Nevazebný orbital: Porovnání verzí

← Přejít na předchozí porovnání Přejít na další porovnání →

Smazaný obsah Přidaný obsah

V textu

Verze z 14. 12. 2022, 19:21

Nevazebný orbital nebo nevazebný molekulový orbital je molekulový orbital, jehož obsazení elektrony nemá vliv na řád vazby mezi zúčastněnými atomy. Nevazebné orbitaly se v diagramech molekulových orbitalů označují písmenem n. V teorii molekulových orbitalů jsou ekvivalenty volných elektronových párů u Lewisovských struktur. Hladiny energií nevazebných orbitalů zpravidla bývají mezi energiemi valenčních vazebných orbitalů a odpovídajících protivazebných orbitalů; nevazebné orbitaly obsazené elektrony tak fungují jako nejvyšší obsazené molekulové orbitaly (HOMO).

Molekulové orbitaly se často zobrazují jako lineární kombinace atomových orbitalů. V jednoduché dvouatomové molekule, jako je fluorovodík (HF), může mít jeden atom mnohem více elektronů než druhý. Překryvem orbitalů se souhlasnými symetriemi vzniká sigma vazebný orbital. Některé orbitaly (u HF p_x a p_y u fluoru) se nemusejí spojit s žádnými dalšími orbitaly, čímž vzniknou nevazebné molekulové orbitaly. Orbitaly p_x a p_y v molekule HF si zachovají tvar orbitalů p_x a p_y, ale jako molekulové orbitaly jsou nevazebné; jejich energie nezáleží na délce žádné vazby v molekule a obsazení těchto orbitalů neovlivní stabilitu moleckuly z hlediska atomů, jelikož mají jejich energie v molekule stejné hodnoty jako v atomech. V základním stavu molekuly HF jsou dva nevazebné orbitaly obsahující elektrony; tyto orbitaly se nachází na atomu fluoru a jsou složeny z atomových p orbitalů orientovaných kolmo na spojnici atomových jader. Z tohoto důvodu nemůže nastat jejich překryv s s valenčními orbitaly na vodíku.

Nevazebné molekulové orbitaly se často podobají atomovým orbitalům příslušných atomů, což však neplatí například u nevazebného orbitalu allylového aniontu, s elektronovou hustotou nahromaděnou na prvním a třetím uhlíku.^[1]

U sloučenin se zcela delokalizovanými elektrony mčasto není žádný molekulový orbital zcela nevazebný.

K označení neobsazených nevazebných orbitalů se používá několik symbolů; mapříklad, analogicky k σ* a π*, jde o n*, jež ale není běžné. Častěji se vyskytují symboly atomových orbitalů, většinou p u p orbitalů a obecně a u ostatních. (Podle Bentova pravidla jsou neobsazené orbitaly u prvků hlavní skupiny téměř vždy typu p, protože s orbitaly jsou stabilizující a vazebné. Výjimku tvoří LUMO fenylového kationtu, který je v důsledku působení benzenového kruhu typu sp^x (x ≈ 2). Někd se používají i označení ω pro nevazebné orbitaly (obsazené i neobsazené.

Přechody elektronů

Elektrony v nevazebných molekulových orbitalech mohou přecházet do jiných orbitalů, například skrz n→σ* a n→π* přechody. Přechody typu n→π* u karbonylových skupin lze pozorovat ultrafialovo-viditelnou spektroskopií, přestože absorbance nebývá vysoká.^[2]

Odkazy

Reference

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Non-bonding orbital na anglické Wikipedii.

↑ Eric V. Anslyn; Dennis A. Dougherty. Modern Physical Organic Chemistry. [s.l.]: University Science Books, 2006. ISBN 978-1-891389-31-3. S. 841–842.
↑ Alfred D. Bacher. Theory of Ultraviolet-Visible (UV-Vis) Spectroscopy [online]. UCLA Chemistry Department [cit. 2012-02-01]. Dostupné online.

Související články

[1] Eric V. Anslyn; Dennis A. Dougherty. Modern Physical Organic Chemistry. [s.l.]: University Science Books, 2006. ISBN 978-1-891389-31-3. S. 841–842.

[2] Alfred D. Bacher. Theory of Ultraviolet-Visible (UV-Vis) Spectroscopy [online]. UCLA Chemistry Department [cit. 2012-02-01]. Dostupné online.

[1]

[2]

@@ Řádek 1: / Řádek 1: @@
-{{Pracuje se}}
 '''Nevazebný orbital''' nebo ''nevazebný molekulový orbital'' je [[molekulový orbital]], jehož obsazení elektrony nemá vliv na [[řád vazby]] mezi zúčastněnými [[atom]]y. Nevazebné orbitaly se v&nbsp;[[diagram molekulových orbitalů|diagramech molekulových orbitalů]] označují písmenem '''n'''. V&nbsp;teorii molekulových orbitalů jsou ekvivalenty volných elektronových párů u [[strukturní elektronový vzorec|Lewisovských struktur]]. Hladiny energií nevazebných orbitalů zpravidla bývají mezi energiemi [[valenční elektron|valenčních]] [[vazebný orbital|vazebných orbitalů]] a odpovídajících [[protivazebný orbital|protivazebných orbitalů]]; nevazebné orbitaly obsazené elektrony tak fungují jako nejvyšší [[HOMO/LUMO|obsazené molekulové orbitaly]] (HOMO).
-Molekulové orbitaly se často zobrazují jako [[lineární kombinace atomových orbitalů]]. V&nbsp;jednoduché dvouatomové molekule, jako je [[fluorovodík]] (HF) může mít jeden atom mnohem více elektronů něž druhý. P řekryvem orbitalů se souhlasnými symetriemi vzniká [[Vazba sigma|Sigma&nbsp;vazebný]] orbital. Některé orbitaly (u HF p<sub>x</sub> a p<sub>y</sub> u fluoru) se nemusejí spojit s&nbsp;žádnými dalšími orbitaly, čímž vzniknou nevazebné molekulové orbitaly. Orbitaly p<sub>x</sub> a p<sub>y</sub> v&nbsp;molekule HF si zachovají tvar orbitalů p<sub>x</sub> a p<sub>y</sub>, ale jako molekulové orbitaly jsou nevazebné; jejich energie nezáleží na délce žádné vazby v&nbsp;molekule a obsazení těchto orbitalů neovlivní stabilitu moleckuly z&nbsp;hlediska atomů, jelikož mají jejich energie v&nbsp;molekule stejné hodnoty jako v&nbsp;atomech. V&nbsp;základním stavu molekuly HF jsou dva nevazebné orbitaly obsahující elektrony; tyto orbitaly se nachází na atomu fluoru a jsou složeny z&nbsp;[[atomový orbital|atomových p&nbsp;orbitalů]] orientovaných kolmo na spojnici atomových jader. Z&nbsp;tohoto důvodu nemůže nastat jejich překryv s&nbsp;s&nbsp;valenčními orbitaly na vodíku.
+Molekulové orbitaly se často zobrazují jako [[lineární kombinace atomových orbitalů]]. V&nbsp;jednoduché dvouatomové molekule, jako je [[fluorovodík]] (HF), může mít jeden atom mnohem více elektronů než druhý. Překryvem orbitalů se souhlasnými symetriemi vzniká [[Vazba sigma|sigma&nbsp;vazebný]] orbital. Některé orbitaly (u HF p<sub>x</sub> a p<sub>y</sub> u fluoru) se nemusejí spojit s&nbsp;žádnými dalšími orbitaly, čímž vzniknou nevazebné molekulové orbitaly. Orbitaly p<sub>x</sub> a p<sub>y</sub> v&nbsp;molekule HF si zachovají tvar orbitalů p<sub>x</sub> a p<sub>y</sub>, ale jako molekulové orbitaly jsou nevazebné; jejich energie nezáleží na délce žádné vazby v&nbsp;molekule a obsazení těchto orbitalů neovlivní stabilitu moleckuly z&nbsp;hlediska atomů, jelikož mají jejich energie v&nbsp;molekule stejné hodnoty jako v&nbsp;atomech. V&nbsp;základním stavu molekuly HF jsou dva nevazebné orbitaly obsahující elektrony; tyto orbitaly se nachází na atomu fluoru a jsou složeny z&nbsp;[[atomový orbital|atomových p&nbsp;orbitalů]] orientovaných kolmo na spojnici atomových jader. Z&nbsp;tohoto důvodu nemůže nastat jejich překryv s&nbsp;s&nbsp;valenčními orbitaly na vodíku.
-<!-- Although non-bonding orbitals are often similar to the atomic orbitals of their constituent atom, they do not need to be similar. An example of a non-similar one is the non-bonding orbital of the [[allyl]] anion, whose electron density is concentrated on the first and third carbon atoms.<ref>{{cite book |last1=Anslyn |first1=Eric V. |last2=Dougherty |first2=Dennis A. |title=Modern Physical Organic Chemistry |year=2006 |publisher=University Science Books |isbn=978-1-891389-31-3 |pages=841–842}}</ref>
+Nevazebné molekulové orbitaly se často podobají atomovým orbitalům příslušných atomů, což však neplatí například u nevazebného orbitalu [[allyl]]ového aniontu, s&nbsp;[[elektronová hustota|elektronovou hustotou]] nahromaděnou na prvním a třetím uhlíku.<ref>{{Citace monografie | autor1 = Eric V. Anslyn | autor2 = Dennis A. Dougherty | titul = Modern Physical Organic Chemistry | vydavatel = University Science Books | rok vydání = 2006 | strany = 841–842 | isbn = 978-1-891389-31-3}}</ref>
+U sloučenin se zcela [[delokalizace elektronů|delokalizovanými elektrony]] mčasto není žádný molekulový orbital zcela nevazebný.
-In fully delocalized canonical molecular orbital theory, it is often the case that none of the molecular orbitals of a molecular are strictly non-bonding in nature. However, in the context of [[localized molecular orbitals]], the concept of a filled, non-bonding orbital tends to correspond to electrons described in Lewis structure terms as "lone pairs."
+K&nbsp;označení neobsazených nevazebných orbitalů se používá několik symbolů; mapříklad, analogicky k&nbsp;σ* a π*, jde o '''n*''', jež ale není běžné. Častěji se vyskytují symboly atomových orbitalů, většinou '''p''' u p&nbsp;orbitalů a obecně '''a''' u ostatních. (Podle Bentova pravidla jsou neobsazené orbitaly u prvků hlavní skupiny téměř vždy typu p, protože s&nbsp;orbitaly jsou stabilizující a vazebné. Výjimku tvoří LUMO [[fenyl]]ového kationtu, který je v&nbsp;důsledku působení benzenového kruhu typu sp''<sup>x</sup>'' (''x'' ≈ 2). Někd se používají i označení '''ω''' pro nevazebné orbitaly (obsazené i neobsazené.
-There are several symbols used to represent unoccupied non-bonding orbitals. Occasionally, '''n*''' is used, in analogy to σ* and π*, but this usage is rare. Often, the atomic orbital symbol is used, most often '''p''' for p orbital; others have used the letter '''a''' for a generic atomic orbital. (By Bent's rule, unoccupied orbitals for a main-group element are almost always of p character, since s character is stabilizing and will be used for bonding orbitals.  As an exception, the LUMO of phenyl cation is an sp''<sup>x</sup>'' (''x'' ≈ 2) atomic orbital, due to the geometric constraint of the benzene ring.) Finally, Woodward and Hoffmann used the letter '''ω''' for non-bonding orbitals (occupied or unoccupied) in their monograph ''Conservation of Orbital Symmetry''.
+== Přechody elektronů ==
-==Electron transitions==
-Electrons in molecular non-bonding orbitals can undergo electron transitions such as n→σ* or n→π* transitions. For example, n→π* transitions can be seen in [[ultraviolet-visible spectroscopy]] of compounds with [[carbonyl group]]s, although [[absorbance]] is fairly weak.<ref>{{cite web|url=http://www.chem.ucla.edu/~bacher/UV-vis/uv_vis_tetracyclone.html.html|title=Theory of Ultraviolet-Visible (UV-Vis) Spectroscopy|author=Alfred D. Bacher|publisher=UCLA Chemistry Department|access-date=1 February 2012}}</ref>
+Elektrony v&nbsp;nevazebných molekulových orbitalech mohou přecházet do jiných orbitalů, například skrz n→σ* a n→π* přechody. Přechody typu n→π* u [[karbonylové sloučeniny|karbonylových skupin]] lze pozorovat [[ultrafialovo-viditelná spektroskopie|ultrafialovo-viditelnou spektroskopií]], přestože [[absorbance]] nebývá vysoká.<ref>{{Citace elektronické monografie | autor = Alfred D. Bacher | titul = Theory of Ultraviolet-Visible (UV-Vis) Spectroscopy | url = http://www.chem.ucla.edu/~bacher/UV-vis/uv_vis_tetracyclone.html.html | datum přístupu = 2012-02-01 | vydavatel = UCLA Chemistry Department}}</ref>
-==References==
+== Odkazy ==
+== Reference ==
+{{Překlad | jazyk = en | článek = Non-bonding orbital | revize = 1112089995}}<references />
-==See also== -->
+=== Související články ===
 * [[Molekulový orbital]]
@@ Řádek 23: / Řádek 24: @@
 * [[Protivazebný orbital]]
 * [[Lineární kombinace atomových orbitalů]]
+{{Portály|Chemie}}
 [[Kategorie:Chemické vazby]]