Verze z 22. 10. 2007, 17:25 editovat Ondřej Mangl (diskuse \| příspěvky) Prověření uživatelé 4 649 editací m doplnění bibliografie ← Přejít na předchozí porovnání		Verze z 16. 12. 2007, 06:23 editovat zrušit editaci Dinybot (diskuse \| příspěvky) 42 548 editací m robot: typografické a kódové korekce a náhrady přesměrování podle specifikace Přejít na další porovnání →
Řádek 3: 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~~„dativní ~~kovalentní"~~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]]. Řádek 15: 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]]. Existují dvě možnosti postupného zaplňování orbitalů. V prvém případě zůstávají nespárované elektrony centrálního atomu na svých místech - v ''(n-1)''d-[[orbital]]ech a vazebné elektronové páry poskytnuté ligandovými atomy obsazují prázdné orbitaly ''n''s, ''n''p, popřípadě i ''n''d, tedy někdy i takové, kde se za normálních okolností nenalézají žádné elektrony centrálního atomu. Takovému komplexu se říká ~~"vně~~„vně ~~orbitalní"~~orbitalní“. Další možností, jak mohou přistoupivší atomy zaplňovat orbitaly centrálního atomu, je vstup do ''(n-1)''d-orbitalů, uvolněných po spárování nepárových elektronů iontu [[centrální atom\|centrálního atomu]]. Takovýmto komplexům se říká ~~"vnitřně~~„vnitřně ~~orbitalní"~~orbitalní“. Vazebné elektronové páry ligandů se, tvoříce koordinační vazby, nedostanou do tak vysokých slupek jako v případě vně orbitalního [[komplexní sloučenina\|komplexu]]. Vnitřně orbitalní komplexy tak mohou nést maximálně 1 nepárový [[elektron]], který je vytlačen přistupujícími elektronovými páry [[ligand]]u do jednoho z ''n''d-orbitalů. Uvedená teorie dobře objasňuje rozdílné magnetické vlastnosti různých komplexů, poukazujíc na existenci dvou možných uspořádání, lišících se počtem nepárových elektronů. Stejně tak je tomu i v případě [[teorie krystalového pole]]. == [[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"~~„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. Vazby z centrálního atomu jsou v případě [[tetraedr]]ické sloučeniny nasměrovány přesně mezi pomyslné osy x, y, z. Proto se energetické rozštěpení projeví přesně naopak, než tomu bylo u [[oktaedr]]ů. [[Orbital]]y vyplňující prostory mezi [[osa]]mi se stanou energeticky méně výhodnějšími (jejich energetická hladina stoupne) a naproti tomu orbitaly e<sub>g</sub>, jmenovitě tedy d<sub>z<sup>2</sup></sub> a d<sub>x<sup>2</sup>-y<sup>2</sup></sub> poklesnou na úroveň nižší. V důsledcích to bude znamenat, že u konfigurací od d<sup>3</sup> do d<sup>6</sup> by teoreticky mohly existovat dvě možnosti zaplnění d-orbitalů [[elektron]]y. Ze skutečné velikosti veličiny zvané [[síla ligandového pole]] pro tetraedrické komplexy je však možné odvodit, že případy s nízkým [[spin]]em budou spíše ojedinělé, budou-li vůbec nějaké. Čtvercová geometrie je v podstatě deformovaným oktaedrem, kdy se vlivem [[Jahn-Tellerův efekt\|Jahn-Tellerova efektu]] ligandy ležící na ose z natolik oddálí, že dojde k přerušení vazby na centrální atom. Původně degenerované orbitaly e<sub>g</sub> a t<sub>2g</sub> se pak ještě dále energeticky rozštěpí a následně jsou obsazovány elektrony podle výše uvedených pravidel. Řádek 37: === Nefelauxetický efekt === Je-li charakter koordinační vazby spíše [[kovalentní vazba\|kovalentní]], dochází k tzv. nefelauxetickému efektu. Toto označení pochází z řečtina a doslovně znamená ~~"rozšíření~~„rozšíření ~~oblaku"~~oblaku“. Překrytí [[orbital]]ů centrálního atomu a [[ligand]]ů způsobí rozptýlení d-elektronů více do prostoru kolem centrálního atomu. == Teorie molekulových orbitalů == Řádek 45: == Literatura == Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 2. díl, 1. vydání 1961 * N. N. Greenwood - A. Earnshaw, Chemie prvků 2. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9 * Jursík F.: Anorganická chemie kovů. 1. vyd. 2002. ISBN 80-7080-504-8 ([http://vydavatelstvi.vscht.cz/knihy/uid_isbn-80-7080-504-8/pages-img/anotace.html elektronická verze]) [[Kategorie: Koordinační chemie]]

Koordinační vazba: Porovnání verzí