Просмотр кода страницы Одноэлектронная химическая связь

'''Одноэлектронная химическая связь''' — это простейшая [[химическая связь]], обуславливающая существование молекулярных соединений посредством кулоновского удерживания двух атомных ядер одним [[электрон|электроном]]. Главные отличительные черты одноэлектронной химической связи — это понижение полной энергии молекулярной системы по сравнению с энергией изолированных атомов и атомных фрагментов, из которых она образована, а также существенное перераспределение электронной плотности в области одноэлектронной химической связи по сравнению с простым наложением [[электронная плотность|электронной плотности]] атома и атомного фрагмента, сближенных на расстоянии связи.

Поведение электрона в одноэлектронной химической связи определяется законами [[квантовая механика|квантовой механики]] и описывается [[уравнение Шрёдингера|уравнением Шрёдингера]] с учётом [[Статистическая интерпретация волновой функции|статистической интерпретации волновой функции]] [[Макс Борн|М. Борна]]. В одноэлектронной химической связи силы отталкивания (F<sub>отт</sub>) двух положительно заряженных ядер атомов (n<sup>+</sup>) компенсируется силой притяжения к единственной отрицательно заряженной элементарной частице — электрону (e<sup>-</sup>).

Одноэлектронная химическая связь выпадает за рамки как [[электронная теория химической связи|электронной теории химической связи]] Льюиса, так и [[теория валентных связей|теории валентных связей]], так как в одноэлектронной химической связи нет  ни [[электронная пара|электронной пары]] (дублета электронов), ни перекрытия [[атомные орбитали|атомных орбиталей]], ни взаимодействия [[спин|спинов]] электронов.

Механизм образования одноэлектронной химической связи описывается в рамках [[теория молекулярных орбиталей|теории молекулярных орбиталей]]:

: ''"Природа химической связи в H<sub>2</sub><sup>+</sup> может быть объяснена не только исходя из теоремы вириала, но и с помощью теоремы Гельмана'' — ''Фейнмана. Из распределения заряда следует, что на каждое ядро действует сила притяжения со стороны сферических симметричных зарядов, центрированных на ядрах, и заряда перекрывания, центрированного посередине между ядрами. «Собственный» сферический заряд, разумеется, не оказывает на ядро никакого влияния. Другой сферический заряд будет лишь частично экранировать своё ядро, так что между ядрами возникает сила отталкивания, которая при R = R<sub>e</sub> будет уравновешена силой притяжения каждого ядра к электронному заряду перекрывания".''<ref name="shust">{{книга
 |автор         = Шусторович Е. М.
 |заглавие      = Химическая связь. Сущность и проблемы
 |место         = М.
 |издательство  = «Наука»
 |год           = 1973
 |страниц       = 230
 |страницы      = 64-66
 |тираж         = 11700
}}
</ref>

Таким образом, в рамках теории молекулярных орбиталей плотность заряда в молекуле  H<sub>2</sub><sup>+</sup> состоит из плотностей сферически симметричных зарядов, окружающих каждое ядро, и эллипсоидальной плотности заряда перекрывания; последний обусловлен произведением атомных орбиталей к и велик лишь там, где они имеют достаточно большие значения и сильно перекрываются.<ref name="shust" />

== Длина одноэлектронной химической связи ==
[[Файл:Orbital radius of elements.svg|thumb|Рис. 2. Орбитальные радиусы элементов (<math>r_a</math>) и длина одноэлектронной химической связи (<math>d</math>)]]
Длина одноэлектронной химической связи в [[молекулярный ион водорода|молекулярном ионе водорода]] H<sub>2</sub><sup>+</sup>, численно равная межъядерному расстоянию, составляет 1,06 [[Ангстрем|Å]]<ref>{{книга
 |заглавие      = Справочник химика
 |издание       = 2-е изд., перераб. и доп
 |место         = {{М.}}-{{Л.}}
 |издательство  = ГНТИ химической литературы
 |год           = 1962
 |страницы      = 338
 |том           = 1
 |страниц       = 1072
}}
</ref> и равна удвоенному [[боровский радиус|боровскому радиусу]] a<sub>0</sub> = 0,53 Å — наиболее вероятному радиусу [[электронная оболочка|электронной оболочки]] атома водорода в стабильном состоянии. Таким образом, одноэлектронная химическая связь в молекулярном ионе водорода H<sub>2</sub><sup>+</sup> образуется как бы касанием двух электронных оболочек атома водорода (рис. 2). Если в двухэлектронной ковалентной химической связи половина её длины определяла ковалентный радиус атома, то в одноэлектронной химической связи половина её длины определяет орбитальный радиус атома.

== Молекулярные ионы [[щелочной металл|щелочных металлов]] ==
Известно, что щелочные металлы образуют молекулярные ионы с одноэлектронной химической связью. <ref name="lidin">{{книга
 |автор         = Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А.
 |заглавие      = Справочник по неорганической химии. Константы неорганических веществ
 |место         = М.
 |издательство  = «Химия»
 |год           = 1987
 |страниц       = 124
}}
</ref>

Характеристика одноэлектронной химической связи в молекулярных ионах щелочных металлов представлена в таблице.

{| border="1"
 !Атом
 !Молекулярный ион, Me<sub>2</sub><sup>+</sup>
 !Длина связи, d, Å <ref name="lidin" />
 !Орбитальный радиус атома, r<sub>a</sub>, Å
 |-
 !Li
 |Li<sub>2</sub><sup>+</sup>
 |3,14
 |1,57
 |-
 !Na
 |Na<sub>2</sub><sup>+</sup>
 |3,43
 |1,72
 |-
 !K
 |K<sub>2</sub><sup>+</sup>
 |4,18
 |2,09
 |-
 !Rb
 |Rb<sub>2</sub><sup>+</sup>
 |4,44
 |2,22
 |-
 !Cs
 |Cs<sub>2</sub><sup>+</sup>
 |4,70
 |2,35
 |}

Существование молекулярных ионов щелочных металлов Li<sub>2</sub><sup>+</sup>, Na<sub>2</sub><sup>+</sup>, K<sub>2</sub><sup>+</sup>, Rb<sub>2</sub><sup>+</sup>, Cs<sub>2</sub><sup>+</sup>,  в которых химическую связь создаёт единственный [[валентный электрон]], расширяет и дополняет понятие химической связи. В перечисленных ионах ни о каком взаимодействии спинов электронов и перекрывании электронных облаков речи быть не может. Единственный связывающий электрон локализуется в пространстве между ядрами в месте касания электронных оболочек атомов и удерживает их в едином целом, образуя химическую систему. 


== См. также ==
* [[Молекулярный ион водорода]]

== Примечания ==
{{примечания}}

[[Категория:Химическая связь]]
[[Категория:Молекулы]]
[[Категория:Квантовая химия]]