Snahou všech systémů, tedy i atomů, je dosáhnout stavu s co nejnižší energií a co největší stabilitou
Nejstabilnější elektronová konfigurace atomů je se zcela zaplněnými nebo se zcela prázdnými valenčními orbitaly
Tohoto stavu mohou atomy dosáhnout:
- Přijetím nebo odevzdáním elektronů a tvorbou iontů
- Sdílením elektronů s jiným atomem a vznikem větších útvarů – molekul
Molekula je elektroneutrální skupina dvou a více atomů spojených navzájem chemickou vazbou, je to základní stavební částice řady látek, molekuly dělíme na:
- Molekuly prvku – obsahují atomy jednoho prvku, např. H₂
- Molekuly sloučenin – obsahují různé atomy, např. HCl
Kromě elektroneutrálních molekul existují také molekulové ionty, což jsou molekuly s kladným nebo záporným nábojem, např. ; jsou stálé ve vodném prostředí nebo v krystalové struktuře
Radikály jsou vysoce reaktivní částice obsahující jeden nebo více nepárových elektronů, např.

Chemická vazba

Chemická vazba je interakce, která k sobě navzájem poutá sloučené atomy prvků v molekule (nebo ionty v krystalu) prostřednictvím valenčních elektronů
Chemické vazby vznikají a zanikají při chemických reakcích
Při tvorbě chemické vazby se uvolňuje energie, tzv. vazebná energie (roste s rostoucí násobností vazeb mezi stejnou dvojicí atomů)
Pro rozštěpení chemické vazby je nutno dodat energii, tzv. disociační energii
Energie vazebná a disociační mají stejnou velikost, liší se pouze znaménkem
Udávají se v kJ mol^-1
Čím je vazebná/disociační energie větší, tím je vazba pevnější
Délka vazby je vzdálenost jader atomů vázaných v molekule

Druhy chemických vazeb

Kovalentní vazba

Je založena na společném sdílení dvojic elektronů (vazebných elektronových párů) oběma atomy
Vzniká cestou koligace = teorie překryvu valenčních orbitalů
Oba elektrony jsou společné oběma atomům a mají opačný spin (podle Pauliho principu)
Každý z atomů spojených kovalentní vazbou dosahuje stabilní elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu
Počet kovalentních vazeb vycházejících z atomu prvku ve sloučenině neboli počet vazebných elektronových párů, které atom sdílí s jinými atomy, se nazývá vaznost atomu (prvku)
Pro určení vaznosti prvků 2. a 3. periody se používá oktetové pravidlo (nelze uplatnit u prvků vyšších period a některých sloučenin fosforu, síry a chloru):
- Atomy vytvářejí tolik vazeb, aby sdílením elektronů dosáhly stabilní konfigurace vzácného plynu (s²p⁶)
- Elektrony zprostředkující vazbu se počítají do valenční vrstvy obou atomů
- Např. kyslík má 6 valenčních elektronů s²p⁴ a do stabilní elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu (Ne) mu chybějí 2 elektrony – tyto dva elektrony získá jejich sdílením s jiným atomem (nebo atomy) za tvorby dvou jednoduchých nebo jedné dvojné vazby, např. je tedy dvojvazný.
Přiblížením dvou atomů dochází k průniku jejich atomových orbitalů, vznikají dva molekulové orbitaly, z nichž jeden (vazebný) má energii nižší a druhý (protivazebný) má energii vyšší
V molekulových orbitalech se elektrony vyskytují stejně jako v atomových orbitalech ve stavech s určitou energií
Systém elektronových stavů v molekulách je složitější než v atomech
Každý molekulový orbital je podobně jako atomový orbital charakterizován určitým prostorovým rozložením elektronové hustoty, má určitý tvar – podle tvaru rozlišujeme orbitaly typu σ a π
Obsazením molekulového orbitalu σ vzniká vazba σ (sigma), jejíž elektronová hustota je největší na spojnici jader atomů (s níž je totožná osa souměrnosti molekulového orbitalu σ)
Molekulový orbital σ může vzniknout překrytím:
- Dvou orbitalů s, sa p, nebo s a d
- Dvou orbitalů p nebo p a d
- Dvou orbitalů d
Obsazením molekulového orbitalu π vzniká vazba π (pí), jejíž elektronová hustota je největší mimo spojnici jader atomů, ale v rovině touto spojnicí procházející
Vazba π vzniká až po vzniku vazby σ a podílí se na vzniku násobných vazeb, je ale slabší než vazba σ, proto sloučeniny s násobnou vazbou jsou reaktivnější než sloučeniny s vazbami jednoduchými
Molekulový orbital π může vzniknout překrytím:
- Dvou orbitalů p
- Orbitalů p a d
- Dvou orbitalů d

Teorie hybridizace

Hybridizace orbitalů je proces energetického sjednocení původně nerovnocenných atomových orbitalů
Hybridizují se ty orbitaly atomu, které poskytují své elektrony k vytvoření kovalentních σ-vazeb
Dojde k energetickému sjednocení orbitalů, přičemž se zachovává energetické těžiště, tzn. celková energetická hladina orbitalů po hybridizaci je rovna té před hybridizací
Přednostně vstupují do hybridizace ty orbitaly, které jsou na nižší energetické hladině

Druh hybridizace Geometrie molekuly

sp lineární

sp2 rovnostranný trojúhelník

sp3 čtyřstěn

Násobnost kovalentní vazby

Jednoduchá vazba je kovalentní vazba uskutečněná sdílením pouze jednoho elektronového páru, je tvořena vazbou σ a je delší a slabší než násobné vazby (dvojná a trojná)
Dvojná vazba je kovalentní vazba uskutečněná sdílením dvou elektronových párů, tvoří ji vazba σ a vazba π, dvojná vazba je kratší a pevnější než jednoduchá vazba
Trojná vazba je kovalentní vazba uskutečněná sdílením tří elektronových párů, tvoří ji jedna vazba σ a dvě vazby π, trojná vazba je nejkratší a nejpevnější

Polarita

Elektronegativita X je schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony (elektrony účastnící se vazby)
Elektronegativnější atom (atom s vyšší X) ve vazbě k sobě poutá elektronový pár silněji než druhý elektropozitivnější atom (atom s nižší X)
Vazba kovalentní nepolární – vzniká mezi dvěma stejnými atomy (nebo atomy, jejichž rozdíl elektronegativit ΔX nepřevyšuje 0,4), rozdělení elektronové hustoty mezi oběma atomy je zcela (nebo přibližně) rovnoměrné, obě jádra přitahují vazebné elektrony stejnou (nebo přibližně stejnou) silou
Vazba kovalentní polární – vzniká mezi dvěma různými atomy (rozdíl jejich elektronegativit ΔX je větší než 0,4, ale menší než 1,7), v okolí atomu s vyšší elektronegativitou převládá záporný náboj, u druhého atomu kladný, molekula má záporný a kladný pól a tvoří tzv. dipól – ve vzorcích polárních molekul označujeme kladný pól horním indexem δ⁺ a záporný pól horním indexem δ^–, např. , u složitějších molekul s více polárními vazbami se dipóly jednotlivých vazeb skládají jako vektory a výsledný dipól závisí na souměrnosti molekuly
Jestliže hodnotíme polárnost složitějších molekul, musíme dipóly jednotlivých vazeb skládat
Výsledný dipól souvisí se souměrností molekuly, např. lomená molekula vody je polární, protože dipóly jednotlivých vazeb se neruší, lineární molekula oxidu uhličitého je nepolární, protože dipóly jejích vazeb se navzájem ruší

Iontová vazba

Iontová vazba je extrémní případ polární kovalentní vazby (přechod polární kovalentní vazby k iontové je plynulý)
Rozdíl elektronegativit vázaných atomů prvků je větší než 1,7
Sdílené elektrony patří téměř úplně do elektronového obalu elektronegativnějšího atomu
Elektropozitivnější atom tak předá elektron druhému atomu a vznikne kladně nabitý ion – kation a záporně nabitý ion – anion
Ionty v iontových sloučeninách jsou vzájemně přitahovány elektrostatickými silami
Kationty tvoří snadno prvky s malou ionizační energií, např. alkalické kovy
Anionty tvoří snadno prvky s velkou elektronovou afinitou, např. halogeny

Koordinačně kovalentní vazba (donor-akceptorová vazba)

V koordinačně kovalentní vazbě jeden atom – donor (dárce) – poskytne oba elektrony
Druhý atom – akceptor (příjemce) – má ve valenční vrstvě volný orbital a přijme oba elektrony
Takto vzniklá vazba se svými vlastnostmi neliší od vazby kovalentní
Např. při vzniku amonného iontu poskytuje dusík v amoniaku volný elektronový pár a vodíkový kation volný orbital
Koordinačně kovalentní vazba umožňuje vznik koordinačně kovalentních (komplexních) sloučenin
Je považována za zvláštní druh kovalentní vazby, od níž se liší pouze mechanismem vzniku

Kovová vazba

Kovová vazba vzniká mezi atomy kovu v tuhém stavu a je způsobena elektrostatickou přitažlivostí kationtů kovů a volně se pohybujících valenčních elektronů = delokalizované elektrony = elektronový plyn (mrak)
Každý atom je obklopen větším počtem atomů (8-12), než je počet jeho valenčních elektronů, které se podílejí na vzniku vazeb
Elektrony se tak mohou volně pohybovat kolem kationtů kovu rozmístěných v pravidelné mřížce
Kovy → s, l (Hg), výjimka – kovy v parách – atomární (Li₂, Na₂, Na-Na)

Li, Na, K, Ca, Mg	Fe, Cr, Mo, V, Ti, Zn
Malý počet valenčních e-	Velký počet valenčních e-
Lepší pohyblivost	Menší pohyblivost
Lepší vodivost	Horší vodivost (Cu – 4s¹3d¹⁰+Ag, Au jen 1 valenční e- → výborný vodič!
Malá hustota	Velká hustota
Měkké kovy	Tvrdé kovy
Nízká teplota tání, varu	Vysoká teplota tání, varu

Slabé vazebné interakce

Existují i slabší vazebné síly, které také ovlivňují vlastnosti látek

Van der Waalsovy síly

Vznikají na základě vzájemného působení molekulových dipólů a projevují se přitahováním opačných pólů molekul nebo nábojů iontů (u nepolárních molekul, např. H₂, se může dipól vytvořit jako důsledek okamžitých nerovností v rozložení elektronů v molekule)
100x slabší než kovalentní vazba

Vodíkový můstek

Vyskytuje se u sloučenin vodíku s prvkem o vysoké elektronegativitě a nevazebným elektronovým párem (F, O, N), kde atom vodíku jedné molekuly vytváří slabou vazbu s volným elektronovým párem elektronegativnějšího prvku druhé molekuly
Ve vzorcích ji značíme tečkováním, např. fluorovodík H-FH-FH-F
Vodíková vazba představuje silnější spojení než van der Waalsovy síly, ale slabší než kovalentní vazba (vazebná energie vodíkové vazby se pohybuje mezi 10-30 kJmol^-1, u jednoduché kovalentní vazby činí asi 150-300 kJmol^-1
Vodíková vazba ve sloučenině zvyšuje její bod varu oproti analogickým sloučeninám bez vodíkových můstků

Vliv chemické vazby na vlastnosti látek

Nepolární látky (platí pouze pro malé molekuly, které obsahují jednu nebo dvě vazby):
- Nerozpustné ve vodě, rozpustné v nepolárních rozpouštědlech
- Nevedou elektrický proud
Látky s polární a iontovou vazbou:
- Rozpustné ve vodě, nerozpustné v nepolárních rozpouštědlech
- V tavenině nebo v roztoku vedou elektrický proud (v roztocích iontových sloučenin to umožňují volně pohyblivé ionty)
Látky s kovovou vazbou:
- Vedou elektrický proud a teplo
- Jsou kujné a tažné

Struktura krystalů

Pevné látky, které mají pravidelné uspořádání základních částic (iontů, atomů nebo molekul), mohou tvořit souměrná tělesa – krystaly
Krystal je geometrické těleso omezené krystalovými plochami, které se stýkají v hranách, a ty se sbíhají ve vrcholech
Základní stavební jednotkou krystalu je základní buňka, což je nejmenší část krystalu, jejímž periodickým opakováním ve všech třech rozměrech lze sestavit krystal
Celá struktura je pak složena z velkého počtu souměrně uspořádaných základních buněk
Významnou vlastností krystalů je jejich souměrnost, podle níž rozlišujeme 7 krystalových soustav: trojklonná, jednoklonná, klencová, kosočtverečná, šesterečná, čtverečná a krychlová
Některé látky mohou krystalovat v různých krystalových soustavách, a vytvářejí tak různé krystalové formy – modifikace:
- U sloučenin se tento jev nazývá polymorfie (např. CaCO₃ krystaluje jako aragonit v kosočtverečné soustavě nebo jako kalcit v soustavě klencové)
- U prvků se tento jev nazývá alotropie (např. uhlík krystaluje v soustavě šesterečné jako grafit nebo v soustavě krychlové jako diamant)
Izomorfie je schopnost různých látek krystalovat ve stejných krystalových soustavách a tvořit spolu směsné krystaly (společně krystalovat ze směsi svých nasycených roztoků nebo tavenin)

Iontové krystaly

Jsou složené z iontů, každý ion je obklopen co největším počtem iontů opačně nabitých
Mají typické vlastnosti iontových sloučenin:
- V prostoru se pravidelně uspořádávají → krystalická iontová mřížka
- Jsou křehké – posun vrstev (na okamžik se nad sebe dostane Na⁺ a Na⁺ a Cl^– a Cl^– → odpuzují se
- Mají vysoké teploty tání a varu → potřeba hodně energie (600-2000°C)
- V roztocích a taveninách vedou elektrický proud, v pevném skupenství nevedou
- Disociace = rozpad molekuly na ionty, hydratace = obklopení iontů polárními molekulami vody → ve vodě rozpustné
Např. NaCl

Atomové krystaly

Jsou složené z pravidelně uspořádaných kovalentně vázaných atomů
Mají vysoké teploty tání, jsou velmi tvrdé, nerozpustné v běžných rozpouštědlech a nevedou elektrický proud
Např. diamant

Molekulové krystaly

Jsou složené z pravidelně uspořádaných molekul navzájem vázaných van der Waalsovými silami nebo vodíkovými můstky
Mají nízké teploty tání, nevedou elektrický proud, nerozpustné ve vodě
Např. jod, pevný CO₂

Amorfní látky

Pevné látky mohou existovat nejen ve formě krystalů, ale mohou být i amorfní (beztvaré)
Např. sklo, saze, červený fosfor
Uspořádání částic v amorfních látkách je nepravidelné