Vazba pí

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na navigaci Skočit na vyhledávání
Atomové a molekulové orbitaly, vazba π je vpravo dole

Vazba pí (π) je kovalentní vazba, při níž se dva laloky jednoho atomového orbitalu překryjí se dvěma laloky orbitalu jiného atomu a spojnice středů jader vázaných atomů neprochází těmito překryvy. Na společné uzlové rovině, která prochází jádry vázaných atomů, je nulová elektronová hustota a tato rovina je i uzlovou rovinou molekulového orbitalu vzniklé vazby.

Řecké písmeno π odkazuje na orbitaly p, jelikož je orbitalová symetrie vazby pí stejná, jako u orbitalu p. Vazba π často vzniká mezi dvěma orbitaly p, ovšem mohou se na ní podílet i orbitaly d.

Vazby pí jsou většinou slabší než vazby sigma. Dvojná vazba mezi uhlíkovými atomy (C=C), složená z jedné vazby sigma a jedné vazby pí,[1] má nižší energii, než je dvojnásobek energie jednoduché vazby C-C, což naznačuje, že stabilita dodaná vazbou pí je nižší než stabilita dodaná vazbou sigma. Pomocí kvantové mechaniky lze tento rozdíl vysvětlit výrazně menším překryvem orbitalů p kvůli jejich paralelní orientaci, což je v kontrastu s vazbami sigma, kde vazebné orbitaly vznikají přímo mezi jádry atomů, čímž se vytváří větší překryv orbitalů a silnější vazba sigma. Vazba pí je výsledkem překrytí atomových orbitalů na dvou různých místech a je tak oproti vazbě sigma rozptýlenější.

Elektrony vazby π se často nazývají π elektrony. Části molekul spojené vazbou π nemohou kolem této vazby rotovat, aniž by došlo k jejímu zničení, jelikož by při rotaci došlo k narušení paralelní orientace příslušných orbitalů p.

U dvouatomových molekul prvků mají vazebné orbitaly π pouze jednu uzlovou rovinu, ta prochází vázanými atomy. Odpovídající protivazebný orbital π* je definován přítomností druhé uzlové roviny mezi vázanými atomy.

Vazba π ve vícenásobných vazbách[editovat | editovat zdroj]

Běžná dvojná vazba, například vazba C=C v molekule ethenu, se skládá z jedné vazby sigma a jedné vazby pí. Běžná trojná vazba, například v ethynu, je složena z jedné vazby sigma a dvou vazeb pí, které se nacházejí v navzájem kolmých rovinách, ve kterých leží i osy vazeb. Mezi dvěma atomy mohou být nanejvýš dvě vazby pí. Čtverné vazby mohou vzniknout pouze mezi atomy přechodných kovů a skládají se z jedné vazby sigma, dvou vazeb pí a jedné vazby delta.

Vazba pí je slabší než vazba sigma, ovšem dvojná vazba z nich vzniklá je silnější než kterákoliv z těchto dílčích vazeb, což se nejvíce projevuje menší délkou vazby; například vazba C-C v molekule ethanu má délku 154 pm,[2][3] vazba C=C v ethenu má délku 134 pm a trojná vazba v ethenu pouze 120 pm, s rostoucí násobností se tedy snižuje délka vazby a zvyšuje její síla (vazebná energie).

Srovnání délek vazeb u dvouhlíkatých uhlovodíků
Ethane-staggered-CRC-MW-dimensions-2D.png
Ethylene-CRC-MW-dimensions-2D.png
Acetylene-CRC-IR-dimensions-2D.png
ethan (1 vazba σ) ethen (1 vazba σ a 1 vazba π) ethyn (1 vazba σ a 2 vazby π)

Zvláštní případy[editovat | editovat zdroj]

Vazba pí může existovat i bez přítomnosti vazby sigma.

V některých komplexech kovů vznikají vazby π interakcemi atomu kovu s  protivazebnými orbitaly π* alkenu či alkynu.

Některé vícenásobné vazby mezi dvěma atomy neobsahují vazbu σ, pouze vazby π. Příklady mohou být hexakarbonyl diželeza (Fe2(CO)6) a dvouatomový uhlík (C2); v těchto molekulách se dvojná vazba skládá pouze ze dvou vazeb pí. Uvedené látky byly použity jako modely k výpočetní analýze vazby pí, přičemž bylo zjištěno, že k dosažení maximálního překryvu orbitalů musejí být vazby mnohem kratší, než by se dalo očekávat.[4]

Odkazy[editovat | editovat zdroj]

Reference[editovat | editovat zdroj]

V tomto článku byl použit překlad textu z článku Pi bond na anglické Wikipedii.

  1. Andrew Streitwieser; Clayton H. Heathcock; Edward M. Kosower. Introduction to organic chemistry. [s.l.]: Macmillan, 1992. (4). Dostupné online. ISBN 0024181706. OCLC 24501305 S. 250. (anglicky) 
  2. A. Veillard. Relaxation during internal rotation ethane and hydrogen peroxyde. Theoretica chimica acta. 1970, s. 21–23. (anglicky) 
  3. Marlin D. Harmony. The equilibrium carbon–carbon single‐bond length in ethane. The Journal of Chemical Physics. 1990, s. 7522–7523. Bibcode:1990JChPh..93.7522H. (anglicky) 
  4. Eluvathingal Devassy Jemmis; Biswarup Pathak; R. Bruce King; Henry F. Schaefer. Bond length and bond multiplicity: σ-bond prevents short π-bonds. Chemical Communications. 2006, s. 2164–2166. (anglicky) 

Související články[editovat | editovat zdroj]