegga, že součet maximální pozitivní a negativní valence se u mnoha prvků rovná osmi. Význam čísla 8 byl potvrzen v souvislosti se stabilitou elektronových seskupení při kompletním obsazení vnějších orbitalů s a p tak, jak je tomu u vzácných plynů. U všech těchto plynů kromě helia byla prokázána vnější elektronová vrstva s osmi elektrony, tedy elektronový oktet.
Naplnění orbitalů je podstatou elektronové teorie chemické vazby
Podkladem elektronové teorie chemické vazby byl fakt, že určité seskupení elektronů ve vnější slupce vykazuje zvýšenou stabilitu a minimální (prakticky nulovou) chemickou reaktivnost. Obecně to lze popsat tvrzením, že mezi atomy se vytvoří chemická vazba jen tehdy, nastane-li jejich spojením ve vnějších elektronových vrstvách takové přeskupení valenčních elektronů, jemuž přísluší větší stabilita (menší reaktivnost), než elektronovým seskupením v jednotlivých atomech. Důležitým poznatkem také bylo, že až na velmi malé výjimky se vnitřních elektronů chemická vazba netýká.
Význam elektronového oktetu vyplýval z poznání, že například dusík nebo fosfor jsou pozitivně pětimocné a současně negativně trojmocné. Podobně síra a její homology jsou pozitivně šestimocné a současně negativně dvojmocné. Chlór a jeho homology jsou pozitivně sedmimocné a negativně jednomocné. Podobných příkladů je mnoho. Všechny tyto skutečnosti nakonec vedly k potvrzení postulátů, které formuloval již v roce 1869 D. I. Mendělejev ve svém fenomenálním periodickém zákoně, a který v mnoha ohledech postavil i na úžasné chemické intuici, aniž by pro některé jevy měl pragmatické vysvětlení. A právě potvrzení jeho intuitivních předpokladů umožnila až elektronová teorie chemické vazby.
Iontová vazba
Halogeny tvoří velice ochotně jednomocné anionty. To proto, že jejich atomy mají tendenci zachytit jeden elektron, který jim chybí k doplnění vnější elektronové slupky, aby dosáhla stabilní konfigurace. Po doplnění své slupky tímto elektronem totiž získají elektronovou konfiguraci shodnou s nejblíže umístěným vzácným plynem (z pohledu periodické tabulky). Naopak alkalické kovy takovou stabilní konfiguraci získají v okamžiku, kdy se zbaví jednoho elektronu. Tím se alkalické kovy ve vzniklé sloučenině chovají jako jednomocný kationt. Přechodem jednoho elektronu z atomu alkalického kovu na halogen vznikne elektronová konfigurace, která je stabilnější, než konfigurace v obou samostatných (nesloučených) atomech.
Konfigurace elektronů je v případě sodíkového iontu shodná s prvkem neonem, v případě chloridového iontu je shodná s atomem argonu. Atom sodíku ztrátou elektronu získá kladný náboj, zatímco atom chlóru přijetím elektronu naopak získá záporný náboj. Vlivem těchto opačných nábojů jsou oba atomy navzájem přitahovány elektrostatickou silou, která v tomto případě určuje pevnost vzniklé chemické vazby.
Podobně se chovají kovy alkalických zemin, které pro dosažení stabilní konfigurace potřebují odevzdat dva elektrony. Tyto elektrony může převzít nejenom atom s šestimocnou negativní valencí, ale může to být také atomové seskupení (například síranový aniont). Také se může ve výsledné sloučenině utvořit atomové seskupení tvořené jedním atomem s dvojmocnou pozitivní valencí a proti němu mohou stát například dva atomy se sedmimocnou negativní valencí (příkladem může být například chlorid vápenatý CaCl2).
Za ideální iontovou vazbu je považována taková chemická vazba, u které elektrostatická soudržnost iontů nezpůsobí deformaci jejich elektronových obalů a její podstatou je pouze elektrostatické přitahování iontů. Ideálnímu stavu iontové vazby se nejvíce blíží fluorid lithný, protože i ve vzniklé sloučenině zůstává elektronové uspořádání obou atomů stejné, jako lze předpokládat u samostatných atomů v izolovaném stavu.
Soli vytvářené na principu iontové vazby krystalují s vysloveně iontovým typem krystalové mřížky a z toho také vyplývá jejich prakticky téměř úplná disociace ve vodných roztocích.
Kovalentní vazba
V případě vazby mezi rovnocennými atomy nebylo možné předpokládat, že by valenční elektrony byly schopné přecházet z jednoho atomu na druhý. Proto bylo nutné vzít v úvahu fakt, že musí existovat ještě jiný způsob stabilizace vnější elektronové vrstvy atomů při jejich slučování do molekuly.
Vysvětlení podal G. N. Lewis (1916), který vyslovil domněnku, že dochází ke vzájemnému doplňování vnějších elektronových obalů na oktety, tedy že oba atomy mají některé elektrony společné. V této vazbě mají oba atomy jednu společnou dvojici elektronů, čili elektronový pár, do něhož každý atom přispívá jedním elektronem. Mluvíme pak o sdílení elektronového páru a každý takový pár odpovídá jedné vazbě.
Podle této teorie mají halogeny, kyslík, dusík apod. tendenci vytvářet biatomické molekuly. Nejjednodušším příkladem je molekula vodíku. Podobně se však může kovalentní vazba vytvořit i mezi různorodými atomy, přičemž jeden atom může sdílet elektronové páry zároveň s více atomy.
Není-li ve sloučenině dostatek elektronů, aby se mohly jednoduchým sdílením elektronových párů vytvořit oktety, mohou za určitých okolností dva atomy sdílet společně dva nebo tři elektronové páry. Toto je podstatou dvojné případně trojné vazby například mezi atomy uhlíku.
Obecně vazbu vytváří sudý počet elektronů. Existují však výjimky, kdy například odtržením elektronu z molekuly vodíku vznikne tak zvaný radikál-kationt H2+.
Kovalentní vazba může být polární
Pokud se kovalentní vazba vytvoří mezi rovnocennými atomy, oba přispívají svým elektronem rovným dílem a molekula se navenek chová elektroneutrálně. Taková vazba se někdy označuje jako nepolární. Ve skutečnosti se jedná pouze o jeden z možných mezních stavů kovalentní vazby.
Je-li však vazba vytvořena mezi dvěma různorodými atomy, není k oběma atomům elektronový pár přitahován stejnou silou, ale posouvá se k tomu atomu, který jej přitahuje více. Tím tento atom získává částečný (parciální) negativní náboj zatímco druhý z atomů nese částečný kladný náboj. Takováto kovalentní vazba získává polární charakter a stupeň polarity lze posuzovat podle jejího dipólového momentu. Dipólový moment je dán součinem vzdálenosti mezi atomovými jádry a výsledného náboje, který získají oba atomy posunem sdílených elektronů.
Tendence atomu přitahovat sdílené elektrony je závislá na velikosti kladného náboje vnitřní části atomu (bez elektronů vnější vrstvy). To znamená, že v případě vodíku odpovídá tento náboj jednomu elementárnímu pozitivnímu náboji, v případě uhlíku čtyřem, v případě dusíku pěti, v případě kyslíku šesti a v případě fluoru sedmi elementárním kladným nábojům. Pokud se tedy vytvoří vazba mezi uhlíkem a dusíkem, posunou se elektrony blíže k dusíku a na dusíku se objeví částečný záporný náboj, zatímco na uhlíku částečný kladný náboj. Ještě větší posun je ve vazbě mezi uhlíkem a kyslíkem a ještě větší mezi uhlíkem a fluorem. Podobně se elektrony přitáhnou více ke kyslíku při vytvoření vazby mezi kyslíkem a dusíkem. Podobně se přitáhnou elektrony více k uhlíku při vytvoření vazby mezi uhlíkem a vodíkem. V tomto případě ponese vodík částečný kladný náboj a uhlík částečný záporný náboj.
Schopnost atomů přitahovat elektrony se označuje jako elektronegativita. Čím vyšší hodnotu elektronegativity prvek má, tím více přitahuje sdílené elektrony ve vytvořené vazbě. Elektronegativita vzrůstá v řadách periodické soustavy zleva doprava a také ve sloupcích zespodu nahoru (čím větší objem atom zabírá, tím je jeho elektronegativita nižší).
Polaritu kovalentní vazby ovlivňují okolní náboje uvnitř molekuly. Mohou její polaritu zesilovat, ale také oslabovat. V tomto případě se mluví o indukované polaritě.
V určitých případech může nastat stav, kdy se náboje vytvořené v důsledku polarity vazeb mohou vzájemně kompenzovat a pak se u molekuly ztrácí její dipólový charakter (výsledný dipólový moment je roven nule). Toto platí v dokonale symetrických molekulách, jako je například benzen nebo methan.
Nesymetricky vytvářeným molekulám přísluší větší případně menší dipólový moment. O jeho velikosti většinou rozhoduje určitá funkční skupina (-OH, -NH2, -CN, -SH, -COOH apod.).
Koordinační vazba
Ke sdílenému elektronovému páru v klasické kovalentní vazbě přispívá každý atom jedním elektronem. Mohou také nastat případy, kdy je vazba vytvořena volným elektronovým párem, který patří jen jednomu atomu. Taková vazba se chová úplně stejně, jako je popsané v případě kovalentní vazby, ale vzhledem k určitému specifiku jejího vzniku se používá toto zvláštní označení.
Atom, který poskytuje pro vznik vazby elektronový pár, se označuje jako donor (dárce). Atom, který pár přijímá, se označuje jako akceptor (příjemce). Při vytvoření vazby přichází donor o jeden záporný náboj (druhý atom si jakoby přivlastní jeden elektron z volného elektronového páru) a jeví se kladně nabitý. Naproti tomu akceptor elektron přijme, a tedy se nabije záporně. Koordinační vazba tak získává silně polární charakter. Oba zdánlivé ionty sdílejí společně elektronový pár a chovají se úplně jinak, než v případě iontové vazby (v případě iontové vazby má totiž každý z iontů nepárový elektron, kdežto v tomto případě se sdílí elektronový pár). Koordinační vazba je tedy něco mezi vazbou iontovou a vazbou kovalentní.
Sdílení elektronového páru velice dobře objasňuje např. schopnost molekuly vody nebo čpavku přijímat proton za vzniku oxoniových nebo amonných kationtů. Pozitivní náboj protonu se jeho připojením k volnému elektronovému páru neutralizuje a kladný náboj se posouvá k atomu donoru, tedy na kyslík nebo na dusík. Ve výsledném oxoniovém nebo amonném kationtu jsou pak všechny vazby rovnocenné a chovají se stejně, jako klasické kovalentní vazby.
Zatímco ionty tvořící klasickou iontovou vazbu nesou celistvé náboje (označují se +, 2+, 3+, 2- apod.), v případě polární koordinační vazby nesou tyto zdánlivé ionty částečné (parciální) náboje (značí se δ+, δ2+, δ2- apod.). V případě organických sloučenin se většinou celé kladné nebo záporné náboje vyznačují v kroužku umístěných u příslušného atomu.
Vodíková vazba
Jedná se o zvláštní vazbu, kterou je schopen vytvořit atom vodíku, který je kovalentně vázán na silně elektronegativní prvek (především kyslík, dusík, fluór) s využitím volného elektronového páru dalšího silně elektronegativního prvku (opět především fluóru, dusíku, kyslíku, méně ochotně s elektronovým párem síry a chlóru). Tyto atomy mohou, ale nemusí být součástí jedné molekuly. Pokud se tento jev odehrává uvnitř jedné molekuly, mluví se o intramolekulárním vodíkovém můstku (vodíkové vazbě), pokud se ho účastní různé molekuly, jedná se o intermolekulární vodíkový můstek (vodíkovou vazbu).
Tuto vazbu potvrzuje menší těkavost vody a čpavku, než by jim normálně příslušela (např. srovnání se sirovodíkem nebo chlorovodíkem). Ukázalo se, že molekuly vody nebo čpavku se sdružují ve větší celky a tyto asociované komplexy jsou udržovány v kapalném stavu určitými přitažlivými silami. Později se potvrdilo, že rozdíl mezi kovalentní a vodíkovou vazbou spočívá v asymetrickém rozložení protonu mezi oběma atomy kyslíku (v případě vody) nebo dusíku (v případě čpavku). Spojení dusíkových atomů s vodíkem formou vodíkové vazby je méně pevné, než v případě s kyslíkem.
Tvorba vodíkových vazeb také vysvětluje lepší rozpustnost mnoha sloučenin s polárními funkčními skupinami v polárních rozpouštědlech. Z pohledu biochemie mají vodíkové vazby obrovský význam.
Polarizaci kovalentní vazby ovlivňují intramolekulární posuny
Existuje celá řada efektů, které modifikují polarizaci utvářející se kovalentní vazby. Byla vypracována teorie o intramolekulárních posunech elektronů. Rozhodující jsou především indukční a induktomerní efekt a mesomerní efekt.
Vlnově mechanický model chemické vazby
Chemická vazba je studována i z pohledu kvantové mechaniky. Ve své podstatě vychází z definice potenciální energie daného systému při zohlednění elektrostatických sil mezi atomovými jádry, mezi jádrem a elektrony a mezi elektrony navzájem. Tato problematika je doménou kvantových a fyzikálních chemiků a pro potřeby základního výkladu biochemických procesů je příliš složitá. Nebude tedy podrobněji vysvětlována, zájemci se odkazují především na učebnice fyzikální chemie.
Související články
Regulace enzymové aktivity - biochemie
Odkazy
Při zpracovávání textů a grafické stránky článků byly využity podklady z odborné literatury a internetu. Převzaté obrázky byly graficky upraveny pro potřeby tohoto webu. Kreslené obrázky podléhají autorským právům. Seznam použité literatury naleznete zde.