náhled|vpravo|200px|Volné elektronové páry (znázorněné jako dvojice teček) v Lewisovské struktuře hydroxidu
Volný elektronový pár je dvojice valenčních elektronů, které nevytvářejí kovalentní vazbu s dalším atomem.lone (electron) pair Součet počtu elektronů ve volných párech a elektronů vytvářejících vazbu je tak roven počtu valenčních elektronů daného atomu.
Volné páry se využívají v teorii VSEPR k vysvětlení tvarů molekul. Využití mají také v Lewisově teorii kyselin a zásad.
Některé dvojice nevazebných elektronů se neřadí mezi volné páry, například u přechodných kovů neovlivňují nevazebné páry molekulovou geometrii a považují se za stereochemicky nečinné. V teorii molekulových orbitalů se volné páry často neuvažují, protože souvislosti mezi orbitaly a složkami Lewisovské struktury často nejsou zjevné; jako volné elektronové páry se ale často označují obsazené nevazebné orbitaly.
náhled|vpravo|300px|Volné elektronové páry u amoniaku (A), vody (B), a chlorovodíku (C)
Jeden volný elektronový pár mívají atomy ze skupiny dusíku, například dusík v amoniaku. Dva se vyskytují u chalkogenů, jako je kyslík v molekule vody. Halogeny mohou mít, jako například chlor v chlorovodíku, tři volné páry.
Vliv na vazebné úhly náhled|Tetraedrická struktura molekuly vody
Volné elektronové páry často vykazují zápornou polaritu a nacházejí se blíže k atomovému jádru než vazebné elektrony. Přítomnost volného páru zmenšuje úhel vazby mezi vazebnými elektrony, jejichž náboj způsobuje odpuzování mezi elektrony. Volné páry se také podílejí na tvorbě koordinačně-kovalentních vazeb, například při rozpouštění kyselin ve vodě vznikají hydroniové ionty (H3O+) dodáváním volných elektronových párů kyslíku vodíkovým kationtům.
U oxidu uhličitého (CO2), který nemá volný elektronový pár na centrálním atomu, se atomy kyslíku navazují na opačné strany uhlíkového atomu, zatímco u vody (H2O), obsahující dva volné páry na centrálním atomu, činí úhel mezi atomy vodíku 104,5°, což je způsobeno odpuzováním dvou volných elektronových párů kyslíku, které zvětšuje vzdálenost atomů vodíku až do dosažení rovnováhy.
Dipólové momenty Volné elektronové páry mohou ovlivňovat dipólové momenty molekul. Amoniak má dipólový moment 1,42 D. Protože je elektronegativita dusíku (3,04) větší než u vodíku (2,2), tak jsou vazby N-H polární, s částečným záporným nábojem na dusíku a menšími kladnými náboji na atomech vodíku. Dipól vytváří také volný elektronový pár, který tak zesiluje polaritu vazeb N-H a navyšuje dipólový moment molekuly; fluorid dusitý má mnohem menší dipólový moment 0,234 D. Fluor je elektronegativnější než dusík a polarita vazby N-F má tak opačný směr než N-H u amoniaku, a volný pár jej zeslabuje.
Stereogenní volné páry 56px⇌ 56pxStereoizomery obecného aminu , s dusíkovým stereocentrem
Volné páry mohou umožňovat chiralitu molekul, ve kterých jsou zbylé tři navázané skupiny navzájem odlišné. Tento jev se vyskytuje u aminů, fosfinů,Quin, L. D. (2000). A Guide to Organophosphorus Chemistry, sulfoniových a oxoniových iontů, sulfoxidů, a karboaniontů.
Rozlišení enantiomerů s aminovým stereocentrem je zpravidla neproveditelné, protože aktivační energie dusíkové inverze bývá nízká, což i za pokojové teploty způsobuje rychlé přechody mezi oběma formami. Rozlišení lze provést u sloučenin s aminovými skupinami zablokovanými v cyklických molekulách (jako je například Trögerova zásada).
Neobvyklé volné páry Stereochemicky aktivní volné páry mohou vytvářet také dvouvazné ionty olova a cínu, které disponují elektronovými konfiguracemi ns2; toto uspořádání v pevném skupenství vytváří narušené čtverečné krystalové struktury u PbO i SnO.
Vznik ns2 volných párů u těchto kovů byl původně připisován vnitroatomární hybridizaci orbitalů s a p,Stereochemistry of Ionic Solids; J. D.Dunitz, L. E.Orgel, Advances in inorganic chemistry and radiochemistry 1960, 2, 1–60 ale ukázalo se, že silně závisí na aniontu. Tato závislost vysvětluje, proč některé sloučeniny dvouvazného olova a cínu, například PbS a SnTe nevykazují přítomnost volných elektronových párů a mají symetrickou strukturu odpovídající NaCl.
Volné páry v molekulách mohou také narušovat koordinaci ligandů okolo iontů kovů. U olova byla taková narušení pozorována v komplexech dusičnanu olovnatého a v roce 2007 nyla vydána studie přisuzující volným párům vliv na otravy olovem. Olovnaté ionty mohou nahradit ty původní u některých důležitých enzymů, například zinečnaté ionty v dehydratáze kyseliny delta-aminolevulové, zapojené do syntézy hemu, složky hemoglobinu. Tato inhibice syntézy hemu je molekulární podstatou otravy olovem.
Výpočetními studiemi bylo zjištěno, že koordinační čísla se nahrazením vápenatých iontů v bílkovinách nezmění, a navázání olova tak mění způsob, jakým ligandy uspořádávají vznikající volné elektronové páry, což naruší funkci těchto bílkovin. Tento jev je výrazný u bílkovin navazujících zinek, kde zcela znemožňují navázání obvyklého substrátu a vyvolávají tak inhibici.
U prvků 14. skupiny se může přítomnost volných párů elektronů projevit prodloužením jednoduchých i trojných vazeb.
Alkyny obsahují trojné vazby uhlík-uhlík (řád vazby 3) a mají lineární geometrii s vazebnými úhly 180°; odpovídající sloučeniny následujících prvků skupiny (křemíku, germania, a cínu), mají formálně trojné vazby s efektivními řády 2, kde jeden volný pár má trans-ohnutou geometrii. V případě olova je tato vazba efektivně jednoduchá, kde jsou takto vychýlené dva volné páry každého atomu olova. U organogermaniové sloučeniny je efektivní řád vazby také 1.
střed|600px|Volné elektrové páry u trojných vazeb prvků 14. skupiny
Odkazy
Reference
Související články Komplexní sloučenina Ligand HOMO/LUMO
Externí odkazy
Kategorie:Chemické vazby