Dvojitá väzba

**Dvojitá väzba** v chémii označuje kovalentnú väzbu medzi dvoma atómami, ktorej sa účastnia štyri väzbové elektróny, na rozdiel od jednoduchej väzby, ktorej sa účastnia len dva elektróny. Dvojité väzby sa bežne nachádzajú medzi dvoma uhlíkovými atómami, napríklad v alkénoch. Mnohé dvojité väzby existujú i medzi dvoma rôznymi atómami: napríklad v karbonylovej skupine medzi kyslíkom a uhlíkom. Ďalšie bežné dvojité väzby sa nachádzajú v azozlúčeninách (N=N), imínoch (C=N) a sulfoxidoch (S=O). V chemických vzorcoch sa dvojitá väzba zakresľuje dvomi rovnobežnými čiarami medzi dvoma atómami. Typograficky sa potom používa znak „rovná sa“. Dvojitú väzbu prvýkrát použil v chemickom zápise ruský chemik Alexander Butlerov.

Dvojité väzby, ktorých sa účastní uhlík, sú silnejšie a kratšie, než jednoduché väzby. Väzbový poriadok je dva. Dvojité väzby sú takisto bohaté na elektróny, čo ich robí potenciálne reaktívnejšie v prítomnosti silných akceptorov elektrónov, ako je to napríklad pri adičných reakciách halogénov.

Súbor:Ethene structural.svg|Etylén obsahuje dvojitú väzbu uhlík-uhlík
Súbor:Leuckart-Wallach-Reaktion Aceton.svg|Acetón obsahuje dvojitú väzbu uhlík-kyslík
Súbor:Dimethylsulfoxid.svg|Dimetylsulfoxid obsahuje dvojitú väzbu síra-kyslík
Súbor:Trans-diazene-2D.svg|Diazén obsahuje dvojitú väzbu dusík-dusík


## Dvojité väzby v alkénoch
vpravo|náhľad|Geometria etylénu
Dvojité väzby je možné vysvetliť pomocou hybridizácie orbitálov. U etylénu má každý uhlík tri sp2 orbitály a jeden p-orbitál. Tri sp2 orbitály ležia v rovine s približne 120° uhlami. Posledný orbitál, p-orbitál, je kolmý na túto rovinu. Keď sa priblížia dva uhlíkové atómy, dva z ich sp2 orbitálov sa prekryjú (jeden od každého uhlíka), čím vznikne sigma väzba. V tom istom momente sa priblížia p-orbitály (takisto v rovnakej rovine) a vytvoria pí väzbu. Pre maximálny prekryv musia p-orbitály ostať rovnobežné, preto nie je možná rotácia okolo väzby v strede medzi týmito atómami. Na základe toho vzniká ''cis''-''trans'' izoméria. Dvojitá väzba je kratšia než jednoduchá väzba, čím sa maximalizuje prekryv p-orbitálov.

Súbor:Doppelbindung1.png|Dva sp2 orbitály sa priblížia, čím vznikne sp2-sp2 sigma väzba. Každý atóm uhlíka má ešte ďalšie dva sp2 orbitály, ktoré sú na obrázku znázornené klinmi, naviazané na vodíkové atómy.
Súbor:Doppelbindung2.png|Dva p-orbitály sa prekrývajú, čím vzniká pí väzba v rovine rovnobežnej so sigma rovinou.
Súbor:Ethylene 3D.png|Pí väzba (zelená) v etyléne.

Dĺžka väzby C=C v etyléne je 134 pm a je teda kratšia než väzby C-C v etáne, ktorej dĺžka je 154 pm. Dvojitá väzba je takisto silnejšia, s energiou 636&nbsp;kJ/mol oproti 368&nbsp;kJ/mol, ale nie je dvakrát taká silná, pretože pí väzba je slabšia než sigma väzba kvôli menej efektívnemu pí prekryvu.

V alternatívnej reprezentácii je dvojitá väzba tvorená dvoma prekrývajúcimi sa sp3 orbitálmi, podobne ako u ohnutej väzby.

## Variácie
V molekulách so striedajúcimi sa dvojitými a jednoduchými väzbami môže existovať prekryv p-orbitálov medzi viacerými atómami v reťazci, čím vzniká konjugovaný systém. Konjugácia sa nachádza napríklad v diénoch a enónoch. V cyklických molekulách môže konjugácia viesť k aromaticite. V prípade kumulénov sú dvojité väzby hneď na tom istom atóme.

Dvojité väzby sú bežné pre prvky druhej periódy, konkrétne pre uhlík, dusík a kyslík. U prvkov ostatných periód sa vyskytujú málokedy. Kovy môžu takisto tvoriť násobné väzby s ligandmi.

## Homológy alkénov v 14. skupine
Homológy alkénov, teda zlúčeniny s dvojitou väzbou, R2E=ER2, sú známe pre všetky ťažšie prvky 14. skupiny. Na rozdiel od alkénov nie sú tieto zlúčeniny planárne, ale majú skrútené alebo ohnuté *trans* štruktúry. Tento efekt je výraznejší pri ťažších prvkoch. Distanén (Me3Si)2CHSn=SnCH(SiMe3)2 obsahuje  dvojitú väzbu cín-cín, ktorá je len o niečo málo kratšia oproti jednoduchej väzbe a má ohnutú *trans* štruktúru s pyramidálnou koordináciou na každom atóme cínu. Ľahko sa disociuje na (Me3Si)2CHSn: (stanéndiyl, analóg karbénu). Väzba pozostáva z dvoch slabých koordinačných väzieb, kde sa voľný elektrónový pár každého atómu cínu prekrýva s prázdnym p-orbitálom toho druhého. Naproti tomu v prípade disilénov má každý atóm kremíka planárnu koordináciu, ale jednotlivé substituenty sú skrútené, takže molekula ako taká nie je planárna. V diplumbénoch môže byť väzba Pb=Pb dlhšia, než mnohé jednoduché väzby podobných zlúčenín. Plumbény a stanény zvyčajne disociujú na monoméry s väzbovými entalpiami malmi v porovnaní s podobnými jednoduchými väzbami. Niektoré dvojité väzby v plumbénoch a stanénoch sú podobne silné ako vodíkové väzby. Na predpovedanie povahy väzby je možné použiť Carter-Goddard-Malrieu-Trinquier model.

## Typy dvojitých väzieb medzi atómami
Pre zlúčeniny s dvojitými väzbami sa používajú rôzne názvy podľa toho, ktoré atómy sa väzby účastnia:

## Referencie

## Literatúra
* 

## Zdroj

Kategória:Chemická väzba