Прејди на содржината

Хемиска врска

Од Википедија — слободната енциклопедија
Ковалентна врска на два водородни атома образувајќи ја молекулата, H2. Во (а) двете јадра се обиколени со облак од електрони во сврзувачка орбитала што ја држат молекулата. (б) ја покажува антисврзувачката орбитала на водородот, која има повисока енергија и обично во неа нема електрони.

Хемиска врска — сврзувањето на атоми или јони со кои се образуваат молекули, кристали и други структури. Врската може да се јави заради електростатичката сила помеѓу спротивно наелектризирани јони како јонска врска или преку заеднички електрони како ковалентна врска, или пак некаква комбинација од нив. Хемиските врски имаат различни јачини: постојат „силни врски“ или „главни врски“ како ковалентните, јонските и металните и „слаби врски“ или „споредни врски“ како диполно–диполните заемодејства, Лондоновата расејувачка сила и водородното сврзување.

Бидејќи спротивните електрични полнежи се привлекуваат, негативно наелектризираните електрони околу јадрото и позитивно наелектризираните протони во самото јадро меѓусебно се привлекуваат. Електроните заеднички за две јадра ќе се привлекуваат кон обете. Таканаречената „конструктивна интерференција во квантномеханичката бранова функција“[1] ги стабилизира спарените јадра. Сврзаните јадра држат оптимално растојание (должината на врската), урамнотежувајќи го привлечниот и одбивниот ефект кој квантитативно е образложен во квантната теорија.[2][3]

Атомите во молекулите, кристалите, металите и другите облици на материја се држав заедно со хемиски врски, кои ги определуваат структурата и својствата на материјата.

Сите врски можат да се опишат со квантната теорија, но во практика, хемичарите користат упростени правила и други теории а да ги предидат јаината, насоченоста и поларноста на врските.[4] Такви примери се октетното правило и теоријата ОЕПВО. Пософистицирани теории се теоријата за валентните врски, која влучуа орбитална хибридизација[5] и резонанција,[6] и теоријата за молекулските орбитали[7] која ги вклучува линеарната комбинација на атомски орбитали и теоријата за лигнадното поле. Електростатиката ги опишува поларностите на врските и нивните ефекти врз хемиските супстанции.

Главни видови на хемиски врски

[уреди | уреди извор]

Хемиската врска преставува взаемно привлекување на атоми. Овие привлекувања можат да се претстават како резултат на различните поведенија на најнадворешните или валентни електрони кај атомите. Овие поведенија неприметно се слеваат едно во друго при различни околности, така што не не може да се повлече јасна линија помеѓу нив. Меѓутоа, разликувањето на различните видови врски е корисно, бидејќи од нив произлегуваат различните својства на кондензиарната материја.

Како најпроста претстава за ковалентна врска, еден или повеќе електрони (често пар електрони) се вовлекуваат во просторот меѓу две атомски јадра. При образувањето на врската се ослободува енергија.[8] Ова не е последица од смалувањето на потенцијалната енергија, бидејќи привлекувањто на двата електрона кон двата протона се поништува со електронско-електронсокто и протонско-протонското одбивање. Ослободувањето на енергија (оттука и стабилнота на врската) произлегува од намалувањето на кинетичката енергија што се должи на тоа што електроните се наоѓаат во просторно пораспределени (т.е. на подолга Дебројова бранова должина) орбитали отколку кога секој електрон е поблиску до своето јадро.[9] Овие врски постојат помеѓу два особени препознатливи атоми и имаат насока во просторот, што овозможува да бидат прикажани на цртежите со по една сврзна отсечка помеѓу атомите, или пак на модели со стапчиња меѓу топчиња.

Кај поларните ковалентни врски, еден или повеќе електрони се нееднакво поделени помеѓу две јадра. Кај ковалентните врски често доаѓа до образување на мали грстови на подобро поврзани атоми наречени молекули, кои кај цврстите и течните материи се сврзани со други молекули со сили често многу послаби од ковалентните врски кои внатрешно ги држат молекулите. Ваквите слаби меѓумолекулски врски создаваат органски молекулски супстанции како што се восоците и маслата, нивната мека природа и ниски точки на топење (кај течностите молекулите прекинуваат со струтурираниот или насочен допир меѓу себе). Меѓутоа, кога ковалентните врски сврзуваат долги ланци од атоми во големи молекули (како кај полимерите како најлонот), или кога ковалентните врски се протегаат во мрежи преку цврсти супстанции кои не се сочинети од дискретни молекули (како кај дијамантот или кварцот или силикатните минерали во многу видови карпи) тогаш структурите кои произлегуваат може да бидат силни и цврсти, барем при правилна насоченост со мрежи од ковалентни врски.[10] Исто така, точките на топење на таквите ковалентни полимери и мрежи во голема мера се накачуваат.

Во упростената претстава на јонската врска, врзувачкиот електрон воопшто не е заеднички, туку се пренесува. Во овој вид на врска, надворешната атомска орбитала на еден атом не е пополнета, што со што доаѓа до додавање на еден или повеќе електрони. Овие новодадените електрони потенцијално заземаат понискоенергетска состојба (поблиску до појадрен полне) отколку што би биле во друг атом. Затоа, едно јадро нуди потесно сврзана положба за електрон отколку друго јадро, поради што тој атом може да пренесе електрон на друг. Овој пренос предизвикува еден атом да има нето позитиен полнеж, а другиот нето негативен. Оттука, до врска доаѓа поради електростатичкото привлекување помеѓу позитивно и негативно наелектризираните јони. Јонските врски се крајни примери на поларизација кај ковалентните врски. Честопати ваквите врски немаат особена насоченост во просторот бидејќи произлегуваат од еднакво електростатички привлекување на секој јон кон сите јони околу него. Јонските врски се силни (и затоа на јонските супстанции им требаат висока температура за да се стопат) но исто така и кршливи, бидејќи силите помеѓу јоните се краткосежни и не можат лесно да премостат цепнатини и преломи. Овој вид врска е одговорен за физичките особености на кристалите на класичните минерални соли како готварската.

Поретко расправан вид на врзување е металното сврзување. Кај овој вид, секој атом во металот дава еден или повеќе електрони во „море“ од електрони сместено помеѓу многу метални атоми. Во ова море секој електрон е слободен (поради неговата бранова природа) да се здружува со големо мноштво атоми наеднаш. До врска доаѓа бидејќи металните атоми стануваат донекаде позитивно наелектризирани заради загуба на електрони, додека електроните остануваат привлечени кон многу атоми, без притоа да се дел од било кој атом. Металната врска е краен пример за делокализација на електрони ширум голем систем на ковалентни врски, каде секој атом зема учество. Овој вид на врзување често е многу силен (што им ја дава затезната цврстина на металите). Меѓутоа, металното врзување по придода е многу позбирно од другите видови; производ на ова е полесното изобличување на металните кристали, бидејќи тие се состојат од атоми кои меѓусебно се привлекуваат, но на никаков особено насочен начин. Оттука произлегува ковливоста на металите. Облакот од електрони во металното сврзување ја предизвикува каратеристично добрата електрична и топлинска спроводливост кај металите, како и нивниот сјај кој ги одбива највеќето честоти на бела светлина.

Историја

[уреди | уреди извор]
Examples of Луисови точкени дијаграми used to represent electrons in the chemical bonds between atoms, here showing јаглерод (C), водород (H) и кислород (O). Lewis diagrams were developed in 1916 by Гилберт Њ. Луис to describe chemical bonding and are still widely used today. Секоја отсечка or pair of dots represents a pair of electrons. Pairs located between atoms represent bonds.

За природата на хемиските врски почнало да се размислува уште од XII век, кога се претпоставувало дека извесни хемиски видови се соединуваат според хемиски афинитет. Во 1704 г. Исак Њутн изнел теорија на атомското сврзување во „Прашање 31“ од неговото дело Оптика, каде атомите се прилепуваат еден за друг под дејство на некаква „сила“. Притоа тој ги спомнува и другите теории за атомското врзување кои кружеле во негово време: „кукести атоми“, „лепење со мирување“ или „прилепени од заговорни движења“, но стои зад својата.

Во 1819 г. по измислувањето на Волтиниот столб, Јакоб Берцелиус разработил теорија за хемиско здружување нагласувајќи ги електропозитивните и електронегативните својства на атомите што се здружуваат. Кон средината на XIX век, Едвард Френкленд, Август Кекуле, С. С. Купер, Александар Бутлеров и Херман Колбе, темелејќи се на теоријата за радикалите, ја осмислиле теоријата за валетноста, каде соединенијата се здружуваат поради привлекување на позитивни и негативни полови. Во 1904 г. Рихард Абег го предложил неговото правило кои вели дека разликата помеѓу најголемата и најмалата валентност на елементот често изнесува осум. Во негово време валентноста сè уште била емпириски број заснован само на хемиски својства.

Природата на атомот станала појасна во 1911 г. кога Ернест Радерфорд го открил атомското јадро, и се повикал на Хантаро Нагаока, во која го отфрла моделот на Џ. Џ. Томсон бидејќи спротивните полнежи се непробојни. Во 1904 г. Нагаока предложил друг планетарен модел на атомот, каде позитивно наелектризираното средиште е обиколено од број вртечки електрони, како кај Сатурн и неговите прстени.[11]

Моделот на Нагаока изнел две предвидувања:

  • многу масивно атомско средиште (аналогија на многу масивна планета)
  • електрони што се вртат околу јадрото, сврзани со електростатички сили (аналогно на прстените што се вртат околу сатурн, сврзани со гравитација.)

Радерфорд го спомнува моделот на Нагаока во трудот од 1911 г. каде тој (Радерфорд) го предлага постоењето на атомско јадро.[12]

На научниот собир во Солвеј во 1911 г. дошло до расправа за тоа што раководи со енергетските разлики меѓу атомите. Макс Планк изјавил: „Посредниците може да бидат електрони“.[13] Овие јадрени модели упатуваат на тоа дека електроните го одредуваат хемиското поведение.

Малку подоцна, во 1913 г. Нилс Бор го изложил неговиот модел на јадрен атом со електронски орбити. Во 1916 г. хемичарот Гилберт Њ. Луис го осмислил концептот на врски на електронски парови, каде два атома може да делат еден до шест електрони, притоа образувајќи единечна електронска врска, единечна врска, двојна врска или тројна врска; според самиот Луис: „Еден електрон може да сочинува дел од обвивката на два различни атома, и не може да се рече дека му припаѓа исклучиво на едниот или другиот“.[14]

Истата 1916 г. Валтер Косел изнел теорија слична на Луисовата, но неговиот модел претпоставува целосни преноси на електрони помеѓу атомите, и затоа бил моде на јонското сврзување. Луис и Косел ги структурирале нивните модели на сврзување согласно Абеговото правило (1904).

Нилс Бор исто така предложил модел на јемиската врска во 1913 г. Според овој модел за двоатомска молекула, електроните на атомите од молекулата образуваат вртечки прстен чија рамнина е нормална на оската на молекулата и е подеднакво оддалечен од атомските јадра. Динамичната рамнотежа на молекулскиот систем се постигнува со рамнотежа на сили помеѓу силите на привлекување на јадрата кон рамнината на прстенот од електрони и силите на взаемно одбивање на јадрата. Боровиот модел на хемиската врска го зема предвид Кулоновото одбивање — електроните во прстенот се на максимално растојание еден од друг.[15][16]

Во 1927 г. данскиот физичар Ејвинд Бурау дошол до првиот математички потполн квантен опис на проста хемиска врска — онаа предизвикана од еден електрон во водороден молекулски јон, H2+.[17] Ова дело покажало дека кватниот приод кон хемиските врски може да е фундаментално и квантитативно исправен, но математичките методи во него не важат за молекули со повеќе од еден електрон. Попрактичен, иако помалку квантитативен приод истата година изнеле Валтер Хајтлер и Фриц Лондон. Хајтлер-Лондоновиот метод ја сочинува основата наа она што денес го нарекуваметеорија за валентните врски.[18] Во 1929 г. Џон Ленард-Џонс го воведот апроксимацискиот метод на линеарна комбинација на атомски орбитали во молекулата (ЛКАО), а истиот предложил и методи за изведување на електронските структури на молекулите на F2 (флуор) и O2 (кислород) од основни квантни начела. Оваа теорија на молекулска орбитала ја престставува ковалентната врска како орбитала образувана со здружување на квантномеханичките Шредингерови атомски орбитали за кои се претпоставувало дека се присутни кај елекетроните во единечните атоми. Равенките за сврзувачките електрони кај повеќеелектронските атоми не можеле да се решат до математичко совршеноство (т.е. аналитички), но нивните апроксимации сепак дале добри квалитативни предвидувања и резултати. Највеќето квантитативни пресметки во современата квантна хемија се служат со теоријата за валентните врски или онаа за молекулските орбитали како почетна точка, иако во поново време добива на значење теоријата на густински функционал.

Во 1933 г. Х. Х. Џејмс и А. С. Кулиџ направиле пресметна на диводородната молекула која, за разлика од претходните пресметки кои користеле функции само за оддалеченост на електронот од атомското јадро, се служела со функции кои го вклучиле и растојанието помеѓу двата електрона.[19] Со до 13 прилагодливи параметри тие добиле резултат многу близок до опитниот за енергијата на дисоцијација. Подоцна пресметките се проширени до 54 параметри и дале одлични совпаѓања со опитите. Оваа пресметка ја убедиле научната јавност дека квантната теорија е во склад со опитите. Меѓутоа, овој приод не дава никаква физичка претстава за теориите за валентнните врска и молекулските орбитали, и тешко се применува кај поголеми молекули.

Врски во хемиските формули

[уреди | уреди извор]

Бидејќи атомите и молекулите се тридимензионални, тешко е орбиталите и врските да се означат со само еден метод. Во молекулските формули, хемиские врски (сврзувачки орбитали) помеѓу атомите се означуваат на различни начини зависно од тоа за што се расправа. Понекогаш некои поединости се занемаруваат. На пример, во органската хемија понекогаш нè интересира само функционалната група на молекулата. Затоа, молекулската формула на етанолот може да се запише во конформациски облик, тридимензионален облик, целосен дводимензионален облик (означувајќи ја секоја врска без тридимензионални насоки), збиен дводимензионален облик (CH3–CH2–OH), одвојвуајќи ја функционалната група од друг дел на молекулата (C2H5OH) или пак со неговите атомски составници (C2H6O) зависно до тоа што се разгледува. Понекогаш се означени дури и несврзувачките елекрони од валентна обвивка (до дводимензионалните проближни насоки), како на пр. за елементниот јаглерод .'C'. Некои хемичари ги бележат и соодветните орбитали, како на пр. хипотетичкиот анјон етен−4 (\/C=C/\ −4) со што се означува можноста за образување на врска.

Силни хемиски врски

[уреди | уреди извор]
Типични должини на врските во пм
и енергии на врските во kJ/mol.[20]
Должините се претвораат во Å
со делење со 100 (1 Å = 100 пм).
Врска Должина
(пм)		 Енергија
(kJ/mol)
H — водород
H–H74436
H–O96467
H–F92568
H–Cl127432
C — јаглерод
C–H109413
C–C154347
C–C=151
=C–C≡147
=C–C=148
C=C134614
C≡C120839
C–N147308
C–O143358
C=O745
C≡O1,072
C–F134488
C–Cl177330
N — азот
N–H101391
N–N145170
N≡N110945
O — кислород
O–O148146
O=O121495
F, Cl, Br, I — халогени
F–F142158
Cl–Cl199243
Br–H141366
Br–Br228193
I–H161298
I–I267151

Силните хемиски врски се внатремолекулските сили кои ги држат атомите во молекули. Силната хемиска врска се образува од преносот или споделувањето на електрони помеѓу атомските средишта, и почива на електростатичкото привлекување помеѓу протоните во јадрата и електроните во орбиталите.

Овие видови на силни врски се разликуваат поради разликата во електронегативноста на составните елементи. Електронегативноста е тежнеењето на еден атом на даден хемиски елемент да привлече заеднички електрони при образување на хемиска врска: Колку е поголема електронегативноста, толку повеќе електрони се привлекуваат. Електронегативноста е едноставен начин за квантитативно проценување на енергијата на врската која ја карактеризира врската долж непрекината скала од ковалентно до јонско сврзување. Големата разлика во електронегативноста ја прави врската пополарна (појопнска).

Јонска врска

[уреди | уреди извор]
Кристална структура на натриум хлорид (NaCl) со натриумови катјони (Na+) со виолетово и хлоридни анјони (Cl−) со зелено. Жолтите пругички ја претставувааат електростатичката сила помеѓу јоните со спротивен полнеж.

Јонската врска е вид на електростатичко замодејство помеѓу атоми со голема електронегативна разлика. Не постои точна вредност која го разликува јонското од ковалентното сврзување, но електронегативната разлика од 1,7 веројатно ќе биде јонска, а помала разлика веројатно е ковалентна.[21] Јонското сврзување води до одделни позитивни и негативни јони. Јонските полнежи се движат од −3e до +3e. Јонското сврзување често се јавува кај металните соли како натриум хлоридот (кујнската сол). Типична одлика на јонските врски е тоа што овој вид се образува во јонски кристали, каде ниеден јон не е особено спарен со било кој друг единечен јон во поедина насочена врска. Наместо тоа, секој вид на јон е опркужен со јони со спротивен набој, а просторот помеѓу него и нив е ист за сите околни атоми од ист тип. Затоа повеќе не е можно јонот да се здружи со ниеден даден единечен јонизиран атом близу него. Ова е ситуација различна од онаа на ковалентните кристали, каде ковалентните врски меѓу поединечни атоми сè уште се забележливи од пократките растојанија помеѓу нив, измерено со техники како рендгенско скршнување.

Јонските кристали може да содржат мешавина од ковалентни и јонски видови, како кај солите на сложените киселини како натриум цијанидот, NaCN. Рендгенското скршнување покажува дека, на пример, кај NaCN врските помеѓу натриумовите катјони (Na+) и цијанидовите анјони (CN−) се јонски, без да има натриумов јон здружен со ниеден поединечен цијанид. Меѓутоа, врските помеѓу јаглеродните (C) и азотните (N) атоми во цијанидот се од ковалентен тип, така што секој јаглерод е силно сврзан со само еден азот, до кого е физички многу поблизок отколку до други јаглероди и азоти во натриумцијанидовиот кристал.

Кога ваквите кристали ќе се стопат, јонските врски се прекинуваат први бидејќи се ненасочени и им овозможуваат на наелектризираните видови да се движат слободно. Слично на тоа, кога таквите соли ќе се растворат во вода, јонските врски се прекинуваат со замјодејство со вода, но ковалетните врски се држат и понатаму. На пример, во раствор, цијанидовите јони, сè уште сврзани еден за друг во единечни CN− јони, се движат самостојно во растворот, како што е и со натриумовите јони како Na+. Во вода, наелектризираните јони се оддалечуваат бидејќи секој од нив е посилно привлечен кон ред водени молекули отколку еден со друг. Привлечноста помеѓу јониоте на водните молекули кај вакви раствори се должи на еден вид слаба диполно-диполна хемиска врска. Кај стопените јонски соединенија, јоните продолжуваат меѓусебно да се привлекуваат, но не на некој подреден или кристален начин.

Ковалентна врска

[уреди | уреди извор]
Неполарни ковалентни врски во метан (CH4). Луисовата структура покажува електрони заеднички за атомите C и H.

Ковалентното сврзување е чест тип на сврзување каде два или повеќе атоми делат валентни електрони горе-долу подеднакво. Најпрст и најчест тип е единечната врска каде два атома делат два електрона. Други видови се двојна врска, тројна врска, едно- и триелектронска врска, двоелектронска трицентарска и четириелектронска трицентарска врска.

Кај неполарните ковалентни врски, разликата во електронегативноста на сврзаните атоми е мала, обично од 0 до 0,3. Врските во највеќето органски соединенија се опишуваат како ковалентни.

Молекулите сочинети претежно од неполарни ковалентни врски честопати се немешливи со вода и други поларни растворувачи, но многу порастворливи во неполарни растворувачи како хексанот.

Поларна ковалентна врска е ковалентна врска со значителен јонски карактер. Ова значи дека двата заеднички електрона се поблиску до еден од атомите отколку еден до друг, создавајќи неурамнотеженост на полнежот. Вакви врски се јавуваат помеѓу два атома со умерено различни електронегативности и предизвикуваат диполно–диполни заемодејства. Електронегативносната разлика помеѓу двата атома во овие врски изнесува од 0,3 до 1,7.

Единечни и повеќекратни врски

[уреди | уреди извор]

Единечна врска помеѓу два атома значи еден споделен пар на електрони. Водородниот (H) атом ина еден валентен електрон. Така, два водородни атома може да образуваат молекула, држејќи се заедно со заедничкиот пар електрони. Секој атом на H сега има благородногасна конфигурација на хелиум (He). Парод споделени електрони образува единечна ковалентна врска. Електронската густина на овие два сврзувачки електрони во подрачјето помеѓу двата атома се зголемува од густината на два незаемодејствувачки атоми на H.

Две p-орбитали како образуваат пи-врска.

Двојна врска има два споделени пара електрони, еден во сигма-врска, а друг во пи-врска со електронска густина сосредоточена на спротивни страни на меѓујадрената оска. Тројната врска се остои од три споделени електронски парови, образувајќи една сигма и две пи-врски. Пример за ова е азотот. Четворните и повисоките врски се многу ретки и се јавуваат само помеѓу извесни атоми на преоден метал.

Координатна ковалентна врска (диполна врска)

[уреди | уреди извор]
Адукт на амонијак и бор трифлуорид

Координатна ковалентна врска е ковалентна врска каде двата заеднички сврзувачки елекетрони се од еден ист атом. На пример, бор трифлуоридот (BF3) и амонијакот (NH3) образуваат адукт или координатен комплекс F3B←NH3 со B–N врска во која слободен пар на електрони на N е споделен со празна атомска орбитала на B. BF3 со празна орбитала се опишува како прифатник на електронски парови или Луисова киселина, додека NH3 со слбоден пар што може да се сподели се опишува како електронскопарен дарител или Луисова база. Електроните се споделуваат приближно еднакво помеѓу атомите за разлика од јонското сврзување. Ваквото сврзување се прикажува со стрелка насочена кон Луисовата киселина.

Преоднометалните комплекси начелно се сврзуваат со координатни ковалентни врски. На пример, јонот Ag+ реагира како Луисова киселина со две молекули на Луисовата база NH3 образувајќи го сложениот јон Ag(NH3)2+, кој има две Ag←N координатни ковалентни врски.

Метално сврзување

[уреди | уреди извор]

Кај металното сврзување, сврзувачките електрони се делокализирани по решетка од атоми. За разлика од ова, во јонските соединенија местоположбите на сврзувачките електрони и нивните полнежи се неподвижни. Слободното движење или делокализација на сврзувачките електрони предизвикува класични метални својства како сјај (површинска светлинска одбивливост), електрична и топлинска спроводливост, ковливост и голема затезна цврстина.

Меѓумолекулско сврзување

[уреди | уреди извор]

Постојат неколку видови слаби врски кои може да се образуваат помеѓу два или повеќе молекули кои не се ковалентно сврзани. Под дејство на меѓумолекулските сили молекулите се привлекуваат или одбиваат. Овие сили влијаат врз физичките особености (како точката на топење) на супстанцијата.

Ван дер Валсовите сили се заемодејства помеѓу молекули со затворени обвивки. Тука спаѓаат Кулоновите заемодејства помеѓу делумни полнежи во поларни молекули и Паулиевите одбивања помеѓу затворени електронски обвивки.[22]:696

Кесомовите сили се сили помеѓу трајните диполи на две поларни молекули.[22]:701 Лондоновите расејувачки сили се сили помеѓу поттикнати диполи на различни молекули.[22]:703 Може да постои и заемодејство помеѓу траен дипол во една молекула и поттикнат дипол во друга.[22]:702

Водородните врски од обликот A--H•••B се јавуваат кога A и B се два мошне електронегативни атоми (обично N, O или F) каде A образува високополарна ковалентна врска со H, така што H има делумен позитивен полнеж, а B има слободен електронски пар на електрони кој е привлеченкон овој делумно позитивен полнеж и образува водородна врска.[22]:702 Водородните врски се одговорни за високите точки на вриење на водата и амонијакот во однос на нивните потешки аналози. Во некои случаи може да се создаде слична халогенска врска од халогенски атом сместен помеѓу два електронегативни атома на различни молекули.

На кратки растојанија на значење добиваат и одбивните сили помеѓу атомите.[22]:705-6

Теории за хемиското сврзување

[уреди | уреди извор]

Во (неостварливата) граница на „чисто“ јонско сврзување, електроните се совршено локализирани на еден од двата атома во врската. Вакви врски може да опише класичната физика. Силата помеѓу атомите зависи од електростатични потенцијали на изотропен континуум. The magnitude of the force is in simple proportion to the product of the two ionic charges according to Кулонов закон.

Covalent bonds are better understood by теоријата за валентните врски or теоријата за молекулските орбитали. Својствата на засегнатите атоми може да се изразат со концепти како оксидациски број, формален полнеж и електронегативност. Електронската густина во врската не им се задава на поединечни атоми, туку се делокализира помеѓу атомите. Кај теоријата за валетните врски, сврзувањето се претставува како изградено од електронски парови кои се локализирани и заеднички за два атома преку преклопот на атомските орбитали. Концептите за орбитална хибридизација и резонанција го збогатуваат ова основно поимување за врската на електронски парови. Кај теоријата за молекулски орбитали, сврзувањето се поимува како делокализирано и распределено во орбитали кои се протегаат низ молекулата и се приспособени на нејзините симетриски својства, обично земајќи ја линеарната комбинација на атомски орбитали (ЛКАО). Теоријата за валетните врски е хемиски поинтуитивна со тоа што е просторно локализирана, со што вниманието го обраќаме на деловите од молекулата кои претрпуваат хемиски промени. За разлика од ова, молекулските орбитали се „поприродни“ од квантномеханичка гледна точка, каде орбиталнтие енергии се физички битни и непосредно поврзани со опитните јонизациски енергии од фотоелектронска спектроскопија. Така, теоријата за валентните врски и теоријата за молекулските орбитали честопати се сметаат за конкуректни, но меѓусебно надополнувачки рамки кои нудат различни увиди во хемиските системи. Како приоди кон теоријата за електронската структура, двата метода може да дадат апроксимации до било кој сакан степен на уточнетост, барем во принцип. Меѓутоа, на пониски нивоа апроксимациите се разликуваат, и еден приод може да е попогоден за пресметки за даден систем или својство отколку за друг.

За разлика дод сферно симетричните Кулонови сили кај чистите јонски врски, ковалентните врски се начелно насочени и анизотропни. Тие често се класификуваат според нивната симетрија во однос на молекулската рамнина како сигма-врски и пи-врски. Во општ случај, атомите образуваат врски кои се преодни помеѓу јонски и ковалентни, зависно од релативната електронегативност на засегнатите атоми. Врските од овој тип се нарекуваат поларни ковалентни врски.[23]

  1. ↑ Levine, Daniel S.; Head-Gordon, Martin (29 септември 2020). „Clarifying the quantum mechanical origin of the covalent chemical bond“. Nature Communications. Springer Science and Business Media LLC. 11 (1): 4893. Bibcode:2020NatCo..11.4893L. doi:10.1038/s41467-020-18670-8. ISSN 2041-1723. PMC 7524788 Проверете ја вредноста |pmc= (help). PMID 32994392. S2CID 222157102.
  2. ↑ Pauling, L. (1931), „The nature of the chemical bond. Application of results obtained from the quantum mechanics and from a theory of paramagnetic susceptibility to the structure of molecules“, Journal of the American Chemical Society, 53 (4): 1367–1400, Bibcode:1931JAChS..53.1367P, doi:10.1021/ja01355a027
  3. ↑ Hund, F. (1928). „Zur Deutung der Molekelspektren. IV“. Zeitschrift für Physik (германски). 51 (11–12): 759–795. Bibcode:1928ZPhy...51..759H. doi:10.1007/BF01400239. ISSN 1434-6001. S2CID 121366097.
  4. ↑ Frenking, Gernot; Krapp, Andreas (15 јануари 2007). „Unicorns in the world of chemical bonding models“. Journal of Computational Chemistry (англиски). 28 (1): 15–24. Bibcode:2007JCoCh..28...15F. doi:10.1002/jcc.20543. PMID 17109434. S2CID 7504671.
  5. ↑ Jensen, Frank (1999). Introduction to Computational Chemistry. John Wiley and Sons. ISBN 978-0-471-98425-2.
  6. ↑ Pauling, Linus (1960). „The Concept of Resonance“. The Nature of the Chemical Bond – An Introduction to Modern Structural Chemistry (3. изд.). Cornell University Press. стр. 10–13. ISBN 978-0801403330.
  7. ↑ Gillespie, R.J. (2004), „Teaching molecular geometry with the VSEPR model“, Journal of Chemical Education, 81 (3): 298–304, Bibcode:2004JChEd..81..298G, doi:10.1021/ed081p298
  8. ↑ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2005). Inorganic Chemistry (2. изд.). Pearson Prentice-Hal. стр. 100. ISBN 0130-39913-2.
  9. ↑ Rioux, F. (2001). „The Covalent Bond in H2“. The Chemical Educator. 6 (5): 288–290. doi:10.1007/s00897010509a. S2CID 97871973.
  10. ↑ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, Alan G. (2005). Inorganic Chemistry (2. изд.). Pearson Prentice-Hal. стр. 100. ISBN 0130-39913-2.
  11. ↑ B. Bryson (2003). A Short History of Nearly Everything. Broadway Books. ISBN 0-7679-0817-1.
  12. ↑ The Genesis of the Bohr Atom, John L. Heilbron and Thomas S. Kuhn, Historical Studies in the Physical Sciences, Vol. 1 (1969), pp. vi, 211-290 (81 pages), University of California Press.
  13. ↑ Original Proceedings of the 1911 Solvay Conference published 1912. THÉORIE DU RAYONNEMENT ET LES QUANTA. RAPPORTS ET DISCUSSIONS DELA Réunion tenue à Bruxelles, du 30 octobre au 3 novembre 1911, Sous les Auspices dk M. E. SOLVAY. Publiés par MM. P. LANGEVIN et M. de BROGLIE. Translated from the French, p. 127.
  14. ↑ Lewis, Gilbert N. (1916). „The Atom and the Molecule“. Journal of the American Chemical Society. 38 (4): 772. Bibcode:1916JAChS..38..762L. doi:10.1021/ja02261a002. S2CID 95865413. a copy Архивирано на 18 април 2021.
  15. ↑ Pais, Abraham (1986). Inward Bound: Of Matter and Forces in the Physical World. New York: Oxford University Press. стр. 228–230. ISBN 978-0-19-851971-3.
  16. ↑ Svidzinsky, Anatoly A.; Marlan O. Scully; Dudley R. Herschbach (2005). „Bohr's 1913 molecular model revisited“ (PDF). Proceedings of the National Academy of Sciences. 102 (34): 11985–11988. arXiv:physics/0508161. Bibcode:2005PNAS..10211985S. doi:10.1073/pnas.0505778102. PMC 1186029. PMID 16103360. Архивирано (PDF) од изворникот 18 јули 2018.
  17. ↑ Laidler, K. J. (1993). The World of Physical Chemistry. Oxford University Press. стр. 346. ISBN 978-0-19-855919-1.
  18. ↑ Heitler, W.; London, F. (1927). „Wechselwirkung neutraler Atome und homoopolare Bindung nach der Quantenmechanik“ [Interaction of neutral atoms and homeopolar bonds according to quantum mechanics]. Zeitschrift für Physik. 44 (6–7): 455–472. Bibcode:1927ZPhy...44..455H. doi:10.1007/bf01397394. S2CID 119739102. English translation in Hettema, H. (2000). Quantum Chemistry: Classic Scientific Papers. World Scientific. стр. 140. ISBN 978-981-02-2771-5. Посетено на 5 февруари 2012.
  19. ↑ James, H.H.; Coolidge, A S. (1933). „The Ground State of the Hydrogen Molecule“. Journal of Chemical Physics. 1 (12): 825–835. Bibcode:1933JChPh...1..825J. doi:10.1063/1.1749252.
  20. ↑ „Bond Energies“. Chemistry Libre Texts. 2 октомври 2013. Посетено на 25 февруари 2019.
  21. ↑ Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Chemistry: Molecules, Matter and Change. New York: W.H. Freeman & Co. стр. 294–295. ISBN 978-0-7167-3107-8.
  22. 1 2 3 4 5 6 Atkins, Peter; de Paula, Julio (2002). Physical Chemistry (7. изд.). W.H.Freeman. стр. 696–706. ISBN 0-7167-3539-3.
  23. ↑ Ouellette, Robert J.; Rawn, J. David (2015). „Polar Covalent Bond“. Science Direct. Посетено на 14 September 2023. A polar covalent bond exists when atoms with different electronegativities share electrons in a covalent bond.

Надворешни врски

[уреди | уреди извор]
Преземено од „https://mk.wikipedia.org/w/index.php?title=Хемиска_врска&oldid=5482654“