Կովալենտ կապ

Կովալենտ կապ,քիմիական կապ, որը ներառում է էլեկտրոնների փոխանակում ատոմների միջև էլեկտրոնային զույգեր ձևավորելու համար։ Այս էլեկտրոնային զույգերը հայտնի են որպես ընդհանուր զույգեր կամ կապող զույգեր։ Ատոմների միջև գրավող և վանող ուժերի կայուն հավասարակշռությունը, երբ նրանք կիսում են էլեկտրոնները, հայտնի է որպես կովալենտային կապ։ Շատ մոլեկուլների համար էլեկտրոնների փոխանակումը թույլ է տալիս յուրաքանչյուր ատոմին հասնել ամբողջական վալենտական շերտի համարժեքին, որը համապատասխանում է կայուն էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիայի։ Օրգանական քիմիայում կովալենտային կապը շատ ավելի տարածված է, քան իոնային կապը։

Կովալենտային կապ, որը ձևավորում է H₂ (աջից), որտեղ ջրածնի երկու ատոմները կիսում են երկու էլեկտրոնները

Կովալենտային կապը ներառում է նաև բազմաթիվ տեսակների փոխազդեցություններ, այդ թվում՝ σ-կապ, π-կապ, մետաղ-մետաղ կապ, ագոստիկ փոխազդեցություններ, թեքված կապեր, եռակենտրոն երկու էլեկտրոնային կապեր և եռակենտրոն չորս էլեկտրոնային կապեր^[1][2]։ Կովալենտային կապ տերմինը թվագրվում է 1939 թվականով^[3]։ Co- նախածանցը նշանակում է համատեղ, գործողության մեջ կապված, ավելի փոքր չափով համագործակցված և այլն։ Այսպիսով, «համավալենտային կապը», ըստ էության, նշանակում է, որ ատոմները կիսում են «վալենտականությունը», ինչպես քննարկվում է վալենտական կապերի տեսության մեջ։

H₂ մոլեկուլում, ջրածնի ատոմները կովալենտային կապի միջոցով կիսում են երկու էլեկտրոնները^[4]։ Կովալենտությունը ամենամեծն է նմանատիպ էլեկտրաբացասականության ատոմների միջև։ Այսպիսով, կովալենտային կապը պարտադիր չէ, որ պահանջում է, որ երկու ատոմները լինեն միևնույն տարրերից, միայն թե դրանք լինեն համեմատելի էլեկտրաբացասականությամբ։ Կովալենտային կապը, որը ենթադրում է էլեկտրոնների բաշխում ավելի քան երկու ատոմների վրա, կոչվում է տեղայնացված։

Պատմություն

Կովալենտային կապի վաղ հասկացությունները առաջացել են մեթանի մոլեկուլի այս տեսակի պատկերից: Կովալենտային կապը օգտագործվում է Լյուիսի կառուցվածքում՝ նշելով ատոմների միջև բաշխված էլեկտրոնները:

Կովալենս տերմինն առաջին անգամ 1919 թվականին օգտագործել է Իրվինգ Լանգմյուին Ամերիկյան քիմիական միության ամսագրում «Էլեկտրոնների դասավորությունը ատոմներում և մոլեկուլներում» հոդվածում։ Լանգմյուիրը գրել է, որ «կովալենս տերմինով կնշենք էլեկտրոնների զույգերի թիվը, որոնք տվյալ ատոմը կիսում են իրենց հարևանների հետ»^[5]։

Կովալենտային կապի գաղափարը կարելի է գտնել 1919 թվականից մի քանի տարի առաջ Գիլբերտ Ն. Լյուիսի մոտ, որը 1916 թվականին նկարագրել է ատոմների միջև էլեկտրոնային զույգերի բաժանումը։ Նա ներկայացրել է Լյուիսի նշումը կամ էլեկտրոնային կետային նշումը կամ Լյուիս կետային կառուցվածքը, որտեղ վալենտային էլեկտրոնները (դրանք արտաքին թաղանթում) ներկայացված են որպես ատոմային նշանների շուրջ կետեր։ Ատոմների միջև տեղակայված էլեկտրոնների զույգերը ներկայացնում են կովալենտային կապեր։ Բազմաթիվ զույգերը ներկայացնում են բազմաթիվ կապեր, ինչպիսիք են կրկնակի կապերը և եռակի կապերը։ Ներկայացման այլընտրանքային ձևը, որը ներկայացված չէ այստեղ, ունի կապ ձևավորող էլեկտրոնային զույգեր, որոնք ներկայացված են որպես հոծ գծեր^[6]։

Լյուիսն առաջարկել է, որ ատոմը ձևավորում է բավականաչափ կովալենտային կապեր՝ ամբողջական (կամ փակ) արտաքին էլեկտրոնային թաղանթ ձևավորելու համար։ Այստեղ ցուցադրված մեթանի գծապատկերում ածխածնի ատոմն ունի չորս վալենտություն և, հետևաբար, շրջապատված է ութ էլեկտրոններով (օկտետի կանոն), չորսը՝ բուն ածխածնից և չորսը՝ դրան կապված ջրածիններից։ Յուրաքանչյուր ջրածին ունի մեկ վալենտություն և շրջապատված է երկու էլեկտրոնով (դուետի կանոն)՝ իր սեփական մեկ էլեկտրոնին գումարած ածխածնի մեկ էլեկտրոն։ Էլեկտրոնների թիվը համապատասխանում է ատոմի քվանտային տեսության ամբողջական թաղանթներին։ Ածխածնի ատոմի արտաքին շերտը n = 2 թաղանթն է, որը կարող է պահել ութ էլեկտրոն, մինչդեռ ջրածնի ատոմի արտաքին (և միակ) թաղանթը n = 1 թաղանթն է, որը կարող է պահել միայն երկուսը^[7]։

Թեև ընդհանուր էլեկտրոնային զույգերի գաղափարը ապահովում է կովալենտային կապի արդյունավետ որակական պատկեր, քվանտային մեխանիկան է անհրաժեշտ հասկանալու այս կապերի բնույթը և կանխատեսելու պարզ մոլեկուլների կառուցվածքներն ու հատկությունները։ Ուոլտեր Հեյթլերին և Ֆրից Լոնդոնին վերագրվում է 1927 թվականին քիմիական կապի (մոլեկուլային ջրածնի) առաջին հաջող քվանտային մեխանիկական բացատրությունը^[8]։ Նրանց աշխատանքը հիմնված էր վալենտային կապի մոդելի վրա, որը ենթադրում է, որ քիմիական կապը ձևավորվում է, երբ մասնակից ատոմների ատոմային ուղեծրերը լավ համընկնում են կապերի միջև։

Կովալենտ կապերի տեսակներ

Ատոմային օրբիտալները (բացառությամբ s օրբիտալների) ունեն ուղղորդման հատուկ հատկություններ, որոնք հանգեցնում են տարբեր տեսակի կովալենտային կապերի։ Սիգմա (σ) կապերն ամենաուժեղ կովալենտային կապերն են և պայմանավորված են երկու տարբեր ատոմների ուղեծրերի ուղիղ համընկնմամբ։ Կապերից մեկը սովորաբար σ կապ է։ Պի (π) կապերն ավելի թույլ են և պայմանավորված են p (կամ d) ուղեծրերի միջև կողային համընկնմամբ։ Երկու տրված ատոմների միջև կրկնակի կապը բաղկացած է մեկ σ և մեկ π կապից, իսկ եռակի կապը մեկ σ և երկու π կապն է^[6]։

Կովալենտային կապերի վրա ազդում է նաև միացված ատոմների էլեկտրաբացասականությունը, որը որոշում է կապի քիմիական բևեռականությունը։ Հավասար էլեկտրաբացասականություն ունեցող երկու ատոմները ստեղծում են ոչ բևեռային կովալենտային կապեր, ինչպիսիք են՝ H-H: Անհավասար հարաբերությունը ստեղծում է կովալենտ բևեռային կապ, ինչպիսին է H−Cl-ի հետ։ Այնուամենայնիվ, բևեռականությունը պահանջում է նաև երկրաչափական ասիմետրիա, հակառակ դեպքում դիպոլները կարող են չեղյալ համարվել, ինչը հանգեցնում է ոչ բևեռային մոլեկուլի^[6]։

Կովալենտ կառուցվածքներ

Կովալենտային նյութերի կառուցվածքների մի քանի տեսակներ կան՝ ներառյալ առանձին մոլեկուլները, մոլեկուլային կառուցվածքները, մակրոմոլեկուլային կառուցվածքները և հսկա կովալենտային կառուցվածքները։ Առանձին մոլեկուլներ ունեն ամուր կապեր, որոնք պահում են ատոմները միասին, բայց ընդհանուր առմամբ, մոլեկուլների միջև կան աննշան ձգողական ուժեր։ Նման կովալենտ նյութերը սովորաբար գազերն են, օրինակ՝ HCl, SO₂, CO₂ և CH₄։ Մոլեկուլային կառուցվածքներում առկա են ձգողականության թույլ ուժեր։ Նման կովալենտ նյութերն են ցածր եռման ջերմաստիճանի հեղուկները (օրինակ՝ էթանոլը) և ցածր հալման ջերմաստիճանի պինդ մարմինները (օրինակ՝ յոդը և պինդ CO)։ Մակրոմոլեկուլային կառույցներն ունեն մեծ թվով ատոմներ, որոնք կապված են շղթաներով կովալենտային կապերով, ներառյալ սինթետիկ պոլիմերները, ինչպիսիք են՝ պոլիէթիլենը և նեյլոնը և կենսապոլիմերները, ինչպիսիք են՝ սպիտակուցները և օսլան։ Ցանցային կովալենտային կառույցները (կամ հսկա կովալենտային կառուցվածքները) պարունակում են մեծ թվով ատոմներ՝ կապված թիթեղներով (օրինակ՝ գրաֆիտ), կամ եռաչափ կառուցվածքներ (օրինակ՝ ադամանդ և քվարց)։ Այս նյութերն ունեն հալման և եռման բարձր ջերմաստիճան, հաճախ փխրուն են և հակված են բարձր էլեկտրական դիմադրողականության։ Այն տարրերը, որոնք ունեն բարձր էլեկտրաբացասականություն և երեք կամ չորս էլեկտրոնային զույգ կապեր ձևավորելու ունակություն, հաճախ ձևավորում են այդպիսի մեծ մակրոմոլեկուլային կառուցվածքներ^[9]։

Միա- և եռէլեկտրոն կապեր

Առանձին 2e- կապի և 3e- կապի Լյուիսի և MO դիագրամներ

Մեկ կամ երեք էլեկտրոններով կապեր կարելի է գտնել ռադիկալ առաջացնող տեսակների մեջ, որոնք ունեն կենտ թվով էլեկտրոններ։ 1-էլեկտրոնային կապի ամենապարզ օրինակը գտնվում է երկջրածնի կատիոնում՝ H₂⁺-ում։ Մեկ էլեկտրոնային կապերը հաճախ ունեն 2 էլեկտրոնային կապի էներգիայի մոտ կեսը, և այդ պատճառով կոչվում են «կես կապեր»։ Այնուամենայնիվ, կան բացառություններ. դիլիթիումի դեպքում կապն իրականում ավելի ամուր է 1 էլեկտրոն Li₂⁺-ի համար, քան 2 էլեկտրոն Li₂-ի համար։ Այս բացառությունը կարելի է բացատրել հիբրիդացման և ներքին շերտի էֆեկտների տեսանկյունից^[10]։

Երեք էլեկտրոնների կապի ամենապարզ օրինակը կարելի է գտնել հելիումի դիմերի կատիոնում՝ He₂⁺-ում։ Այն համարվում է «կես կապ», քանի որ այն բաղկացած է միայն մեկ ընդհանուր էլեկտրոնից (այլ ոչ թե երկուսից)^[11]։ Մոլեկուլային ուղեծրային առումով երրորդ էլեկտրոնը գտնվում է հակակապային ուղեծրի մեջ, որը ջնջում է մյուս երկու էլեկտրոնների ձևավորված կապի կեսը։ 3-էլեկտրոնային կապ պարունակող մոլեկուլի մեկ այլ օրինակ, բացի երկու 2-էլեկտրոնային կապերից, ազոտի օքսիդն է՝ NO: Թթվածնի մոլեկուլը, O₂-ը կարող է նաև համարվել որպես երկու 3-էլեկտրոնային կապ և մեկ 2-էլեկտրոն կապ, ինչը բացատրում է նրա պարամագնիսականությունը և 2-ի ֆորմալ կապի կարգը^[12]։ Քլորի երկօքսիդը և նրա ավելի ծանր անալոգները բրոմի երկօքսիդը և յոդի երկօքսիդը նույնպես պարունակում են երեք-էլեկտրոնային կապեր.

Կենտ-էլեկտրոնային կապերով մոլեկուլները սովորաբար բարձր ռեակտիվ են։ Այս տեսակի կապերը կայուն են միայն նմանատիպ էլեկտրաբացասականություն ունեցող ատոմների միջև^[12]։

Ռեզոնանս

Հիմնական հոդված՝ Ռեզոնանս (քիմիա)

Կան իրավիճակներ, երբ մեկ Լյուիսի կառուցվածքը բավարար չէ մոլեկուլում էլեկտրոնի կոնֆիգուրացիան և դրա արդյունքում ստացված փորձնականորեն որոշված հատկությունները բացատրելու համար, հետևաբար անհրաժեշտ է կառուցվածքների սուպերպոզիցիա։ Նման մոլեկուլների նույն երկու ատոմները կարող են տարբեր կերպ կապված լինել Լյուիսի տարբեր կառուցվածքներում (մեկ կապը մեկում, կրկնակի կապը մյուսում կամ նույնիսկ ընդհանրապես չկա), ինչի արդյունքում առաջանում է ոչ ամբողջ թվային կապի կարգ։ Նիտրատ իոնը երեք համարժեք կառուցվածք ունեցող նման օրինակներից մեկն է։ Ազոտի և յուրաքանչյուր թթվածնի միջև կապը կրկնակի կապ է մի կառուցվածքում և մեկ կապ մյուս երկուսում, այնպես որ N-O յուրաքանչյուր փոխազդեցության միջին կապի կարգը հավասար է 2 + 1 + 13 = 43^[6]։

Արոմատություն

Օրգանական քիմիայում, երբ հարթ օղակ ունեցող մոլեկուլը ենթարկվում է Հյուկելի կանոնին, որտեղ π էլեկտրոնների թիվը համապատասխանում է 4n+2 բանաձևին (որտեղ n-ն ամբողջ թիվ է), այն ձեռք է բերում լրացուցիչ կայունություն և համաչափություն։ Բենզոլում՝ նախատիպային արոմատիկ միացություն, կա 6π կապող էլեկտրոն (n = 1, 4n + 2 = 6): Դրանք զբաղեցնում են երեք ապատեղայնացված π մոլեկուլային ուղեծրեր (մոլեկուլային ուղեծրի տեսություն) կամ ձևավորում են զուգակցված π կապեր երկու ռեզոնանսային կառուցվածքներում, որոնք գծային կերպով միավորվում են (վալենտական կապի տեսություն)՝ ստեղծելով կանոնավոր վեցանկյուն, որն ավելի մեծ կայունացում է ցուցաբերում, քան հիպոթետիկ 1,3,5-ցիկլոհեքսատրիենը^[7]։

Հետերոցիկլիկ արոմատիկ նյութերի և փոխարինված բենզոլների դեպքում օղակի տարբեր մասերի միջև էլեկտրաբացասական տարբերությունները կարող են գերիշխել արոմատիկ օղակային կապերի քիմիական վարքագծի վրա, որոնք հակառակ դեպքում համարժեք են^[7]։

Հիպերվալենտականություն

Որոշ մոլեկուլներ, ինչպիսիք են քսենոնի երկֆտորիդը և ծծմբի հեքսաֆտորիդը, ունեն ավելի մեծ կոորդինացիոն թվեր, քան հնարավոր կլիներ խիստ կովալենտային կապի պատճառով, ըստ ութնյակի կանոնի։ Սա բացատրվում է եռակենտրոն չորս էլեկտրոնային կապով («3c-4e») մոդելով, որը մեկնաբանում է մոլեկուլային ալիքային ֆունկցիան մոլեկուլային ուղեծրի տեսության մեջ ամենաբարձր զբաղեցրած մոլեկուլային ուղեծրերի չկապող և վալենտային կապերի տեսության մեջ սիգմա կապերի ռեզոնանսի տեսանկյունից^[13]։

Էլեկտրոնի անբավարարություն

Երեք կենտրոնանոց երկէլեկտրոնային կապերում («3c-2e») երեք ատոմ կապում են երկու էլեկտրոններ։ Այս տեսակի կապը տեղի է ունենում բորի հիդրիդներում, ինչպիսին է դիբորանը (B₂H₆), որոնք հաճախ բնութագրվում են որպես էլեկտրոնների անբավարարություն, քանի որ բավարար վալենտային էլեկտրոններ չկան բոլոր ատոմներին միացնող տեղայնացված (2-կենտրոն 2 էլեկտրոն) կապեր ձևավորելու համար։ Այնուամենայնիվ, ավելի ժամանակակից նկարագրությունը, որն օգտագործում է 3c-2e կապերը, ապահովում է բավականաչափ կապող ուղեծրեր՝ բոլոր ատոմները միացնելու համար, այնպես որ մոլեկուլները կարող են դասակարգվել որպես էլեկտրոնային ճշգրիտ։

Յուրաքանչյուր այդպիսի կապ (2-ը մեկ մոլեկուլում դիբորանում) պարունակում է զույգ էլեկտրոններ, որոնք կապում են բորի ատոմները միմյանց հետ բանանի ձևով, կապի մեջտեղում գտնվող պրոտոնով (ջրածնի ատոմի միջուկը), որը կիսում է էլեկտրոնները բորի ատոմների հետ։ Որոշ կլաստերային միացություններում պոստուլյացիայի են ենթարկվել նաև այսպես կոչված չորս կենտրոնական երկէլեկտրոնային կապերը^[14]։

Քվանտային մեխանիկայի նկարագրություն

Քվանտային մեխանիկայի զարգացումից հետո երկու հիմնական տեսություն է առաջարկվել քիմիական կապի քվանտային նկարագրությունը տրամադրելու համար՝ վալենտային կապի (VB) տեսություն և մոլեկուլային ուղեծրի (MO) տեսություն։ Առավել նոր քվանտային նկարագրությունը^[15] տրված է ֆիզիկական վիճակների էլեկտրոնային խտության մեջ ատոմային ներդրման առումով։

Վալենտային կապերի (VB) և մոլեկուլային օրբիտալների (MO) տեսությունների համեմատություն

Երկու տեսությունները ներկայացնում են մոլեկուլի էլեկտրոնային կոնֆիգուրացիան կառուցելու երկու եղանակ^[16]։ Վալենտային կապի տեսության համար ատոմային հիբրիդային ուղեծրերը նախ լցվում են էլեկտրոններով, որպեսզի ստացվի լիովին կապակցված վալենտական կոնֆիգուրացիա, որին հաջորդում է նպաստող կառույցների գծային համադրություն (ռեզոնանս), եթե դրանցից մի քանիսը կան։ Ի հակադրություն՝ մոլեկուլային ուղեծրերի տեսության համար նախ կատարվում է ատոմային օրբիտալների գծային համակցություն, որին հաջորդում է ստացված մոլեկուլային ուղեծրերի լրացումը էլեկտրոններով^[6]։

Երկու մոտեցումները համարվում են փոխլրացնող, և յուրաքանչյուրը տալիս է իր սեփական պատկերացումները քիմիական կապի խնդրի վերաբերյալ։ Քանի որ վալենտային կապի տեսությունը մոլեկուլային ալիքային ֆունկցիան կառուցում է տեղայնացված կապերից, այն ավելի հարմար է կապի էներգիաների հաշվարկման և ռեակցիայի մեխանիզմների ըմբռնման համար։ Քանի որ մոլեկուլային ուղեծրային տեսությունը կառուցում է մոլեկուլային ալիքային ֆունկցիան ապատեղայնացված ուղեծրերից, այն ավելի հարմար է իոնացման էներգիաների հաշվարկման և սպեկտրային կլանման գոտիները հասկանալու համար^[17]։

Որակական մակարդակով երկու տեսություններն էլ սխալ կանխատեսումներ են պարունակում։ Պարզ (Հեյթլեր-Լոնդոն) վալենտային կապի տեսությունը ճիշտ է կանխատեսում համամիջուկային երկատոմային մոլեկուլների տարանջատումը առանձին ատոմների, մինչդեռ պարզ (Հարթրի-Ֆոկ) մոլեկուլային ուղեծրային տեսությունը սխալ է կանխատեսում դիսոցումը ատոմների և իոնների խառնուրդի մեջ։ Մյուս կողմից, պարզ մոլեկուլային ուղեծրային տեսությունը ճիշտ է կանխատեսում Հյուկելի արոմատիկության կանոնը, մինչդեռ պարզ վալենտային կապի տեսությունը սխալ է կանխատեսում, որ ցիկլոբուտադիենն ավելի մեծ ռեզոնանսային էներգիա ունի, քան բենզոլը^[18]։

Թեև որակական մակարդակում երկու տեսություններից առաջացած ալիքային ֆունկցիաները չեն համընկնում փորձի միջոցով կայունացման էներգիայի հետ, դրանք կարող են շտկվել կոնֆիգուրացիայի փոխազդեցությամբ^[16]։ Սա արվում է վալենտային կապի կովալենտային ֆունկցիան զուգակցելով բոլոր հնարավոր իոնային կառուցվածքները նկարագրող գործառույթների հետ կամ մոլեկուլային ուղեծրի հիմնական վիճակի ֆունկցիան համատեղելով այն ֆունկցիաների հետ, որոնք նկարագրում են բոլոր հնարավոր գրգռված վիճակները՝ օգտագործելով չզբաղված ուղեծրերը։ Այնուհետև կարելի է տեսնել, որ պարզ մոլեկուլային ուղեծրային մոտեցումը գերագնահատում է իոնային կառուցվածքների քաշը, մինչդեռ պարզ վալենտական կապի մոտեցումը անտեսում է դրանք։ Սա կարելի է նկարագրել նաև ասելով, որ պարզ մոլեկուլային ուղեծրային մոտեցումը անտեսում է էլեկտրոնների հարաբերակցությունը, մինչդեռ պարզ վալենտային կապի մոտեցումը գերագնահատում է այն^[16]։

Քվանտային քիմիայի ժամանակակից հաշվարկները սովորաբար սկսվում են (բայց, ի վերջո, շատ ավելին են) մոլեկուլային ուղեծրից, այլ ոչ թե վալենտային կապի մոտեցումից կամ նախկինում որևէ ներքին գերակայության պատճառով, այլ ավելի շուտ այն պատճառով, որ MO մոտեցումն ավելի հեշտությամբ հարմարեցված է թվային հաշվարկներին։ Մոլեկուլային ուղեծրերը ուղղանկյուն են, ինչը զգալիորեն մեծացնում է համակարգչային հաշվարկների իրագործելիությունը և արագությունը՝ համեմատած ոչ ուղղանկյուն վալենտային կապի ուղեծրերի հետ։

Կովալենտություն ատոմային ներդրումից մինչև ագրեգատային վիճակների էլեկտրոնային խտություն

COOP-ում^[19], COHP-ում^[20] և BCOOP-ում^[21] կապերի համարժեքության գնահատումը կախված է բազային հավաքածուից։ Այս խնդիրը հաղթահարելու համար այս կերպ կարելի է ապահովել կապի կովալենտության այլընտրանքային ձևակերպում։

${\displaystyle |n,l,m_{l},m_{s}\rangle }$ ատոմային օրբիտալի ${\displaystyle cm^{\mathrm {A} }(n,l,m_{l},m_{s})}$ կենտրոնական զանգվածը  ${\displaystyle n,l,m_{l},m_{s}}$ քվանտային թվերով կամ ատոմ A-ն սահմանվում է

${\displaystyle cm^{\mathrm {A} }(n,l,m_{l},m_{s})={\frac {\int \limits _{E_{0}}\limits ^{E_{1}}Eg_{|n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A} }(E)dE}{\int \limits _{E_{0}}\limits ^{E_{1}}g_{|n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A} }(E)dE}}}$

որտեղ ${\displaystyle g_{|n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A} }(E)}$-ն ${\displaystyle |n,l,m_{l},m_{s}\rangle }$ ատոմային օրբիտալի ատոմ A-ի ներդրումն է պինդ մարմնի ֆիզիկական վիճակի ընդհանուր էլեկտրոնային

${\displaystyle g(E)=\sum _{\mathrm {A} }\sum _{n,l}\sum _{m_{l},m_{s}}{g_{|n,l,m_{l},m_{s}\rangle }^{\mathrm {A} }(E)}}$,

որտեղ արտաքին գումարը անցնում է միավոր բջջի բոլոր A ատոմների վրա։ ${\displaystyle [E_{0},E_{1}]}$ էներգետիկ պատուհանը ընտրված է այնպես, որ այն ընդգրկի կապի ստեծմանը մասնակցող բոլոր համապատասխան խմբերը։ Եթե ընտրելու միջակայքը անհասկանալի է, այն կարելի է գործնականում բացահայտել՝ ուսումնասիրելով մոլեկուլային օրբիտալները, որոնք նկարագրում են էլեկտրոնի խտությունը դիտարկված կապի հետ միասին։

${\displaystyle C_{n_{\mathrm {A} }l_{\mathrm {A} },n_{\mathrm {B} }l_{\mathrm {B} }}}$ հարաբերական տեղադրությունը ${\displaystyle |n_{\mathrm {A} },l_{\mathrm {A} }\rangle }$ կենտրոնի զանգվաիծից Ա ատոմի մակարդակները ${\displaystyle |n_{\mathrm {B} },l_{\mathrm {B} }\rangle }$ կենտրոնական զանգվածի նկատմամբ B ատոմի մակարդակները տրված են որպես

${\displaystyle C_{n_{\mathrm {A} }l_{\mathrm {A} },n_{\mathrm {B} }l_{\mathrm {B} }}=-\left|cm^{\mathrm {A} }(n_{\mathrm {A} },l_{\mathrm {A} })-cm^{\mathrm {B} }(n_{\mathrm {B} },l_{\mathrm {B} })\right|}$,

որտեղ ամփոփված են մագնիսական և սպին քվանտային թվերի ներդրումը։ Ըստ այս սահմանման, A մակարդակների հարաբերական դիրքը B մակարդակների նկատմամբ

${\displaystyle C_{\mathrm {A,B} }=-\left|cm^{\mathrm {A} }-cm^{\mathrm {B} }\right|}$

որտեղ, պարզության համար, մենք կարող ենք բաց թողնել կախվածությունը հիմնական քվանտային թիվ ${\displaystyle n}$-ից նշման մեջ, որը վերաբերում է ${\displaystyle C_{n_{\mathrm {A} }l_{\mathrm {A} },n_{\mathrm {B} }l_{\mathrm {B} }}}$-ին։

Այս ֆորմալիզմում որքան մեծ է ${\displaystyle C_{\mathrm {A,B} }}$ արժեքը, այնքան բարձր է ընտրված ատոմային գոտիների համընկնումը, և, հետևաբար, այդ ուղեծրերի կողմից նկարագրված էլեկտրոնային խտությունը տալիս է ավելի կովալենտ A—B կապ։ Քանակը նշվում է որպես կովալենտություն ${\displaystyle C_{\mathrm {A,B} }}$ կապ, որը նշված է էներգիայի նույն միավորներով ${\displaystyle E}$։

Միջուկային համակարգերում նմանատիպ ազդեցություն

Ենթադրվում է, որ կովալենտային կապի անալոգային ազդեցությունը տեղի է ունենում որոշ միջուկային համակարգերում, այն տարբերությամբ, որ ընդհանուր ֆերմիոնները քվարկներ են, ոչ թե էլեկտրոններ^[22]։ Բարձր էներգիայի պրոտոն-պրոտոն ցրման խաչմերուկը ցույց է տալիս, որ u կամ d քվարկների քվարկային փոխանակումը միջուկային ուժի գերիշխող գործընթացն է կարճ հեռավորության վրա։ Մասնավորապես, այն գերակշռում է Յուկավա փոխազդեցության վրա, որտեղ մեզոն է փոխանակվում^[23]։ Հետևաբար, կովալենտային կապը քվարկների փոխանակման միջոցով ակնկալվում է, որ միջուկային կապի գերիշխող մեխանիզմը կլինի փոքր հեռավորության վրա, երբ կապակցված հադրոններն ունեն ընդհանուր կովալենտային քվարկներ^[24]։

Տես նաև

• Կովալենտ շառավիղ
• Ջրածնային կապ
• Իոնական կապ
• Ռեզոնանս (քիմիա)

Ծանոթագրություններ

1. March, Jerry (1992). Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure. John Wiley & Sons. ISBN 0-471-60180-2.
2. Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr (2004). Inorganic Chemistry. Prentice Hall. ISBN 0-13-035471-6.
3. Merriam-Webster – Collegiate Dictionary (2000).
4. «Chemical Bonds». Hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. Վերցված է 2013 թ․ հունիսի 9-ին.
5. Langmuir, Irving (1919 թ․ հունիսի 1). «The Arrangement of Electrons in Atoms and Molecules». Journal of the American Chemical Society. 41 (6): 868–934. doi:10.1021/ja02227a002.
6. McMurry, John (2016). Chemistry (7 ed.). Pearson. ISBN 978-0-321-94317-0.
7. Bruice, Paula (2016). Organic Chemistry (8 ed.). Pearson. ISBN 978-0-13-404228-2.
8. Heitler, W.; London, F. (1927). «Wechselwirkung neutraler Atome und homöopolare 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. էջ 140. ISBN 978-981-02-2771-5. Վերցված է 2012 թ․ փետրվարի 5-ին.
9. Stranks, D. R.; Heffernan, M. L.; Lee Dow, K. C.; McTigue, P. T.; Withers, G. R. A. (1970). Chemistry: A structural view. Carlton, Vic.: Melbourne University Press. էջ 184. ISBN 0-522-83988-6.
10. Weinhold, F.; Landis, C. (2005). Valency and Bonding. Cambridge. էջեր 96–100. ISBN 0-521-83128-8.
11. Harcourt, Richard D., ed. (2015). «Chapter 2: Pauling "3-Electron Bonds", 4-Electron 3-Centre Bonding, and the Need for an "Increased-Valence" Theory». Bonding in Electron-Rich Molecules: Qualitative Valence-Bond Approach via Increased-Valence Structures. Springer. ISBN 9783319166766.
12. Pauling, L. (1960). The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press. էջեր 340–354.
13. Weinhold, F.; Landis, C. (2005). Valency and Bonding. Cambridge University Press. էջեր 275–306. ISBN 0521831288.
14. Hofmann, K.; Prosenc, M. H.; Albert, B. R. (2007). «A new 4c–2e bond in B
    6H−
    7». Chemical Communications. 2007 (29): 3097–3099. doi:10.1039/b704944g. PMID 17639154.
15. Cammarata, Antonio; Rondinelli, James M. (2014 թ․ սեպտեմբերի 21). «Covalent dependence of octahedral rotations in orthorhombic perovskite oxides». Journal of Chemical Physics. 141 (11): 114704. Bibcode:2014JChPh.141k4704C. doi:10.1063/1.4895967. PMID 25240365.
16. Atkins, P. W. (1974). Quanta: A Handbook of Concepts. Oxford University Press. էջեր 147–148. ISBN 978-0-19-855493-6.
17. James D. Ingle Jr. and Stanley R. Crouch, Spectrochemical Analysis, Prentice Hall, 1988, 0-13-826876-2
18. Anslyn, Eric V. (2006). Modern Physical Organic Chemistry. University Science Books. ISBN 978-1-891389-31-3.
19. Hughbanks, Timothy; Hoffmann, Roald (2002 թ․ մայիսի 1). «Chains of trans-edge-sharing molybdenum octahedra: metal-metal bonding in extended systems». Journal of the American Chemical Society. 105 (11): 3528–3537. doi:10.1021/ja00349a027.
20. Dronskowski, Richard; Bloechl, Peter E. (2002 թ․ մայիսի 1). «Crystal orbital Hamilton populations (COHP): energy-resolved visualization of chemical bonding in solids based on density-functional calculations». The Journal of Physical Chemistry. 97 (33): 8617–8624. doi:10.1021/j100135a014.
21. Grechnev, Alexei; Ahuja, Rajeev; Eriksson, Olle (2003 թ․ հունվարի 1). «Balanced crystal orbital overlap population—a tool for analysing chemical bonds in solids». Journal of Physics: Condensed Matter. 15 (45): 7751. Bibcode:2003JPCM...15.7751G. doi:10.1088/0953-8984/15/45/014. ISSN 0953-8984. S2CID 250757642.
22. Brodsky, S. J. (2017). «Novel Features of Nuclear Chromodynamics». The European Physical Journal A. 53 (3): 48. Bibcode:2017EPJA...53...48B. doi:10.1140/epja/i2017-12234-5. S2CID 126305939.
23. Brodsky, S. J.; Mueller, A. H. (1988). «Using Nuclei to Probe Hadronization in QCD». Physics Letters B. 206 (4): 685. Bibcode:1988PhLB..206..685B. doi:10.1016/0370-2693(88)90719-8.
24. Bashkanova, M.; Brodsky, S. J.; Clement, H. (2013). «Novel Six-Quark Hidden-Color Dibaryon States in QCD». Physics Letters B. 727 (4–5): 438. arXiv:1308.6404. Bibcode:2013PhLB..727..438B. doi:10.1016/j.physletb.2013.10.059. S2CID 30153514.

Աղբյուրներ

• «Covalent bonding – Single bonds». chemguide. 2000. Վերցված է 2012 թ․ փետրվարի 5-ին.
• «Electron Sharing and Covalent Bonds». Department of Chemistry University of Oxford. Վերցված է 2012 թ․ փետրվարի 5-ին.
• «Chemical Bonds». Department of Physics and Astronomy, Georgia State University. Վերցված է 2012 թ․ փետրվարի 5-ին.

Արտաքին հղումներ

• Covalent Bonds and Molecular Structure Արխիվացված 2009-02-10 Wayback Machine
• Structure and Bonding in Chemistry—Covalent Bonds