Одноелектронний хімічний зв'язок — найпростіший хімічний зв'язок, що зумовлює існування молекулярних сполук завдяки кулонівському утриманню двох атомних ядер одним електроном. Головні риси одноелектронного хімічного зв'язку — це зниження повної енергії молекулярної системи, порівняно з енергією ізольованих атомів та атомних фрагментів, з яких вона утворена, а також суттєвий перерозподіл електронної густини в області одноелектронного хімічного зв'язку, порівняно з простим накладенням електронної густини атома та атомного фрагмента, зближених на відстань зв'язку.
Поведінку електрона в одноелектронному хімічному зв'язку визначають закони квантової механіки і описує рівняння Шредінгера з урахуванням статистичної інтерпретації хвильової функції М. Борна. В одноелектронному хімічному зв'язку сили відштовхування (Fвідшт) двох додатно заряджених ядер атомів (n+) компенсує сила притягання до єдиної від'ємно зарядженої елементарної частинки — електрона (e-).
Одноелектронний хімічний зв'язок виходить за рамки як електронної теорії хімічного зв'язку Льюїса, так і теорії валентних зв'язків, оскільки в одноелектронному хімічному зв'язку немає ні електронної пари (дублету електронів), ні перекриття атомних орбіталей, ні взаємодії спінів електронів.
Механізм утворення одноелектронного хімічного зв'язку можна описати в межах теорії молекулярних орбіталей:
Отже, в рамках теорії молекулярних орбіталей густина заряду в молекулі H2+ складається з густин сферично симетричних зарядів, що оточують кожне ядро, і еліпсоїдної густини заряду перекриття; останній обумовлений добутком атомних орбіталей і великий лише там, де вони мають досить великі значення і сильно перекриваються.
Довжина одноелектронного хімічного зв'язку
Довжина одноелектронного хімічного зв'язку в молекулярному іоні водню H2+, чисельно рівна між'ядерній відстані, становить 1,06 Å і дорівнює подвоєному борівському радіусу a0 = 0,53 Å — найбільш імовірному радіусу електронної оболонки атома водню в стабільному стані. Таким чином, одноелектронний хімічний зв'язок у молекулярному іоні водню H2+ утворюється ніби дотиком двох електронних оболонок атомів водню (рис. 2). Якщо у двоелектронному ковалентному хімічному зв'язку половина його довжини визначала ковалентний радіус атома, то в одноелектронному хімічному зв'язку половина його довжини визначає орбітальний радіус атома.
Молекулярні іони лужних металів Відомо, що лужні метали утворюють молекулярні іони з одноелектронним хімічним зв'язком.
Характеристику одноелектронного хімічного зв'язку в молекулярних іонах лужних металів наведено в таблиці. Атом Молекулярний іон, Me2+ Довжина зв'язку, d, Å Орбітальний радіус атома, ra, Å Li Li 2 + 3,14 1,57 Na Na 2+ 3,43 1,72 K K 2 + 4,18 2,09 Rb Rb 2 + 4,44 2,22 Cs Cs 2 + 4,70 2,35 Існування молекулярних іонів лужних металів Li2+ , Na2+, K2+, Rb2+ , Cs2+, у яких хімічний зв'язок створює єдиний валентний електрон, розширює та доповнює поняття хімічного зв'язку. У перелічених іонах ні про яку взаємодію спінів електронів та перекриття електронних хмар не йдеться. Єдиний зв'язувальний електрон локалізується в просторі між ядрами в місці дотикання електронних оболонок атомів і утримує їх разом, утворюючи хімічну систему.
Див. також Молекулярний іон водню
Примітки