РАЗВИТИЕ ЗА ТЕОРЕТИЧНИТЕ ПРЕДСТАВИ ЗА ХИМИЧНА ВРЪЗКА

Първата теория е предложена от Гилбърт
Люис през 1916г. Тя обяснава свързването
на еднакви атоми или атоми с близка
електроотрицателност.
Според теорията на Люис два атома се
свързват, когато валентните им електрони
образуват една или няколко общи
електронни двойки. Тези общи електронни
двойки се образуват от единичните
електрони на атомите.
1875-1946г.

В хомоядрената двуатомна молекула
(N2,Cl2,O2) разпределението на
електричните заряди в молекулата е
симетрично, молекулата е хомополярна,
няма диполен момент, а химичната
връзка е неполярна. При разлика в
електроотрицателността на атомите,
електронната плътност се изтегля към
по-електроотрицателния елемент и се
формира полярна молекула с полярна
връзка (Liδ-Hδ+, Hδ+ Clδ-, Naδ+ Clδ-).

При донорно-акцепторния механизъм
електронната двойка се дава от единия
атом(или йон). Той се нарича донор, а
другия атом (или йон) се нарича акцептор.
Например при образуване на амониевия
катион (NH4) донор е азотният атом от
амоняка, а акцептор е водородният катион
(H+).

Теорията на йонната връзка е предложена
от Валтер Косел през 1916г.
Йонна връзка се образува между атоми с
голяма разлика в тяхната
електроотрицателност , каквито са
атомите на елементите с типичен
метален и с типичен неметален характер.
1888 -1956г.

Основната причина за електронния
обмен е стремежът на атомите да
придобият конфигурацията на иниртен
газ с 2 или 8 електрона в най-външния си
електронен слой. При образуването на
йонната връзка важна роля играят
йонизационната енергия и електронното
сродство като мярка за възможността
единият атом да отдава, а другият да
приема електрони.

Йонната химична връзка се отличава с
голяма здравина. Тя се разкъсва трудно.
Единичните електрони на натриевите и
хлоридните атоми образуват обща
електронна двойка. Хлорния атом
привлича изцяло към себе си общата
електронна двойка и се превръща в
отрицателен йон, а натриевия атом — в
положителен йон!

2Na + Cl
2 → 2Na
+
Cl
-

Водородната връзка
представлява електромагнитното
привличане между двуполюсни молекули,
в които водородът е свързан с атом с
голяма електроотрицателност ,
като азот, кислород или флуор,
например. Името водородна връзка е
малко подвеждащо, защото това не
е химична връзка между атоми,
а електромагнитно привличане.

Водородните връзки, образувани между еднакви
или различни молекули се наричат
междумолекулни водородни връзки.
Водородна връзка може да се образува и между
някои групи в една молекула.В този случай тя се
нарича вътрешномолекулна водородна връзка.

В зависимост от вида на молекулите
(полярни или неполярни)
междумолекулните взаимодействия са три
вида:
Ориентационни ММВ- Това са
взаимодействия между еднакви или
различни полярни молекули(диполи).
При взаимодействието си диполите се
ориентират с противоположни полюси.При
тази ориентация взаимодействието е
максимално.При всяка друга ориентация
взаимодействието е по-слабо.

Индукционни ММВ- Това са взаимодействия
между полярни и неполярни молекули.
Под действието на полярните молекули
разпределението на електронната плътност в
неполярните молекули се променя и те се
превръщат в полярни-индуциран дипол.
Дисперсионни ММВ- Това са взаимодействия
между еднакви или различни неполярни
молекули.Тези взаимодействия се дължат на
временно разместване на електричните заряди
в неполярните молекули.

Валентността се определя от броят на
връзките, които даден елемент е
способен да образува с атомите на други
химични елементи. Тъй като всяка
връзка се разглежда като обща
електронна двойка, то валентността се
определя от броя на електроните в
електронната обвивка, които могат да
участват в образуването на връзки и се
наричат валентни електрони. Това са
електроните от най-външния или двата
последни електронни слоя, които не са
сдвоени.

 Хлорът и водородът в
хлороводородната молекула са от първа
валентност, кислородният атом в
молекулата на водата е свързан с два
водородни атома и е от втора
валентност, азотният атом в
амонячната молекула е свързан с три
водородни атома и е от трета
валентност, а въглеродният атом в
метана е от четвърта валентност.
HCl H2O
NH3
CH4

Този метод изучава ковалентната химична
връзка като разглежда атомите в
молекулата като отделни квантово -
механични системи, но отчита взаимното
им влияние. Чрез решаване на уравнението
на Шрьодингер може да се определи,
дължината и енергията на връзката.
Химичната връзка се получава чрез
припокриване на електронни облаци от два
атома, на всеки от които има по 1е
-
.
σ – връзката лежи на оста между двете
ядра;
π – връзката се разполага от двете срани на
оста свързваща двете ядра.

Молекулната орбитала (МО) описва
областта от молекулата, където
вероятността да се намери електронът
е голяма. Или по друг начин казано,
както атомната орбитала описва
електронния облак в атом, така и МО
описва електронния облак на електрон,
делокализиран между всички атоми в
молекулата.

Металната химична връзка, също както
йонната, съществува само в твърдо или
течно състояние. Металната химична
връзка е решетка от атоми и свободни
електрони, за разлика от йонната връзка,
подредбата на електроните и техните
заряди е почти статична. Металната
връзка може да се разглежда като
разновидност на ковалентната, при която
делокализацията е достигнала краен
предел.