Řád vazby

rozdíl počtu elektronů ve vazebných a protivazebných orbitalech

Řád vazby, tak jak jej definoval Linus Pauling, je určen jako rozdíl počtu elektronů ve vazebných a protivazebných orbitalech. Odpovídá mu počet elektronových párů podílejících se na vzniku vazby. Příkladem může být dvouatomová molekula dusíku (N≡N), kde je řád vazby 3, u ethynu (H−C≡C−H) je řád vazby mezi atomy uhlíku 3 a u vazeb mezi uhlíkovými a vodíkovými atomy je roven 1. Řád vazby lze použít jako měřítko její stability. Isoelektronové částice mají stejný řád vazby.[1]

V molekulách vytvářejících rezonanční struktury nebo obsahujících neobvyklé vazby řád vazby nemusí být celé číslo. Molekulové orbitaly benzenu obsahují šest delokalizovaných pí elektronů, což společně s vazbami sigma vycházejícími z jednotlivých uhlíků vytváří řád vazby 1,5. Existují též sloučeniny obsahující vazby s řádem například 1,1.

Řád vazby podle teorie molekulových orbitalůEditovat

V&nbp;teorii molekulových orbitalů je řád vazby definován jako polovina rozdílu počtu elektronů ve vazebných a nevazebných orbitalech podle níže uvedené rovnice.[2][3] Tímto způsobem často, ale ne vždy, vycházejí podobné výsledky u vazeb blízko svých rovnovážných délek, nikoliv však u natažených vazeb.[4] Řád vazby také ukazuje sílu vazby a je široce používán v teorii valenční vazby.

 

Obecně platí, že vazby vyšších řádů bývají pevnější. Stabilní by mohly být i vazby řádu 1/2, například u H +
2
  (délka 106 pm, energie 269 kJ/mol) a He +
2
  (délka 108 pm, energie 251 kJ/mol).[5]

Jiné definiceEditovat

molekulární dynamice se používá řád vazby i potenciál řádu vazby. Velikost řádu vazby je spojená s délkou vazby. Řád vazby lze také definovat takto:

 

kde   je délka jednoduché vazby,   je experimentálně zjištěná délka vazby a b je konstanta, jejíž hodnota závisí na druhu atomů podílejících se na vazbě. Linus Pauling navrhl v původní rovnici b = 3,53 pm pro vazbu uhlík-uhlík.[6]

 

Tato definice je platná pouze u dvouatomových molekul. V Hückelovy teorie molekulových orbitalů lze vytvořit jinou definici založenou na koeficientech MO.Tato teorie rozděluje vazby na sigma a pí systémy, a je tak použitelná jen u rovinných molekul s delokalizovanými vazbami pí. V molekule benzenu je podle této teorie řád vazby 1,67, tedy odlišný od obvykle používané hodnoty 1,5. Kvantově mechanická definice řádu vazby byla dlouho předmětem diskusí.[7] Vyčerpávající metoda výpočtu řádu vazby podle kvantové mechaniky byla zveřejněna roku 2017.[4]

ReferenceEditovat

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Bond order na anglické Wikipedii.

  1. Dr. S.P Jauhar. Modern's abc Chemistry. [s.l.]: [s.n.] 
  2. Jonathan Clayden; Nick Greeves; Stuart Warren. Organic Chemistry. [s.l.]: Oxford University Press, 2012. ISBN 978-0-19-927029-3. S. 91. 
  3. C. E. Housecroft; A. G. Sharpe. Inorganic Chemistry. [s.l.]: Prentice Hall, 2012. ISBN 978-0-273-74275-3. S. 35-37. 
  4. a b T. A. Manz. Introducing DDEC6 atomic population analysis: part 3. Comprehensive method to compute bond orders. RSC Advances. 2017, s. 45552-45581. DOI:10.1039/c7ra07400j. 
  5. Bruce Averill and Patricia Eldredge, Chemistry: Principles, Patterns, and Applications (Pearson/Prentice Hall, 2007), 409.
  6. Linus Pauling. Atomic Radii and Interatomic Distances in Metals. Journal of the American Chemical Society. 1947-03-01, s. 542-553. DOI:10.1021/ja01195a024. 
  7. IUPAC Gold Book bond order