Väzbový poriadok
Väzbový poriadok[1][2] udáva počet väzieb, ktorý spája dva atómy. Prvýkrát ho použil Linus Pauling a je definovaný ako rozdiel počtu väzieb a protiväzieb.
Chemická väzba ako taká je tvorená pármi elektrónov (kovalentných väzieb) medzi dvoma atómami.[3] Napríklad v diatomickej molekule dusíka, N≡N, je väzbový poriadok rovný 3, u etínu, H-C≡C-H je väzbový poriadok medzi atómami uhlíka takisto tri a medzi atómami H-C je väzbový poriadok 1. Počet väzieb naznačuje stabilitu väzby. Izoelektronické molekuly majú rovnaké počty väzieb.[4]
V molekulách, ktoré vykazujú rezonanciu alebo neštandardné väzby, sa môže stať, že väzbový poriadok nebude celočíselný. U benzénu, ktorý má delokalizované molekulárne orbitály, sa nachádza vo valenčných orbitáloch šesť pí elektrónov na šiestich atómoch uhlíka, teda na každý uhlík pripadá jedna polovica π väzby a k tomu jedna σ väzba na každý pár uhlíkových atómov, na ktorý je naviazaný. To znamená, že väzbový poriadok na týchto atómoch je 1,5. Takisto sa môžu vyskytnúť väzbové poriadky s hodnotou napríklad 1,1 pri neštandardných komplexných prípadoch a v princípe ukazujú, že väzba ma pevnosť relatívne podobnú väzbe s väzbovým poriadkom rovným 1.
Väzbový poriadok v teórii molekulárnych orbitálov upraviť
Väzbový poriadok je v teórii molekulárnych orbitálov definovaný ako polovica rozdielu medzi počtom väzbových elektrónov a počtom protiväzbových elektrónov, ako ukazuje rovnica nižšie.[5][6] Tento výpočet zvyčajne, ale nie vždy, dáva podobné výsledky pre väzby pri ich rovnovážnej dĺžke, ale nefunguje pre natiahnuté väzby.[7] Väzbový poriadok je takisto mierou sily väzby a je hojne používaný v teórii valenčných väzieb.
Všeobecne platí, že čím vyšší je väzbový poriadok, tým je väzba silnejšia. Väzbový poriadok rovný 0,5 môže byť stabilný, ako ukazuje stabilita H2+ (dĺžka väzby 106 pm, energia väzby 269 kJ/mol) a He2+ (dĺzka väzba 108 pm, energia väzby 251 kJ/mol).[8]
Hückelova teória molekulárnych orbitálov poskytuje iný prístup k definícii väzbového poriadku, a to podľa koeficientov molekulárnych orbitálov (MO) pre planárne molekuly s delokalizovanými π väzbami. V tejto teórii sa väzby rozdelia na sieť σ väzieb a sieť π väzieb. Väzbový poriadok π väzieb medzi atómami r a s odvodený z Hückelovej teórie bol definovaný Charlesom Coulsonom s použitím orbitálnych koeficientov Hückelových MO:[9][10]
- ,
Táto suma ide len cez π molekulárne orbitály a ni je počet elektrónov v orbitále i s koeficientami cri a csi na atómoch r a s. Ak je príspevok σ väzieb rovný 1, tak tento výpočet dáva celkový väzbový poriadok (σ + π) pre benzén rovný 5/3 = 1,67 namiesto 1,5, čo ukazuje istú nejednoznačnosť definície tohto konceptu.
Pre zložitejšie formy teórie MO, ktoré používajú väčšie sady báz, boli navrhnuté ďalšie definície.[11] Štandardná kvantovo mechanická definícia väzbového poriadku bola prediskutovávaná dlhú dobu.[12] V rokue 2017 bola publikovaná obsiahla metóda na výpočet väzbových poriadkov z kvantovochemických výpočtov.[7]
Iné definície upraviť
Koncept väzbového poriadku sa používa i v molekulárnej dynamike a v potenciále väzbového poriadku. Veľkosť väzbového poriadku je asociovaná s dĺžkou väzby. Podľa Lina Paulinga v roku 1947 bol väzbový poriadok medzi atómami i a j experimentálne popísaný ako
kde je dĺžke jednoduchej väzby, je dĺžka väzby, ktorá je meraná experimentálne, a b je konštanta, ktorá závisí na atómoch. Paulinv navrhol hodnotu 0.353 Å pre C-C väzby v pôvodnej rovnici:[13]
Táto definícia väzbového poriadku je trochu ad hoc a je jednoduché ju aplikovať iba na diatomické molekuly.
Referencie upraviť
- ↑ ŠIS chémia - Učebné texty [online]. kekule.science.upjs.sk, [cit. 2022-05-05]. Dostupné online.
- ↑ Korešpondenčný seminár z chémie pre stredné školy, 2018/2019, 2. kolo [online]. [Cit. 2022-05-05]. Dostupné online.
- ↑ IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version: (2006–) "Bond number". DOI:10.1351/goldbook.B00705
- ↑ DR. S.P. JAUHAR. Modern's abc Chemistry. [s.l.] : [s.n.].
- ↑ Jonathan Clayden; GREEVES, Nick; Stuart Warren. Organic Chemistry. 2nd. vyd. [s.l.] : Oxford University Press, 2012. ISBN 978-0-19-927029-3. S. 91.
- ↑ HOUSECROFT, C. E.; SHARPE, A. G.. Inorganic Chemistry. 4th. vyd. [s.l.] : Prentice Hall, 2012. ISBN 978-0-273-74275-3. S. 35–37.
- ↑ a b Introducing DDEC6 atomic population analysis: part 3. Comprehensive method to compute bond orders. RSC Adv., 2017, s. 45552–45581. DOI: 10.1039/c7ra07400j.
- ↑ Bruce Averill and Patricia Eldredge, Chemistry: Principles, Patterns, and Applications (Pearson/Prentice Hall, 2007), 409.
- ↑ LEVINE, Ira N.. Quantum Chemistry. 4th. vyd. [s.l.] : Prentice-Hall, 1991. ISBN 0-205-12770-3. S. 567.
- ↑ The electronic structure of some polyenes and aromatic molecules. VII. Bonds of fractional order by the molecular orbital method. Proceedings of the Royal Society A, 7 February 1939, s. 413–428. Dostupné online [cit. 2020-12-05]. DOI: 10.1098/rspa.1939.0006.
- ↑ Molecular orbital theory of bond order and valency. Journal of Chemical Education, August 1988, s. 674–676. Dostupné online [cit. 2020-12-05]. DOI: 10.1021/ed065p674.
- ↑ IUPAC Gold Book bond order
- ↑ PAULING, Linus. Atomic Radii and Interatomic Distances in Metals. Journal of the American Chemical Society, March 1, 1947, s. 542–553. DOI: 10.1021/ja01195a024.
Zdroj upraviť
Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Bond order na anglickej Wikipédii.