Řád vazby
![](http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/a/af/C_C_sp3.png/220px-C_C_sp3.png)
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 orbitalů
V 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 definice
V 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]
Reference
V tomto článku byl použit překlad textu z článku Bond order na anglické Wikipedii.
- ↑ Dr. S.P Jauhar. Modern's abc Chemistry. [s.l.]: [s.n.]
- ↑ Jonathan Clayden; Nick Greeves; Stuart Warren. Organic Chemistry. [s.l.]: Oxford University Press, 2012. Dostupné online. ISBN 978-0-19-927029-3. S. 91.
- ↑ C. E. Housecroft; A. G. Sharpe. Inorganic Chemistry. [s.l.]: Prentice Hall, 2012. ISBN 978-0-273-74275-3. S. 35–37.
- ↑ a b T. A. Manz. Introducing DDEC6 atomic population analysis: part 3. Comprehensive method to compute bond orders. RSC Advances. 2017, s. 45 552 – 45 581. DOI 10.1039/c7ra07400j.
- ↑ Bruce Averill and Patricia Eldredge, Chemistry: Principles, Patterns, and Applications (Pearson/Prentice Hall, 2007), 409.
- ↑ 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.
- ↑ IUPAC Gold Book bond order
Média použitá na této stránce
Autor: Původně soubor načetl Habemusluigi na projektu Wikipedie v jazyce italština, Licence: CC BY-SA 3.0
autore: Luigi Capozzi (Campidiomedei)
anno: 2006