V anorganické chemii je inertní dvojice účinek týká tendence elektronů v orbitální s vnější zůstávají neionizované a nesdílená sloučenin blokovat kovy p z periodické tabulky . Tento termín, který navrhl Nevil Sidgwick v roce 1927, se často používá k popisu stability oxidačních stavů rovnajících se valenci skupiny minus dvě, těžším prvkům skupin 13, 14, 15 a 16.
Jako příklad ve skupině 13 je nejstabilnějším oxidačním stavem thalia stav +1 a sloučeniny III jsou poměrně vzácné. Stabilita oxidačního stavu +1 se zvyšuje v následujícím pořadí:
Al I <Ga I <v I <T I .Stejný trend stability lze pozorovat ve skupinách 14 , 15 a 16 . Těžší členové těchto skupin, olovo , vizmut a polonium , jsou poměrně stabilní při oxidačních stavech +2, +3 a +4.
Spodní oxidační stav každého z prvků dotčených má dva elektrony signálů na vnější s okružní . Zjednodušujícím vysvětlením účinku by pak bylo, že valenční elektrony na orbitálu s jsou více příbuzné a mají nižší energii než valenční elektrony na orbitálech p , takže elektrony na orbitálu s jsou méně pravděpodobné, že vytvoří vazby. Nicméně, toto vysvětlení není podporován hodnotami ionizační energií dvou elektronů na s orbitální , kde růst v pořadí
V <Al <Tl <Ga (pro skupinu 13).| EI | Bor | Hliník | Gallium | Indium | Thalium |
|---|---|---|---|---|---|
| 1 re | 800,6 | 577,5 | 578,8 | 558,3 | 589,4 |
| 2. místo | 2427,1 | 1816.7 | 1979.3 | 1820.6 | 1971 |
| 3. kolo | 3659,7 | 2744.8 | 2963 | 2704 | 2878 |
| ( 2 nd + 3 rd ) | 6086,8 | 4561,5 | 4942,3 | 4524,6 | 4849 |
Součet ionizačních energií galia 2 e a 3 e je vyšší než u hliníku kvůli kontrakci uhlíku po blokových prvcích (nebo přechodném kovu ). Rozdíl mezi thaliem a indiem je přičítán relativistickým účinkům na energetické hladiny .
Důležitým faktorem je, že sloučeniny ve stavu nižší oxidace jsou iontové, zatímco sloučeniny ve stavu vyšší oxidace bývají kovalentní. Musíme tedy vzít v úvahu účinek kovalence. Ve skutečnosti Drago v roce 1958 navrhl alternativní vysvětlení účinku inertního páru. Přisuzoval účinek nízkým MX vázajícím entalpím pro těžké prvky p-bloku a také skutečnosti, že oxidace prvku na vyšší oxidační stav vyžaduje více energie. Tato dodatečná energie musí být poskytována tvorbou iontových nebo kovalentních vazeb. Pokud jsou tedy vazby na určitý prvek slabé, může být stav vyšší oxidace nedosažitelný. Další výzkum relativistických účinků podporuje tento závěr. V souladu s tím bylo navrženo, aby byl efekt inertního páru názvu považován spíše za popis než za vysvětlení.
Chemická setrvačnost s elektronů ve stavu nižší oxidace není vždy doprovázena absencí sterické aktivity nebo účinkem na geometrii molekuly nebo krystalu. Jednoduchý příklad sterického aktivity by SnCl 2 , který má ohnutou (úhlové) geometrii v plynném stavu, v souladu s teorií VSEPR pro sekyra 2 E 1 molekulu . Příklady s stericky neaktivní nezávazným dubletu jsou bismutu (III), jodid, BII 3 , a anion BII 6 3-. V obou případech má centrální atom oktaedrickou koordinaci s malým zkreslením, v rozporu s teorií VSEPR. Stérická aktivita nezávazného dubletu byla dlouho přičítána dílčímu charakteru p orbitu, který zaujímá, to znamená skutečnosti, že tento orbitál nemá sférickou symetrii. Nedávný teoretický výzkum ukazuje, že to není vždy pravda. Například, klejt struktura z PbO se liší od symetrické a jednoduché NaCl struktury z PbS , jež je popsaná v důsledku interakcí mezi Pb II a aniontů v PbO, které vedou k asymetrií elektronové hustoty. K takovým interakcím nedochází v PbS. Dalším příkladem mohou být soli thalium (I), jejichž asymetrie se připisuje interakci mezi s elektrony Tl a antilačními orbitaly .
V době, kdy to bylo navrženo, byla logickým důvodem pro popis tohoto účinku nepřítomnost známých sloučenin prvků skupiny 13 v oxidačním stavu +2. To již neplatí od objevu určitých komplexů Ga (II) a In (II), jako jsou halogenidy vzorce [M 2 X 6 ] 2− . Tyto komplexní ionty jsou stabilizovány tvorbou M - M kovalentní vazby. Z toho vyplývá, že nestabilita jednoduchých komplexů iontů, jako je Ga 2+, je způsobena kinetickými faktory , konkrétně tím, že iont Ga 2+ má nepárový elektron a chová se jako volný radikál a je rychle zničen reakcí s jiným volným radikálem. Draco (viz výše) měl tehdy pravdu; tyto sloučeniny jsou termostabilní díky tvorbě kovalentní vazby mezi ionty gália.