Vazby σ a π - co jsou zač?
Stejně jako jednotlivé atomy mají své atomové orbitaly, tak i molekuly mají své molekulové orbitaly, které vznikají „sloučením” atomových orbitalů. Ty jsou pak obsazovány elektrony, které vazbu zprostředkovávají. Začnu opět jednoduchým příkladem - molekulou vodíku (\mathrm{H}_2).
Každý atom vodíku má jeden elektron v orbitalu 1s. Při vzniku vodíkové molekuly dojde ke kombinaci těchto orbitalů a vzniku tzv. vazebného molekulového orbitalu \sigma 1 s (čti sigma jedna es). Ten svým tvarem trochu připomíná dvě koule sloučené do sebe.
Řecké písmeno \sigma (čti sigma) obecně označuje molekulový orbital, ve kterém je největší hustota výskytu elektronů na spojnici jader. Laicky řečeno, pokud jádra obou atomů, které spolu tvoří vazbu, spojíš pomyslnou čárou, budou se elektrony nejčastěji vyskytovat na této čáře nebo v jejím blízkém okolí.
Vodíková molekula \mathrm{H}_{2} byla poměrně jednoduchý příklad, kde docházelo pouze ke kombinaci dvou orbitalů 1s. Orbital s je koule, tudíž má pouze jednu možnost, jak může být orientován, a tudíž spojením dvou orbitalů s může vzniknout pouze jediný vazebný molekulový orbital. V molekulách jako \mathrm{O}_{2} a \mathrm{N}_{2} jsou však pro zprostředkování vazby využívány i elektrony z orbitalů p. Orbital p má tři možné orientace -p_{x^{\prime}} p_{y} a p_{z}.
Pokud zkombinuješ dva orbitaly \mathrm{p}_{x^{\prime}} vznikne ti orbital, který bude vypadat takto (trochu jako bonbón):
Jak vidíš, největší hustota výskytu elektronů je na spojnici jader, takže půjde o orbital typu \sigma.
Pokud budou dva atomy ke zprostředkovávání vazeb využívat i elektrony z orbitalů \mathrm{p}_{y} a \mathrm{p}_{z^{\prime}}, bude samozřejmě docházet ke kombinaci dvou orbitalů p_{y} případně dvou orbitalů p_{z}. Takto vzniklé molekulové orbitaly budou vypadat následovně (trochu jako dva párky):
Takto vzniklé molekulové orbitaly mají největší hustotu výskytu elektronů mimo spojnici jader a říká se jim molekulové orbitalu typu \pi.
Pro tebe je nejdůležitější vědět, že jednoduchá vazba je zpravidla zprostředkovávána molekulovým orbitalem \sigma. Říká se jí také \sigma-vazba a je pevnější a delší než vazby, které by byly teoreticky zprostředkovány pouze orbitalem \pi. Pokud vazbu zároveň s orbitalem \boldsymbol{\sigma} zprostředkovává také jeden nebo dva orbitaly \pi, bude vazba dvojná, respektive trojná. Přítomnost \pi orbitalů vazbu zkracuje a zpevňuje.
Aby bylo jasné, která vazba je která, vrátím se k již zmíněným molekulám \mathrm{O}_{2} a \mathrm{N}_{2}:
