Разлика между версии на „Ковалентна връзка“

редакция без резюме
Развитието на теорията на Люис се извършва в две направления. Според първия подход, т.нар. [[Метод на валентните връзки|'''метод на валентните връзки''']] ('''МВВ'''), се изхожда от строежа на [[Електронен слой|електронната обвивка]] на атомите. При образуване на химична връзка [[Електронен облак|електронните облаци]], на които се намират единичните електрони, се препокриват частично, при което се образува един по-голям облак, който обхваща и двете ядра, но с повишена [[електронна плътност]] между тях. Тъй като [[Атомна орбитала|атомните орбитали]] ('''АО''') описват електронните облаци, то се приема, че при частично препокриване на АО на двата участващи във връзката електрона се получава нова [[молекулна орбитала]] ('''МО'''), която е с по-ниска енергия и различна форма от изходните АО. На молекулната орбитала отговаря повишена електронна плътност между двете ядра. Там е най-вероятно да се намира общата електронна двойка. Електронните облаци и съответно молекулните орбитали имат различна форма, размери и насоченост. Възможностите им за препокриване в пространството са различни, което определя различен вид ковалентна химична връзка. Разпределенеието на електронната плътност се определя от електроотрицателността на атомите, които се свързват.
 
Вторият подход се нарича [[Метод на молекулните орбитали|'''метод на молекулните орбитали''']] ('''ММО'''). Той разглежда молекулата като единно цяло, което се състои от две или повече ядра и известен брой електрони, но тя е качествено нова частица, изградена от съставните части на атомите - – [[Атомно ядро|ядра]] и [[електрон]]и. Основна задача на този метод е да се определят състоянията, в които се намират всички електрони в молекулата. Без да се имат предвид видът и насочеността на електонните облаци, се търси разпределението на електронната плътност. Аналогично на случая с атома и тук се решава [[Уравнение на Шрьодингер|уравнението на Шрьодингер]]. Отново се получават множество стойностти за енергията и множество функции на пространствените координати. И тук тези функции се наричат орбитали, но ''молекулни орбитали''. Като се познават тези функции, се определя и разпределението на електронната плътност около всички ядра на атомите в молекулата. Валидни са [[Принцип на Паули|принципът на Паули]] и [[Правило на Хунд|правилото на Хунд]] (електроните заемат най-ниските енергийни нива – първо по единично и след това по електронни двойки). При използването на този метод изискването на Люис за осъществяване на обща електронна двойка при химичната връзка вече не е съществено. Връзката се осъществява не защото се е образувала елекронна двойка, а защото общата енергия на системата при преминаване на атомите от несвързано в свързано състояние е намаляла. Така се обяснява и строежът на молекули и йони с нечетен брой електрони – NO, NO<sub>2</sub>, H<sub>2</sub><sup>+</sup> и т.н.
 
При образуване на молекулата на [[водород]]а всеки водороден атом участва с по един електрон. От двете 1s-АО се образуват две двуцентрови молекулни орбитали – σ-МО с по-ниска енергия (свързваща МО) и σ*-МО с по-висока енергия от изходните АО (антисвързваща МО). Двата електрона заемат по-ниска по енетгия σ-МО. Електроните трябва да са с противоположни спинове, тъй като принципът на Паули се спазва и при МО. При прехода от 1s-АО на σ-МО всеки електрон отдава енергия. Енергията на образуваната молекула е по-ниска от сумата от енергиите на двата водородни атома.
 
Водородните атоми са с електронна конфигурация 1s<sup>1</sup>. При образуването на общата електронна двойка те изпълват външния си електронен слой и добиват електронната конфигурация на атома на хелия – 1s<sup>2</sup>, която е устойчива: Е<sub>H<sub>2</sub></sub> < E<sub>H</sub> + E<sub>H</sub>. Според съвременните представи общата електронна двойка е резултат от частичното препокриване на 1s-АО на водородните атоми, на които се намират електроните с противоположни спинове. При това препокриване на 1s-АО се получава нова двуцентрова МО, която е с по-ниска енергия и с различна форма от изходните АО. На молекулната орбитала отговаря повишената електронна плътност между двете ядра. Там е най-вероятно да се намери обща електонна двойка.
 
== Вижте също ==
* [[Йонна химична връзка]]