6.2 Dvouatomové molekuly

Sestávají ze dvou atomů stejných prvků – homonukleární molekula, nebo dvou atomů různých prvků – heteronukleární molekula. (Viz též víceatomové molekuly) Podle polarity molekuly můžeme rozlišovat vazbu:

o nepolární (homopolární), kdy na žádném z atomů není parciální elektrický náboj; tak tomu je u homonukleárních molekul,

o polarizovaná (semipolární), též polární, kdy na každém z atomů je stejně velký parciální náboj opačného znaménka,

o silně polarizovaná (heteropolární), též iontová neboli elektrovalenční, kdy na každém z atomů je elektrický náboj s velikostí blížící se hodnotě elementárního elektrického náboje („elektron přešel od jednoho atomu k druhému“).

Stejným způsobem je možné klasifikovat vazbu ve víceatomových molekulách, pokud u nich lze vyjít z  modelu lokalizovaných vazeb.

Při objasnění vazby je vhodné se zaměřit nejdříve na oba extrémní případy, tj. na vazbu iontovou a vazbu nepolární.

Druhá z nich se často označuje termínem kovalentní vazba, který je ale v literatuře užíván v různém smyslu.

Různé významy termínu kovalentní vazba

· Kovalentní vazba v nejobecnějším slova smyslu je chápána jako synonymum pro chemickou vazbu. Dalším ekvivalentním termínem, používaným zejména ve starší  literatuře, je atomová vazba. Kovalentní vazba je zde chápána jako protiklad slabých mezimolekulových interakcí. V tomto smyslu máme tedy kovalentní vazbu nepolární i polarizovanou.

· Kovalentní vazba jako protiklad delokalizovaných vazeb, např. kovové vazby, odpovídá klasické Lewisově představě o vzniku vazby sdílením elektronových párů sousedních atomů. Ve starší literatuře se používá ekvivalentní termín valenční vazba.

· Kovalentní vazba ve smyslu nepolární vazby, vazba vznikající v důsledku společného sdílení elektronového páru; v tomto smyslu je protikladem vazby iontové vznikající v důsledku přitažlivé interakce mezi opačně nabitými ionty. V případě, že oba elektrony sdíleného elektronového páru (tj. elektrony v tzv. vazebném orbitalu) pocházejí formálně pouze od jednoho z atomů, hovoříme o vazbě kovalentní koordinační, resp. koordinačněkovalentní.

Iontová vazba

Objasnění původu přitažlivých sil v případě iontové vazby nečiní problém, protože je možné dospět ke správné představě i bez uvážení zákonitostí kvantové mechaniky. Nejlépe to pochopíme na příkladu silně polarizované dvouatomové molekuly, u které je na každém z atomů lokalizován elektrický náboj téměř rovný hodnotě , resp. . Molekula má tedy dipólový elektrický moment o velikosti přibližně , kde je délka vazby a e elementární elektrický náboj. Podle zjednodušené modelové představy tak stačí předpokládat, že spolu interagují nikoliv dva elektroneutrální atomy, ale kladně a záporně nabitý iont. Pro dostatečně vzdálené atomy můžeme ionty nahradit bodovými náboji v místě jader. Potenciál odpudivých sil iontů pak lze popsat pomocí Coulombova zákona:.

Typickým představitelem iontové molekuly je molekula chloridu sodného, který se ovšem většinou vyskytuje v krystalické formě s kubickou mřížkou, v níž se střídají ionty a .

Nepolární vazba

Objasnění nepolární vazby v dvouatomové molekule je na rozdíl od vazby iontové možné teprve na základě kvantové mechaniky. Při řešení se vychází ze Schrödingerovy rovnice pro molekulu, důležitou úlohu při objasnění podstaty nepolární vazby pak hraje princip nerozlišitelnosti identických částic, jehož přímým důsledkem je tzv. výměnná interakce. S využitím kvantověmechanických výpočtů je pak možné objasnit i polární vazbu a zpřesnit popis vazby iontové.

Nejjednodušší je řešení kvantově mechanického problému molekuly vodíku – . (V případě, že se neomezíme jen na elektroneutrální molekuly, je ještě jednodušším systémem iont ).

Polární vazba

Polární vazbu lze popsat obdobně jako vazbu nepolární s tím rozdílem, že se u ní výrazně uplatňuje tzv. iontový příspěvek k vazbě a molekula je vždy heteronukleární.

Dostatečně vzdálené atomy

Vzdálenost rovná řádově lineárnímu rozměru atomu, tj. , nebo větší.

---

---