Jednoduchá väzba
Jednoduchá väzba je chemická väzba medzi dvoma atómami, ktorej sa účastnia dva elektróny. To znamená, že tieto atómy zdieľajú jeden pár elektrónov.[1] 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.[2] 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.[3]
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.[3]
Jednoduchá väzba v porovnaní s násobnými väzbami upraviť
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[2] (spolu s ďalšími).
Jednoduchá väzba medzi dvoma atómami je vždy slabšia než dvojitá alebo trojitá väzba medzi tými istými atómami.[3] Čím vyššia je elektrónová hustota medzi dvoma atómami, tým je väzba silnejšia a kratšia.[2] 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.[3]
Jednoduchá väzba je zvyčajne tvorená sigma väzbou, čo znamená, že vzniká na prekryvom orbitálov na spojnici jadier.[2] Výnimkou je napríklad väzba v teoretickom diboréne (B2H2), ktorá je tvorená len pí väzbou.[4] Dvojitá väzba je zložená z jednej sigma väzby a jednej pí väzby a trojitá väzba sa skladá z jednej sigma a dvoch pí väzieb.[2] 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.[2]
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).[2] Dĺžka väzby všeobecne koreluje so silou väzby.[3]
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.[2]
Príklady upraviť
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:
Jednoduché väzby sa nachádzajú i v zložitých uhľovodíkoch väčších ako metán.[2] 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.[2]
Referencie upraviť
- ↑ covalent bonding - single bonds [online]. Chemguide.co.uk. Dostupné online.
- ↑ a b c d e f g h i j 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.
- ↑ a b c d e 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.
- ↑ 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 upraviť
Zdroj upraviť
Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Single bond na anglickej Wikipédii.