Řád vazby

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]

Ukázka jednoduché vazby

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.

${\displaystyle {\text{řád vazby}}={\frac {{\text{počet vazebných elektronů}}-{\text{počet protivazebných elektronů}}}{2}}\ }$

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:

${\displaystyle s_{ij}=\exp {\left[{\frac {d_{1}-d_{ij}}{b}}\right]}}$

kde ${\displaystyle d_{1}}$ je délka jednoduché vazby, ${\displaystyle d_{ij}}$ 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]

${\displaystyle d_{1}-d_{ij}=0.353~{\text{ln}}s_{ij}}$

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.

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. Dostupné online. 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. 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.
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

Portály: Chemie