Chemická vazba a elektronegativita

Chemická vazba je síla, která drží atomy pohromadě v molekule nebo v krystalu. Tvoří ji valenční elektrony: atomy je buď sdílejí ve společných elektronových párech (vazba kovalentní), nebo si je jeden atom vezme úplně (vazba iontová), nebo patří všem atomům kovu najednou (vazba kovová). Jakou vazbu spolu dva atomy vytvoří, se ve škole určuje z rozdílu elektronegativit ΔX: pod 0,4 je vazba nepolární kovalentní, od 0,4 do 1,7 polární kovalentní a nad 1,7 iontová.

`\Delta X = \left| X(\mathrm{A}) - X(\mathrm{B}) \right|`

Ve vodě je kyslík s elektronegativitou 3,44 vázaný k vodíku s 2,20. Rozdíl 3,44 − 2,20 = 1,24 leží mezi 0,4 a 1,7, takže vazba `\ce{O-H}` je polární kovalentní: elektronový pár sdílejí oba atomy, ale kyslík si ho přitahuje víc. Pro libovolné dva prvky to i s postupem spočítá kalkulačka typ chemické vazby a elektronegativitu každého prvku ukáže periodická tabulka po přepnutí na elektronegativity.

Hranice 0,4 a 1,7 jsou školní dohoda, ne přírodní zákon. Většinou fungují, ale ne vždy: fluorovodík má rozdíl 1,78, a přesto je to molekula, ne iontová látka. Níže najdete, kde pravidlo selhává, řešené příklady i tabulku dvanácti běžných látek s typem vazby.

Co je elektronegativita

Elektronegativita (značka X, v některých učebnicích χ) vyjadřuje, jak silně atom ve vazbě přitahuje sdílené elektrony. Nemá jednotku, je to číslo na stupnici, kterou zavedl americký chemik Linus Pauling. Nejvyšší elektronegativitu má fluor (3,98), nejnižší cesium (0,79) a francium (asi 0,7). Vzácné plyny helium, neon a argon sloučeniny netvoří, a proto elektronegativitu v tabulkách nemají.

V periodické tabulce elektronegativita roste zleva doprava a klesá shora dolů. Vpravo nahoře jsou proto nejvíc elektronegativní nekovy (fluor, kyslík, chlor, dusík), vlevo dole nejméně elektronegativní alkalické kovy. Nekovy mají elektronegativitu nad 2, většina kovů pod 2 a polokovy jako bor nebo křemík kolem 2.

Trend platí v hrubých rysech a má drobné výjimky: galium má vyšší elektronegativitu než hliník nad ním, germanium vyšší než křemík a polonium nižší než bismut vlevo od něj. Na určování vazby to vliv nemá. Elektronegativita kyslíku je 3,44, v tabulkách zaokrouhlených na desetiny 3,4. Starší učebnice používají Paulingova původní čísla: vodík 2,1, uhlík 2,5, dusík 3,0, kyslík 3,5, chlor 3,0 a fluor 4,0. Počítejte proto vždy s hodnotami z jedné tabulky, z té, kterou používá vaše škola. Tady jsou všechna čísla v Paulingově stupnici většinou na dvě desetinná místa, stejná jako v periodické tabulce na tomto webu.

Typy chemické vazby podle rozdílu elektronegativit

Rozdíl se počítá jako větší elektronegativita minus menší, takže vychází kladný nebo nula. Podle něj se vazba zařadí:

Rozdíl přesně 0,4 nebo přesně 1,7 se tu počítá k polární vazbě, stejně jako v kalkulačce na webu. Učebnice se v tom ale liší, a protože jsou hodnoty zaokrouhlené, rozdíl těsně u hranice nikdy není jednoznačný. Na stupnici vypadají běžné vazby takto:

Nepolární kovalentní vazba

Kovalentní vazba je společný elektronový pár: každý z obou atomů dá do vazby jeden elektron a pár pak patří oběma. Když jsou atomy stejné, jako v molekulách `\ce{H2}`, `\ce{Cl2}` nebo `\ce{O2}`, přitahují pár stejně silně a ten zůstává přesně uprostřed. Vazba je nepolární. Nepolární je i vazba mezi různými atomy s téměř stejnou elektronegativitou: uhlík a vodík v methanu `\ce{CH4}` mají rozdíl 2,55 − 2,20 = 0,35, fosfor a vodík ve fosfanu `\ce{PH3}` dokonce jen 2,20 − 2,19 = 0,01.

Atomy mohou sdílet i dva nebo tři elektronové páry. V molekule kyslíku `\ce{O=O}` je vazba dvojná, v molekule dusíku `\ce{N#N}` trojná. Na polaritě to nic nemění: oba atomy jsou stejné a rozdíl je nula.

Polární kovalentní vazba

Když má jeden z atomů výrazně vyšší elektronegativitu, posune se elektronový pár k němu. Ten atom pak nese částečný záporný náboj δ−, druhý částečný kladný náboj δ+. Nejde o celé náboje jako u iontů, pár pořád sdílejí oba atomy. Polární jsou vazby ve vodě, v amoniaku, v chlorovodíku i v oxidu uhličitém. Zapisují se s částečnými náboji nad značkami:

`\Large \overset{\delta+}{\mathrm{H}}-\overset{\delta-}{\mathrm{Cl}}`

Iontová vazba

Při rozdílu nad 1,7 přitahuje elektronegativnější atom elektrony tak silně, že si je vezme celé. Sodík (0,93) předá svůj jediný valenční elektron chloru (3,16), rozdíl je 2,23. Ze sodíku se stane kation `\ce{Na+}`, z chloru anion `\ce{Cl-}` a opačné náboje se přitahují. Iontová látka netvoří samostatné molekuly, ale krystal, ve kterém se kationty a anionty pravidelně střídají. Proto má kuchyňská sůl vysokou teplotu tání (801 °C) a její roztok ve vodě vede elektrický proud.

Iontová vazba vzniká hlavně mezi kovy z levé části tabulky (alkalické kovy, kovy alkalických zemin) a nekovy z pravé horní části (halogeny, kyslík). Jaký náboj který ion dostane, se pozná ze skupiny prvku; procvičit si to můžete v procvičování kationtů a aniontů.

Kovová vazba

Mezi atomy kovu se rozdíl elektronegativit nepočítá. Kovy mají málo valenčních elektronů a drží je slabě, takže je atomy v kusu kovu uvolní do společného elektronového plynu, který se volně pohybuje mezi kladnými ionty kovu. Ten drží kov pohromadě a zároveň vysvětluje, proč kovy vedou proud a teplo, lesknou se a dají se kovat a ohýbat. Kovovou vazbu mají čisté kovy (železo, měď, hliník) i slitiny, třeba mosaz z mědi a zinku.

Kde pravidlo 0,4 a 1,7 neplatí

Hranice jsou zjednodušení. Ve skutečnosti přechází nepolární vazba v polární a polární v iontovou plynule a záleží i na tom, jaké atomy se vážou, nejen na rozdílu. V písemce se odpovídá podle pravidla, ale u několika látek je dobré vědět, že skutečnost je jiná:

• Fluorovodík `\ce{HF}`: rozdíl 3,98 − 2,20 = 1,78 je nad 1,7 a podle pravidla by vazba byla iontová. Fluorovodík je ale látka z molekul, vře už při 19,5 °C, a vazba `\ce{H-F}` je velmi silně polární kovalentní. Mezi dvěma nekovy iontová vazba nevzniká.
• Fluorid boritý `\ce{BF3}`: rozdíl 3,98 − 2,04 = 1,94 je také nad 1,7 a `\ce{BF3}` je přesto plyn z molekul. Bor je polokov, ne kov.
• Jodid lithný `\ce{LiI}`: opačný případ. Rozdíl 2,66 − 0,98 = 1,68 je těsně pod 1,7, podle pravidla by vazba byla polární, a přesto je `\ce{LiI}` sůl z iontů `\ce{Li+}` a `\ce{I-}` stejně jako kuchyňská sůl.
• Vazba `\ce{C-H}`: s hodnotami 2,55 a 2,20 vychází rozdíl 0,35, tedy nepolární. Kdo ale počítá se staršími čísly 2,5 a 2,1, dostane přesně 0,4 a je na hranici. V organické chemii se vazba `\ce{C-H}` bere jako nepolární, přesněji téměř nepolární.

Pro kontrolu se hodí i hrubé pravidlo bez čísel: dva nekovy dávají kovalentní vazbu, dva kovy kovovou a kov s nekovem většinou iontovou. U kovů ze středu tabulky, jako je hliník, zinek nebo železo, bývá vazba s nekovem i polární kovalentní, třeba v chloridu hlinitém (rozdíl 1,55). Když vám rozdíl elektronegativit dá něco jiného než toto pravidlo, podívejte se na látku ještě jednou.

Typ vazby u 12 běžných látek

Seřazeno podle rozdílu elektronegativit, od nepolárních po iontové. Ve druhém sloupci je dvojice atomů, které jsou v látce spojené vazbou.

Oxid uhličitý a křemen mají stejný typ vazby, polární kovalentní, a přesto je jeden plyn a druhý tvrdý kámen. Typ vazby říká, jak jsou spojené dva sousední atomy. Jestli z nich vzniknou malé molekuly (`\ce{CO2}`), nebo jeden obří krystal (`\ce{SiO2}`), už neříká.

Řešené příklady

Příklad 1

Jaká vazba je v molekule chlorovodíku `\ce{HCl}`? Který atom nese částečný záporný náboj?

Z tabulky: X(H) = 2,20, X(Cl) = 3,16. Odečteme menší od větší:

`\Delta X = 3{,}16 - 2{,}20 = 0{,}96`

Rozdíl 0,96 leží mezi 0,4 a 1,7, vazba je polární kovalentní. Chlor má vyšší elektronegativitu, přitahuje elektronový pár víc a nese náboj δ−, vodík δ+. Kontrola: vodík i chlor jsou nekovy, takže kovalentní vazba sedí.

Příklad 2

Jaká vazba drží pohromadě oxid hořečnatý `\ce{MgO}`?

`\Delta X = 3{,}44 - 1{,}31 = 2{,}13`

Rozdíl 2,13 je větší než 1,7, vazba je iontová. Hořčík předá kyslíku oba valenční elektrony a vzniknou ionty `\ce{Mg^2+}` a `\ce{O^2-}`. Kontrola: kov z 2. skupiny s kyslíkem, iontová vazba sedí i podle hrubého pravidla.

Příklad 3

Seřaďte vazby `\ce{H-F}`, `\ce{H-Cl}`, `\ce{H-Br}` a `\ce{H-I}` od nejvíce polární.

Vodík má ve všech čtyřech 2,20, mění se jen halogen:

`\begin{aligned} \ce{H-F}&:\ 3{,}98 - 2{,}20 = 1{,}78 \\[4pt] \ce{H-Cl}&:\ 3{,}16 - 2{,}20 = 0{,}96 \\[4pt] \ce{H-Br}&:\ 2{,}96 - 2{,}20 = 0{,}76 \\[4pt] \ce{H-I}&:\ 2{,}66 - 2{,}20 = 0{,}46 \end{aligned}`

Pořadí je H–F, H–Cl, H–Br, H–I, polarita klesá. Kontrola: halogeny jsou v jedné skupině a elektronegativita ve skupině shora dolů klesá, takže pořadí odpovídá trendu. Všechny čtyři vazby jsou polární kovalentní; H–F vychází podle čísla nad 1,7, ale je to výjimka popsaná výše.

Příklad 4

Hydroxid sodný `\ce{NaOH}` je hlavní složka čističů odpadů. Jaké vazby v něm jsou?

Atomy jsou vázané takto: sodík ke kyslíku a kyslík k vodíku. Sodík a vodík spolu vázané nejsou, takže se mezi nimi nic nepočítá. Každou vazbu posoudíme zvlášť:

`\begin{aligned} \ce{Na-O}&:\ 3{,}44 - 0{,}93 = 2{,}51 \\[4pt] \ce{O-H}&:\ 3{,}44 - 2{,}20 = 1{,}24 \end{aligned}`

Mezi sodíkem a kyslíkem je vazba iontová, mezi kyslíkem a vodíkem polární kovalentní. Hydroxid sodný je tedy iontová látka z kationtů `\ce{Na+}` a hydroxidových aniontů `\ce{OH-}` a uvnitř každého aniontu drží kyslík s vodíkem kovalentní vazba. Kontrola: roztok hydroxidu sodného vede proud, jak se od iontové látky čeká.

Časté chyby

• Menší minus větší. Rozdíl nesmí vyjít záporný. Vždy se odečítá menší elektronegativita od větší.
• Násobení indexem. Ve vodě `\ce{H2O}` se nepočítá 2 · 2,20. Rozdíl se bere mezi dvěma atomy, které spolu vazbu tvoří, a počet atomů ve vzorci na něm nic nemění.
• Rozdíl mezi atomy, které vázané nejsou. V `\ce{NaOH}` se neposuzuje Na a H, ve vodě H a H. Nejdřív si ujasněte, který atom je ke kterému připojený.
• Dva kovy podle čísel. U mosazi vyjde rozdíl mědi a zinku 1,90 − 1,65 = 0,25, ale vazba není nepolární kovalentní, je kovová. Rozdíl elektronegativit se u dvou kovů nepoužívá.
• Hodnoty ze dvou různých tabulek. S kyslíkem 3,5 ze staré učebnice a vodíkem 2,20 z nové vyjde 1,30 místo 1,24. U látek daleko od hranic na tom nesejde, u vazeb kolem 0,4 a 1,7 ano.
• Polární vazba neznamená polární molekulu. Oxid uhličitý má polární vazby, ale jeho molekula polární není. O tom je další odstavec.

Polární vazba a polární molekula

Jestli je polární celá molekula, závisí ještě na jejím tvaru. Molekula oxidu uhličitého `\ce{O=C=O}` je přímá: obě polární vazby táhnou elektrony na opačné strany stejně silně, jejich účinek se vyruší a molekula jako celek je nepolární. Molekula vody je lomená, úhel mezi vazbami je asi 104,5°. Obě vazby táhnou elektrony ke kyslíku, který je tak na jedné straně molekuly a nese δ−, oba vodíky jsou na druhé straně a nesou δ+. Voda je proto polární molekula, a i díky tomu rozpouští sůl i cukr, ale s olejem se nemísí.

Tvar molekul a jejich polaritu podrobně probírá středoškolská chemie. Pro určení typu vazby stačí rozdíl elektronegativit dvou atomů.

Příklady k procvičení

Kam dál

Náhodné látky s elektronegativitami v zadání a okamžitou kontrolou najdete v procvičování typu chemické vazby. Libovolnou dvojici prvků posoudí kalkulačka typu vazby i s polohou na stupnici a částečnými náboji. Elektronegativity všech prvků jsou v periodické tabulce a co se z místa prvku v tabulce dá vyčíst dál (valenční elektrony, kov nebo nekov), procvičí čtení periodické tabulky.

Elektronegativita rozhoduje i o oxidačních číslech: elektrony vazby se přiřadí atomu s vyšší elektronegativitou, jak vysvětluje Názvosloví oxidů. Iontové sloučeniny pojmenovává Názvosloví halogenidů a sulfidů a Názvosloví solí, sloučeniny s vodíkem Dvojprvkové sloučeniny vodíku.