10 typů chemických vazeb (vysvětleno na příkladech)

Chemické vazby jsou síly, které drží atomy pohromadě za vzniku molekul. Mezi atomy existují tři typy vazeb:

Kovová vazba.
Iontová vazba.
Kovalentní vazba: nepolární, polární, jednoduchá, dvojitá, trojitá, dativní.

Díky těmto vazbám vznikají všechny sloučeniny, které existují v přírodě. Existují také síly, které drží molekuly pohromadě, známé jako mezimolekulární vazby, například:

Vodíkové vazby nebo můstky.
Dipól-dipólové síly.

Dále vysvětlíme každý z těchto odkazů.

instagram story viewer

Druhy chemické vazby	Charakteristický	Příklady
Kov	Kovové ionty se vznášejí v moři pohybujících se elektronů.	Kovové prvky: sodík, baryum, stříbro, železo, měď.
Iontový	Přenos elektronů z jednoho atomu na druhý.	Na chlorid sodný⁺Cl^-
Kovalentní	Nepolární	Sdílejte elektrony rovnoměrně mezi dvěma atomy.	Molekulární vodík H-H nebo H₂
Polární	Sdílejte elektrony nerovnoměrně mezi dvěma atomy.	Molekula vody H₂NEBO
Jednoduchý	Sdílejte pár elektronů.	Molekula chloru Cl₂ Cl-Cl
Dvojnásobek	Sdílejte dva páry elektronů.	Molekula kyslíku O₂ O = O
Trojnásobný	Sdílejte tři páry elektronů.	Molekula dusíku N≣N nebo N₂
Dativ	Pouze jeden z atomů sdílí elektrony.	Vazba mezi dusíkem a borem ve sloučenině amonium-boritý trifluorid.
Mezimolekulární síly	Vodíkový můstek	Vodíky v jedné molekule jsou přitahovány k elektronegativním atomům jiné molekuly.	Vodíkové vazby mezi vodíkem v jedné molekule vody s kyslíkem v jiné molekule vody.
Dipól-dipól	Molekuly se dvěma elektrickými póly přitahují opačné póly jiných molekul.	Interakce mezi methanal H molekulami₂C = O

Kovová vazba

Kovová vazba je síla přitažlivosti mezi kladnými ionty kovových prvků a zápornými elektrony, které se mezi ionty volně pohybují. Atomy kovů jsou pevně zabalené, což umožňuje elektronům pohyb v mřížce atomů.

V kovech se valenční elektrony uvolňují z původního atomu a vytvářejí „moře“ elektronů, které se vznáší kolem celé kovové struktury. To způsobí, že se atomy kovů transformují na kladně nabité ionty kovů, které se sbalí.

Kovová vazba je vytvořena mezi kovovými prvky, jako je sodík Na, baryum Ba, vápník Ca, hořčík Mg, zlato Au, stříbro Ag a hliník Al.

model kovové chemické vazby ukazující pozitivní jádra obklopená delokalizovanými elektrony — Když jsou elektrony v kovu „delokalizovány“, jádro kovu zůstává pozitivní a kov je držen pohromadě negativními elektrony pohybujícími se strukturou.

Iontová vazba

Iontová vazba je síla, která spojuje kovový prvek, jako je sodík nebo hořčík, s nekovovým prvkem, jako je chlor nebo síra. Kov ztrácí elektrony a transformuje se na pozitivní iont kovu kation. Tyto elektrony procházejí do nekovového prvku a ten se transformuje na záporně nabitý iont anion.

Kationty a anionty kombinují a tvoří trojrozměrnou síť, která je udržována silami elektrostatické přitažlivosti mezi ionty s různými náboji. Tyto síly tvoří iontové sloučeniny.

Zemská kůra je složena převážně z iontových sloučenin. Většina hornin, minerálů a drahých kamenů jsou iontové sloučeniny. Například:

Chlorid sodný NaCl: kovovým prvkem je sodík, který přenáší elektron na chlor, což je nekovový prvek.
Chlorid hořečnatý MgCl₂: Hořčík Mg daruje dva elektrony dvěma atomům chloru, jak je znázorněno na obrázku níže:

iontová vazba v chloridu hořečnatém MgCl2 — Hořčík má ve vnějším plášti dva elektrony, které může přenášet na dva atomy chloru za vzniku chloridu hořečnatého MgCl.₂.

Viz také Rozdíl mezi kationty a anionty.

Kovalentní vazba

Kovalentní vazba se vytvoří, když dva nekovové atomy sdílejí elektrony. Tato vazba může být několika typů v závislosti na afinitě atomů k elektronům a množství sdílených elektronů.

Nepolární kovalentní vazba

Nepolární kovalentní vazba je vazba, která se tvoří mezi dvěma atomy, kde jsou elektrony sdíleny rovnoměrně. Tato vazba se normálně vyskytuje v symetrických molekulách, tj. V molekulách složených ze dvou stejných atomů, jako je molekula vodíku H₂ a molekula kyslíku O₂.

Polární kovalentní vazba

Polární kovalentní vazba se vytvoří, když dva atomy sdílejí elektrony, ale jeden z nich má větší přitažlivost pro elektrony. Díky tomu má molekula zápornější „pól“ s více elektrony a opačný pól je pozitivnější.

Molekuly s touto distribucí nebo nerovnováhou elektronů jsou známy jako polární. Například v fluorovodíku HF existuje kovalentní vazba mezi vodíkem a fluorem, ale fluor má vyšší elektronegativitu, takže přitahuje elektrony silněji sdílené.

polární kovalentní vazba mezi vodíkem a fluorem v HF — Atom fluoru silněji přitahuje elektrony, které sdílí s vodíkem, což dává vazbě polární charakter.

Jednoduchá kovalentní vazba

Když dva atomy sdílejí dva elektrony, jeden od každého, vzniklá kovalentní vazba se nazývá jednoduchá kovalentní vazba.

Například chlor je atom, který má ve vnějším obalu sedm valenčních elektronů, které lze naplnit osmi elektrony. Chlór se může kombinovat s jiným chlorem za vzniku molekuly chloru Cl₂ což je mnohem stabilnější než samotné chlory.

nepolární jednoduchá kovalentní vazba mezi dvěma atomy chloru — Dvojice elektronů je rozdělena mezi dva atomy chloru a tvoří jednoduchou vazbu.

Dvojitá kovalentní vazba

Dvojitá kovalentní vazba je vazba, kde jsou čtyři elektrony (dva páry) elektronů sdíleny mezi dvěma atomy. Například kyslík má ve své poslední skořápce 6 elektronů. Když se spojí dva kyslíky, sdílejí se mezi nimi čtyři elektrony, přičemž každý z nich má v poslední skořápce 8 elektronů.

nepolární dvojná kovalentní vazba mezi dvěma atomy kyslíku — Když se dva atomy kyslíku spojí, sdílejí spolu čtyři elektrony a tvoří dvojnou vazbu.

Trojitá kovalentní vazba

Trojitá kovalentní vazba se vytvoří, když je mezi dvěma atomy sdíleno 6 elektronů (nebo tři páry). Například v molekule kyanovodíku HCN se vytvoří trojná vazba mezi uhlíkem a dusíkem, jak je znázorněno na obrázku níže:

trojná vazba mezi uhlíkem a dusíkem z kyanovodíku — V molekule kyanovodíku je šest elektronů sdíleno mezi uhlíkem a dusíkem a tvoří trojnou vazbu.

Souřadnicová nebo dativní kovalentní vazba

Koordinovaná nebo dativní kovalentní vazba je vazba, která se tvoří, když pouze jeden z atomů ve vazbě přispívá elektronovým párem. Například když amoniak NH reaguje₃ s fluoridem boritým BF₃„Dusíkaté vazby se dvěma elektrony přímo na bór, který nemá k dispozici žádné elektrony ke sdílení. Tímto způsobem je dusíku i boru ponecháno 8 elektronů ve valenčním plášti.

dativní nebo koordinovat kovalentní vazbu mezi dusíkem a bórem — Dusík sdílí své dva dostupné elektrony s atomem boru, který nemá žádné elektrony ke sdílení v molekule NH₃BF₃.

Viz také Organické a anorganické sloučeniny.

Mezimolekulární vazby

Molekuly se sdružují prostřednictvím sil, které umožňují vytvářet látky v kapalném nebo pevném stavu.

Dipól-dipólové vazby nebo síly

Slabé mezimolekulární vazby mohou být vytvořeny mezi polárními molekulami, když jsou negativní póly přitahovány k pozitivním pólům a naopak. Například methanal H₂C = O je polární molekula s částečným záporným nábojem na kyslíku a částečným kladným nábojem na vodících. Pozitivní stránka jedné molekuly methanalu přitahuje negativní stranu jiné molekuly methanalu.

dipól dipól mezimolekulární vazba mezi methanalovými molekulami — Methanalová molekula má dva póly: pozitivní a negativní. Kladný pól jedné molekuly methanalu je přitahován k zápornému pólu jiné molekuly methanalu.

Vodíkové vazby nebo vazby

Vodíková vazba nebo vodíková vazba je vazba, která je vytvořena mezi molekulami. K tomu dochází, když je vodík v molekule kovalentně vázán na kyslík, dusík nebo fluor. Kyslík, dusík a fluor jsou atomy s vyšší elektronegativitou, proto přitahují elektrony silněji, když je sdílejí s jiným méně elektronegativním atomem.

Mezi molekulami vody H jsou vodíkové vazby₂O a amoniak NH₃ jak ukazuje obrázek:

Vodíkové vazby mezi molekulami amoniaku — Vodíkové vazby v amoniaku se tvoří mezi částečně kladně nabitým vodíkem jedné molekuly a částečně záporně nabitým dusíkem jiné molekuly.

Mohlo by vás zajímat:

Atomy a molekuly.
Příklady organických a anorganických sloučenin.
Kovy a nekovy

Reference

Zumdahl, S.S., Zumdahl, S.A. (2014) Chemistry. Deváté vydání. Brooks / Cole. Belmont.

Commons, C., Commons, P. (2016) Heinemann Chemistry 1. 5. vydání. Pearson Austrálie. Melbourne.