Koordinační vazba: Porovnání verzí
Smazaný obsah Přidaný obsah
Nová stránka: == Koordinační vazba == Někdy označována též jako dativní nebo donor-akceptorová. Druh chemické vazby zprostředkované elektronovým párem. Oproti klasické kovalentní ... |
Bez shrnutí editace |
||
Řádek 1:
==
Někdy označována též jako dativní nebo donor-akceptorová. Druh chemické vazby zprostředkované elektronovým párem. Oproti klasické kovalentní vazbě se liší pouze způsobem vzniku. Jeden z vazebných atomů ([[donor]]) poskytuje volný elektronový pár, druhý vazebný partner ([[akceptor]]) poskytnutými elektrony zaplní své volné orbitaly. Jinak se tento druh vazby svými vlastnosti vůbec neliší od vazby [[kovalentní vazba|kovalentní]]. Tímto druhem vazby se vyznačují především [[komplexní sloučenina|komplexní sloučeniny]], kde se poskytovateli vazebného elektronového páru říká [[ligand]] a příjemci [[centrální atom]]. Centrálním atomem bývá zpravidla kation přechodného kovu, mající dostatek volných d-[[orbital]]ů. Při vyšších [[koordnační číslo|koordinačních číslech]] dochází i k využití původně nezaplněných a za normálních okolností nezaplnitelných p-[[orbital]]ů. V průběhu historie se názory na její vznik a vlastnosti měnili. Základní teorie jsou uvedeny níže.
== Teorie "dativní kovalentní" vazby ==
Tato teorie předpokládala, že [[ligand]]y dodávají [[centrální atom|centrálnímu atomu]] elektronové páry do prázdných [[orbital]]ů, čímž mu umožní dosažení stabilní elektronové konfigurace následujícího vzácného plynu. To ovšem nutně vedlo k závěru, že každý centrální atom naváže konstantní počet [[ligand]]ů (bude mít stále stejné koordinační číslo, tzv. efektivní atomové číslo). V mnoha případech běžných [[ko]]vů a jejich běžných komplexů tato teorie fungovala a pro určení [[komplexní sloučenina|koordinačního čísla]] např. [[karbonyl]]ů kovů je pojem efektivního atomového čísla užitečný dodnes. Přesto nevysvětluje vznik komplexů jednoho centrálního atomu s mnoha různými [[komplexní sloučenina|koordinačními čísly]].
== Teorie valenčních vazeb ==
Ideu dativní kovalentní vazby rozšířil L. [[Pauling]] o účast hybridizovaných atomových [[orbital]]ů a o stereochemické důsledky hybridizace v teorii valenčních vazeb (VB, valence bond theory, 1933). Tato teorie vysvětlovala prakticky vše, co bylo v té době známo o [[komplexní sloučenina|komplexech]]. Podle teorie VB si lze vznik koordinační vazby představit jako sled následujících událostí:
*z atomu [[kov]]u vzniká odštěpením [[elektron]]ů [[kation]]
*kation [[hybridizace orbitalů|hybridizuje]] ty atomové orbitaly, které vedou k ekvivalentním hybridním [[obital]]ům orientovaným směrem k ligandům
*je-li to nutné, dojde k přesunu elektronů kationtu a tím k uvolnění nezbytného počtu hybridních orbitalů
*prázdné hybridní orbitaly se překryjí s orbitaly ligandu obsahujícími volný elektronový pár za vzniku s-vazby
<br />Obvyklé typy hybridizací atomových orbitalů a odpovídající prostorová uspořádání uvádí tabulka na stránce o [[hybridizace atomových orbitalů|hybridizaci]].
== [[Teorie krystalového pole]] ==
Vlivem rozmístění ligandů do různých poloh vzhledem k centrálnímu atomu dochází k energetické diferenciaci původně rovnocenných d-orbitalů centrálního atomu. Tento jev se pokouší objasnit teorie krystalového pole (CFT). CFT předpokládá , že koordinační vazba je čistě elektrostatické přitahování mezi kladně nabitým centrálním atomem a ligandem, který vždy nese záporný náboj minimálně ve formě volného elektronového páru. Tato představa je pro chemika (na rozdíl od fyziků) zcela nepřijatelná, protože komplexní částice evidentně nejsou iontové (např. nedisociují v roztocích). Kupodivu však umožňuje vysvětlit mnohé vlastnosti, které u komplexních sloučenin byly pozorovány. Pokud budeme uvažovat oktaedrický komplex a umístíme ligandy do směrů pomyslných os x, y a z, [[atomový orbital|d-orbitaly]] s laloky ležícími podél těchto os budou energeticky znevýhodněné, neboť si elektrony umístěné v těchto orbitalech "překáží" s elektrony ligandu. To způsobuje, že elektrony, chtějíce obsadit takovéto orbitaly, musí vynaložit více energie než na obsazení ostatních d-orbitalů. V případě oktaedrických komplexů jsou takto energeticky znevýhodněny orbitaly d<sub>x<sup>2</sup>-y<sup>2</sup></sub> a d<sub>z<sup>2</sup></sub>, souhrnně označované jako e<sub>g</sub>-orbitaly. Naopak ostatní d-orbitaly (d<sub>xy</sub>, d<sub>yz</sub> a d<sub>zx</sub>), souhrnně označované jako t<sub>2g</sub>-orbitaly musí v rámci zachování [[energetické těžiště|energetického těžiště]] klesnout pod úroveň původních d-orbitalů. Totéž co u oktaedrických komplexů se v různých obdobách děje i v případě tetraedrické či čtvercové geometrie. Velikost energetického rozštěpení d-orbitalů udává veličina nazývaná [[síla ligandového pole]].
=== LS a HS komplexy ===
Z [[Hundovo pravidlo|Hundova pravidla]] vyplývá, že se orbitaly stejné energetické hladiny, jsouce obsazeny vždy po jednom [[elektron]]u, dále doplňují druhým s opačným [[spin]]em, na což je potřeba určité [[energie]], nazývající se energií párování. V důsledku energetického rozštěpení d-orbitalů na e<sub>g</sub> a t<sub>2g</sub> orbitaly, což už bylo vysvětleno výše, vyvstanou dvě možnosti, jak tyto orbitaly zaplňovat. Označíme-li si [[energie|energii]] párování jako P a [[síla ligandového pole|sílu ligandového pole]] jako Δ, pak platí, že je-li P<Δ, jedná se o LS komplex (nízkospinový) a pokud je P>Δ, půjde naopak o HS komplex (vysokospinový). V případě LS komplexu se přednosně zaplní orbitaly na nižší energetické hladině po dvou [[elektron]]ech a teprve další elektrony obsadí energeticky méně výhodné d-[[orbital]]y. Jedná-li se naopak o HS komplex, obsadí se nejprve všechny d-orbitaly po jednom [[elektron]]u a teprve u dalších dojde k párování. Nízkospinové a vysokospinové komplexy se liší svými magnetickými vlastnostmi. Nízkospinové komplexy jsou většinou [[diamagnetikum|diamagnetika]] a vysokospinové jsou [[paramagnetikum|paramagnetika]], což způsobuje větší pravděpodobnost výskytu nepárových [[elektron]]ů. Rozdíl energie, kterou by měly elektrony v rovnocenných d-orbitalech a kterou skutečně mají, se rovná [[stabilizační energie krystalového pole|stabilizační energii krystalového pole]] (LFSE).
| |||