Chemická vazba
Proč je měď kujná a sůl křehká, proč je diamant nejtvrdší látka a methan plyn, proč voda vře při 100 °C místo při −80 — a proč to všechno plyne z jediné otázky: komu patří elektrony. Buď rychlokurz na hodinu, nebo deset kapitol s modely, řešenými příklady a testem po každé z nich.
Rozdíl elektronegativit — jediný obrázek, který si opravdu musíte zapamatovat
Co přesně tenhle materiál pokrývá
Každý řádek osnovy má svou kapitolu. Klikněte na řádek a skočíte rovnou na něj.
Celá chemická vazba za 60 minut
Deset bloků, dohromady hodina čtení. Každý blok má výklad, rámeček Zapamatujte si s pravidly a čísly a rámeček Častá chyba s tím, na čem se v testech nejvíc ztrácejí body. Projde se tu všech 74 pojmů z osnovy — u každého bloku je máte vypsané pod textem. Když něčemu nerozumíte, klepněte na pojem v kontrole pokrytí a skočíte do podrobné kapitoly.
Členění interakcí: komu patří elektrony
Všechno, co drží hmotu pohromadě, je elektrostatika mezi jádry a elektrony. Typy vazeb se liší jen tím, komu valenční elektrony patří. Když je atomy pustí do společného fondu, vznikne kovová vazba. Když si je jeden atom vezme celé, vznikne iontová vazba. Když si je dva atomy sdílejí, vznikne kovalentní vazba. A když se nestane nic z toho a přitahují se jen hotové molekuly, mluvíme o slabých vazebných interakcích.
První tři jsou silné interakce — chemické vazby, stovky kJ na mol. Slabé interakce jsou o jeden až dva řády slabší (jednotky až desítky kJ) a molekulu nemění, jen ji drží u sousedů. Proto voda vře při 100 °C (trhají se slabé můstky), ale nerozkládá se (vazby O–H vydrží).
Rozhodování ze složení: jen kovy → kovová. Kov + nekov s velkým rozdílem elektronegativit → iontová. Jen nekovy → kovalentní. U kovalentních ještě: malá molekula (H₂O) nebo nekonečná síť (diamant)?
kov + nekov → iontová
nekov + nekov → kovalentní
mezi molekulami → slabé
silné: 150–4000 kJ/mol
slabé: 0,05–40 kJ/mol
Považovat hranice za ostré. HF (ΔEN 1,78) je „formálně iontový“, a přitom je to plyn s kovalentní vazbou. Tabulky uvádějí převažující typ.
Určete typ vazby v látkách: Cu, KCl, HCl, diamant, I₂, H₂O. U molekulových látek doplňte, co drží molekuly pohromadě.
KCl → kov + nekov, ΔEN = 3,16 − 0,82 = 2,34 → iontová
HCl → nekovy, ΔEN 0,96 → polární kovalentní; molekuly: dipól–dipól
diamant → jen C, nekonečná síť → kovalentní, atomový krystal
I₂ → dva stejné atomy → nepolární kovalentní; molekuly: disperzní síly
H₂O → ΔEN 1,24 → polární kovalentní; molekuly: vodíkové můstky
Šest látek, čtyři kategorie. Všimněte si, že u tří molekulových látek je odpověď dvoudílná — typ vazby uvnitř molekuly a typ interakce mezi molekulami. Na tu druhou půlku se zapomíná nejčastěji.
Proč vazba vzniká: křivka potenciální energie
Vazba vzniká z jediného důvodu: soustava tím sníží svou energii. Když se dva atomy vodíku přibližují, elektrony jednoho začne přitahovat i jádro druhého. Přitažlivost (jádro–elektron) zpočátku roste rychleji než odpuzování (jádro–jádro, elektron–elektron), energie klesá. Až do bodu, kdy se jádra dostanou příliš blízko — pak odpuzování prudce převáží a energie letí nahoru.
Výsledek je křivka potenciální energie tvaru důlku. Dno důlku je délka vazby (H₂: 74 pm, Cl₂: 199 pm, N₂: 110 pm). Hloubka důlku je vazebná energie — co musíte dodat, abyste atomy roztrhli (H₂: 436 kJ·mol⁻¹, N₂: 945).
Tenhle obrázek platí pro každou vazbu i pro slabé interakce; liší se jen hloubka a poloha dna. Vodíkový můstek má důlek hluboký 20 kJ, helium–helium 0,08 kJ. Tentýž tvar, jen mělčí.
hloubka důlku = vazebná energie [kJ·mol⁻¹]
H–H 74 pm · 436
N≡N 110 pm · 945
I–I 267 pm · 151
„Vazebná energie se uvolní při rozštěpení vazby.“ Naopak: rozštěpení vazby energii spotřebuje; uvolní se při jejím vzniku. Vazba je důlek, ne kopec.
Kolik energie je potřeba na rozštěpení všech vazeb v 1,00 g vodíku H₂ na atomy? Vazebná energie H–H = 436 kJ·mol⁻¹, M(H₂) = 2,016 g·mol⁻¹.
E = n · E(H–H) = 0,496 · 436 = 216 kJ (je nutné dodat)
Pro srovnání: spálení téhož gramu vodíku uvolní 142 kJ. Rozštěpení vazeb je vždy endotermický krok; hoření je exotermické jen proto, že nové vazby O–H jsou pevnější než staré H–H a O=O.
Kovová vazba a vlastnosti kovů
Atomy kovů mají málo valenčních elektronů (1–3) a drží je slabě. V krystalu je každý atom pustí do společného fondu: vznikne mřížka kationtů a mezi nimi delokalizované elektrony — elektronový plyn (Drudeho model). Elektrony nepatří nikomu konkrétnímu, drží kationty jako cement cihly. Přesnější pásový model říká, že orbitaly 10²³ atomů splynou v souvislý energetický pás, který je u kovů zaplněný jen zčásti — a proto se elektrony mohou pohybovat.
Z toho plynou všechny vlastnosti kovů. Elektrická vodivost: elektrony v poli driftují, nic se chemicky nemění; s teplotou vodivost klesá (kationty víc kmitají a překážejí). Tepelná vodivost: tytéž elektrony přenášejí kinetickou energii. Kujnost a tažnost: vazba je nesměrová, takže posunuté vrstvy kationtů drží stejně jako předtím — nic nepraskne. Lesk: volné elektrony pohltí a vyzáří libovolné viditelné světlo.
Síla kovové vazby roste s počtem elektronů na atom a klesá s velikostí kationtu: Na 98 °C, Mg 650 °C, W 3422 °C; rtuť je kapalná. Slitiny (mosaz, bronz, ocel) mají v mřížce cizí atomy → vrstvy se hůř posouvají (tvrdší) a elektrony se víc rozptylují (hůř vedou).
vodivost = elektrony driftují
kujnost = vrstvy kationtů se posunou, plyn drží dál
lesk = elektrony odrážejí světlo
síla ↑ s počtem e⁻, ↓ s velikostí
„Kovy mají vysoké teploty tání.“ Bez výhrady ne — Hg −39 °C, Cs 28 °C, Na 98 °C. Pište „většinou“ a umějte říct, na čem síla vazby závisí.
Měděný drát se dá ohnout a vede proud. Krystal soli se při úderu rozštípne a proud nevede. Vysvětlete oba rozdíly modelem vazby.
úder do NaCl: vrstva se posune o 1 polohu → Na⁺ proti Na⁺, Cl⁻ proti Cl⁻ → odpuzení → lom
vodivost Cu: volné elektrony → vede (v každém stavu)
vodivost NaCl(s): ionty jsou nosiče, ale jsou fixované v mřížce → nevede (až tavenina/roztok)
Tohle je nejčastější srovnávací otázka celého tématu. Klíčová slova do odpovědi: delokalizované elektrony, nesměrová vazba, stejné náboje proti sobě, pohyblivost iontů.
Iontová vazba a vlastnosti iontových látek
Kov s nízkou elektronegativitou + nekov s vysokou (ΔEN > 1,7): elektron se přenese celý. Vznikne kation (Na⁺, konfigurace Ne) a anion (Cl⁻, konfigurace Ar), oba obvykle s oktetem. Drží je Coulombova síla — nesměrová, takže každý ion obklopí co nejvíc opačných: v NaCl má každý ion 6 sousedů (koordinační číslo 6). Žádné molekuly NaCl neexistují — jen nekonečný iontový krystal, vzorec udává poměr 1 : 1.
Samotný přenos elektronu se nevyplatí (ionizace Na +496, afinita Cl jen −349 kJ). Všechno zachrání mřížková energie: seskládání iontů do krystalu uvolní −787 kJ·mol⁻¹. Podle Coulomba E ∝ z₊z₋/(r₊ + r₋): větší náboje a menší ionty → větší energie. MgO (2+/2−) má 3791 kJ·mol⁻¹ a taje při 2852 °C, NaCl při 801 °C. Mřížková energie se počítá Born–Haberovým cyklem (Hessův zákon).
Vlastnosti: vysoké b.t. a tvrdost (trhá se celá mřížka), ale křehkost — při posunu vrstvy se dostanou stejné náboje proti sobě a krystal pukne. Vodivost jen tehdy, když jsou ionty pohyblivé: pevný krystal nevede, tavenina a roztok vedou (a probíhá elektrolýza). Rozpustnost v polárních rozpouštědlech: voda ionty hydratuje (ion–dipól), hydratační teplo (−784) skoro vyrovná mřížkovou energii (+787).
KČ(NaCl) = 6 · žádné molekuly
Emříž ∝ z₊z₋ / (r₊+r₋)
NaCl −787 · MgO −3791 kJ/mol
vede: pevná ✕ · tavenina ✓ · roztok ✓
„NaCl vede proud, protože obsahuje ionty.“ Neúplné: obsahuje ionty vždy, ale vede jen, když jsou pohyblivé. A druhá: „molekula NaCl“ — v pevné látce neexistuje.
Porovnejte mřížkovou energii NaCl a MgO z Coulombova zákona. Poloměry: Na⁺ 102, Cl⁻ 181, Mg²⁺ 72, O²⁻ 140 pm. Který má vyšší teplotu tání?
MgO: z₊z₋/d = 2·2 / (72+140) = 4/212 = 1,89·10⁻²
poměr = 0,0189 / 0,00353 ≈ 5,3× (tabulky: 3791/787 = 4,8×)
Dvojnásobné náboje dají faktor 4, menší ionty zbytek. Proto se z MgO dělají žáruvzdorné vyzdívky a proto je Al₂O₃ (3+/2−) tak tvrdý (korund, 2072 °C).
Kovalentní vazba: sdílený pár, Lewis, oktet, dva druhy látek
Dva nekovy: oba mají vysokou elektronegativitu, ani jeden elektron nepustí → sdílejí ho. Vazba vzniká překryvem atomových orbitalů s nepárovými elektrony opačného spinu; ve sdíleném prostoru mezi jádry se zvýší elektronová hustota, která obě jádra přitahuje. Vazba je směrová — míří tam, kde se orbitaly překrývají. H₂: překryv 1s–1s; HCl: 1s–3p; Cl₂: 3p–3p.
Lewisův vzorec: valenční elektrony jako tečky, sdílené páry jako čárky. Rozlišujeme vazebný pár (mezi atomy) a nevazebný (volný) pár (u atomu). Oktetové pravidlo: atomy se vážou tak, aby měly 8 valenčních elektronů (H dublet). Vaznost = počet vazeb: H 1, O 2, N 3, C 4. Výjimky: méně (BF₃ 6 e⁻, BeCl₂ 4), více (PCl₅ 10, SF₆ 12 — jen od 3. periody, d-orbitaly), lichý počet (NO, NO₂ — radikály).
Vlastnosti mají dvě opačné tváře. Molekulové látky (H₂O, CO₂, I₂, cukr): kovalentní vazby jen uvnitř malé molekuly, mezi molekulami slabé síly → nízké b.t., nevodivé, měkké. Atomové krystaly (diamant, SiO₂, SiC): kovalentní síť přes celý krystal → b.t. 1700–3600 °C, nejtvrdší látky, nevodivé, nerozpustné. Stejná vazba C–C je v methanu i v diamantu — rozdíl je v dosahu sítě.
oktet: 8 e⁻ (H: 2)
výjimky: BF₃ (6) · PCl₅ (10) · SF₆ (12) · NO (radikál)
molekula → nízké b.t., nevede
síť (diamant, SiO₂) → tvrdé, vysoké b.t.
„Látky s kovalentní vazbou mají nízké teploty tání.“ Jen molekulové! Diamant taje při 3550 °C. Vždy nejdřív rozhodněte: molekula, nebo síť?
Sestavte Lewisův vzorec amoniaku NH₃ a fluoridu boritého BF₃. Splňují centrální atomy oktet?
N: 3·2 + 2 = 8 ✓ oktet · tvar: trigonální pyramida
BF₃: valenční e⁻ = 3 + 3·7 = 24 = 12 párů → 3 vazebné (B–F) + 9 volných (3 na každém F)
B: 3·2 = 6 ✕ elektronový deficit · tvar: trigonální rovina
Ty dvě molekuly jsou spolu spřažené osudem: volný pár dusíku a prázdný orbital boru se potkají v dativní vazbě F₃B←NH₃ (blok 8). Kdo umí Lewisův vzorec, vidí to hned.
Vazby σ a π, násobnost
Kovalentní vazby se liší tím, kde sedí elektronová hustota. Vazba σ vzniká čelním překryvem (s–s, s–p, p–p čelně): hustota leží na spojnici jader, je pevnější a dovoluje volnou rotaci. Vazba π vzniká bočním překryvem dvou rovnoběžných p-orbitalů: hustota leží nad a pod spojnicí, na spojnici samé je nulová. Je slabší (menší překryv) a rotaci blokuje — proto existuje cis- a trans-but-2-en, ale žádný cis-butan.
Násobnost = počet sdílených párů. První vazba mezi dvěma atomy je vždy σ, každá další je π: jednoduchá = 1 σ, dvojná = σ + π, trojná = σ + 2 π. Čím vyšší násobnost, tím kratší vazba (C–C 154, C=C 134, C≡C 120 pm) a pevnější (348, 614, 839 kJ·mol⁻¹) — ale ne úměrně: dvojná není 2 × 348 = 696. Přírůstek π vazby je jen 266 kJ, tedy méně než σ.
Právě proto alkeny tak ochotně adují — obětují slabou π (266) a získají dvě σ (2 × ≈ 400). A proto je N₂ inertní: 945 kJ na trojnou vazbu žádný produkt snadno nevrátí.
π: boční překryv · nad a pod · rotace ✕
1. vazba = σ, další = π
C–C 154/348 · C=C 134/614 · C≡C 120/839
π ≈ 266 < σ 348
„Dvojná vazba je dvakrát pevnější než jednoduchá.“ Není — 614 < 696. Druhá vazba (π) je slabší než první (σ). Právě to je důvod reaktivity alkenů.
Kolik vazeb σ a π obsahuje ethyn HC≡CH, oxid uhličitý CO₂ a propen CH₃–CH=CH₂? Kolik energie připadá na π vazbu v C≡C?
O=C=O: 2 dvojice → 2 σ; dvě dvojné → 2 π
CH₃–CH=CH₂: 8 dvojic (2 C–C + 6 C–H) → 8 σ; jedna dvojná → 1 π
π v C≡C: (839 − 348) / 2 = 491 / 2 ≈ 245 kJ·mol⁻¹ na jednu π (< 348 pro σ)
Pravidlo: každá čárka mezi dvěma atomy obsahuje právě jednu σ; „čárky navíc“ jsou π. U propenu se otáčí kolem C–C, ne kolem C=C.
Polarita vazby a polarita molekuly
Elektronegativita je schopnost atomu v molekule přitahovat sdílené elektrony (Pauling: F 3,98 · O 3,44 · Cl 3,16 · N 3,04 · C 2,55 · H 2,20 · Na 0,93). Ve vazbě mezi různými atomy se pár posune k elektronegativnějšímu → vzniknou parciální náboje δ− (na něm) a δ+ (na druhém). Podle ΔEN: do 0,4 nepolární kovalentní (C–H 0,35), 0,4–1,7 polární kovalentní (O–H 1,24), nad 1,7 iontová (Na–Cl 2,23). Hranice jsou orientační — iontová vazba je jen krajní případ polární.
Míra polarity je dipólový moment μ = q·d, jednotka debye (1 D = 3,336·10⁻³⁰ C·m). Je to vektor od δ+ k δ−. Z něj se dá spočítat parciální náboj: HCl má 1,08 D na 127 pm → δ = 0,18 e (18 % iontového charakteru).
Polární vazba ≠ polární molekula. Dipól molekuly je vektorový součet dipólů vazeb a symetrie ho může vynulovat. Rozhodujte ve třech krocích: polární vazby? → tvar (VSEPR)? → vyruší se? Symetrické AB₂ lineární (CO₂), AB₃ rovinné (BF₃), AB₄ tetraedr (CCl₄), AB₆ oktaedr (SF₆) → nepolární. Volný pár (H₂O, NH₃, SO₂) nebo různé krajní atomy (CHCl₃) → polární. Porovnání: H₂O 1,85 > NH₃ 1,47 > HCl 1,08 D.
0,4–1,7 polární · δ+/δ−
> 1,7 iontová
μ = q·d [D]
molekula: vektorový součet
symetrie → μ = 0
CO₂ nepolární, SO₂ polární — vypadají stejně, ale síra má volný pár a molekula je lomená. A CCl₄ nepolární, CHCl₃ polární — jeden vyměněný atom zruší symetrii.
Rozhodněte, které molekuly jsou polární: BF₃, NH₃, CCl₄, CHCl₃, CO₂, H₂O. Pak seřaďte H₂O, NH₃, HCl podle klesající polarity.
NH₃ pyramida s volným párem → polární (1,47 D)
CCl₄ tetraedr, 4 stejné → nepolární (0)
CHCl₃ tetraedr, 3 Cl + 1 H → polární (1,04 D)
CO₂ lineární, 2 proti sobě → nepolární (0)
H₂O lomená 104,5° → polární (1,85 D)
H₂O (1,85) > NH₃ (1,47) > HCl (1,08 D)
Voda vede, protože O–H je nejpolárnější z těch vazeb (ΔEN 1,24) a lomený tvar dipóly sčítá. Amoniak má tři méně polární vazby (0,84), ale v pyramidě se sčítají k volnému páru. HCl má jen jednu vazbu.
Koordinačně kovalentní (dativní) vazba
Obyčejná kovalentní vazba: každý atom dá jeden elektron. Dativní vazba: oba elektrony dá jeden atom — donor s volným párem (N v NH₃, O v H₂O, C v CO a CN⁻). Druhý atom, akceptor, má prázdný orbital (H⁺, B v BF₃, kationty kovů). Značí se šipkou: H₃N→H⁺.
Nejdůležitější věta: po vzniku je dativní vazba od kovalentní nerozlišitelná. V NH₄⁺ jsou všechny čtyři vazby N–H stejně dlouhé a stejně pevné; nepoznáte, který vodík přišel jako H⁺. Liší se jen původ elektronů, ne výsledek.
Kde se potkáte: ionty NH₄⁺ a H₃O⁺ (základ acidobazické chemie — volný H⁺ ve vodě neexistuje), Lewisovy kyseliny (akceptor páru: BF₃, AlCl₃, H⁺) a zásady (donor: NH₃, H₂O, OH⁻), komplexní sloučeniny: centrální atom (kation kovu) + ligandy (donory) s koordinačním číslem 2, 4 nebo 6: [Ag(NH₃)₂]⁺, [Cu(NH₃)₄]²⁺, [Fe(CN)₆]⁴⁻. A hemoglobin: O₂ i CO se váží na Fe²⁺ dativně — CO 200× pevněji, proto je smrtelný.
NH₃ + H⁺ → NH₄⁺
H₂O + H⁺ → H₃O⁺
F₃B ← NH₃
po vzniku = obyčejná kovalentní
„V NH₄⁺ je jedna vazba jiná (dativní).“ Vznikla dativně, ale výsledné čtyři vazby jsou rovnocenné. Kladný náboj sedí na celém iontu, ne na jednom H.
V reakci Cu²⁺ + 4 NH₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺ určete donor, akceptor, centrální atom, ligand a koordinační číslo. Proč se AgCl rozpouští v amoniaku?
akceptor: Cu²⁺ (prázdné orbitaly 4s, 4p, 3d)
centrální atom: Cu²⁺ · ligand: NH₃ · koordinační číslo: 4 · náboj komplexu: 2+
AgCl + 2 NH₃ → [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl⁻ → vzniká rozpustný komplex (KČ 2, lineární)
Tmavě modrá barva [Cu(NH₃)₄]²⁺ je důkaz mědi; bezbarvý [Ag(NH₃)₂]⁺ je Tollensovo činidlo. Obojí drží dativní vazby N→kov.
Slabé vazebné interakce: klasifikace
Slabé (mezimolekulové, nevazebné) interakce působí mezi hotovými molekulami; nesdílejí elektrony, jen elektrostaticky přitahují. Osnova je řadí pod van der Waalsovy síly, od nejsilnější: ion–ion (celé náboje; to už je iontová vazba, 400–4000 kJ), ion–dipól (ion + polární molekula; hydratace, 40–600), dipól–dipól (Keesomovy; dvě polární molekuly, 5–25), dipól–indukovaný dipól (Debyeovy; polární molekula zdeformuje nepolární, 2–10), disperzní (Londonovy; indukovaný–indukovaný, 0,05–40).
Disperzní síly působí mezi všemi částicemi — okamžité nerovnoměrné rozložení elektronů vytvoří dočasný dipól, ten indukuje dipól v sousedovi. Rostou s polarizovatelností, tedy s velikostí (počtem elektronů) a plochou molekuly: F₂ plyn, Cl₂ plyn, Br₂ kapalina, I₂ pevná látka. U nepolárních látek jsou jedinou přitažlivou silou.
Vodíková vazba X–H···Y (X, Y = F, O, N) je zvlášť silná dipólová interakce, 10–40 kJ·mol⁻¹: vodík na malém elektronegativním atomu je skoro holý proton a přitahuje volný pár souseda. Intermolekulární (voda, alkoholy, DNA) zvyšují b.v.; intramolekulární (o-nitrofenol, salicylaldehyd) naopak b.v. snižují, protože molekula si můstek udělá sama a k sousedům už nemá čím.
disperzní: všude · roste s velikostí
H-vazba: X–H···Y, X,Y = F, O, N
10–40 kJ/mol ≈ 1/20 vazby
„HCl tvoří vodíkové můstky, je přece polární.“ Netvoří — Cl je velký a málo elektronegativní. Jen F, O, N. Druhá: „nepolární molekuly se nepřitahují“ — přitahují, disperzními silami (jod je pevný!).
Určete převládající interakci mezi částicemi: Na⁺ a H₂O; HCl a HCl; I₂ a I₂; C₂H₅OH a H₂O; Ar a Ar; NH₃ a NH₃.
HCl ··· HCl → polární, bez H na F/O/N → dipól–dipól
I₂ ··· I₂ → nepolární, velké → disperzní (silné, jod je pevný)
C₂H₅OH ··· H₂O → O–H na obou → vodíková vazba
Ar ··· Ar → atomy, bez dipólu → disperzní
NH₃ ··· NH₃ → N–H a volný pár na N → vodíková vazba
Ta otázka se vždycky ptá na převládající interakci — disperzní síly působí ve všech šesti případech, ale u čtyř z nich je něco silnějšího.
Vliv slabých interakcí na vlastnosti látek
Voda: každá molekula má 2 vodíky a 2 volné páry → až 4 můstky tetraedricky. Odtud b.v. 100 °C (bez můstků ≈ −80 °C), velké výparné teplo (40,7 kJ·mol⁻¹), vysoká tepelná kapacita (4,18 J·g⁻¹·K⁻¹), povrchové napětí (vodoměrka, kapilarita) a led lehčí než voda — v ledu je síť čtyř můstků pravidelná, ale řídká; při tání se část zbortí a molekuly se nahustí.
DNA: řetězce drží můstky mezi bázemi, A=T dva, G≡C tři → komplementarita; dost slabé na rozpletení při replikaci, dost početné, aby šroubovice držela. Bílkoviny: můstky N–H···O=C skládají řetězec do α-helixu a β-listu (sekundární struktura); teplo nebo kyselina je rozruší → denaturace (vejce), peptidové vazby zůstanou. Grafit: vrstvy vázané kovalentně, mezi vrstvami jen disperzní síly → měkký, mazlavý, píše; delokalizované π elektrony → vede. Diamant: 3D síť → nejtvrdší, nevodič.
Další: alkoholy vřou výš než ethery a alkany stejné hmotnosti (ethanol 78, dimethylether −25, propan −42 °C); glycerol je viskózní (3 OH → hustá síť můstků); kyselina octová tvoří dimery; rozpustnost alkoholů ve vodě klesá s délkou řetězce; gekon drží na stropě disperzními silami miliard nanochloupků.
led < voda (hustota) · b.v. 100 místo −80
DNA: A=T 2 · G≡C 3
bílkoviny: α-helix, β-list
grafit: vrstvy + disperzní → měkký, vodivý
„Voda vře vysoko, protože vazby O–H jsou pevné.“ Ty se při varu netrhají! Trhají se můstky mezi molekulami. Vždy rozlišujte vazbu uvnitř molekuly a interakci mezi molekulami.
Ethanol C₂H₅OH, dimethylether CH₃OCH₃ a propan C₃H₈ mají M ≈ 46, 46, 44 g·mol⁻¹. Seřaďte je podle b.v. a zdůvodněte.
dimethylether: polární (1,30 D), bez H na O → dipól–dipól → −25 °C
ethanol: O–H → vodíkové můstky → +78 °C
Stejná hmotnost, stejné disperzní síly — rozhodne to, co mají navíc. Ether má kyslík, ale bez vodíku na něm můstky sám netvoří. Ethanol se proto neomezeně mísí s vodou, propan ne.
Osm vět, které musíte umět odříkat
- Typ vazby určuje, komu patří valenční elektrony: všem (kovová), jednomu (iontová), dvěma (kovalentní), nikomu navíc (slabé interakce). Silné jsou stovky kJ·mol⁻¹, slabé jednotky až desítky.
- Vazba vzniká, protože klesá energie; dno křivky potenciální energie je délka vazby, hloubka je vazebná energie.
- Kov = kationty v mřížce + elektronový plyn; proto vede proud i teplo, je kujný, tažný a lesklý. Sůl je křehká, protože posun vrstvy přivede stejné náboje proti sobě.
- Iontová látka vede proud jen tehdy, když jsou ionty pohyblivé — v tavenině a roztoku, nikdy v pevném stavu. Mřížková energie roste s náboji a klesá s velikostí iontů.
- Kovalentní vazba je sdílený pár z překryvu orbitalů; molekulové látky mají nízké b.t. a nevedou, atomové krystaly (diamant, SiO₂) jsou tvrdé a tají nad 1500 °C.
- První vazba mezi atomy je vždy σ (na spojnici, rotace možná), další jsou π (nad a pod, rotace blokována); násobná vazba je kratší a pevnější, ale ne úměrně.
- Polarita vazby plyne z ΔEN (0,4 / 1,7), polarita molekuly z vektorového součtu a symetrie: CO₂, BF₃, CCl₄ jsou nepolární přes polární vazby; H₂O > NH₃ > HCl.
- Vodíkové můstky X–H···Y (F, O, N; 10–40 kJ·mol⁻¹) zvedají b.v. vody o 180 °C, drží DNA a bílkoviny; disperzní síly působí všude a rostou s velikostí molekuly.
Kontrola pokrytí — všech 74 pojmů
Každý pojem z osnovy padl v některém bloku výše. Klepnutím se dostanete do podrobné kapitoly, kde je rozebraný dopodrobna.
Základní členění interakcí mezi částicemi
Všechno, co drží hmotu pohromadě — od zlata přes sůl a diamant až po kapku vody — jsou elektrostatické síly mezi jádry a elektrony. Liší se jen tím, komu elektrony patří. Z toho jediného rozdílu plyne celé členění.
Čtyři typy, jedno kritérium
Když se dva atomy přiblíží, jejich valenční elektrony mají v zásadě tři možnosti: mohou se úplně přesunout z jednoho atomu na druhý, mohou se sdílet mezi dvěma konkrétními atomy, nebo se mohou rozprostřít po celém krystalu. A když se nestane nic z toho, zbývají ještě slabé síly mezi už hotovými molekulami. Osnova tohle člení takto:
| Typ interakce | Kdo drží elektrony | Mezi čím | Energie | Příklad |
|---|---|---|---|---|
| Kovová vazba | elektrony delokalizované po celém krystalu („elektronový plyn“) | atomy kovů | 60–850 kJ·mol⁻¹ | Na, Cu, Fe, W, slitiny |
| Iontová vazba | elektrony přeneseny → kation + anion, drží elektrostatika | kov + nekov (velký rozdíl EN) | 600–4000 kJ·mol⁻¹ | NaCl, MgO, CaF₂ |
| Kovalentní vazba | elektronový pár sdílený dvěma atomy | nekov + nekov | 150–1000 kJ·mol⁻¹ | H₂, H₂O, CH₄, diamant |
| „Slabé“ vazebné interakce | nikdo nic nesdílí — přitahují se hotové molekuly nebo ionty a molekuly | molekuly, atomy, ionty | 0,05–40 kJ·mol⁻¹ | voda–voda, I₂–I₂, Na⁺–H₂O |
Chemická vazba je soudržná síla mezi atomy (nebo ionty), která vede ke vzniku stabilnější soustavy — molekuly nebo krystalu — s nižší energií, než mají oddělené částice. Silné interakce = chemické vazby (kovová, iontová, kovalentní), typicky stovky kJ·mol⁻¹. Slabé (nevazebné, mezimolekulové) interakce jsou o jeden až dva řády slabší a molekulu nemění, jen ji drží u sousedů.
Kov je hospoda, kde všichni sedí u jednoho společného stolu s pivem — kdo si vezme kterou sklenici, je jedno, sklenice patří všem. Iontový krystal je situace, kdy jeden host druhému sklenici sebral a teď spolu sedí jen kvůli tomu, že jeden má a druhý nemá. Kovalentní vazba jsou dva kamarádi, kteří si jednu sklenici podávají a drží ji oba. A slabé interakce — to jsou lidé u různých stolů, kteří na sebe jen pokukují.
Silné versus slabé — čísla, která rozhodují
Poměr je zhruba 20 : 1. Proto voda vře při 100 °C (trhají se jen můstky), ale nerozkládá se na vodík a kyslík ani při 2000 °C (musely by se trhat vazby O–H). Když se v testu ptají, „co se stane při varu vody“, odpověď zní: rozruší se mezimolekulové síly, molekuly zůstanou celé.
Hranice mezi typy vazeb nejsou ostré. Mezi čistě kovalentní vazbou (H–H) a čistě iontovou (CsF) je plynulá škála polárních vazeb. HF je „skoro iontový“, AlCl₃ je „skoro kovalentní“, a přesto ho řadíme mezi iontové. Tabulky vždy uvádějí převažující typ. Kdo v testu napíše „iontová vazba je 100 % iontová“, ztratí bod.
Proč vazba vůbec vzniká — pokles energie
Odpověď je vždycky stejná: vazba vzniká, protože soustava tím sníží svou energii. Když dva atomy vodíku letí k sobě, elektrony jednoho začnou být přitahovány i jádrem druhého. Přitažlivé síly (jádro–elektron) rostou rychleji než odpudivé (jádro–jádro, elektron–elektron), a energie klesá. Až do jistého bodu: když se jádra dostanou moc blízko, odpuzování prudce převáží a energie letí nahoru.
Výsledkem je křivka potenciální energie tvaru důlku. Dvě věci z ní odečtete rovnou:
Vzdálenost jader, při níž je energie nejnižší — dno důlku. U H₂ je to 74 pm, u Cl₂ 199 pm, u N₂ jen 110 pm. Jednotka pikometr, 1 pm = 10⁻¹² m.
Hloubka důlku: energie, kterou musíte dodat, abyste atomy roztrhli do nekonečna. H₂ 436 kJ·mol⁻¹, N₂ 945 kJ·mol⁻¹. Čím hlubší důlek, tím pevnější a stabilnější vazba.
E(r) → minimum při r = r0 (délka vazby) · hloubka minima = Evaz (vazebná energie, kJ·mol⁻¹) · r → ∞: E → 0 (volné atomy)
Tenhle obrázek platí pro každý typ vazby i pro slabé interakce — liší se jen tím, jak je důlek hluboký a kde má dno. U vodíkového můstku je hloubka 20 kJ·mol⁻¹ a dno kolem 180 pm; u disperzní interakce dvou atomů helia je hloubka 0,08 kJ·mol⁻¹. Je to tentýž tvar, jen dvacetkrát a pak tisíckrát mělčí.
Křivka potenciální energie — kde je dno, tam je vazba
Jak poznat typ vazby ze složení látky
U maturity po vás nejčastěji chtějí rozhodnout. Postup ve třech otázkách:
1. Jsou to jen kovy? (Na, Cu, mosaz) → kovová vazba.
2. Kov + nekov s velkým rozdílem elektronegativit (typicky 1. a 2. skupina + 16. a 17. skupina)? → iontová.
3. Jen nekovy? → kovalentní. Pak ještě: je to malá molekula (H₂O, CO₂) → molekulová látka, nebo nekonečná síť (diamant, SiO₂) → atomový krystal?
4. A u molekulových látek se ještě ptejte: co drží molekuly pohromadě? Vodíkové můstky, dipóly, nebo jen disperzní síly? To rozhodne o teplotě varu.
Tabulka pod tím vám dá 30 látek, u kterých si to můžete ověřit — a hlavně vidět, jak typ vazby určuje vlastnosti. Ty budeme v dalších kapitolách rozebírat po jedné.
Látky podle typu vazby — a co z něj plyne
| Látka | Vazba / mřížka | b.t. [°C] | b.v. [°C] | Vodivost pevná · tavenina · roztok | Tvrdost / křehkost | Rozpustnost ve vodě |
|---|
Určete převažující typ vazby (a u molekulových látek i typ mezimolekulové interakce) v látkách: KBr, mosaz, SiO₂, NH₃, Br₂, HCl.
KBr: draslík (kov, 1. skupina, EN 0,82) + brom (nekov, EN 2,96). ΔEN = 2,14 → iontová vazba, iontový krystal K⁺Br⁻.
Mosaz je slitina mědi a zinku — jen kovy → kovová vazba. Slitina je pořád kov s elektronovým plynem, jen s dvěma druhy kationtů v mřížce.
SiO₂: křemík i kyslík jsou nekovy → kovalentní. ΔEN = 1,54 (polární vazba), ale hlavně: není to molekula, každý Si má čtyři O a každý O dva Si v nekonečné síti → atomový (kovalentní) krystal. Proto je křemen tvrdý a taje až při 1710 °C.
NH₃: nekovy → kovalentní, malá molekula → molekulová látka. N–H je polární (ΔEN 0,84) a dusík má volný pár → mezi molekulami vodíkové můstky.
Br₂: dva stejné atomy → nepolární kovalentní; molekuly drží jen disperzní síly. Jsou ale dost silné (velké, polarizovatelné atomy), takže brom je za pokojové teploty kapalina.
HCl: vodík + chlor, ΔEN = 0,96 → polární kovalentní. Molekuly drží dipól–dipólové síly (vodíkové můstky netvoří — Cl je na to velký a málo elektronegativní). Pozor: čistý HCl je plyn a nevede; vede až jeho vodný roztok, kde disociuje na ionty.
iontová · kovová · kovalentní atomová · kovalentní + H-můstky · kovalentní + disperzní · kovalentní polární + dipól–dipólKovová vazba
Tři čtvrtiny prvků jsou kovy a všechny mají tytéž čtyři vlastnosti: vedou proud, vedou teplo, dají se kovat a lesknou se. Jeden model — elektronový plyn — vysvětlí všechny čtyři najednou.
2a · Způsob vzniku kovové vazby
Atomy kovů mají málo valenčních elektronů (obvykle 1–3) a drží je slabě — mají nízkou ionizační energii a nízkou elektronegativitu. Když se takových atomů sejde 10²³, nemá žádný z nich dost elektronů, aby si s osmi sousedy udělal kovalentní vazby (sodík má na osm sousedů jeden jediný elektron). Příroda to vyřeší jinak: každý atom svůj valenční elektron „pustí“ do společného fondu.
Kovová vazba je soudržná síla mezi kationty kovu uspořádanými v krystalové mřížce a delokalizovanými valenčními elektrony, které se volně pohybují celým krystalem („elektronový plyn“). Elektrony nepatří žádnému konkrétnímu atomu ani dvojici atomů — patří celému kusu kovu.
Tenhle obraz se jmenuje Drudeho model elektronového plynu (Paul Drude, 1900). Kationty tvoří pravidelnou mřížku (nejčastěji těsně uspořádanou — každý má 12 sousedů), a mezi nimi se jako plyn pohybují elektrony. Kladné kationty by se navzájem odpuzovaly, ale záporný „plyn“ mezi nimi je stíní a drží pohromadě — jako cement mezi cihlami.
Přesnější je pásový model: v krystalu se valenční orbitaly 10²³ atomů překryjí do jednoho obřího souboru hladin tak hustých, že tvoří souvislý energetický pás. U kovů je tento pás zaplněný jen zčásti, takže elektrony můžou přeskakovat na volné hladiny těsně nad sebou — a proto se můžou pohybovat. U izolantů je mezi zaplněným a prázdným pásem široká mezera, u polovodičů úzká. Na maturitě stačí vědět, že pásový model je „kvantová verze“ elektronového plynu a vysvětlí i polovodiče.
Kovalentní vazba míří od jednoho atomu k druhému — má směr. Kovová vazba směr nemá: elektronový plyn drží kation ze všech stran stejně. Právě z toho plyne kujnost — kation můžete posunout o jedno místo a plyn ho drží úplně stejně jako předtím.
Elektronový plyn — čtyři pokusy s jedním kusem mědi
2b · Vlastnosti látek s kovovou vazbou
Každou vlastnost kovu odvodíte z modelu, když si položíte otázku „co udělá elektronový plyn“.
Elektrická vodivost
Elektrony jsou volné nosiče náboje. Připojíte-li napětí, začnou driftovat od záporného pólu ke kladnému — a to je elektrický proud. Nic se přitom chemicky nemění a žádná hmota se nepřenáší (na rozdíl od vodivosti roztoků, kde putují ionty). Nejlépe vede stříbro, pak měď, zlato, hliník. S rostoucí teplotou vodivost kovů klesá — kationty kmitají silněji a častěji elektrony rozptylují. Polovodiče se chovají opačně.
Tepelná vodivost
Tytéž volné elektrony přenášejí i kinetickou energii: na horkém konci se rozkmitají, proletí krystalem a na studeném konci energii předají. Proto dobré elektrické vodiče jsou i dobré tepelné vodiče (Wiedemannův–Franzův zákon) — a proto vám kovová lžička v čaji pálí prsty, zatímco dřevěná ne.
Kujnost a tažnost
Kujnost = kov lze tvarovat úderem (plech, mince, zlaté plátky tenké 0,1 μm). Tažnost = kov lze táhnout v drát (z 1 g zlata drát dlouhý 2 km). Obojí má stejnou příčinu: když udeříte, vrstvy kationtů se posunou o jednu či více poloh — ale protože elektronový plyn je všude a nemá směr, kationty jsou po posunu drženy úplně stejně jako předtím. Vazba se neporuší. U iontového krystalu by stejný posun přivedl proti sobě stejné náboje a krystal by pukl (to uvidíte v další kapitole).
Lesk a neprůhlednost
Volné elektrony umí přijmout světlo libovolné viditelné vlnové délky (hladiny v pásu jsou souvislé) a hned ho zase vyzářit. Proto kov světlo odráží — lesk — a nepropustí — neprůhlednost. Barva mědi a zlata je výjimka: část modrého světla pohltí, takže odražené je načervenalé.
Slitiny
Slitina je kovový materiál z více prvků (mosaz Cu+Zn, bronz Cu+Sn, ocel Fe+C, dural Al+Cu+Mg). Cizí atomy v mřížce mají jinou velikost, a proto se vrstvy hůř posouvají — slitiny bývají tvrdší a pevnější než čisté kovy, ale hůř vedou proud (cizí atomy rozptylují elektrony). Čisté zlato je na šperky moc měkké; 14karátové je slitina.
| Vlastnost | Co ji způsobuje v modelu | Typická hodnota / příklad |
|---|---|---|
| Elektrická vodivost | drift volných elektronů v poli | Ag 6,3·10⁷ S·m⁻¹; s teplotou klesá |
| Tepelná vodivost | elektrony přenášejí kinetickou energii | Cu 401 W·m⁻¹·K⁻¹ vs sklo 1 |
| Kujnost, tažnost | posun vrstev kationtů bez porušení vazby (nesměrová vazba) | Au: plátek 0,1 μm, drát 2 km z 1 g |
| Lesk, neprůhlednost | elektrony pohltí a vyzáří libovolné viditelné světlo | zrcadla (Ag, Al) |
| Vysoké b.t. (většinou) | síla vazby roste s počtem valenčních elektronů a klesá s velikostí atomu | Na 98 °C, Fe 1538 °C, W 3422 °C; Hg −39 °C |
| Nerozpustnost ve vodě | voda nemá čím elektronový plyn nahradit; kovy se rozpouštějí jen v jiných kovech (amalgám, slitiny) | rtuť rozpouští zlato |
Rtuť je kapalná při −39 °C, wolfram taje při 3422 °C — a oba mají kovovou vazbu. Síla kovové vazby roste s počtem delokalizovaných elektronů na atom a s menší velikostí kationtu. Sodík dává 1 elektron na velký kation → slabá vazba, taje při 98 °C. Hořčík 2 elektrony na menší kation → 650 °C. Hliník 3 → 660 °C. Přechodné kovy zapojují i d-elektrony → wolfram. V testu nepište „kovy mají vysoké teploty tání“ bez výhrady.
| Kov | b.t. [°C] | Atomizační enthalpie [kJ·mol⁻¹] | El. vodivost [10⁷ S·m⁻¹] | Tep. vodivost [W·m⁻¹·K⁻¹] |
|---|
Atomizační enthalpie = energie na rozebrání 1 molu kovu na volné atomy v plynu; je to přímá míra pevnosti kovové vazby. Všimněte si, že pořadí vodivostí (Ag > Cu > Au > Al) je stejné pro elektřinu i teplo.
Vysvětlete pomocí modelu kovové vazby: (a) proč měděný drát vede proud, ale po zahřátí hůř; (b) proč se drát dá ohnout, aniž praskne; (c) proč mosaz vede hůř než čistá měď, ale je tvrdší.
(a) Měď má v mřížce kationty Cu⁺ a na každý atom jeden delokalizovaný elektron. Po připojení napětí elektrony driftují → proud. Při zahřátí kationty silněji kmitají kolem svých poloh, elektrony do nich častěji narážejí (rozptyl) → odpor roste, vodivost klesá. To je opak polovodičů, kde teplo uvolňuje nové nosiče.
(b) Při ohnutí se vrstvy kationtů vůči sobě posunou. Kovová vazba je nesměrová — elektronový plyn drží kation v nové poloze úplně stejně jako ve staré. Žádná vazba se nepřetrhla, drát drží. (V iontovém krystalu by se po posunu octly proti sobě stejné náboje → odpuzení → lom.)
(c) V mosazi jsou v mřížce mědi vmíšeny atomy zinku — jiná velikost, jiný náboj jádra. Pro elektrony to jsou překážky (rozptylují je) → horší vodivost. Pro vrstvy kationtů to jsou zarážky (vrstvy o sebe drhnou) → hůř se posouvají → slitina je tvrdší a méně kujná.
Vodivost = elektrony; kujnost = posun kationtů; slitina = překážky pro obojíSeřaďte Na, Mg a Al podle teploty tání a zdůvodněte. Pak vysvětlete, proč K (63 °C) taje níž než Na (98 °C).
Všechny tři jsou ve 3. periodě — podobná velikost, ale různý počet valenčních elektronů: Na 1 (3s¹), Mg 2 (3s²), Al 3 (3s²3p¹). Víc elektronů v plynu = víc „cementu“ mezi kationty, a kation s vyšším nábojem (Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺) je plynem přitahován silněji.
Kationty jsou navíc směrem doprava menší (roste náboj jádra): Na⁺ 102 pm, Mg²⁺ 72 pm, Al³⁺ 54 pm. Menší vzdálenost = silnější elektrostatika.
pevnost kovové vazby: Na < Mg < Al → b.t. 98 °C < 650 °C ≈ 660 °C (atomizační enthalpie 107 < 148 < 330 kJ·mol⁻¹)
K vs Na: stejný počet elektronů (1), ale K⁺ je větší (138 pm vs 102 pm). Jeden elektron na větší objem, kationty dál od sebe → slabší vazba → nižší b.t. Ve skupině tedy b.t. alkalických kovů klesá: Li 181, Na 98, K 63, Rb 39, Cs 28 °C.
Na < Mg ≈ Al (víc elektronů, menší kationty); K < Na (větší kation)Iontová vazba
Kuchyňská sůl je tvrdá, křehká, taje až při 801 °C, nevede proud — a přesto ho rozpuštěná vede výborně. Všechny čtyři věci plynou z jediného faktu: v krystalu NaCl nejsou molekuly, jsou tam nabité kuličky.
3a · Způsob vzniku iontové vazby
Když se potká atom s velmi nízkou elektronegativitou (kov, typicky 1. a 2. skupina) a atom s velmi vysokou (nekov, typicky 16. a 17. skupina), rozdíl je tak velký, že sdílení elektronů nedává smysl — elektronegativnější atom si elektron prostě vezme celý. Kov se stane kationtem, nekov aniontem, a oba tím obvykle získají konfiguraci nejbližšího vzácného plynu (oktet).
Na (1s²2s²2p⁶3s¹) → Na⁺ (konfigurace Ne) + e⁻ Cl (…3s²3p⁵) + e⁻ → Cl⁻ (konfigurace Ar)
2 Na(s) + Cl₂(g) → 2 NaCl(s) ΔH°f = −411,2 kJ·mol⁻¹
Iontová vazba je elektrostatická přitažlivost mezi opačně nabitými ionty, které vznikly přenosem jednoho nebo více elektronů z atomu kovu na atom nekovu. Orientační kritérium: ΔEN > 1,7 (rozdíl Paulingových elektronegativit). Vazba je nesměrová — ion přitahuje všechny opačné ionty kolem sebe stejně.
V pevném chloridu sodném nenajdete dvojici Na–Cl, která by patřila k sobě. Každý Na⁺ je obklopen šesti Cl⁻ a každý Cl⁻ šesti Na⁺ — koordinační číslo 6. Celý krystal je jedna obří síť iontů. Vzorec NaCl proto neznamená molekulu, ale poměr iontů 1 : 1 (tzv. vzorcová jednotka). Molekuly NaCl existují jen v plynné fázi nad 1400 °C. Kdo v testu napíše „molekula chloridu sodného“, přijde o bod.
Proč to energeticky vyjde — mřížková energie
Samotný přenos elektronu se nevyplatí: ionizace sodíku stojí 496 kJ·mol⁻¹, elektronová afinita chloru vrátí jen 349 kJ·mol⁻¹. Bilance vzniku páru Na⁺ + Cl⁻ v plynu je +147 kJ·mol⁻¹, tedy nevýhodná. Co všechno zachrání, je mřížková energie: když se plynné ionty seskládají do krystalu, uvolní se −787 kJ·mol⁻¹. Právě tohle číslo dělá iontové sloučeniny stabilními — a právě to se počítá Born–Haberovým cyklem, který jste viděli v tématu Termochemie jako aplikaci Hessova zákona.
Mřížková energie je energie uvolněná při vzniku 1 molu iontového krystalu z volných plynných iontů (záporná; často se tabeluje jako kladná energie na rozebrání). Její velikost plyne z Coulombova zákona:
E ∝ z₊ · z₋ / (r₊ + r₋) z = náboje iontů, r = jejich poloměry
Tedy: větší náboje a menší ionty → větší mřížková energie → vyšší teplota tání a větší tvrdost. NaCl (1+/1−, 283 pm) má 787 kJ·mol⁻¹ a taje při 801 °C; MgO (2+/2−, 212 pm) má 3791 kJ·mol⁻¹ a taje při 2852 °C.
Mřížková energie z Coulombova zákona — vyberte kation a anion
3b · Vlastnosti látek s iontovou vazbou
Iontová vazba je silná (stovky až tisíce kJ·mol⁻¹) a nesměrová, ionty jsou nabité a v krystalu nehybné. Z těchto tří faktů odvodíte všechno.
Vysoké teploty tání a varu, tvrdost
Aby krystal roztál, musí se rozvolnit elektrostatické síly mezi všemi ionty — ne jen slabé síly mezi molekulami jako u cukru. Proto NaCl taje při 801 °C, cukr (molekulová látka) se rozkládá už při 186 °C. A proto jsou iontové krystaly tvrdé: vrstvy iontů se nedají posunout bez porušení vazby.
Křehkost — a za jakých okolností
Tvrdý ≠ pevný. Iontový krystal je tvrdý, ale křehký: při úderu nebo posunu vrstvy se ionty posunou o jednu polohu, čímž se dostanou stejné náboje proti sobě. Přitažlivost se změní v odpuzování a krystal se podél té roviny rozštípne. Sůl se dá rozdrtit na prach, ale nedá se vykovat v plech. Kov naopak posun snese, protože elektronový plyn drží kationty bez ohledu na polohu. Tohle je nejčastější srovnávací otázka: „Proč je kov kujný a sůl křehká?“
Elektrická vodivost — kdy ano a proč
| Stav | Vede? | Proč |
|---|---|---|
| Pevný krystal | ne | Nosiče náboje (ionty) existují, ale jsou fixované v mřížce — nemohou se pohybovat. Volné elektrony nejsou žádné. |
| Tavenina | ano | Po roztavení jsou ionty pohyblivé; v poli putují kationty ke katodě, anionty k anodě. Na tom stojí výroba hliníku (elektrolýza taveniny Al₂O₃) i sodíku. |
| Vodný roztok | ano | Voda krystal rozebere na hydratované ionty, které jsou volně pohyblivé. Vodivost roste s koncentrací. |
Zapamatujte si větu: iontová látka vede proud jen tehdy, když jsou její ionty pohyblivé. Nosičem náboje jsou ionty, ne elektrony — proto se vodivost taveniny nebo roztoku vždy pojí s chemickou změnou na elektrodách (elektrolýza), zatímco u kovu ne.
Rozpustnost v polárních rozpouštědlech, hydratace
Voda je polární molekula: kyslík nese δ−, vodíky δ+. Když se krystal ponoří do vody, k Na⁺ na povrchu se natočí kyslíky vod, k Cl⁻ vodíky. Vzniká ion–dipólová interakce, a když se jich kolem iontu nashromáždí dost (Na⁺ mívá kolem sebe 4–6 vod), vytrhnou ion z mřížky. To je hydratace a energie, která se při ní uvolní (hydratační enthalpie, u NaCl −784 kJ·mol⁻¹), zhruba vyrovná mřížkovou energii (+787). Rozpouštění NaCl je proto téměř tepelně neutrální (+3,9 kJ·mol⁻¹). V nepolárním rozpouštědle (benzen, CCl₄) není co by ionty odtrhlo — sůl se nerozpustí.
NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq) ΔH°sol = +3,9 kJ·mol⁻¹ (= mřížková +787 + hydratační −784 → skoro nula)
Krystal NaCl — udeřte do něj, roztavte ho, rozpusťte ho
Odhadněte z Coulombova zákona, kolikrát větší mřížkovou energii má MgO než NaCl, a rozhodněte, který z nich bude mít vyšší teplotu tání. Poloměry (pm): Na⁺ 102, Cl⁻ 181, Mg²⁺ 72, O²⁻ 140.
Vzdálenost středů iontů je součet poloměrů.
NaCl: d = 102 + 181 = 283 pm
MgO: d = 72 + 140 = 212 pm
Dosadíme do úměry E ∝ z₊z₋/d.
NaCl: 1 · 1 / 283 = 3,53·10⁻³
MgO: 2 · 2 / 212 = 1,89·10⁻²
poměr = 0,01887 / 0,003534 ≈ 5,3
Odhad: MgO má zhruba 5× větší mřížkovou energii. Tabulky: NaCl 787, MgO 3791 kJ·mol⁻¹ — poměr 4,8. Coulombův odhad sedí na 10 %, což je na jednoduchý model výborné. Dvojnásobný náboj obou iontů dává faktor 4, menší ionty přidají zbytek.
Vyšší mřížková energie → silnější vazba → vyšší teplota tání: NaCl 801 °C, MgO 2852 °C. Proto se z MgO dělají žáruvzdorné vyzdívky pecí.
E(MgO) ≈ 5 × E(NaCl); MgO taje mnohem výš (2852 vs 801 °C)Máte krystal KBr. Rozhodněte, zda vede elektrický proud (a) pevný při 25 °C, (b) roztavený při 800 °C, (c) rozpuštěný ve vodě, (d) rozpuštěný v benzenu. (e) Co se stane, když do krystalu udeříte kladivem?
Základní otázka u iontové látky zní vždy stejně: jsou ionty pohyblivé? Nosiče náboje (K⁺, Br⁻) v látce jsou, volné elektrony ne.
(a) Pevný: ionty pevně v mřížce → nevede. (b) Tavenina (KBr taje při 734 °C, takže při 800 °C je tekutý): ionty se pohybují → vede, a přitom probíhá elektrolýza (K na katodě, Br₂ na anodě).
(c) Ve vodě: polární voda ionty hydratuje a odtrhne z mřížky (KBr je dobře rozpustný, 678 g/L) → vede. (d) Benzen je nepolární, ionty nehydratuje, KBr se v něm nerozpustí → nic nevede.
(e) Úder posune vrstvu iontů o jednu polohu → K⁺ proti K⁺, Br⁻ proti Br⁻ → odpuzování → krystal se rozštípne podél roviny (křehkost). Nevykuje se jako kov.
nevede · vede · vede · nerozpustí se · rozštípne seKovalentní vazba
Kovalentní vazba drží pohromadě všechno živé, všechny plyny v atmosféře i nejtvrdší látku na světě. Je to nejčastější a zároveň nejrozmanitější typ vazby — a proto jí osnova věnuje sedm bodů.
4a · Způsob vzniku kovalentní vazby
Dva atomy nekovů mají obě elektronegativity vysoké — ani jeden elektron „nepustí“. Řešení: sdílejí ho. Každý atom přispěje jedním nepárovým elektronem a vzniklý sdílený elektronový pár patří oběma jádrům současně. Oba se tím dostanou k zaplněné valenční vrstvě.
Kovalentní vazba je vazba tvořená jedním nebo více elektronovými páry sdílenými dvěma atomy. Vzniká překryvem atomových orbitalů s nepárovými elektrony opačného spinu; ve sdíleném prostoru mezi jádry se zvýší elektronová hustota, která obě kladná jádra přitahuje. Vazba je směrová — míří tam, kde se orbitaly překrývají.
Orbitalové znázornění: překryv
Vodíkový atom má jeden elektron v orbitalu 1s (kulová slupka). Když se dva atomy H přiblíží na 74 pm, jejich orbitaly 1s se překryjí — vznikne oblast, kde mohou být oba elektrony současně, a ta leží mezi jádry. Elektronová hustota mezi jádry je to, co vazbu drží: záporný oblak je přitahován oběma kladnými jádry a zároveň je od sebe stíní.
H· + ·H → H : H (překryv 1s–1s) · H· + ·Cl → H : Cl (překryv 1s–3p) · ·Cl + ·Cl → Cl : Cl (překryv 3p–3p)
Podmínky překryvu: orbitaly musí mít vhodnou energii (podobnou), vhodnou symetrii (musí se „potkat“ stejným znaménkem vlnové funkce) a elektrony musí mít opačný spin (Pauliho princip). Čím větší překryv, tím pevnější vazba — proto jsou vazby s malými atomy 2. periody tak pevné a vazby velkých atomů (I–I, 151 kJ·mol⁻¹) slabé.
Prostorové znázornění: Lewisovy strukturní vzorce
Lewisův vzorec (G. N. Lewis, 1916) kreslí valenční elektrony jako tečky a sdílené páry jako čárky. Rozlišuje vazebný pár (čárka mezi atomy) a nevazebný (volný) pár (dvě tečky nebo čárka u atomu). Postup ve čtyřech krocích:
1. Sečtěte valenční elektrony všech atomů (u iontů přičtěte/odečtěte náboj).
2. Spojte atomy jednoduchými vazbami (centrální atom bývá ten nejméně elektronegativní, nikdy H).
3. Zbylé elektrony rozdělte jako volné páry — nejdřív krajním atomům do oktetu, pak centrálnímu.
4. Chybí-li centrálnímu atomu do oktetu, udělejte z volných párů sousedů násobné vazby.
Atomy se vážou tak, aby ve valenční vrstvě měly 8 elektronů (konfiguraci vzácného plynu s²p⁶). Vodík plní dublet (2 elektrony, jako He). Vaznost atomu = počet vazeb, které tvoří = obvykle počet nepárových elektronů: H 1, O 2, N 3, C 4, halogeny 1.
Méně než oktet: BF₃ (bor má jen 6 e⁻), BeCl₂ (4 e⁻). Takové látky jsou elektronově deficitní a ochotně přijmou volný pár — jsou to Lewisovy kyseliny (kapitola 7).
Více než oktet (rozšířený oktet): PCl₅ (10 e⁻), SF₆ (12 e⁻). Umí to jen prvky od 3. periody, které mají k dispozici prázdné d-orbitaly. Dusík (2. perioda) NCl₅ nikdy neutvoří.
Lichý počet elektronů: NO (11 e⁻), NO₂ (17 e⁻) — radikály s nepárovým elektronem, reaktivní, oktet nesplní nikdy.
Lewisův vzorec a kontrola oktetu — vyberte molekulu
Délka a energie vazby
Obě veličiny jste viděli na křivce potenciální energie v kapitole 0. Délka vazby je vzdálenost jader v minimu (H–H 74 pm, C–C 154 pm, C–H 109 pm). Vazebná energie je hloubka minima (H–H 436, C–C 348, C–H 413 kJ·mol⁻¹). Platí: čím menší atomy a čím vyšší násobnost, tím kratší a pevnější vazba. Detailně v kapitole 4.
4b · Vlastnosti látek s kovalentní vazbou
Tady je největší past celé kapitoly. Kovalentní vazba tvoří dva úplně různé typy látek, a jejich vlastnosti jsou opačné:
Kovalentní vazby drží atomy uvnitř malé molekuly (H₂O, CO₂, I₂, C₆H₁₂O₆). Mezi molekulami jsou jen slabé interakce.
→ nízké b.t. a b.v. (plyny, kapaliny, měkké pevné látky), nevodivé v žádném stavu (žádné ionty ani volné elektrony), měkké, často těkavé. Při tání se trhají jen slabé síly, molekuly zůstávají celé.
Kovalentní vazby prostupují celý krystal jako nekonečná 3D síť (diamant, SiO₂, SiC, Si). Celý krystal je jedna obří molekula.
→ velmi vysoké b.t. (diamant ≈ 3550 °C, křemen 1710 °C), extrémní tvrdost, nevodivé (elektrony jsou lokalizované ve vazbách; výjimka: polovodič Si, grafit), nerozpustné v ničem. Při tání se trhají kovalentní vazby.
| Vlastnost | Molekulová látka (H₂O, I₂, cukr) | Atomový krystal (diamant, SiO₂) | Proč |
|---|---|---|---|
| Teplota tání | −259 až ≈ 200 °C | 1400–3600 °C | trhají se slabé síly vs kovalentní vazby |
| Tvrdost | měkké, drolivé | nejtvrdší látky (diamant 10) | síť vazeb ve všech směrech |
| Elektrická vodivost | ne (výjimka: roztoky kyselin — disociace) | ne (výjimka: grafit, polovodiče) | elektrony jsou lokalizované v párech |
| Rozpustnost | „podobné se rozpouští v podobném“: polární ve vodě, nepolární v benzenu | nerozpustné | rozpouštědlo nemá čím nahradit vazby v síti |
| Skupenství (25 °C) | plyn, kapalina, měkká pevná | vždy pevná | — |
Otázka „jaké vlastnosti mají látky s kovalentní vazbou“ nemá jednu odpověď. Vždy nejdřív rozhodněte: je to molekula, nebo síť? Diamant a methan mají obě čistě kovalentní vazby C–C, C–H — a jeden je nejtvrdší látka, druhý plyn vroucí při −161 °C. Rozdíl není ve vazbě, ale v tom, jak daleko síť sahá.
Chlorovodík je molekulová látka, čistý (plynný nebo kapalný) nevede. Jeho vodný roztok ale vede výborně — protože ve vodě proběhne chemická reakce HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl⁻ a vzniknou ionty. Vede tedy roztok, ne chlorovodík. Totéž platí pro H₂SO₄, NH₃ (slabě). Cukr se ve vodě rozpustí, ale nedisociuje → roztok cukru nevede.
Sestavte Lewisův vzorec oxidu uhličitého CO₂ a kyanovodíku HCN. Určete počet vazebných a volných párů a ověřte oktet.
CO₂: valenční elektrony C 4 + 2 × O 6 = 16 = 8 párů. Centrální atom je uhlík (méně elektronegativní).
Jednoduché vazby O–C–O spotřebují 2 páry; zbývá 6 párů. Dáme je krajním kyslíkům: každý 3 volné páry → oba O mají oktet (2 + 6). Uhlík má ale jen 4 elektrony.
Z každého kyslíku přesuneme jeden volný pár do vazby → dvě dvojné vazby. Kontrola: C má 2 × 4 = 8 ✓, každý O 4 (vazby) + 4 (dva volné páry) = 8 ✓.
O=C=O · vazebné páry: 4 (2 dvojné vazby) · volné páry: 4 (po dvou na každém O) · celkem 8 párů = 16 e⁻ ✓
HCN: H 1 + C 4 + N 5 = 10 = 5 párů. H je vždy krajní, C centrální. H–C–N: 2 páry na vazby, 3 zbývají. Vodík je hotov (dublet). Dusíku dáme 3 páry → oktet, ale uhlík má jen 4. Přesuneme 2 páry z dusíku do vazby → trojná vazba.
H–C≡N · vazebné páry: 4 (1 jednoduchá + 1 trojná) · volný pár: 1 (na N) · C: 2 + 6 = 8 ✓ · N: 6 + 2 = 8 ✓ · H: 2 ✓
CO₂: O=C=O (4 vazebné, 4 volné) · HCN: H–C≡N (4 vazebné, 1 volný)Křemík a uhlík jsou ve stejné skupině. CO₂ je plyn (sublimuje při −78 °C), SiO₂ je tvrdý krystal tající při 1710 °C. Oba mají polární kovalentní vazby prvek–kyslík. Vysvětlete ten rozdíl.
Uhlík je malý (2. perioda) a umí tvořit pevné dvojné vazby C=O (799 kJ·mol⁻¹) bočním překryvem p-orbitalů. Proto se „uspokojí“ dvěma kyslíky a vznikne samostatná molekula O=C=O.
Křemík je větší (3. perioda), jeho p-orbitaly se s kyslíkovými bočně překrývají špatně → π vazba Si=O je nevýhodná. Křemík proto tvoří čtyři jednoduché vazby Si–O (452 kJ·mol⁻¹ každá) do tetraedru a každý kyslík spojuje dva křemíky → nekonečná 3D síť.
CO₂: mezi molekulami jen slabé disperzní síly → stačí −78 °C, aby se rozletěly. SiO₂: k roztavení je nutné trhat kovalentní vazby Si–O v celé síti → 1710 °C. Stejný typ vazby, jiný dosah sítě.
CO₂ = molekulová látka (disperzní síly); SiO₂ = atomový krystal (síť vazeb Si–O)Vazby σ a π, násobnost vazby
Dvojná vazba není „dvě jednoduché“. Skládá se ze dvou různých typů vazeb, které se liší tím, kde mezi jádry sedí elektrony — a právě ten rozdíl vysvětluje, proč alkeny reagují a dusík ne.
4c · Typy kovalentní vazby podle polohy elektronové hustoty
Vzniká čelním překryvem orbitalů podél spojnice jader. Elektronová hustota leží na spojnici jader, rotačně symetricky kolem ní. Vzniká překryvem s–s (H₂), s–p (HCl), p–p čelně (Cl₂) i hybridních orbitalů. Je pevnější než π a umožňuje volnou rotaci kolem své osy.
Vzniká bočním překryvem dvou rovnoběžných p-orbitalů. Elektronová hustota leží nad a pod spojnicí jader (na spojnici samotné je nulová — uzlová rovina). Je slabší než σ (menší překryv) a brání rotaci — otočením by se překryv zrušil. Vzniká vždy až po σ vazbě, nikdy samostatně.
jednoduchá vazba = 1 σ · dvojná = 1 σ + 1 π · trojná = 1 σ + 2 π (první vazba mezi dvěma atomy je vždy σ)
Proč je π slabší? Čelní překryv je „tváří v tvář“ — laloky míří přímo na sebe a překryv je velký. Boční překryv je „bok po boku“ — laloky se jen dotýkají, překryv je menší. Číselně: C–C (σ) 348 kJ·mol⁻¹, C=C (σ + π) 614 → π vazba přidává jen 266 kJ·mol⁻¹, tedy méně než σ. A C≡C 839 → druhá π přidá dalších 225. Každá další vazba přidá méně než ta předchozí.
Alkeny (C=C) reagují adicí: obětují slabší π vazbu (266 kJ) a získají dvě nové σ vazby (2 × ≈ 400 kJ). Vyplatí se to, proto ethen ochotně aduje brom, vodu i vodík. Dusík N≡N je naopak nejinertnější běžná molekula — ne proto, že by π vazby byly zvlášť pevné, ale proto, že celá trojná vazba stojí 945 kJ·mol⁻¹ a žádný produkt to nevrátí zpět tak snadno. Proto Haberův proces potřebuje 450 °C, 200 atm a katalyzátor.
Volná otáčivost — a proč existuje cis/trans
Kolem jednoduché (σ) vazby se atomy mohou volně otáčet — ethan má nekonečně mnoho konformací. Kolem dvojné vazby otáčení možné není: p-orbitaly π vazby musí zůstat rovnoběžné, a otočení o 90° by π vazbu přetrhlo (266 kJ·mol⁻¹, to se za pokojové teploty nestane). Proto existují dva různé but-2-eny — cis (skupiny CH₃ na téže straně) a trans (na opačných). Jsou to různé látky s různými teplotami varu (4 °C vs 1 °C). U butanu nic takového není.
Překryv orbitalů — kde sedí elektronová hustota
4d · Násobnost kovalentní vazby
Násobnost vazby (řád vazby) = počet sdílených elektronových párů mezi dvěma atomy. Jednoduchá (1 pár, σ), dvojná (2 páry, σ + π), trojná (3 páry, σ + 2 π). Čtyřnásobná vazba se u běžných prvků nevyskytuje — nejsou na ni volné p-orbitaly.
Tři pravidla, která z násobnosti plynou a která byste měli umět zdůvodnit:
1. Čím vyšší násobnost, tím kratší vazba. Více elektronů mezi jádry táhne jádra blíž k sobě: C–C 154 pm, C=C 134 pm, C≡C 120 pm.
2. Čím vyšší násobnost, tím pevnější vazba — ale ne úměrně. C=C (614) není 2 × C–C (696), C≡C (839) není 3 × 348 (1044). Každá π vazba je slabší než σ.
3. Čím vyšší násobnost, tím menší otáčivost — σ volná rotace, π ji blokuje.
Jednoduché vazby N–N (163) a O–O (146) jsou nezvykle slabé — malé atomy s volnými páry se odpuzují. Proto je hydrazin N₂H₄ raketové palivo a peroxid vodíku se rozkládá sám. Trojná N≡N (945) je naopak druhá nejpevnější vazba tabulky. U dusíku tedy platí: násobná vazba je mnohem výhodnější než tři jednoduché — proto dusík tvoří N₂, zatímco fosfor (velké atomy, špatný boční překryv) tvoří P₄ s jednoduchými vazbami.
Délka a energie vazby podle násobnosti — kratší a pevnější, ale ne úměrně
| Vazba | Násobnost | Délka [pm] | Energie [kJ·mol⁻¹] | Přírůstek energie | složení |
|---|
Tabulka délek a energií jednoduchých vazeb
| Vazba | Délka [pm] | Energie [kJ·mol⁻¹] | Vazba | Délka [pm] | Energie [kJ·mol⁻¹] |
|---|
Dva trendy k odečtení: v řadě H–F → H–I vazba prodlužuje a slábne (větší atom, horší překryv), a halogen–halogenové vazby jsou obecně slabé (odpuzování volných párů). Vazba F–F (155) je slabší než Cl–Cl (243) — jediná anomálie, daná právě tím, že fluor je tak malý.
Určete počet vazeb σ a π v molekulách: ethen C₂H₄, ethyn C₂H₂, oxid uhličitý CO₂ a kyanovodík HCN. Kolem kterých vazeb je možná volná rotace?
Pravidlo: každá vazba (čárka) mezi dvěma atomy obsahuje právě jednu σ; každá další čárka nad první je π. Stačí tedy spočítat spojené dvojice atomů (= σ) a zvlášť „čárky navíc“ (= π).
Ethen H₂C=CH₂: dvojice C–C, 4× C–H → 5 σ; dvojná vazba má jednu čárku navíc → 1 π.
Ethyn HC≡CH: C–C, 2× C–H → 3 σ; trojná má dvě navíc → 2 π.
CO₂ O=C=O: 2 dvojice → 2 σ; dvě dvojné vazby → 2 π.
HCN H–C≡N: 2 dvojice → 2 σ; trojná → 2 π.
Volná rotace je možná jen kolem jednoduchých vazeb (čistě σ): v ethenu kolem vazeb C–H (bez významu — H nemá co otáčet), kolem C=C ne. V ethynu, CO₂ a HCN jsou molekuly lineární a rotace kolem násobných vazeb je blokována.
C₂H₄: 5 σ + 1 π · C₂H₂: 3 σ + 2 π · CO₂: 2 σ + 2 π · HCN: 2 σ + 2 πZ vazebných energií C–C 348, C=C 614, H–H 436, C–H 413 kJ·mol⁻¹ odhadněte (a) energii π vazby v ethenu a (b) reakční enthalpii hydrogenace C₂H₄ + H₂ → C₂H₆. Proč je reakce exotermická?
(a) Dvojná vazba = σ + π. Když σ v C=C přibližně odpovídá jednoduché C–C:
E(π) ≈ E(C=C) − E(C–C) = 614 − 348 = 266 kJ·mol⁻¹ (< 348 → π je slabší než σ)
(b) Rozbité vazby: π vazba C=C (jen ta — σ zůstává) a H–H. Vzniklé: 2 nové C–H.
rozbité: 266 + 436 = 702 kJ
vzniklé: 2 × 413 = 826 kJ
ΔH ≈ 702 − 826 = −124 kJ·mol⁻¹
Tabulková hodnota je −137 kJ·mol⁻¹ — odhad z průměrných energií trefil na 13 kJ. Reakce je exotermická, protože dvě σ vazby C–H (826) jsou dohromady pevnější než slabá π vazba + H–H (702). Obecně: adice na dvojnou vazbu se vyplatí, protože se mění slabá π na silné σ.
E(π) ≈ 266 kJ·mol⁻¹; ΔH(hydrogenace) ≈ −124 kJ·mol⁻¹ (tabulka −137)Polarita kovalentní vazby
Sdílený pár se skoro nikdy nesdílí spravedlivě. Jeden atom ho k sobě přitahuje víc — a z té nespravedlnosti plyne, proč se sůl rozpouští ve vodě a olej ne, proč voda vře při 100 °C a proč je HF slabá kyselina.
Elektronegativita
Elektronegativita (EN, značka χ) je schopnost atomu v molekule přitahovat k sobě sdílené elektrony. Je to bezrozměrné číslo na Paulingově stupnici: fluor 3,98 (nejvyšší), cesium 0,79 (nejnižší). V periodické tabulce roste zleva doprava (roste náboj jádra) a klesá shora dolů (roste vzdálenost valenční vrstvy od jádra). Vzácné plyny se obvykle neuvádějí.
Hodnoty, které stojí za zapamatování: F 3,98 · O 3,44 · Cl 3,16 · N 3,04 · Br 2,96 · C 2,55 · S 2,58 · H 2,20 · Na 0,93 · K 0,82. Trik: uhlík a vodík mají téměř stejnou EN (rozdíl 0,35), a proto jsou uhlovodíky nepolární. Kyslík a dusík jsou o hodně výš — a proto je v organické chemii všechno zajímavé kolem O a N.
Vznik parciálních nábojů
Ve vazbě H–Cl táhne chlor (3,16) sdílený pár k sobě silněji než vodík (2,20). Elektronová hustota se posune k chloru: chlor má trochu víc než svůj spravedlivý díl záporného náboje, vodík trochu míň. Vznikají parciální náboje δ− na chloru a δ+ na vodíku. „Parciální“ = částečný, menší než náboj elektronu; u HCl je to asi 0,18 e.
δ+H–Clδ− δ− vždy na elektronegativnějším atomu · velikost δ roste s ΔEN
Vliv elektronegativity: tři pásma
| ΔEN | Typ vazby | Co se děje s párem | Příklady |
|---|---|---|---|
| 0 – 0,4 | nepolární kovalentní | sdílený (téměř) rovnoměrně, δ ≈ 0 | H–H (0), C–C (0), C–H (0,35), S–H (0,38) |
| 0,4 – 1,7 | polární kovalentní | posunutý k elektronegativnějšímu atomu, δ+ / δ− | C–Cl (0,61), N–H (0,84), C–O (0,89), H–Cl (0,96), O–H (1,24), C–F (1,43) |
| > 1,7 | iontová | prakticky přenesen — kation + anion | Na–Cl (2,23), Mg–O (2,13), K–F (3,16), Cs–F (3,19) |
Čísla 0,4 a 1,7 jsou dohoda, ne přírodní zákon. H–F má ΔEN 1,78, a přesto je HF molekulová látka s kovalentní vazbou (plyn!). AlCl₃ má ΔEN 1,55 a chová se spíš kovalentně. Iontový charakter roste plynule: podle Paulinga je podíl iontového charakteru 1 − e−ΔEN²/4, což dává H–Cl 21 %, H–F 55 %, Na–Cl 71 %. Iontová vazba je tedy jen krajní případ polární kovalentní vazby — a ani NaCl není iontový na 100 %. Když se v testu ptají „je vazba H–F iontová?“, správná odpověď je: „silně polární kovalentní, na hranici“.
Dipólový moment — jak polaritu změřit
Dipólový moment μ je míra polarity: součin velikosti parciálního náboje a vzdálenosti, na které jsou náboje odděleny.
μ = q · d [C·m]; praktická jednotka debye, 1 D = 3,336·10⁻³⁰ C·m
Je to vektor — míří od δ+ k δ− (chemická konvence). Pro představu: kdyby náboj celého elektronu seděl 100 pm od kladného náboje, bylo by μ = 4,8 D. Skutečné vazby mají 0–2 D, iontové páry v plynu až 9 D.
Z naměřeného dipólového momentu a známé délky vazby se dá spočítat parciální náboj — a tím i „skutečný“ iontový charakter vazby. To dělá model níž.
Z dipólového momentu na parciální náboj: q = μ / d
Tabulka elektronegativit (Pauling)
Hledejte podle značky nebo českého názvu. Sloupec „perioda / skupina“ vám ukáže oba trendy: doprava roste, dolů klesá.
Elektronegativity prvků — čím delší pruh, tím víc atom táhne elektrony
| Prvek | Název | Perioda | Skupina | EN | síla přitahování |
|---|
Určete typ vazby a odhadněte iontový charakter (Paulingův vztah) pro C–H, O–H, H–F a K–Cl. EN: C 2,55; H 2,20; O 3,44; F 3,98; K 0,82; Cl 3,16.
Spočítáme rozdíly (vždy kladné, větší − menší) a zařadíme podle pásem 0,4 / 1,7.
C–H: 2,55 − 2,20 = 0,35 → nepolární kovalentní
O–H: 3,44 − 2,20 = 1,24 → polární kovalentní, δ− na O
H–F: 3,98 − 2,20 = 1,78 → na hranici (formálně iontová, reálně silně polární kovalentní)
K–Cl: 3,16 − 0,82 = 2,34 → iontová
Iontový charakter podle Paulinga: 1 − e−ΔEN²/4.
C–H: 1 − e−0,0306 = 1 − 0,970 = 3 %
O–H: 1 − e−0,384 = 1 − 0,681 = 32 %
H–F: 1 − e−0,792 = 1 − 0,453 = 55 %
K–Cl: 1 − e−1,369 = 1 − 0,254 = 75 %
Čtěte to jako plynulou škálu: C–H je prakticky bez náboje (proto se uhlovodíky nemísí s vodou), O–H má třetinu iontového charakteru (proto voda tvoří můstky), H–F je napůl, a ani KCl není iontový na 100 % — čtvrtina je sdílení.
C–H 3 % · O–H 32 % · H–F 55 % · K–Cl 75 % iontového charakteruChlorovodík má dipólový moment 1,08 D a délku vazby 127 pm. Vypočítejte parciální náboj na atomech v násobcích elementárního náboje e = 1,602·10⁻¹⁹ C. (1 D = 3,336·10⁻³⁰ C·m.)
Převedeme na základní jednotky SI.
μ = 1,08 · 3,336·10⁻³⁰ = 3,603·10⁻³⁰ C·m
d = 127 pm = 1,27·10⁻¹⁰ m
Z definice μ = q·d vyjádříme náboj.
q = μ / d = 3,603·10⁻³⁰ / 1,27·10⁻¹⁰ = 2,84·10⁻²⁰ C
Vyjádříme v elementárních nábojích.
δ = 2,84·10⁻²⁰ / 1,602·10⁻¹⁹ = 0,177 e → H+0,18–Cl−0,18
Interpretace: vazba H–Cl má z měření asi 18 % iontového charakteru (kdyby byla čistě iontová, byl by náboj celý elektron, 1,00 e). Paulingův odhad z ΔEN dal 21 % — obě metody se shodují na tom, že HCl je polární kovalentní vazba, ne iontová.
δ ≈ ±0,18 e, tedy ≈ 18 % iontového charakteruPolarita vazeb a polarita molekul
Oxid uhličitý má dvě silně polární vazby — a přesto je nepolární molekula. Voda má dvě podobně polární vazby — a je nejpolárnější běžná kapalina. Rozdíl je jen ve tvaru. Tahle kapitola vás naučí ten rozdíl vidět.
Polární vazba ≠ polární molekula
Každá polární vazba má svůj dipólový moment — vektor mířící od δ+ k δ−. Dipólový moment molekuly je vektorový součet dipólů všech vazeb (plus příspěvek volných párů). A vektory se umí vyrušit: dva stejně velké, mířící přesně proti sobě, dají nulu.
Polární molekula má nenulový celkový dipólový moment (μ > 0) — těžiště kladného a záporného náboje se nekryjí. Nepolární molekula má μ = 0, buď proto, že nemá polární vazby (H₂, CH₄ téměř), nebo proto, že se dipóly vazeb díky symetrii vyruší (CO₂, CCl₄, BF₃, SF₆).
Postup rozhodování ve třech krocích
1. Jsou v molekule polární vazby? Když ne (H₂, Cl₂, N₂), molekula je nepolární — konec.
2. Jaký má molekula tvar? To určí teorie VSEPR (odpuzování elektronových párů — samostatné téma; tady jen výsledek): páry kolem centrálního atomu se rozmístí co nejdál od sebe. 2 páry → lineární, 3 → trigonální rovina, 4 → tetraedr; volné páry tvar „ohýbají“ (H₂O lomená, NH₃ pyramida).
3. Vyruší se dipóly? Když je molekula symetrická a všechny krajní atomy stejné (lineární AB₂, rovinná AB₃, tetraedr AB₄, bipyramida AB₅, oktaedr AB₆) → dipóly se vyruší → nepolární. Když symetrii něco poruší — volný pár na centrálním atomu (H₂O, NH₃, SO₂) nebo různé krajní atomy (CHCl₃, CH₃Cl) → polární.
| Molekula | Tvar | Polární vazby? | Symetrie vyruší? | Výsledek | μ [D] |
|---|---|---|---|---|---|
| H₂, N₂, Cl₂ | lineární | ne | — | nepolární | 0 |
| HCl, HF, CO | lineární | ano | ne (nic proti) | polární | 1,08 · 1,83 · 0,11 |
| CO₂, BeCl₂, CS₂ | lineární AB₂ | ano | ano (180°) | nepolární | 0 |
| H₂O, H₂S, SO₂, O₃ | lomená | ano | ne (volné páry) | polární | 1,85 · 0,97 · 1,63 · 0,53 |
| BF₃, SO₃ | trigonální rovina | ano | ano (120°) | nepolární | 0 |
| NH₃, PCl₃ | trigonální pyramida | ano | ne (volný pár) | polární | 1,47 · 0,78 |
| CH₄, CCl₄ | tetraedr AB₄ | (slabě) / ano | ano | nepolární | 0 |
| CHCl₃, CH₃Cl, CH₂Cl₂ | tetraedr, různé atomy | ano | ne | polární | 1,04 · 1,87 · 1,60 |
| HCN | lineární, nesymetrická | ano | ne | polární | 2,98 |
| PCl₅, SF₆ | bipyramida, oktaedr | ano | ano | nepolární | 0 |
CO₂ vs SO₂: vypadají stejně, ale síra má volný pár, molekula je lomená (119°) a polární. CO₂ je lineární a nepolární.
CCl₄ vs CHCl₃: čtyři chlory v tetraedru se vyruší (nepolární rozpouštědlo); vyměňte jeden za H a symetrie je pryč — chloroform je polární.
„Polární vazby → polární molekula“: neplatí. BF₃ má tři z nejpolárnějších vazeb vůbec (ΔEN 1,94) a je nepolární.
Rozhodovač polarity — vektory dipólů vazeb a jejich součet
Porovnání polarity molekul
Když už víte, že molekula je polární, můžete se ptát jak moc. Rozhodují dvě věci: polarita vazeb (ΔEN) a geometrie (jak moc se dipóly sčítají vs. ruší). Učebnicové srovnání, které byste měli umět zdůvodnit:
H₂O (1,85 D) > NH₃ (1,47 D) > HCl (1,08 D) voda: dvě velmi polární vazby O–H (ΔEN 1,24), které se ve 104,5° sčítají; amoniak: tři méně polární N–H (0,84) v pyramidě; HCl: jediná vazba (0,96)
Další srovnání: HF > HCl > HBr > HI (klesá ΔEN); H₂O > H₂S (kyslík je elektronegativnější než síra); CH₃Cl (1,87) > CH₂Cl₂ (1,60) > CHCl₃ (1,04) > CCl₄ (0) — čím víc chlorů proti sobě, tím víc se ruší.
K čemu polarita molekuly je
Polární rozpouštědla (voda, ethanol) rozpouštějí polární a iontové látky (sůl, cukr, HCl). Nepolární (benzen, hexan, CCl₄) rozpouštějí nepolární (tuky, jod, parafin). Olej ve vodě plave, protože nepolární molekuly nemají, čím by se k vodě přichytily, a voda si své můstky raději nechá.
Polární molekuly se přitahují dipól–dipólovými silami (a případně vodíkovými můstky) → vyšší b.v. než nepolární molekuly podobné hmotnosti. Butan (nepolární, M = 58) vře při −0,5 °C, aceton (polární, M = 58) při 56 °C.
Trenažér: polární, nebo nepolární?
Rozhodněte, které z molekul CO₂, SO₂, SO₃ jsou polární. Všechny mají polární vazby prvek–kyslík.
CO₂: uhlík má 4 valenční elektrony, oba spotřebuje na dvě dvojné vazby → žádný volný pár na C → 2 elektronové oblasti → lineární (180°). Dva stejné dipóly C=O míří proti sobě → součet nula → nepolární.
SO₂: síra má 6 valenčních elektronů; dvě vazby k O spotřebují 4, zbývá volný pár. 3 oblasti → základní tvar trigonální, s volným párem lomený (119°). Dipóly S=O svírají úhel, nevyruší se → polární, μ = 1,63 D.
SO₃: síra dá všech 6 elektronů do tří vazeb, žádný volný pár → 3 oblasti → trigonální rovina (120°). Tři stejné dipóly ve 120° se vyruší → nepolární.
CO₂ nepolární · SO₂ polární (volný pár, lomená) · SO₃ nepolárníSeřaďte molekuly CH₄, HCl, NH₃, H₂O podle rostoucího dipólového momentu a zdůvodněte. Které z nich se budou dobře rozpouštět ve vodě?
CH₄: vazby C–H prakticky nepolární (ΔEN 0,35) a navíc symetrický tetraedr → μ = 0. Nejnižší.
HCl: jedna polární vazba, ΔEN 0,96 → μ = 1,08 D.
NH₃: tři vazby N–H (ΔEN 0,84 — méně polární než H–Cl), ale v pyramidě se sčítají do osy a přispívá volný pár → μ = 1,47 D, víc než HCl.
H₂O: dvě vazby O–H s největším ΔEN (1,24) v lomeném tvaru + dva volné páry → μ = 1,85 D. Nejvyšší.
CH₄ (0) < HCl (1,08) < NH₃ (1,47) < H₂O (1,85 D)
Rozpustnost: NH₃ a HCl se ve vodě rozpouštějí výborně (polární + reagují s vodou za vzniku iontů). Methan prakticky ne (nepolární — 0,02 g/L). „Podobné v podobném.“
CH₄ < HCl < NH₃ < H₂O; ve vodě rozpustné HCl, NH₃ (CH₄ ne)Koordinačně kovalentní vazba
Obyčejná kovalentní vazba je „každý dá jeden elektron“. Dativní vazba je „jeden dá oba“. Zní to jako drobnost — ale stojí na ní kyseliny, komplexy, hemoglobin i důvod, proč je oxid uhelnatý smrtelný.
Vznik: donor a akceptor
Koordinačně kovalentní (dativní, donor-akceptorová) vazba je kovalentní vazba, v níž oba sdílené elektrony poskytl jeden atom — donor (dárce), který má volný elektronový pár. Druhý atom, akceptor (příjemce), má prázdný orbital vhodné energie. Značí se šipkou od donoru k akceptoru: H₃N→H⁺.
Co je nutné: donor musí mít volný pár (N v NH₃, O v H₂O, C v CO nebo CN⁻, halogenidové anionty). Akceptor musí mít prázdný orbital: H⁺ (prázdný 1s), B v BF₃ (6 elektronů, volný 2p), kationty kovů, zejména přechodných (prázdné d, s, p orbitaly).
H₃N: + H⁺ → [H₃N→H]⁺ = NH₄⁺ H₂O: + H⁺ → H₃O⁺ F₃B + :NH₃ → F₃B←NH₃
Vlastnosti: po vzniku k nerozeznání
Jakmile dativní vazba vznikne, je od obyčejné kovalentní vazby nerozlišitelná. V iontu NH₄⁺ jsou všechny čtyři vazby N–H stejně dlouhé (101 pm), stejně pevné, ve stejném tetraedrickém uspořádání — nepoznáte, který vodík „přišel jako H⁺“. Rozdíl je jen v původu elektronů, ne ve výsledné vazbě. Kladný náboj je rozprostřen po celém iontu, ne na jednom vodíku.
Z toho plyne, že dativní vazba má tytéž vlastnosti jako kovalentní: je směrová, má určitou délku a energii, může být σ (a výjimečně i π). Liší se jen tím, jak se na ni chemik dívá při psaní rovnice.
Kde se s ní potkáte
Ionty NH₄⁺ a H₃O⁺ — základ acidobazické chemie. Kyselina je látka, která H⁺ předá na volný pár vody (vzniká H₃O⁺); zásada je látka, která H⁺ přijme na svůj volný pár (NH₃ → NH₄⁺). Volný H⁺ ve vodě neexistuje.
Lewisovy kyseliny a zásady — zobecnění: Lewisova kyselina je akceptor elektronového páru (BF₃, AlCl₃, H⁺, kationty kovů), Lewisova zásada je donor (NH₃, H₂O, OH⁻, halogenidy). Každý vznik dativní vazby je Lewisova acidobazická reakce. Tohle se objevuje v přijímačkách na PřF.
Komplexní (koordinační) sloučeniny — kation kovu (centrální atom) obklopený molekulami nebo ionty s volnými páry (ligandy). Počet vazeb, které centrální atom k ligandům tvoří, je koordinační číslo (typicky 2, 4, 6). Celek se píše do hranaté závorky: [Cu(NH₃)₄]²⁺ — Cu²⁺ centrální atom, 4 ligandy NH₃, koordinační číslo 4, náboj celého komplexu 2+.
| Komplex | Centrální atom | Ligand (donorový atom) | Koord. číslo | Tvar | Kde ho potkáte |
|---|---|---|---|---|---|
| [Ag(NH₃)₂]⁺ | Ag⁺ | NH₃ (N) | 2 | lineární | Tollensovo činidlo, rozpouštění AgCl v amoniaku |
| [Cu(NH₃)₄]²⁺ | Cu²⁺ | NH₃ (N) | 4 | čtvercový | tmavě modrý důkaz Cu²⁺ |
| [Cu(H₂O)₆]²⁺ | Cu²⁺ | H₂O (O) | 6 | oktaedr | modrá skalice, modré roztoky měďnatých solí |
| [Fe(CN)₆]⁴⁻ | Fe²⁺ | CN⁻ (C) | 6 | oktaedr | žlutá krevní sůl, berlínská modř |
| [Zn(OH)₄]²⁻ | Zn²⁺ | OH⁻ (O) | 4 | tetraedr | amfoterní chování zinku |
| hem (Fe²⁺ + porfyrin) | Fe²⁺ | 4 N porfyrinu + N histidinu + O₂ / CO | 6 | oktaedr | hemoglobin, přenos O₂; otrava CO |
Když se Cu²⁺ rozpustí ve vodě, není „nahý“ — šest molekul vody se na něj naváže kyslíkovými volnými páry: [Cu(H₂O)₆]²⁺. Přidáte-li amoniak, silnější donor NH₃ vodu vytlačí a barva se změní ze světle modré na tmavě modrou. Ion–dipólová interakce z kapitoly 2 a dativní vazba jsou dva konce téže škály: čím lepší donor a čím menší, víc nabitý kation, tím víc se „interakce“ blíží skutečné vazbě.
Donor → akceptor: sedm příkladů dativní vazby
V reakcích (a) NH₃ + BF₃, (b) H₂O + H⁺, (c) Cu²⁺ + 4 NH₃ určete donor, akceptor, zapište produkt a u (c) uveďte centrální atom, ligand a koordinační číslo. Kolik vazeb v NH₄⁺ je „dativních“?
(a) Lewisův vzorec: N v NH₃ má volný pár (5 valenčních e⁻ − 3 vazby = 2 zbývají). B v BF₃ má jen 6 elektronů → prázdný orbital 2p. Donor NH₃, akceptor BF₃.
F₃B + :NH₃ → F₃B←NH₃ (bor tím získá oktet; Lewisova kyselina + Lewisova zásada)
(b) O v H₂O má dva volné páry, H⁺ je holý proton s prázdným 1s. Donor H₂O, akceptor H⁺.
H₂O: + H⁺ → H₃O⁺ (oxoniový kation, trigonální pyramida)
(c) Cu²⁺ má prázdné orbitaly 4s, 4p (a částečně 3d) → akceptor. NH₃ → donor (4×). Centrální atom Cu²⁺, ligand NH₃, koordinační číslo 4, náboj komplexu 2+.
Cu²⁺ + 4 :NH₃ → [Cu(NH₃)₄]²⁺ (tmavě modrý)
Kolik vazeb v NH₄⁺ je dativních? Chyták: z hlediska vzniku jedna (ta, kterou přišel H⁺), z hlediska výsledku žádná — všechny čtyři jsou rovnocenné a nerozlišitelné. Správná odpověď v testu zní: „vznikla jedna dativně, ale po vzniku jsou všechny čtyři stejné“.
(a) donor NH₃ / akceptor BF₃ · (b) donor H₂O / akceptor H⁺ · (c) Cu²⁺ centrální, NH₃ ligand, KČ 4 · v NH₄⁺ jsou všechny 4 vazby rovnocenné„Slabé“ vazebné interakce — popis a klasifikace
Kovalentní vazba rozhoduje, co látka je. Slabé interakce rozhodují, jak se chová: jestli je plyn nebo kapalina, jestli se rozpustí, jestli DNA drží pohromadě. Jsou dvacetkrát slabší než vazby — a o to důležitější.
Co mají společného
Slabé (mezimolekulové, nevazebné) interakce působí mezi hotovými molekulami (nebo mezi ionty a molekulami), nikoli uvnitř nich. Nesdílejí elektrony, jen elektrostaticky přitahují. Energie 0,05–40 kJ·mol⁻¹ (vodíkové můstky až 40, výjimečně víc). Rozrušují se při tání a varu — molekula přitom zůstává celá.
Klasifikace podle osnovy
Osnova řadí pod van der Waalsovy síly všechny elektrostatické interakce mezi částicemi, včetně iontových. Postupujeme od nejsilnější k nejslabší:
| Interakce | Mezi čím | Podstata | Energie [kJ·mol⁻¹] | Příklad |
|---|---|---|---|---|
| ion–ion | kation + anion | Coulombova přitažlivost celých nábojů — to už je iontová vazba | 400–4000 | Na⁺···Cl⁻ v krystalu |
| ion–dipól | ion + polární molekula | ion přitahuje opačně nabitý konec dipólu | 40–600 | Na⁺···OH₂ (hydratace) |
| dipól–dipól (Keesomovy) | dvě polární molekuly | δ+ jedné molekuly k δ− druhé; molekuly se natáčejí | 5–25 | HCl···HCl, aceton |
| dipól–indukovaný dipól (Debyeovy) | polární + nepolární molekula | dipól zdeformuje elektronový obal souseda a vyvolá v něm dočasný dipól | 2–10 | H₂O···O₂ (kyslík rozpuštěný ve vodě) |
| disperzní (Londonovy; indukovaný–indukovaný) | všechny částice | okamžité nerovnoměrné rozložení elektronů → dočasný dipól → indukuje dipól v sousedovi | 0,05–40 | He···He, I₂···I₂, CH₄···CH₄ |
| vodíková vazba | X–H···Y, X a Y = F, O, N | zvláštní silná dipól–dipólová interakce s příspěvkem sdílení | 10–40 | H₂O···H₂O, DNA |
Ion–ion a ion–dipól
Ion–ion: přitahování celých nábojů. Je to nejsilnější „interakce“ vůbec — tak silná, že ji řadíme mezi chemické vazby (iontová vazba, kapitola 2). Osnova ji sem řadí proto, že fyzikálně je to tatáž elektrostatika jako u ostatních, jen s celými náboji místo parciálních.
Ion–dipól: ion + polární molekula. Kation přitahuje δ− konec dipólu (u vody kyslík), anion přitahuje δ+ konec (vodíky). Je podstatou hydratace (a obecně solvatace): proto se iontové látky rozpouštějí ve vodě a proč se přitom uvolňuje hydratační teplo (Na⁺: −406 kJ·mol⁻¹, Mg²⁺: −1921 — malé a vysoce nabité ionty se hydratují nejsilněji).
Dipól–dipól (Keesomovy síly)
Dvě polární molekuly se natočí tak, aby δ+ jedné mířil na δ− druhé. Energie klesá s třetí mocninou vzdálenosti a roste s kvadrátem dipólového momentu. Příklad: HCl (μ = 1,08 D) vře při −85 °C, nepolární F₂ podobné hmotnosti při −188 °C.
Dipól–indukovaný dipól (Debyeovy síly)
Polární molekula přiblížená k nepolární zdeformuje její elektronový obal — na straně u δ+ se v nepolární molekule nahromadí elektrony a vznikne indukovaný dipól. Slabé, ale vysvětlují, proč se ve vodě rozpouští aspoň trochu kyslíku (ryby dýchají) nebo jodu.
Disperzní (Londonovy) síly — indukovaný dipól–indukovaný dipól
Disperzní síly vznikají tím, že elektrony jsou v pohybu a v každém okamžiku jsou v molekule rozloženy trochu nerovnoměrně — vzniká okamžitý (fluktuující) dipól, který indukuje dipól v sousední molekule, a oba se přitáhnou. Působí mezi všemi částicemi bez výjimky — i mezi atomy helia. U nepolárních látek jsou jedinou přitažlivou silou.
Jejich síla roste s polarizovatelností — s tím, jak snadno se elektronový obal deformuje. Polarizovatelnost roste s počtem elektronů (velikostí molekuly / atomu) a s plochou molekuly (dlouhé molekuly > kulovité). Odtud tři učebnicové trendy:
• Halogeny: F₂ (18 e⁻) plyn, Cl₂ (34) plyn, Br₂ (70) kapalina, I₂ (106) pevná látka. Stejná nepolární vazba, jen rostoucí disperzní síly.
• Vzácné plyny: He −269 °C, Ne −246, Ar −186, Kr −153, Xe −108 °C.
• Alkany: CH₄ −162 °C, C₄H₁₀ −0,5 °C, C₈H₁₈ +126 °C — každá skupina CH₂ přidá disperzní síly. A rozvětvený isomer (kulovitější, menší styčná plocha) vře níž než lineární: neopentan 9,5 °C vs pentan 36 °C.
Vodíková vazba (vodíkový můstek)
Vodíková vazba je interakce X–H···Y, kde vodík je kovalentně vázán na silně elektronegativní malý atom X (F, O, N) a přitahován k volnému páru jiného elektronegativního atomu Y (F, O, N). Energie 10–40 kJ·mol⁻¹ (O–H···O ve vodě ≈ 20, F–H···F ≈ 29, N–H···N ≈ 13; ve výjimečných případech jako [F···H···F]⁻ až 160). Je směrová — nejsilnější, když X–H···Y leží v přímce.
Proč zrovna F, O, N? Jsou dost elektronegativní, aby z vodíku stáhly skoro všechnu elektronovou hustotu (H se stane téměř holým protonem s velkým δ+), a dost malé, aby se k nim volný pár souseda dostal blízko. Chlor je elektronegativní dost (3,16), ale velký — HCl vodíkové můstky prakticky netvoří. Uhlík není elektronegativní dost — C–H můstky netvoří vůbec (proto uhlovodíky vřou nízko).
Voda, alkoholy, karboxylové kyseliny (dimery), amoniak, HF, DNA, bílkoviny. Zvyšují b.v., viskozitu, povrchové napětí, rozpustnost ve vodě.
Molekula si můstek udělá sama se sebou, pokud jsou skupiny blízko: o-nitrofenol, salicylaldehyd, kyselina salicylová. Takové molekuly pak tvoří méně můstků k sousedům → nižší b.v. a horší rozpustnost než jejich para-isomery. o-Nitrofenol destiluje s vodní parou, p-nitrofenol ne.
Síla interakcí — logaritmická osa, protože rozpětí je 100 000×
Trenažér: která interakce mezi částicemi převládá?
Anomálie teplot varu — nejsilnější důkaz vodíkových můstků
V řadě hydridů jedné skupiny by b.v. měla plynule růst s hmotností (disperzní síly). U 14. skupiny to platí: CH₄ < SiH₄ < GeH₄ < SnH₄. U 15., 16. a 17. skupiny ale první člen (NH₃, H₂O, HF) vybočuje o 100 °C nahoru — protože tvoří vodíkové můstky. Voda by bez nich vřela kolem −80 °C.
Teploty varu hydridů — kde jsou vodíkové můstky, tam je anomálie
Seřaďte podle rostoucí teploty varu a zdůvodněte typem převládající interakce: Ne, HCl, HF, Ar, F₂. (Hmotnosti: Ne 20, HF 20, F₂ 38, HCl 36,5, Ar 40.)
Nejprve zařadíme interakce. Ne, Ar, F₂: nepolární → jen disperzní síly, rostoucí s počtem elektronů: Ne 10 e⁻ < F₂ 18 e⁻ ≈ Ar 18 e⁻. HCl: polární (1,08 D), bez můstků → dipól–dipól + disperzní (18 e⁻). HF: H na fluoru → vodíkové můstky.
Disperzní trojice: Ne (−246 °C) nejníž. F₂ a Ar mají stejný počet elektronů — F₂ je ale protáhlejší molekula s větší styčnou plochou, takže vře maličko výš: Ar −186 °C, F₂ −188 °C — prakticky totéž, v testu je berte jako rovnocenné.
HCl má k disperzním silám (18 e⁻, jako Ar) navíc dipól → vře výš než Ar: −85 °C. HF má sice málo elektronů (10, jako Ne!), ale vodíkové můstky (≈ 29 kJ·mol⁻¹) všechno přebijí: +19,5 °C.
Ne (−246) < F₂ (−188) ≈ Ar (−186) < HCl (−85) << HF (+20 °C)
Poučení: Ne a HF mají stejnou hmotnost a liší se v teplotě varu o 266 °C. Hmotnost sama o sobě nerozhoduje — rozhoduje typ interakce. Hmotnost je jen zástupný ukazatel pro polarizovatelnost uvnitř jedné třídy interakcí.
Ne < F₂ ≈ Ar < HCl << HF — disperzní < dipólové < vodíkové můstkyVýparné teplo vody je 40,7 kJ·mol⁻¹, sulfanu H₂S 18,7 kJ·mol⁻¹. Odhadněte energii připadající na vodíkové můstky v jednom molu vody, víte-li, že každá molekula vody se v kapalině účastní v průměru asi 3,4 můstků (každý můstek sdílejí dvě molekuly).
H₂S má podobný tvar i dipól jako voda, ale vodíkové můstky netvoří (síra je velká a málo elektronegativní). Jeho výparné teplo tedy představuje zhruba to, co by voda potřebovala bez můstků (disperzní + dipólové síly).
příspěvek můstků ≈ 40,7 − 18,7 = 22 kJ·mol⁻¹ (hrubý odhad; skutečnost je vyšší, protože H₂S má víc elektronů a silnější disperzní síly)
Na jednu molekulu připadá 3,4 můstků, ale každý sdílí dvě molekuly → 1,7 můstku na molekulu. Kdyby se při varu roztrhaly všechny:
E(1 můstek) ≈ 22 / 1,7 ≈ 13 kJ·mol⁻¹
Tabulková hodnota pro O–H···O je 15–25 kJ·mol⁻¹ (v páře zůstává část můstků nedotčená, takže náš odhad je spodní mez). Řádově sedí: vodíkový můstek ≈ 10–40 kJ·mol⁻¹, tedy asi dvacetina kovalentní vazby O–H (463).
≈ 13–20 kJ·mol⁻¹ na jeden můstek; zhruba 1/20 kovalentní vazbyVliv slabých vazebných interakcí na vlastnosti látek
Kdyby vodíkové můstky zmizely, voda by se vypařila při −80 °C, DNA by se rozpadla a bílkoviny by se rozbalily. Kdyby zmizely disperzní síly, gekon by spadl ze stropu a jod by byl plyn. Tahle kapitola jde po konkrétních látkách.
Voda — nejdůležitější molekula, kterou vodíkové můstky drží
Molekula vody je ideální stavitel můstků: má dva vodíky (donory) a dva volné páry na kyslíku (akceptory) → každá molekula může tvořit až čtyři můstky, tetraedricky. Odtud plyne sedm anomálních vlastností:
| Vlastnost vody | Hodnota | Co by bylo bez můstků | Důsledek |
|---|---|---|---|
| Teplota varu | 100 °C | ≈ −80 °C (z trendu H₂S, H₂Se, H₂Te) | kapalná voda na Zemi |
| Teplota tání | 0 °C | ≈ −100 °C | led, sníh |
| Hustota ledu < vody | 0,917 vs 1,000 g·cm⁻³ | led by klesal ke dnu | rybníky zamrzají shora, život přežije zimu |
| Výparné teplo | 40,7 kJ·mol⁻¹ | ≈ 20 | pocení chladí; oceány tlumí klima |
| Tepelná kapacita | 4,18 J·g⁻¹·K⁻¹ | ≈ 2 | voda se pomalu ohřívá i chladne |
| Povrchové napětí | 72 mN·m⁻¹ | ≈ 20–30 (jako organická rozpouštědla) | kapky, vodoměrka, kapilarita |
| Rozpouštěcí schopnost | — | slabá | „univerzální rozpouštědlo“ pro ionty a polární látky |
Led je méně hustý než voda — to je nejčastější zkoušková otázka. V ledu je každá molekula napevno ve čtyřech můstcích, což tvoří pravidelnou, ale řídkou šestiúhelníkovou síť s dutinami. Při tání se asi 15 % můstků zbortí, síť se částečně zhroutí a molekuly zaplní dutiny → voda je hustší. Maximum hustoty má při 4 °C, kde se sráží dva efekty: rozpad sítě (zhušťuje) a tepelná roztažnost (zřeďuje).
DNA — komplementarita
Dva řetězce dvoušroubovice spojují vodíkové můstky mezi bázemi: adenin–thymin dva můstky, guanin–cytosin tři. Proto se A páruje jen s T a G jen s C — donory a akceptory (N–H, C=O, N) sedí přesně naproti sobě jen v těchto kombinacích. Můstky jsou dost slabé, aby je enzymy při replikaci rozpletly (kovalentní vazby by se rozplést nedaly), a dost početné (miliony), aby šroubovice v klidu držela. DNA s vysokým podílem G≡C je stabilnější a „taje“ (denaturuje) při vyšší teplotě.
Bílkoviny — sekundární struktura a denaturace
Řetězec aminokyselin (primární struktura, kovalentní peptidové vazby) se skládá do α-helixu (spirála, můstky N–H···O=C mezi závity) nebo β-skládaného listu (můstky mezi sousedními úseky řetězce). To je sekundární struktura — a drží ji jen vodíkové můstky. Terciární struktura přidává hydrofobní (disperzní) interakce, iontové můstky a disulfidové vazby. Denaturace = rozrušení těchto slabých interakcí teplem, kyselinou, alkoholem nebo těžkými kovy → bílkovina se rozbalí a ztratí funkci (bílek při vaření, mléko v octu). Peptidové vazby přitom zůstávají — proto je denaturace někdy vratná, hydrolýza ne.
Grafit versus diamant
Oba jsou čistý uhlík s kovalentními vazbami. Diamant: sp³, každý atom čtyři vazby v 3D síti → nejtvrdší látka, nevodič. Grafit: sp², rovinné vrstvy šestiúhelníků vázané kovalentně, mezi vrstvami (335 pm) jen disperzní síly → vrstvy se posouvají → měkký, mazlavý (tuha, mazivo, tužka „píše“ tím, že vrstvy zůstávají na papíře). Čtvrtý valenční elektron každého uhlíku je delokalizovaný v π systému vrstvy → grafit vede proud podél vrstev (elektrody). Stejný prvek, opačné vlastnosti — rozhoduje uspořádání a typ interakcí mezi stavebními jednotkami.
Vodíkové můstky a disperzní síly v praxi — čtyři scény
Další látky, na kterých se to zkouší
| Jev | Vysvětlení slabými interakcemi |
|---|---|
| Alkoholy vřou výš než ethery a alkany stejné hmotnosti ethanol 78 °C · dimethylether −25 °C · propan −42 °C | Ethanol má O–H → vodíkové můstky. Ether má kyslík, ale žádný H na něm — jen dipól. Propan nemá nic než disperzní síly. Všechny tři mají M ≈ 44–46. |
| Viskozita glycerolu (1400× vyšší než voda) | Tři skupiny O–H na malé molekule → hustá síť můstků, molekuly se po sobě špatně posouvají. Ethylenglykol (2 OH) je viskózní méně, ethanol (1 OH) teče volně. |
| Kyselina octová v plynu jako dimer | Dvě molekuly se spojí dvěma můstky O–H···O=C do cyklu; naměřená molární hmotnost páry je 120, ne 60. |
| Rozpustnost alkoholů ve vodě klesá s délkou řetězce methanol, ethanol, propanol: neomezeně · butanol 80 g/L · hexanol 6 g/L | Skupina O–H tvoří můstky s vodou, uhlovodíkový řetězec ne. Čím delší nepolární část, tím víc převáží „olej“. |
| Gekon chodí po stropě | Na prstech má miliony chloupků (setae), každý rozvětvený na stovky lopatek nanometrových rozměrů. Ty se dostanou tak blízko k povrchu, že působí disperzní síly — jednotlivě nepatrné, ale sečtené přes miliardy kontaktů unesou gekona. Žádné lepidlo, žádné přísavky. |
| Jod je pevný, chlor plyn | Obojí nepolární; I₂ má 106 elektronů, Cl₂ 34 → jod je mnohem polarizovatelnější, disperzní síly silnější. |
| Mýdlo pere | Nepolární řetězec mýdla se disperzními silami přichytí na mastnotu, polární hlava se hydratuje vodou → mastnota se odplaví. |
| Teflon a polyethylen nic nesmáčí | Nepolární povrch nabízí vodě jen slabé disperzní síly, mnohem slabší než můstky vody mezi sebou → voda se od něj „odtahuje“ a tvoří kapky. |
Když vysvětlujete vysokou b.v. vody, neříkejte „protože vazby O–H jsou pevné“. Vazby O–H se při varu netrhají — voda se nerozkládá. Trhají se vodíkové můstky mezi molekulami. Stejně tak: „led plave, protože je lehčí“ je popis, ne vysvětlení. Vysvětlení je řídká síť čtyř můstků na molekulu.
Ethanol C₂H₅OH, dimethylether CH₃OCH₃ a propan C₃H₈ mají molární hmotnost 46, 46 a 44 g·mol⁻¹. Seřaďte je podle teploty varu a zdůvodněte. Který z nich se neomezeně mísí s vodou?
Hmotnosti jsou prakticky stejné → disperzní síly podobné → rozhodne, co mají navíc. Postup: hledejte H na O/N, pak polaritu.
Propan: uhlovodík, nepolární, jen disperzní síly → nejníž, −42 °C.
Dimethylether: má polární vazby C–O a lomený tvar kolem O → polární (1,30 D), dipól–dipól, ale žádný vodík na kyslíku → sám vodíkové můstky netvoří → −25 °C.
Ethanol: skupina O–H → vodíkové můstky (≈ 20 kJ·mol⁻¹ každý) → +78 °C.
propan (−42) < dimethylether (−25) < ethanol (78 °C) — rozdíl 120 °C při stejné hmotnosti
S vodou se neomezeně mísí ethanol: tvoří můstky s vodou stejně jako sám se sebou. Dimethylether se rozpouští jen omezeně (může můstek od vody přijmout na kyslík, ale ne dát). Propan prakticky vůbec.
C₃H₈ < CH₃OCH₃ < C₂H₅OH; neomezeně mísitelný je ethanolVysvětlete: (a) proč led plave na vodě, ale pevný benzen se ve svém roztavení potopí; (b) proč se DNA při 90 °C rozpadne na dva řetězce, ale nerozpadne se na nukleotidy; (c) proč tuha píše.
(a) V ledu drží každá molekula 4 vodíkové můstky v tetraedrické síti — ta je pravidelná, ale řídká (šestiúhelníkové kanály). Při tání se část můstků rozpadne a molekuly zaplní dutiny → kapalina je hustší než led. Benzen můstky netvoří; jeho krystal je těsně naskládaný (disperzní síly táhnou molekuly co nejblíž), kapalina je řidší → pevný benzen se potopí, jako u skoro všech látek.
(b) Řetězce spojují vodíkové můstky (10–40 kJ·mol⁻¹ každý) — teplo 90 °C je stačí rozrušit (denaturace, „tání“ DNA). Nukleotidy uvnitř řetězce spojují kovalentní fosfodiesterové vazby (≈ 350 kJ·mol⁻¹) — na ty 90 °C zdaleka nestačí. Slabé se rozruší, silné vydrží. Přesně ten rozdíl řádu (20×) je celá logika této kapitoly.
(c) Grafit: uvnitř vrstvy kovalentní vazby C–C (pevné), mezi vrstvami jen disperzní síly (slabé). Tlak tužky na papír vrstvy oddělí a ty se přichytí na vlákna papíru. Diamant by nepsal — jeho 3D síť se nedá odloupnout.
(a) řídká síť můstků v ledu · (b) můstky se roztrhnou, kovalentní vazby ne · (c) vrstvy grafitu drží jen disperzní sílyZávěrečný test
24 otázek přes celou chemickou vazbu — členění, kovová, iontová, kovalentní, σ a π, polarita, dativní vazba, slabé interakce i chytáky z přijímaček. Odpovězte na všechny a klikněte na Vyhodnotit test; u každé otázky se pak rozbalí vysvětlení. Otázky si můžete nechat zamíchat.
Dejte si na test 30 minut. Početních otázek je málo (ΔEN, parciální náboj), většina je rozhodovacích — přesně jako u maturity a v přijímačkách na lékařské fakulty. Výsledek nad 80 % znamená, že látku máte.
Tahák — všechno na jedné obrazovce
Tohle si vytiskněte nebo vyfoťte. Je tu každé pravidlo, hranice, číslo a chyták, které z tohoto celku potřebujete.
Čtyři typy podle elektronů
- Kovová: kationty + elektronový plyn (kov + kov)
- Iontová: přenos e⁻, kation + anion (kov + nekov, ΔEN > 1,7)
- Kovalentní: sdílený pár, překryv orbitalů (nekov + nekov)
- Slabé interakce: mezi hotovými molekulami, 0,05–40 kJ·mol⁻¹
- Silné 150–4000 kJ·mol⁻¹ · slabé ≈ 20× slabší
Rozhodovací tabulka vlastností
- Vede pevný? jen kov (a grafit)
- Vede tavenina/roztok? kov, iontová (pohyblivé ionty); molekulová jen po disociaci (HCl)
- Kujný? kov (nesměrová vazba) · křehký? iontová (stejné náboje proti sobě)
- Vysoké b.t.? iontová, atomový krystal, většina kovů · nízké? molekulová
- Rozpustné ve vodě? iontové a polární; nepolární v benzenu
Polarita — hranice a čísla
ΔEN < 0,4 nepolární · 0,4–1,7 polární · > 1,7 iontová
% iont. = 1 − e−ΔEN²/4
μ = q · d [D]; 1 D = 3,336·10⁻³⁰ C·m
- EN: F 3,98 · O 3,44 · Cl 3,16 · N 3,04 · C 2,55 · H 2,20 · Na 0,93
- H–Cl 21 % · H–F 55 % · Na–Cl 71 % iontového charakteru
- H₂O 1,85 > NH₃ 1,47 > HCl 1,08 D
Polární molekula? Tři kroky
- 1. Polární vazby? (ne → nepolární: H₂, N₂)
- 2. Tvar (VSEPR): lineární, rovinný trojúhelník, tetraedr, bipyramida, oktaedr
- 3. Symetrie + stejné krajní atomy → vyruší se → nepolární (CO₂, BF₃, CCl₄, SF₆)
- Volný pár nebo různé atomy → polární (H₂O, NH₃, SO₂, CHCl₃)
- Chytáky: CO₂ ✕ / SO₂ ✓ · CCl₄ ✕ / CHCl₃ ✓ · BF₃ ✕ / NH₃ ✓
σ, π a násobnost
- σ: čelní překryv, hustota na spojnici, rotace ✓, pevnější
- π: boční překryv, nad a pod spojnicí, rotace ✕, slabší
- 1. vazba = σ, každá další = π · dvojná = σ+π · trojná = σ+2π
- C–C 154 pm/348 · C=C 134/614 · C≡C 120/839 kJ·mol⁻¹
- π ≈ 266 < σ 348 → alkeny adují; N≡N 945 → dusík inertní
Oktet, Lewis, dativní vazba
- Oktet 8 e⁻ (H dublet) · vaznost H 1, O 2, N 3, C 4
- Výjimky: BF₃ (6), BeCl₂ (4) · PCl₅ (10), SF₆ (12, od 3. periody) · NO, NO₂ (radikály)
- Dativní: donor (volný pár) → akceptor (prázdný orbital); po vzniku nerozlišitelná
- NH₃ + H⁺ → NH₄⁺ · H₂O + H⁺ → H₃O⁺ · F₃B←NH₃
- Komplex: centrální atom + ligandy, KČ 2/4/6: [Ag(NH₃)₂]⁺, [Cu(NH₃)₄]²⁺, [Fe(CN)₆]⁴⁻
Slabé interakce — od nejsilnější
- ion–ion 400–4000 (= iontová vazba) · ion–dipól 40–600 (hydratace)
- vodíková vazba X–H···Y, X,Y = F, O, N; 10–40 kJ·mol⁻¹
- dipól–dipól (Keesom) 5–25 · dipól–indukovaný (Debye) 2–10
- disperzní (London) 0,05–40: všude; rostou s velikostí (F₂ plyn → I₂ pevný)
- Postup: ion? → H na F/O/N? → polární? → jinak disperzní
Klíčová čísla a nejčastější chyby
- NaCl: mřížka −787 kJ·mol⁻¹, b.t. 801 °C, KČ 6 · MgO −3791, 2852 °C
- H₂O: b.v. 100 °C (bez můstků ≈ −80), 4 můstky/molekula, led 0,917 g·cm⁻³
- DNA: A=T 2, G≡C 3 můstky · HF 20 °C vs HCl −85 °C
- ✕ „molekula NaCl“ · ✕ „NaCl vede, protože má ionty“ (jen pohyblivé!)
- ✕ „kovalentní = nízké b.t.“ (diamant!) · ✕ „při varu vody se trhají vazby O–H“
- ✕ „polární vazby → polární molekula“ (CO₂, CCl₄, BF₃)
Slovníček pojmů
Každý odborný termín, který v materiálu i ve vaší osnově padl. Klepnutím rozbalíte definici.
Kam pokračovat dál
Následující blok vaší osnovy je Chemická struktura a vlastnosti látek — tvary molekul podle teorie VSEPR, hybridizace orbitalů, typy krystalových mřížek a to, jak z typu vazby a struktury plynou vlastnosti látek. Navazuje přesně tam, kde tento celek končí: tady jste se naučili, jaké vazby a interakce existují a co dělají s vlastnostmi; příští téma dořeší, jak jsou v prostoru uspořádané — proč je voda lomená a CO₂ lineární, proč má diamant sp³ a grafit sp², a jak z krystalové mřížky předpovědět tvrdost, hustotu a teplotu tání. Polarita molekul a tabulka látek z kapitoly 0 vám tam budou k ruce od první minuty.