**Chemická väzba** je špeciálny typ interakcie atómov (iónov), ktorý vedie k vzniku chemickej zlúčeniny a určuje jej energiu, geometrickú štruktúru a iné vlastnosti.

Silné chemické väzby
--------------------

Ide o väzby spôsobené vnútromolekulovými silami, ktoré spájajú dva a viac atómov do molekúl. Medzi dvoma atómami vzniká väzba spárovaním valenčných elektrónov (vyskytujú sa aj výnimky: jednoelektrónové a trojelektrónové väzby). Rozlišujeme väzby

* kovalentné,
* kovové.

### Kovalentná väzba

Kovalentná väzba je typ väzby medzi dvoma atómami, na ktorej sa podieľajú atómy dvoma elektrónmi. Elektrónový pár tvorí oblak medzi zlúčenými atómami. Podľa prekryvu orbitálov delíme tieto väzby na:

* väzba σ,
* väzba π,
* väzba δ,
* väzba φ (teoretická, zatiaľ nepozorovaná),
* väzba γ (teoretická, zatiaľ nepozorovaná).

Najznámejšie sú σ a π. Väzba σ nastáva, ak je iba jeden prekryv orbitálov na spojnici jadier atómov (prekryv orbitálov napríklad s a s; s a px,y,z; px a px). Väzba π nastáva, ak sú dva prekryvy orbitálov mimo spojnice jadier atómov (py,z a py,z, ...). Väzba δ nastáva, ak sú prekryvy orbitálov štyri mimo spojnice jadier atómov. Takto môžu byť viazané dva atómy viacerými väzbami, ak sa väzby geometricky nevylučujú. Podľa počtu väzieb medzi atómami delíme väzby na:

* jednoduchá väzba (σ),
* dvojitá väzba (σ + π),
* trojitá väzba (σ + 2π),
* štvoritá väzba (σ + 2π + δ),
* pätitá väzba (σ + 2π + 2δ),
* šestitá väzba (σ + 2π + 3δ).

Výnimočne sa môže stať, že väzba medzi dvomi atómami neobsahuje sigma väzbu, ale len pí väzbu (pozri pí väzba). Posledné tri nie sú také bežné v chémii, vyskytujú sa len v dvoj- a viaccentrálnych komplexných zlúčeninách kovov: rénium, volfrám, molybdén, chróm a urán.

Tieto väzby delíme podľa toho, či sú darcami elektrónov oba atómy či len jeden na:

* vlastnú kovalentnú väzbu (1+1),
* kovalentnú koordinačnú väzbu (2+0).

#### Vlastná kovalentná väzba

*Bližšie informácie v hlavnom článku: Kovalentná väzba*
Je väzba, na ktorej sa podieľajú každý atóm po jednom elektróne. Podľa rozdielu elektronegativít väzbových atómov – polarity väzby (teda podľa posunutia elektrónového mraku k elektronegatívnejšiemu prvku, resp. podľa iónového charakteru väzby) – rozlišujeme väzby na:

* nepolárna kovalentná (0 ≤ Δχ ≤ 0,4),
* polárna kovalentná (0,4 < Δχ ≤ 1,7),
* iónová kovalentná (1,7 < Δχ).

Peptidová väzba je obyčajná kovalentná väzba, je to špecifická skupina v organickej chémii.

**Nepolárna väzba**
Ak je elektronegativita obidvoch atómov približne rovnaká, ťažisko elektrónového oblaku je uprostred medzi atómami (homeopolárna väzba). Takéto väzby sú napríklad v molekulách, v ktorých sú viazané dva rovnaké atómy v rovnakom stave, napr.: F2, Cl2, Br2, I2...

**Polárna väzba**
Pri rozdielnej elektronegativite zlúčených atómov (v intervale 0,4 až 1,7) je ťažisko väzbového orbitálu elektrónového oblaku posunuté k atómu elektronegatívnejšieho prvku. V takýchto zlúčeninách sa označuje kladný a záporný čiastkový (parciálny) náboj na týchto atómoch. Označuje sa ako δ+, resp. δ- (záporný na elektronegatívnejšom prvku). Polárne zlúčeniny: NH3, H2O, H2S, PH3, ...

**Iónová väzba**

*Bližšie informácie v hlavnom článku: Iónová väzba*
Elektronegatívnejší prvok si k sebe pritiahne elektrónový pár až je pritiahnutý do vonkajšej vrstvy. Tak vznikajú opačne nabité časti molekuly: katión (+) a anión (-) (spoločný názov ióny). Pôsobením elektrostatických príťažlivých síl opačne elektricky nabitých iónov drží molekula pohromade. Niekedy sa nedá vysvetliť vznik iónovej väzby z kovalentnej väzby (napr. iónové komplexy), lebo nevieme presne určiť, z ktorého atómu komplexu by mala vychádzať táto väzba a všetky atómy sú v tomto prípade rovnocenné. Niekedy totiž môže mať komplex celkový záporný náboj, i keď centrálny atóm je kladne nabitý. Záporný náboj do komplexu prinášajú potom ligandy (napr. F-, OH-, CN- atď.). To je jeden z hlavných dôvodov, prečo niektorí vedci sú zástancovia toho, aby bola iónová väzba považovaná za osobitný druh väzby, teda oddelene od kovalentnej väzby. Iónové zlúčeniny: NaF, NaCl, NaBr, KI, K2SO4, ...

#### Koordinačná väzba

*Bližšie informácie v hlavnom článku: Koordinačná väzba*
Koordinačná väzba (donornoakceptorná) je kovalentná väzba, pri ktorej jeden atóm (donor) odovzdá svoj voľný elektrónový pár do priestoru prázdneho valenčného orbitálu druhého atómu (akceptor). Táto väzba je približne rovnako pevná ako klasická kovalentná väzba. Látky majúce vo svojej štruktúre koordinačnú väzbu sa nazývajú koordinačné zlúčeniny (komplexy), napr.: [Cu(NH3)4]SO4.H2O, ... Koordinačnú sféru (časť) zlúčeniny tvorí centrálny atóm (akceptor) a ligandy (donor/donory).

### Kovová väzba

*Bližšie informácie v hlavnom článku: Kovová väzba*
Kovová väzba je medzi atómami v kryštálovej štruktúre kovu. Vzniká prekrývaním orbitálov valenčných elektrónov podobne ako kovalentná väzba. Rozdiel je v tom, že atómy kovu majú menej valenčných elektrónov, ako je ich koordinačné číslo. Podstata kovovej väzby spočíva v tom, že atómy sú v štruktúre kovu obklopené väčším počtom rovnakých atómov. Pri tomto tesnom usporiadaní dochádza k prekryvu neúplne obsadených valenčných orbitálov a tak sa v dôsledku tohto prekryvu dostávajú elektróny pod spoločný vplyv všetkých okolitých atómov a vytvárajú energetický pás. Atómy, ktorých valenčné elektróny sa dostávajú pod spoločný vplyv, sa menia na katióny. Medzi katiónmi a voľne pohybujúcimi sa elektrónmi pôsobia príťažlivé sily – kovová väzba.

Slabé medzimolekulové pôsobenia
-------------------------------

Patrí sem:

* vodíková väzba (mostík),
* van der Waalsove sily.

### Vodíková väzba

*Bližšie informácie v hlavnom článku: Vodíková väzba*
Vodíková väzba (vodíkový mostík) vzniká medzi atómom vodíka a ďalším atómom s veľkou elektronegativitou, ktorý má voľný elektrónový pár (F, N, O).

### Van der Waalsove sily

Van der Waalsové sily sú príťažlivé alebo odpudivé interakcie (sily) medzi molekulami. Sú omnoho slabšie ako kovalentná, či vodíková väzba. Vznikajú najmä v nepolárnych molekulách. Rozlišujeme tri druhy:

* Coulombická sila je spôsobená polaritou molekúl. Ide o čisto elektrostatický jav. Molekuly sa k sebe natočia opačnými pólmi s elektrickým nábojom (pôsobenie dipól – dipól),
* Indukčná sila potrebuje pre vznik trvalo polarizovanú molekulu a tá polarizuje aj ostatné molekuly (aj polárne aj nepolárne) (pôsobenie dipól – nepolár),
* Disperzná sila vychádza z predstavy, že molekula chaoticky kmitá a pri určitom momente sa neutralita poruší a vznikne dipól (pôsobenie nepolár – nepolár).

Podľa druhu interagujúcich častíc vyplýva, že najsilnejšia je Coulombická sila, druhá je indukčná sila a najslabšia je disperzná sila.

Referencie
----------

1. ↑  chemická väzba. In:  *Chemický náučný slovník*. 1. vyd. Zväzok 1 : Fyzikálna chémia. Bratislava : Alfa, 1983. 416 s. (Edícia encyklopedických slovníkov.) S. 128 – 129.

Iné projekty
------------

Commons
* Spolupracuj na Commons Commons ponúka multimediálne súbory na tému **Chemická väzba**


|  |  |
| --- | --- |
| Portal | Chemický portál |

| * z
* d
* u
Chemická väzba |
| --- |
| 
* Atómový orbitál
* Kvantová mechanika

 |
| Vlastnosti väzieb | 
* Dihedrálny uhol
* Disociačná energia
* Dĺžka väzby
* Väzbová energia
* Väzbový uhol

 |
| Druhy väzieb | 

|  |  |
| --- | --- |
| Podľa symetrie | 
* Sigma (σ)
* Pí (π)
* Delta (δ)
* Fí (φ)

 |
| Podľa multiplicity | 
* 1 (Jednoduchá)
* 2 (Dvojitá)
* 3 (Trojitá)
* 4 (Štvoritá)
* 5 (Pätitá)
* 6 (Šestitá)
* + Násobné väzby

 |
| Podľa spinu | 
* Singlet
* Triplet
* Väzby spojené s výmennou interakciou

 |

 |
| Teória valenčných väzieb | 

|  |  |
| --- | --- |
| Koncepty | 
* Hybridný orbitál
* Rezonancia
* Lewisova štruktúra

 |
| Jednotlivé zložky | 
* Kovalentná väzba
* Voľný elektrónový pár

 |

 |
| Teória molekulových orbitálov | 

|  |  |
| --- | --- |
| Koncepty | 
* Molekulový orbitál
* LCAO
* MO diagram

 |
| Jednotlivé zložky | 
* Väzbový MO
* Neväzbový MO
* Protiväzbový MO

 |

 |
| Teória hraničných orbitálov | 
* HOMO a LUMO

 |