En enkelt-elektron kemisk binding er den enkleste kemiske binding , der bestemmer eksistensen af molekylære forbindelser gennem Coulomb, der holder to atomkerner med en elektron . De vigtigste kendetegn ved en en-elektron kemisk binding er et fald i den samlede energi af et molekylært system sammenlignet med energien af isolerede atomer og atomfragmenter, hvorfra det er dannet, samt en betydelig omfordeling af elektrontæthed i området af en en-elektron kemisk binding sammenlignet med en simpel superposition af elektrontætheden af et atom og et atomfragment tæt på en kommunikationsafstand.
Opførslen af en elektron i en enkelt-elektron kemisk binding bestemmes af kvantemekanikkens love og er beskrevet af Schrödinger-ligningen under hensyntagen til den statistiske fortolkning af bølgefunktionen af M. Born . I en en-elektron kemisk binding kompenseres frastødende kraft (F ot ) af to positivt ladede atomkerner (n + ) af tiltrækningskraften til den eneste negativt ladede elementarpartikel - elektronen (e - ).
En en-elektron kemisk binding falder uden for rammerne af både den elektroniske teori om Lewis kemiske binding og teorien om valensbindinger , da der i en en-elektron kemisk binding hverken er et elektronpar (en elektrondublet) eller et overlap. af atomare orbitaler eller et samspil mellem elektronspin .
Mekanismen for dannelsen af en en-elektron kemisk binding er beskrevet inden for rammerne af teorien om molekylære orbitaler :
"Kartenheden af den kemiske binding i H 2 + kan forklares ikke kun ud fra den viriale sætning, men også ved hjælp af Gelman - Feynman sætningen. Det følger af ladningsfordelingen, at hver kerne påvirkes af en tiltrækningskraft fra sfærisk symmetriske ladninger centreret om kernerne, og "intrinsisk" sfærisk ladning har naturligvis ingen effekt på kernen En anden sfærisk ladning vil kun delvist skærme sin kerne, så der opstår en frastødende kraft mellem kernerne, som ved R = R e vil blive afbalanceret af krafttiltrækningen af hver kerne til den elektroniske ladning af overlapningen". [en]Inden for rammerne af teorien om molekylære orbitaler består ladningstætheden i H 2 + molekylet af tæthederne af sfærisk symmetriske ladninger, der omgiver hver kerne, og den ellipsoide ladningstæthed af overlapningen; sidstnævnte skyldes produktet af atomare orbitaler k og er kun stor, hvor de har tilstrækkeligt store værdier og kraftigt overlapper hinanden. [en]
Længden af en en-elektron kemisk binding i den molekylære hydrogenion H 2 + , numerisk lig med den indre kerneafstand, er 1,06 Å [2] og er lig med to gange Bohr-radius a 0 = 0,53 Å, den mest sandsynlige radius af elektronskallen af et brintatom i en stabil tilstand. En enkelt-elektron kemisk binding i den molekylære brint-ion H 2 + dannes så at sige ved berøring af to elektronskaller af et brintatom (fig. 2). Hvis i en to-elektron kovalent kemisk binding, halvdelen af dens længde bestemte atomets kovalente radius, så i en en-elektron kemisk binding, bestemte halvdelen af dens længde atomets kredsløbsradius.
Det er kendt, at alkalimetaller danner molekylære ioner med en en-elektron kemisk binding. [3]
Karakteristikaene for en en-elektron kemisk binding i molekylære ioner af alkalimetaller er præsenteret i tabellen.
| Atom | Molekylær ion, Me2 + | Bindingslængde, d, Å [3] | Orbital radius for et atom, r a , Å |
|---|---|---|---|
| Li | Li2 + _ | 3.14 | 1,57 |
| Na | Na2 + _ | 3,43 | 1,72 |
| K | K2 + _ | 4.18 | 2.09 |
| Rb | Rb2 + _ | 4,44 | 2.22 |
| Cs | Cs2 + _ | 4,70 | 2,35 |
Eksistensen af molekylære ioner af alkalimetaller Li 2 + , Na 2 + , K 2 + , Rb 2 + , Cs 2 + , hvor en enkelt valenselektron skaber en kemisk binding , udvider og supplerer begrebet en kemisk binding. I de anførte ioner kan der ikke være tale om nogen vekselvirkning af elektronspin og overlapning af elektronskyer. Den eneste bindende elektron er lokaliseret i rummet mellem kernerne i kontaktpunktet mellem atomernes elektronskaller og holder dem sammen og danner et kemisk system.