Простейшая одноэлектронная ковалентная химическая связь

Рис.1. Орбитальные радиусы элементов (r_a) и длина одноэлектронной химической связи (d)

Простейшая одноэлектронная химическая связь создаётся единственным валентным электроном. Оказывается, что один электрон способен удерживать в едином целом два положительно заряженных иона. В одноэлектронной связи кулоновские силы отталкивания положительно заряженных частиц компенсируются кулоновскими силами притяжения этих частиц к отрицательно заряженному электрону. Валентный электрон становится общим для двух ядер молекулы.

Примерами таких химических соединений являются молекулярные ионы: H₂⁺, Li₂⁺, Na₂⁺, K₂⁺, Rb₂⁺, Cs₂^+[1]:

Элемент	H	Li	Na	K	Rb	Cs
Электронная конфигурация	1S1	[He]2S1	[Ne]3S1	[Ar]4S1	[Kr]5S1	[Xe]6S1
Межъядерное расстояние в молекулярном ионе xz+, Å	1,06	3,14	3,43	4,18	4,44	4,70
Орбитальный радиус атома, Å	0,53	1,57	1,715	2,09	2,22	2,35

Существование молекулярных ионов водорода и щелочных металлов, в которых химическую связь создаёт единственный валентный электрон, расширяет и дополняет понятие химической связи. В перечисленных ионах ни о каком взаимодействии спинов электронов и перекрывания электронных облаков речи быть не может. Единственный связывающий электрон локализуется в пространстве между ядрами атомов и удерживает их в едином целом, образуя устойчивую химическую систему (рис.1).

Одинарная ковалентная связь

Рис.2.Неполярная ковалентная связь

Рис.3.Полярная ковалентная связь

Рис.4.Силовые линии электрического диполя

Одинарная ковалентная химическая связь создаётся связывающей электронной парой. Во всех существующих теориях (теория валентных связей, теория молекулярных орбиталей, теория отталкивания валентных электронных пар, боровская модель химической связи) связывающая электронная пара располагается в пространстве между атомами молекулы. Различают полярную и неполярную ковалентную связи.

Неполярная ковалентная связь имеет место в гомоядерных двухатомных молекулах, в которых связывающая электронная пара равноудалена от обоих ядер молекулярной системы (рис.2). Расстояние d между атомными ядрами можно рассматривать как сумму ковалентных радиусовсоответсвующих атомов.

Расстояние между атомными ядрами в одинарной двухэлектронной ковалентной связи короче аналогичного расстояния в простейшей одноэлектронной химической связи.

Молекула	H2	Li2	Na2	K2	Rb2	Cs2
Межъядерное расстояние, Å	0,74	2,67	3,08	3,92	4,10	4,30
Ковалентный радиус, Å	0,37	1,335	1,54	1,96	2,05	2,15
Орбитальный радиус, Å	0,53	1,57	1,715	2,09	2,22	2,35
Радиус связывающей электронной пары, Å	0,379	0,826	0,755	0,726	0,852	0,949
Энергия разрыва связи, кДж/моль	436	102	73	57	49	42

Разность между орбитальными и ковалентными радиусами характеризует степень перекрытия атомных орбиталей атомов, образующих химическую связь, и отражает деформацию электронной оболочки атомов.

Полярная ковалентная связь возникает в гетероядерных двухатомных молекулах (рис.3). Связывающая электронная пара в полярной химической связи приближена к атому с более высоким первым потенциалом ионизации.

Характеризующее пространственную структуру полярных молекул расстояние d между атомными ядрами можно приближённо рассматривать как сумму ковалентных радиусов соответствующих атомов.