Keď dva atómy zdieľajú dva elektróny, vzniká jednoduchá kovalentná väzba.
Lewisova štruktúra pre molekulu vodíka. Čiara medzi atómami vodíka naznačuje jednoduchú väzbu.
Lewistova štruktúra pre metán. Uhlík sa viaže štyrmi jednoduchými väzbami, ktoré sú naznačené rovnou čiadou, na štyri atómy vodíka.
Lewisova štruktúra alkánu. Všetky väzby v tejto molekule sú jednoduché kovalentné väzby.
**Jednoduchá väzba** je chemická väzba medzi dvoma atómami, ktorej sa účastnia dva elektróny. To znamená, že tieto atómy zdieľajú jeden pár elektrónov. To z jednoduchej väzby robí väzbu kovalentnú. Zdieľané elektróny nepatria len jednému atómu, ale obom, takže sa nenachádzajú v orbitále, z ktorého pochádzajú. Namiesto toho sa tieto elektróny nachádzajú v ktoromkoľvek z orbitálov, ktoré sa prekryli v procese tvorby väzby.

V Lewisových štruktúrach sa jednoduchá väzba značí ako A:A alebo A–A, kde A predstavuje atóm tvoriaci väzbu. V prvom prípade každá bodka predstavuje jeden zdieľaný elektrón, v druhom prípade predstavuje pomlčka pár elektrónov, ktorý vytvoril väzbu. Symbol s pomlčkou poprvé použil Couper v roku 1858.

Každý atóm, ktorý tvorí jednoduchú väzbu, zvyčajne prispieva jedným elektrónom. Výnimkou je v tomto prípade koordinačná väzba, kde oba elektróny poskytuje jeden atóm (donor). Tento druh väzby je ekvivalentný akejkoľvek inej kovalentnej väzbe.

Jednoduchá väzba v porovnaní s násobnými väzbami
------------------------------------------------

Medzi kovalentné väzby patria i dvojitá a trojitá väzba. Vznikajú pri prekryve dvoch resp. troch párov elektrónov medzi dvoma atómami a spolu sa označujú ako násobné väzby (spolu s ďalšími). 

Jednoduchá väzba medzi dvoma atómami je vždy slabšia než dvojitá alebo trojitá väzba medzi tými istými atómami. Čím vyššia je elektrónová hustota medzi dvoma atómami, tým je väzba silnejšia a kratšia. Dvojitá väzba C=C však *nie je* dvakrát taká silná ako C–C, pretože dochádza k repulzii elektrónov, ktoré túto dvojitú väzbu tvoria. V prípade väzieb medzi dvoma atómami kyslíka alebo dvoma atómami dusíka však platí, že tieto väzby su viac ako dvakrát silnejšie v porovnaní s jednoduchými väzbami, čo sa však prisudzuje veľmi slabej jednoduchej väzbe O–O a N–N kvôli repulzii voľných elektrónových párov v týchto malých molekulách.

Jednoduchá väzba je zvyčajne tvorená sigma väzbou, čo znamená, že vzniká na prekryvom orbitálov na spojnici jadier. Výnimkou je napríklad väzba v teoretickom diboréne (B2H2), ktorá je tvorená len pí väzbou. Dvojitá väzba je zložená z jednej sigma väzby a jednej pí väzby a trojitá väzba sa skladá z jednej sigma a dvoch pí väzieb. Počet zložiek väzby určuje silu väzby. Rozdiel v sile týchto väzieb možno vysvetliť zložkami, z ktorých tieto väzby vznikajú. Jednoduchá väzba je najslabšia, pretože sa skladá len z jednej sigma väzby, zatiaľ čo násobné väzby sa skladajú zo sigma väzby a aspoň jednej ďalšej väzby. Pí väzby sú však slabšie, než sigma väzba, takže dvojitá väzba *nie je* dvakrát taká silná ako jednoduchá a trojitá väzba *nie je* trikrát taká silná ako dvojitá.

Ďalšou vlastnosťou, ktorú možno porovnať, je dĺžka väzby. Jednoduché väzby sú najdlhšie z uvedených troch druhov kovalentných väzieb, pretože medziatómová príťažlivosť je u násobných väzieb väčšia (kvôli vyššej elektrónovej hustote medzi atómami). Dĺžka väzby všeobecne koreluje so silou väzby.

Jednoudchá väzba umožňuje rotáciu, čo je vlastnosť, ktorú nemá žiadna násobná väzba. Štruktúra pí väzby (ani delta väzby) nepovoľuje rotáciu (aspoň nie pri 298 K), takže dvojitá a trojitá väzba sú pevné. Sigma väzba nie je až tak obmedzujúca a väzba sa tak môže otáčať okolo osi, v ktorej leží.

Príklady
--------

Jednoduché väzby je často vidieť v diatómových molekulách, napríklad v H2, F2 alebo HCl. Jednoduché väzby sa takisto často nachádzajú v molekulách, ktoré majú viac ako dva atómy, napríklad:

* obe väzby v H2O
* všetky štyri väzby v CH4

Jednoduché väzby sa nachádzajú i v zložitých uhľovodíkoch väčších ako metán. Druh kovalentnej väzby je v uhľovodíkoch veľmi dôležitý pri ich pomenovávaní a ich vlastnostiach. Uhľovodíky, ktoré sa skladajú len z jednoduchých väzieb, sa nazývajú alkány. Molekuly, ktoré patria do tejto skupiny, majú príponu -án. Patria medzi ne napríklad etán, 2-metylbután alebo cyklopentán.

Referencie
----------

1. ↑   *covalent bonding - single bonds* [online]. Chemguide.co.uk. Dostupné online.
2. 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10  MOORE, John W.. *Chemistry : the molecular science*. Belmont, CA : Brooks/Cole Cengage Learning, 2011. (4th ed.) Dostupné online. ISBN 978-1-4390-4930-3. S. 329, 334-336, 340-344, 396-397.
3. 1 2 3 4 5  GILLESPIE, Ronald J.. *Chemical bonding and molecular geometry : from Lewis to electron densities*. New York : Oxford University Press, 2001. Dostupné online. ISBN 0-19-510495-1. S. 1-48.
4. ↑  JEMMIS, Eluvathingal D.; PATHAK, Biswarup; KING, R. Bruce. Bond length and bond multiplicity: σ-bond prevents short π-bonds. *Chem. Commun.*, 2006, čís. 20, s. 2164–2166. Dostupné online [cit. 2022-08-17]. ISSN 1359-7345. DOI: 10.1039/B602116F. (po anglicky)

Pozri aj
--------

* Väzbový poriadok

Zdroj
-----


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

*Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Single bond na anglickej Wikipédii.*

| * 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

 |