chemická vazba

Způsob spojení dvou nebo několika atomů

nebo atomových skupin ve složitější částici (molekulu

), která je stabilnější (má nižší energii) než její konstituenty, protože vnější (valenční) elektrony zaujmou po vzniku chemické vazby stabilnější (energeticky méně náročné) seskupení, než bylo ve výchozích atomech. Podle povahy výchozích částic je způsob stabilizace různý a podle toho se rozlišují tři základní druhy vazeb: A) při úplném předání elektronů vznikne iontová vazba (někdy zvaná též heteropolární, polární). Za normálních okolností (tlak, teplota, nepřítomnost rozpouštědla) je vzniklou částicí iontový krystal. Například předá-li atom sodíku svůj jediný valenční elektron z orbítalu 3s (který je k atomu vázán relativně volně) atom chloru, který má jedno volné místo v orbitalu 3p, vzniknou ionty Na⁺ a Cl^-. V krystalu soli nelze rozlišit jednotlivé molekuly, symbol NaCI má pouze význam vzorcové jednotky. Vznik iontové vazby je jev elektrostatický, vazebné síly jsou coulombovské. V roztoku jsou ionty odděleny vlivem rozpouštědla solvatačními silami. B) při zprostředkování vazby sdílením elektronového páru dvěma atomy, z nichž každý poskytl jeden elektron, vznikne kovalentní vazba (označovaná též homeopolární, nepolární). Někdy se pod pojmem chemická vazba chápe v užším smyslu jen kovalentní vazba. Jeden sdílený elektronový pár vytváří jednoduchou vazbu, dva páry dvojnou a tři trojnou. Elektrony ve vzniklém společném orbitalu mají opět nižší energii než ve volných atomech, proto je vzniklá molekula stabilnější než volné atomy. Výklad vzniku kovalentní vazby podává kvantová mechanika. Nejjednodušším příkladem kovalentně vázaných atomů je molekula vodíku H₂, kde k vazbě přispěl každý atom jedním elektronem 1s. Vznikne-Ii vazba tak, že jeden atom poskytne oba elektrony a druhý prázdný vazebný orbital, vytvoří se opět kovalentní vazba, zvaná však koordinační vazba (někdy též koordinačně kovalentní vazba, dativní vazba nebo donor-akceptorová vazba, popřípadě semipolární vazba). Například v molekule amoniaku NH₃ jsou tři kovalentní vazby N-H, v nichž vystupují tři elektrony od atomů vodíku a tři z pěti eletronů ve slupce L atomu dusíku. Zbývající dva elektrony tvoří na dusíku volný elektronový pár, který může koordinačně vázat vodíkový kation. Vznikne amonný kation NH⁺₄, v němž již nelze rozlišit, který vodík byl původně vázán v amoniaku a který byl potom koordinován. Ryze kovalentní vazba vzniká jen tehdy, jsou-li vázány stejné atomy či skupiny, například v H₂ či ve vazbě C-C v ethanu C₂H₆. Různé atomy (skupiny) mají různou elektronegativitu, tj. různou afinitu

k elektronům. Výsledná vazba je více či méně polarizovaná, elektronová hustota je větší u atomu (skupiny) o větší elektronegativitě, vazba jeví dipólový moment, je polární. Ryze iontová vazba se rovněž realizuje jen v mezních případech, takže prakticky v každé vazbě lze rozlišit podíl iontové a kovalentní vazby. C) k stabilizaci vazebných elektronů může též dojít tak, že vazebné orbitaly vytvoří jediný elektronový pás, který elektrony obsadí společně, takže potom již nelze přiřadit jednotlivý elektron jednotlivému iontu. Takto jsou vázány atomy kovů v kovových krystalech, a proto se toto spojení nazývá kovová vazba. Pevnost vazby charakterizuje vazebná energie, která u kovalentních vazeb je řádu desítek kJ/mol, u iontových o něco nižší. K chemickým vazbám se zpravidla též počítá vodíková vazba, jejíž energie je však řádu desítek kJ/mol. Organické sloučeniny se složitou molekulární strukturou (řetězce, kruhové systémy) mají některé specifické rysy chemické vazby, především vzájemné působení násobných vazeb. Ze dvou elektronových párů, tvořících dvojnou vazbu, je jeden vytvořen překryvem orbitalů ve směru spojnice atomů, což je tzv. σ-vazba. Druhý elektronový pár, tvořený bočním překryvem p-orbitalů, představuje tzv. π-vazbu. Tyto volněji vázané π-elektrony mohou vstupovat do interakce s elektrony dalších násobných vazeb. Tato interakce je významná zejména u konjugovaných vazeb, kde se jednoduché a dvojné vazby střídají (CH=CH-CH=CH). Příkladem s extrémní interakcí jsou tzv. aromatická jádra, kde jsou střídavě tři dvojné a tři jednoduché vazby umístěny v šestičlenném kruhu (viz též aromatické sloučeniny

, benzen

. Ve vzniklém systému je všech šest vazeb rovnocenných, π-elektrony jsou symetricky delokalizovány, strukturu nelze vystihnout jedním vzorcem (viz též mezomerie

. Dvě dvojné vazby vycházející z jednoho atomu jsou označovány jako kumulované vazby, například v altenu CH₂=C=CH₂, ketenu CH₂=C=O.