Väzbový poriadok udáva počet väzieb, ktorý spája dva atómy.^[1][2] 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 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. Vypočítať ho možno podľa vzorca^[2]

${\displaystyle {\text{V.P.}}={\frac {{\text{počet väzbových elektrónov}}-{\text{počet protiväzbových elektrónov}}}{2}}}$

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]

${\displaystyle p_{rs}=\sum _{i}n_{i}c_{ri}c_{si}}$

Táto suma ide len cez π molekulárne orbitály a n_i je počet elektrónov v orbitále i s koeficientami c_ri a c_si 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 roku 2017 bola publikovaná obsiahla metóda na výpočet väzbových poriadkov z kvantovochemických výpočtov.^[7]

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

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

kde ${\displaystyle d_{1}}$ je dĺžke jednoduchej väzby, ${\displaystyle d_{ij}}$ je dĺžka väzby, ktorá je meraná experimentálne, a b je konštanta, ktorá závisí na atómoch. Pauling navrhol hodnotu 0,353 Å pre C-C väzby v pôvodnej rovnici:^[13]

${\displaystyle d_{1}-d_{ij}=0,353~{\text{ln}}s_{ij}}$

Táto definícia väzbového poriadku je trochu ad hoc a je jednoduché ju aplikovať iba na diatomické molekuly.

Chemický portál

Tento článok je čiastočný alebo úplný preklad článku Bond order na anglickej Wikipédii.